С чем реагирует сероводород
Сероводород H2S и сульфиды- химические свойства
Физические свойства сероводорода:
Получение сероводорода:
1) Из простых веществ: H2 + S t° → H2S
2) Реакцией обмена: FeS + 2HCl→FeCl2 + H2S
Химические свойства сероводорода:
1) Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота.
Сероводородная кислота образует два ряда солей — средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды).
2) Взаимодействует с основаниями:
3) Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды — образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
4) H2S проявляет очень сильные восстановительные свойства:
5) Сероводород окисляется кислородом:
6) Серебро при контакте с сероводородом чернеет:
Сульфиды — получение и химический свойства
Получение сульфидов:
1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой:
Hg + S → HgS (при комнатной температуре)
2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:
Химические свойства сульфидов:
1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию:
2) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO3:
3) Водорастворимые сульфиды растворяют серу с образованием полисульфидов:
Полисульфиды при окислении превращаются в тиосульфаты, например:
Сера. Сероводород
Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.
Кристаллы природной серы
В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.
Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 о С она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 о С, она закипает. Выливая кипящую серу струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 о С). Подобно ромбической сере, эта модификация состоит из молекул S8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.
Нахождение в природе
В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).
Получение
Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.
В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:
Химические свойства серы
Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).
Взаимодействие серы с простыми веществами
Взаимодействие серы с цинком
Сера реагирует как окислитель:
Сероводород. Свойства сероводорода.
Сероводород (H2S) – очень канцерогенный, токсичный газ. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.
Получение сероводорода.
1. В лаборатории H2S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:
2. Взаимодействие Al2S3 с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):
Химические свойства сероводорода.
Сероводород H2S – ковалентное соединение, не образующее водородных связей, как молекула Н2О. (Разница в том, что атом серы больший по размеру и более электроотрицательный, чем атом кислорода. Поэтому плотность заряда у серы меньше. И из-за отсутствия водородных связей температура кипения у H2S выше, чем у кислорода. Также H2S плохо растворим в воде, что также указывает на отсутствие водородных связей).
2. Сероводород H2S – очень слабая кислота, в растворе ступенчато диссоциирует:
3. Взаимодействует с сильными окислителями:
4. Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):
Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS – осадок черного цвета.
С чем реагирует сероводород
Основное и возбужденное состояние атома серы
Электроны s- и p-подуровня способны распариваться и переходить на d-подуровень. Как и всегда, количество валентных электронов отражает количество возможных связей у атома.
В разных электронных конфигурациях сера способна принимать валентности: II, IV и VI.
Природные соединения
В местах вулканической активности встречаются залежи самородной серы.
В промышленности серу получают из природного газа, который содержит газообразные соединения серы: H2S, SO2.
Серу можно получить разложением пирита
В лабораторных условиях серу можно получить слив растворы двух кислот: серной и сероводородной.
При нагревании сера бурно взаимодействует со многими металлами с образованием сульфидов.
При взаимодействии с концентрированными кислотами (при длительном нагревании) сера окисляется до сернистого газа или серной кислоты.
Сера вступает в реакции диспропорционирования с щелочами.
Сера вступает в реакции с солями. Например, в кипящем водном растворе сера может реагировать с сульфитами с образованием тиосульфатов.
Бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Огнеопасен. Используется в химической промышленности и в лечебных целях (сероводородные ванны).
Сероводород получают в результате реакции сульфида алюминия с водой, а также взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами.
Сероводород плохо диссоциирует в воде, является слабой кислотой. Реагирует с основными оксидами, основаниями с образованием средних и кислых солей (зависит от соотношения основания и кислоты).
KOH + H2S = KHS + H2O (гидросульфид калия, избыток кислоты)
Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, способны вытеснить водород из кислоты.
Качественной реакцией на сероводород является реакция с солями свинца, при котором образуется сульфид свинца.
В промышленных условиях сернистый газ получают обжигом пирита.
В лаборатории SO2 получают реакцией сильных кислот на сульфиты. В ходе подобных реакций образуется сернистая кислота, распадающаяся на сернистый газ и воду.
Сернистый газ получается также в ходе реакций малоактивных металлов с серной кислотой.
Химически сернистый газ очень активен. Его восстановительные свойства продемонстрированы в реакциях ниже.
В присутствии сильных восстановителей SO2 способен проявлять окислительные свойства (понижать степень окисления).
Сернистая кислота
Слабая, нестойкая двухосновная кислота. Существует лишь в разбавленных растворах.
Диссоциирует в водном растворе ступенчато.
С сильными восстановителями сернистая кислота принимает роль окислителя.
Как и сернистый газ, сернистая кислота и ее соли обладают выраженными восстановительными свойствами.
Является высшим оксидом серы. Бесцветная летучая жидкость с удушающим запахом. Ядовит.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Урок №12. Сероводород. Сульфиды
Повторите тему 9 класса:
ПОЛУЧЕНИЕ СЕРОВОДОРОДА
Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц.
Сероводород (H 2 S) в лаборатории можно получить нагреванием смеси парафина с серой.
Выделяющийся сероводород можно обнаружить с помощью влажной универсальной индикаторной бумаги: под действием сероводорода она краснеет. При добавлении сульфата меди к сероводородной воде выпадает черный осадок сульфида меди
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓+ H 2 SO 4
По черному осадку сульфида свинца можно обнаружить сульфид-ион.
Сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
FeS (тв.) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S↑
FeS (тв.) + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
H 2 + S ↔ H 2 S↑ + 20,92 кДж
Выход H 2 S мал, т.к. обратимая реакция обратима
Наиболее чистый сероводород можно получить при гидролизе сульфида алюминия
Al 2 S 3 (тв.) + 6H 2 O (ж.) = холод = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑
Сероводород можно получить в других реакциях:
8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O
8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S↑ + 4H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРОВОДОРОДА
Изменяет окраску индикаторов на красную – кислая среда.
2) Взаимодействие с растворами оснований. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O
H 2 S (избыток) + KOH = KHS + H 2 O
3) С растворами солей тяжёлых металлов (Cu, Pb, Ni, Cd, Zn):
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
CuS осадок чёрного цвета
Сульфиды тяжёлых металлов окрашены: PbS; CuS; NiS – чёрные. СdS – жёлтый. ZnS – белый.
Сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS + 2HNO 3
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Сероводород – восстановитель
1) При недостатке кислорода и в растворе H 2 S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
2H 2 S + O 2 (нед.) = 2S↓ +2H 2 O
В избытке кислорода:
2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 ↑ + 2H 2 O
2) Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O → H 2 SO 4 + 8HCl
Азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
H 2 S + 2HNO 3(конц.) = S + 2NO 2 + 2H 2 O
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
H 2 S + 8HNO 3(конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Оксид серы (IV) окисляет сероводород:
2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O
Интересно! Серебряные и медные монеты чернеют на воздухе и в воде, если в среде содержится сероводород:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
H 2 S + H 2 SO 4(конц.) = S + SO 2 + 2H 2 O
Либо до оксида серы (IV):
H 2 S + 3H 2 SO 4(конц.) = 4SO 2 + 4H 2 O
СУЛЬФИДЫ
Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.
По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.
Чёрные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS)
Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)
ПОЛУЧЕНИЕ СУЛЬФИДОВ
2) Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей
H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O
3) Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды)
Pb(NO 3 ) 2 + Н 2 S = 2НNO 3 + PbS
ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ
1) Гидролиз. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
Na 2 S+H 2 O↔NaHS+NaOH;
2) С растворами кислот. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
CaS + 2HCl = CaCl 2 + H 2 S↑
3) С концентрированными кислотами. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
CuS + 8HNO 3 = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
или горячей концентрированной серной кислоте:
CuS + 4H 2 SO 4(конц. гор.) = CuSO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O
4) Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
Сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O
Сульфид меди (II) окисляется хлором:
СuS + Cl 2 = CuCl 2 + S
5) Обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2
2Cr 2 S 3 + 9O 2 = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2
2ZnS + 3O 2 = 2SO 2 + ZnO
6) Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2−
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Na 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3
Na 2 S + 2AgNO 3 = Ag 2 S↓ + 2NaNO 3
Na 2 S + Cu(NO 3 ) 2 = CuS↓ + 2NaNO 3
7) Необратимый гидролиз
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Разложение происходит и при взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl