Сероводород. Сульфиды

Сероводород. Сульфиды

Строение молекулы сероводорода

Сероводород

 Физические свойства

Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 3V H₂S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С. 

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то просто.

Посмотрите видео-фильм: “Опасный сероводород черного моря”

 Получение

1) H₂ + S  → H₂S↑ (при t) 

2) FeS + 2HCl →  FeCl₂ + H₂S↑­ 

 Химические свойства

1. Раствор H₂S в воде – слабая двухосновная кислота. Диссоциация происходит в две ступени:

H₂S → H⁺ + HS^- (первая ступень, образуется гидросульфид - ион)

HS^-  → 2H⁺ + S^2- (вторая ступень) 

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na₂S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)₂ – гидросульфид кальция.

2. Взаимодействует с основаниями: 

H₂S + 2NaOH(избыток) → Na₂S + 2H₂O

H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

3. H₂S проявляет очень сильные восстановительные свойства: 

H₂S^-2 + Br₂ → S⁰ + 2HBr

H₂S^-2 + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S⁰ + 2HCl

H₂S^-2 + 4Cl₂ + 4H₂O →  H₂S⁺⁶O₄ + 8HCl

3H₂S^-2 + 8HNO₃(конц) →  3H₂S⁺⁶O₄ + 8NO + 4H₂O

H₂S^-2 + H₂S⁺⁶O₄(конц) →  S⁰ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O 

при нагревании реакция идет по - иному:

H₂S^-2 + 3H₂S⁺⁶O₄(конц)  → 4S⁺⁴O₂ + 4H₂O

4. Сероводород окисляется:

при недостатке O₂

2H₂S^-2 + O₂ → 2S⁰ + 2H₂O

при избытке O₂

2H₂S^-2 + 3O₂ → 2S⁺⁴O₂ + 2H₂O 

5. Серебро при контакте с сероводородом чернеет: 

4Ag + 2H₂S + O₂ → 2Ag₂S↓ + 2H₂O 

Потемневшим предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до металла, а раствор соды удерживает ионы серы.

6. Качественная реакция на сероводород и растворимые сульфиды - образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS: 

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃

Na₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2NaNO₃

Pb²⁺ + S^2- → PbS↓ 

Загрязнение атмосферы вызывает почернение поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила. Одной из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий собой карбонат свинца (II). Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя сульфид свинца (II), соединение чёрного цвета:

PbCO₃ + H₂S = PbS↓ + CO₂ + H₂O

При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O,

при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие масляные картины.

7. Реставрация:  

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄(белый) + 4H₂O 

 Сульфиды

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора растворимой соли сероводородной кислоты, например, сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M⁺HS и M²⁺(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr²⁺ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al₂S₃, Cr₂S₃ и др.), часто проходит необратимо с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.

Сульфиды применяются в технике, например, полупроводники и люминофоры (сульфид кадмия, сульфид цинка), смазочные материалы (дисульфид молибдена) и др.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

1. Получение сульфидов

1) Многие сульфиды получают нагреванием металла с серой: 

Hg + S → HgS

2) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода  на щелочи: 

H₂S + 2KOH → K₂S + 2H₂O 

3) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями: 

CdCl₂ + Na₂S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO₃)₂ + Na₂S → 2NaNO₃ + PbS↓

ZnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + ZnS↓

MnSO₄ + Na₂S → Na₂SO₄ + MnS↓

2SbCl₃ + 3Na₂S → 6NaCl + Sb₂S₃↓

SnCl₂ + Na₂S → 2NaCl + SnS↓

2. Химические свойства сульфидов

1) Растворимые сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют щелочную реакцию: 

K₂S + H₂O → KHS + KOH

S^2- + H₂O → HS^- + OH^- 

2) Сульфиды металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в сильных кислотах: 

ZnS + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S­

3) Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием концентрированной HNO₃: 

FeS₂ + 8HNO₃ → Fe(NO₃)₃ + 2H₂SO₄ + 5NO + 2H₂O