Водородната сулфидна киселина е силна или слаба. Хидроводороден сулфид и сероводород
Водороден сулфид - H2S - безцветен газ с остра миризма на яйца от влакна. Лошо разтворимо във вода. Водородната сулфидната молекула има ъглова форма. Полярна молекула. Поради факта, че водородният сулфид не образува силни водородни връзки, при нормални състояния на водород сулфид - газ. Във воден разтвор, сероводород образува слаб водороден сулфид.
Получаване
Изразяване със силни соли киселини:
FES + 2HCL \u003d FECL2 + H2S (Кипър)
Реакции на сероводород: окислени чрез въздушен кислород към сяра или сяра газ
2H2S + O2 \u003d 2S (SO2) + 2H2O
Силфидна киселина на водород - слаба, двуосна
Водороден сулфидна киселина
Неразтворими средни салфидни соли (сулфиди) се получават чрез взаимодействие на сяра с метали или в обменните реакции между соли решения:
Na2S + CUSO4 \u003d CUS ↓ + NA2SO4
K2S + FECL2 \u003d FES ↓ + 2kCl
Разтворимите сулфиди се образуват чрез алкални и алкални земни метали. Те могат да бъдат получени чрез взаимодействие на киселинни разтвори с метали или основи. В същото време, в зависимост от моларното съотношение между изходните материали, и киселите (хидросулфиди) и средните соли могат да бъдат оформени.
H2S + NaOH \u003d NaHS + H2O (с дефицит на алкални)
H2S + 2NAOH \u003d Na2S + 2H2O (в излишък от алкални)
Някои сулфиди (CUS, Hgs, Ag2S, PBS) не се разлагат с разтвори на силни киселини. Следователно, сероводородната сулфидна киселина може да преустанови силни киселини от водни разтвори на техните соли, образувани от тези метали:
CUSO4 + H2S \u003d CUS ↓ + H2SO4
HGCL2 + H2S \u003d Hgs ↓ + 2HCl
Водород сулфидната киселина във въздуха бавно се окислява със серационно разделяне:
2H2S + O2 \u003d 2S ↓ + 2H2O
Следователно, с времето, H2S решенията се пронят по време на съхранение.
Sulfida. алкални земни метали Във воден разтвор, в първия етап, почти 100% се хидролизира и съществува като разтворими киселинни соли:
2CAS + 2HOH \u003d CA (HS) 2 + СА (ОН) 2
Сулфиди на някои метали (AL2S3, FE2S3, CR2S3) в H2O са хидролизирани напълно:
Al2s3 + 6 H2O \u003d 2AL (OH) 3 + 3 H2S
Повечето сулфиди тежки метали Много слабо разтворим в H2O.
50) Фосфор. Алотропни модификации Phosphorus ......
Фосфор - съставна част Растителни и животински протеини. В растенията фосфор се фокусира в семената, при животни - в нервна тъкан, мускули, скелет. Човешкото тяло съдържа около 1,5 кг фосфор: 1.4 kg - в костите,
130 g - в мускулите и 13 g в нервна тъкан. В природата фосфорът е в съответната форма.
Основни минерали:
apatite ca5 (PO4) 3F и CA3 (PO4) 2 фосфорит.
Фосфорът може да бъде получен чрез нагряване на сместа от фосфорит,
въглища и пясък в специална пещ:
Ca3 (PO4) 2 + 5C + 3SIO2 2P + 3CASIO3 + 5CO
Фосфин - отровен газ с миризма на чесън, може да се получи от фосфид на цинципе или вода:
Zn3p2 + 6HCl → 2Ph3 + 3zncl2
Основните свойства на фосфин са по-слаби от амоняк:
РН3 + HCl → Ph4Cl
Соли Фосфания Б. водни решения Нестабилен:
PH4 + H2O → PH3 + H3O
Фосфинът има възстановителен (по-ниска степен на окисление на фосфор), във въздуха:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
Фосфинът е безцветно отровен газ с миризмата на гнило риба. Самостоятелно невежи във въздуха
2RN3 + 4O2 → P2O5 + 2N2O
Няколко разтворими във вода и за разлика от NH3, не отговарят на него.
Фосфониевите сол форми фосфониеви соли на фосфония са подобни на амоняк, образуват фосфониевия сол и киселини.
Ph3 + hi \u003d pp4i
йодид Фосфония
Diffosphine (хидразинен аналог) (p2H4) - е течност,
самозападващ въздух.
Получаване: от фосфоритно брашно сливане с въглерод и силициев оксид
Ca3 (PO4) 2 + C + Si02 → P4 + Casio3 + Co
От CA фосфат, при температури над 1500 ° C: СА3 (PO4) 2 + C → CAO + P4 + CO
Химически SV-Va: P + O2 \u003d P2O3; P + O2 \u003d P2O5; P + s \u003d p2s3; P + cl2 \u003d pcl3; P + h2 не отива
Алотропни модификации: Белият фосфор е силно отрова, дори в малки дози действа смъртоносно. В твърдо състояние се оказва бързо охлаждане на парата на фосфор. В чиста форма, напълно грешка, прозрачна, от външен вид Изглежда като восък: на студения крехък, при температури над 15 ° C - мек, лесно нарязан с нож.
Червен фосфор - червено-кафяв прах, нонилговит, не-отдих, неразтворим във вода и в много органични разтворители и серво-въглерод; Не е запален във въздуха и не свети в тъмното. Само когато се нагрява до 260 ° С, е запалим. При тежко отопление, без достъп до въздуха, без топене (заобикаляне на течно състояние) се изпарява - сублимиран. Когато охлаждате, се превръща в бял фосфор.
Черният фосфор се получава със силно нагряване и при високо налягане на бял фосфор. Черният фосфор е по-труден от другите модификации. Използва се много рядко - като полупроводник в състава на фосфатния галий и Индия в металургията.
Реагира с киселина P + HNO3 \u003d Н PO4 + NO + H2O; Р + H2SO4 \u003d H3PO4 + SO2 + H2O
Реагира с алкалис P + KoH + H2O \u003d KH2PO2 + рН3
Хидроген сулфид (Н20) е безцветен газ с мирис на гнило яйца. По плътност, тя е по-тежка от водород. Водороден сулфид е смъртно отровен за хора и животни. Дори незначителното съдържание във въздуха причинява замаяност и гадене, но най-ужасното е, че с дългосрочното вдишване, тази миризма вече не се усеща. Въпреки това, с хидроводоворово отравяне, има прост антидот: част от хлорната вар трябва да се увива в кърпа, след това да се овлажнява, а известно време да подуши този пакет. Хидроген сулфид се получава чрез взаимодействие на сяра с водород при температура от 350 ° С:
H₂ + s → h₂s
Това е редокс реакция: по време на него степените на окисляването на елементите, участващи в него, се променят.
В лабораторни условия Хидрогенният сулфид се получава чрез влияние върху сулфид сулфиума или солна киселина:
FES + 2HCL → FECL2 + HsS
Това е реакция на обмен: в нея взаимодействащите вещества се обменят от техните йони. Този процес обикновено се извършва с помощта на CYPA апарата.
Апаратура на Kipip.
Свойства на сулфид
При изгаряне на сулфид се образуват сулфид 4 и водна пара:
2H2S + 3O₂ → 2N20 + 2SO₂
Hss изгаря синкав пламък и ако държите обърната химикална стъкло над нея, на стените му се появява прозрачният кондензат (вода).
Въпреки това, с леко намаление на температурата, тази реакция преминава малко по-различно: по стените на предварително охладеното стъкло ще се появи жълтеникава сярна сянка:
2H2S + O₂ → 2N20 + 2S
Тази реакция основава промишлен метод за получаване на сяра.
Когато предварително приготвената газообразна смес от водороден сулфид и кислород се появява експлозия.
Реакцията на сулфид и сяра (IV) също ви позволява да получите свободна сяра:
2H2S + така → 2N20 + 3S
Хидроген сулфидът е разтворим във вода, като три обема от този газ могат да се разтворят в един обем вода, образувайки слаб и нестабилен хидроген сулфид (Н20). Тази киселина също се нарича водороден сулфидна вода. Както виждате, формулите на сероводород и сероводородната сулфидна киселина се записват еднакво.
Ако разтвор на оловна сол се излива във водород сулфолова киселина, черната утайка от оловен сулфид ще падне:
H₂s + PB (NO₃) ₂ → PBS + 2HNO₃
то реакция на качеството За откриване на сероводород. Той демонстрира способността на сероводородната киселина в обменната реакция с соли решения. Така разтворима сол Оловото е реагент за сероводород. Някои други метални сулфиди също имат характерен цвят, например: ZNS цинков сулфид - бял, компактдискове кадмиев сулфид - жълт, меден сулфид CUS - черен, сулфид антимон SBSS₃ - червен.
Между другото, хидрогенният сулфид е нестабилен газ и нагряване почти напълно разграден върху водород и свободна сяра:
H₂s → N₂ + S
Водородният сулфид взаимодейства интензивно с водни разтвори на халоген:
H₂s + 4Cl2 + 4H20 → H2S0₄ + 8HC1
Водороден сулфид в природата и човешкия живот
Хидроген сулфидът е част от вулканични газове, природен газ. и газове, свързани с петролни полета. Много и в естествените минерални води, например, в Черно море, тя се намира на дълбочина от 150 метра и по-долу.
Приложете селфид:
- в медицината (третиране с водородни сулфидни вани и минерални води);
- в индустрията (получаване на сяра, сярна киселина и сулфиди);
- в аналитична химия (за утаяване на тежки метали сулфиди, които обикновено са неразтворими);
- в органичен синтез (за получаване на серни аналози на органични алкохоли (меркаптани) и тиофен (ароматен въглеводород, съдържащ сяра). Друг от наскоро възникващите указания в науката е силно изследвано, за да се получи енергия от сублоките на сероводородния сулфид от дъното на Черно море.
Естество на редукционни реакции на сяра и водород
Реакцията на образуването на сероводород е редокс:
N⁰⁰ + s⁰ → h⁺⁺s²⁻
Процесът на взаимодействие на сярата с водород се обяснява лесно чрез структурата на техните атоми. Водородът се нарежда първо в периодична системаСледователно, таксата за атомното й ядро \u200b\u200bе (+1) и около ядрото на атома се върти 1 електрон. Водородът лесно дава своите електронни атоми на други елементи, превръщащи се в положително зареден водороден йон - протон:
H⁰ -1e⁻ \u003d n⁺
Сярата е на шестнадесета позиция в масата на Менделеев. Това означава, че зарядът на ядрото на атома е равен на (+16), а количеството на електроните във всеки атом също са 16д. Разположението на сярата в третия период казва, че нейните шестнадесет електрона обикалят около атомното ядро, образувайки 3 слоя, през последната от които се намират 6 валентни електрона. Броят на звуковите електрони на SURFUR съответства на броя VI номер, в който е в периодичната система.
Така че, сярата може да даде всичките шест валентни електрона, както в случая с образуването на серен оксид (VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O²
В допълнение, в резултат на окисление на сяра 4E⁻mogut, която трябва да се даде на неговия атом към друг елемент с образуването на серен оксид (IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сярата може също да даде два електрона с образуването на сяра хлорид (II):
S⁰ + CL2⁰ → S⁺² CL2⁻
Във всичките три от горните реакции сярата дава електрони. Следователно, тя се окислява, но в същото време действа като редуциращ агент за кислородните атоми и хлор. Въпреки това, в случай на образуване на Н2, окислението е добивът на водородните атоми, тъй като те са тези, които губят електрони, възстановявайки външния енергоенерско ниво сяра с шест електрона до осем. В резултат на това всеки водороден атом в неговата молекула става протон:
H2⁰-2E⁻ → 2N⁺,
серна молекула, напротив, възстановява, превръща се в отрицателно зареден анион (S⁻²): S⁰ + 2E⁻ → S⁻²
Така химическа реакция Образуването на сероводород е окислител, който е излизащ точно.
От гледна точка на проявата на сива различна степен на окисление е интересно и друго взаимодействие на серен оксид (IV) и сероводород - реакцията на получаване на свободна сяра:
2H2⁺S-² + S⁺⁴O₂-² → 2H2O-² + 3S⁰
Както може да се види от реакционното уравнение и окислителният агент и редуциращият агент в него са сяра йони. Две сяра аниони (2-) са дадени два от техния електронен атом на сярата в молекулата на сярата (II), в резултат на което всички три сяра атома са възстановени на свободна сяра.
2s-² - 4e⁻ → 2s - редуциращ агент, окислен;
S⁺⁴ + 4E⁻ → S⁰ - окислител, възстановен.
Химичната структура на молекулите Н2S е подобна на структурата на молекулите Н20: (ъглова форма)
Но, за разлика от водата, Н2С молекули са ниско полярни; Не се образуват водородни връзки между тях; Силата на молекулите е значително по-ниска.
Физически свойства
При нормална температура Н2S е безцветен газ с изключително неприятно преследване на гнило яйца, много отровни (при концентрация\u003e 3 g / m 3 причинява смърт отравяне). Хидрогенният сулфид е по-тежък от въздуха, лесно е да се кондензира в безцветна течност. Н2S разтворим във вода (при конвенционална температура от 1 l Н20 се разтваря - 2,5 литра газ).
Водороден сулфид в природата
Н2S присъства в вулканични и подземни газове, във водата на серни източници. Той се формира при гниещи протеини, съдържащи сяра, и също се откроява в процеса на жизненоважна активност на множество микроорганизми.
Методи за получаване
1. Синтез на прости вещества:
S + H 2 \u003d H2S
2. Ефектът на неокисливателните киселини върху метлазните сулфиди: \\ t
FES + 2HCI \u003d H2S + FECL 2
3. Равенство Конц. H 2 SO 4 (без излишък) на алкална и алкална земя ме:
5h2S04 (конц.) + 8na \u003d H2S + 4NA 2S0 4 + 4H2
4. Той се формира с необратима хидролиза на някои сулфиди:
AI 2 S 3 + 6N 2O \u003d 3H2S + 2AL (OH) 3 ↓
Химични свойства H 2 S
H 2 S - силен редуциращ агент
Взаимодействието на Н 2 с окислители води до образование различни вещества (S, S02, H2S04),
Реакции S. прости вещества Окислители
Окисляване на въздушния кислород
2H2S + 3O 2 (излишък) \u003d 2so 2 + 2N 2
2H2S + O 2 (недостатък) \u003d 2S ↓ + 2N 2 O
Халогенно окисление:
H2 S + BR 2 \u003d S ↓ + 2NVR
Реакции с окислителни киселини (HN03, H2S04 (конц.).
3H2S + 8HNO 3 (проба) \u003d 3H2S04 + 8NO + 4N 2
H2S + 8HNO 3 (конц.) \u003d H 2S0 4 + 8NO 2 + 4N 2
H2S + H2S04 (конц.) \u003d S ↓ + so 2 + 2N 2
Реакции със соли - окислители
5H2S + 2kmno 4 + 3H2S04 \u003d 5S ↓ + 2MNSO 4 + K2S0 4 + 8N 2 O
5H2S + 6KMNO 4 + 9H2S04 \u003d 5SO 2 + 6MNSO 4 + 3K 2S0 4 + 14N 2 O
H2S + 2FECL 3 \u003d S ↓ + 2FECL 2 + 2HCL
Воден разтвор Н2S показва свойства на слаба киселина
ШН 2S 2S 2-основна киселина се дисоциира поетапно
1-ви етап: H 2 S → H + + HS -
2-ри етап: HS - → H + + S 2-
За Н2S, водният разтвор се характеризира с реакции, общи за клас киселинни киселини, в които се държи като слаба киселина. Взаимодейства:
а) с активни метали
Н2S + mg \u003d Н2 + mgs
б) с ниски активни метали (Ag, C, Ng) в присъствието на окислители
2H2S + 4AG + O 2 \u003d 2G 2 S ↓ + 2N 2 O
в) с големи оксиди
H 2 S + WAO \u003d BAS + H 2 O
г) основи
Н2S + NaOH (дефицит) \u003d nahs + h 2 o
д) с амоняк
H2S + 2NH3 (излишък) \u003d (NH4) 2 s
Характеристики на реакциите на Н2 са със солени соли на солна киселина
Въпреки факта, че хидрогенна сулфидната киселина е много слаба, тя реагира с някои соли на силни киселини, например:
CUSO 4 + H2S \u003d CUS ↓ + H 2S0 4
Реакциите продължават в случаите, ако сулфидът от мен е неразтворим не само във вода, но и в силни киселини.
Реакция на качеството на сулфидния анион
Една от тези реакции се използва за откриване на аниони S 2 и сероводородния сулфид:
H2S + PB (NO 3) 2 \u003d 2HNO 3 + PBS ↓ Черна утайка.
H 2 S газ се намира с мокра хартия, овлажнена с PB разтвор (№ 3) 2, който чернокожи в присъствието на Н2С.
Sulfida.
Сулфидите са двоични серални двоични съединения с по-малко EO елементи, включително някои неметали (С, Si, P, и т.н.).
Металните сулфиди са най-голямо значение, тъй като много от тях са естествени съединения и се използват като суровини за получаване на свободни метали, сяра, серен диоксид.
Обратима хидролиза на разтворими сулфиди
Алкалият ме и амониевите сулфиди са добре разтворими във вода, но във воден разтвор те са подложени на хидролиза в много значима степен:
S 2- + H 2O → HS - + той -
Следователно сулфидните разтвори имат силна реакция
Сулфиди от алкална земя ме и mg, взаимодействащи с вода, са изложени на пълна хидролиза и преминават в разтворими киселинни соли - хидросулфиди:
2CAS + 2NON \u003d CA (HS) 2 + SA (OH) 2
При нагряване на сулфидните разтвори хидролизата се проявява през втория етап:
HS - + H 2O → H2S + той -
Необратима сулфидна хидролиза
Сулфидите на някои метали са необратима хидролиза и са напълно разградени във водни разтвори, например:
Al 2 S 3 + 6H2O \u003d 3H2S + 2ai (о) 3 ↓
По същия начин, cr 2 s 3, fe 2 s 3
Неразтворими сулфиди
Повечето тежки метални сулфиди във вода практически не се разтварят и затова задвижването не е изложено. Някои от тях се разтварят под действието на силни киселини, например:
FES + 2HCI \u003d FECL 2 + H 2S
Zns + 2HCI \u003d ZnCl 2 + H2S
Сулфиди AG 2 S, Hgs, Hg2S, PBS, CUS не се крещи не само във вода, но и в много киселини.
Окислителни ели сулфиди
Окисляване на сулфидите на въздушния кислород с високи температури Това е важен етап от обработката на суровините на сулфида. Примери:
2ZNS + 3O 2 \u003d 2ZNO + 2SO 2
4fes 2 + 11O 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO 2
Методи за производство на сулфиди
1. Директна връзка на прости вещества:
2. Възстановяване Н 2 с алкални разтвори:
H2S + 2NAOH \u003d 2H2O + Na2S натриев сулфид
Н2S + NaOH \u003d Н20 + натриев хидросулфид
3. Взаимодействие на Н2S или (NH4) 2 с соли решения:
H2S + CUSO 4 \u003d CUS ↓ + H 2S0 4
H2S + 2AGNO 3 \u003d AG2S ↓ + 2HNO 3
4. Възстановяване на сулфат с въглища с въглища:
Na2S0 4 + 4C \u003d Na2S + 4CO
Този процес се използва за получаване на алкални и алкалоземни метални сулфиди.
Дефиниция
Водороден сулфид Това е безцветен газ с характерен мирис на гента протеин.
Това е малко по-тежко от въздуха, втечнява се при температура от -60.3 ° С и се втвърдява при -85.6 ° С. Въздушният сероводород изгаря със син пламък, образуващ серен диоксид и вода:
2H2S + 3O2 \u003d 2H2O + 2SO2.
Ако направите студен обект в сулфидния пламък, такъв студен обект, като порцеланова чаша, след това температурата на пламъка е значително намален и северогенови сулфид се окислява само до свободна сяра, успокояваща на чаша като жълта плака:
2H2S + O 2 \u003d 2H2O + 2S.
Хидроген сулфидът е лесно запалим; Сместа от него с въздушни мрачни. Хидрогенният сулфид е много отровен. Дългата въздишка на въздуха, съдържаща този газ, дори в малки количества причинява тежко отравяне.
При 20 o с един обем вода се разтваря 2.5 том на сулфид. Разтворът на сероводород във вода се нарича водороден сулфидна вода. Когато стоите във въздуха, особено в светлината, водородната сулфидна вода става кална от осветяването на сярата. Това се случва в резултат на окисление на сероводород с въздушен кислород.
Получаване на сулфид
При високи температури, сярата взаимодейства с водород, образуващ газов хидроген сулфид.
Практически сероводородът обикновено се получава чрез действие на разредените киселини върху серен метал, например железен сулфид:
FES + 2HCL \u003d FECL 2 + H2S.
Количният сероводород може да бъде получен чрез хидролиза CAS, БАН или А1 2 s3. Най-чистят газ е директна реакция на водород и сяра при 600 ° С.
Химични свойства на сулфародор
Хидрогенният разтвор на сулфид във вода има кисели свойства. Водороден сулфид - слаба дибазова киселина. Тя дисоциира стъпала и главно на първия етап:
H2 S↔H + + HS - (k 1 \u003d 6 × 10 -8).
Дисоциация на втория етап
HS - ↔h + + S 2- (K2 \u003d 10 -14)
продължава към незначителна.
Водород сулфидът е силен редуциращ агент. Под действието на силни окислители, той се окислява до серен диоксид или със сярна киселина; Дълбочината на окисляването зависи от условията: температура, рН на разтвора, концентрация на окислителя. Например, реакцията с хлор обикновено преминава към образуване на сярна киселина:
Н2S + 4CI2 + 4H2O \u003d H2S04 + 8HCl.
Средните соли на сероводород се наричат \u200b\u200bсулфиди.
Прилагане на сулфид
Използването на сероводород е доста ограничено, което е предимно свързано с неговата висока токсичност. Той е намерен в лабораторната практика като утаятор на тежки метали. Хидроген сулфидът служи като суровина за получаване на сярна киселина, сяра в елементарна форма и сулфиди
Примери за решаване на проблеми
Пример 1.
| Задачата | Определете колко пъти по-тежък въздушен водороден сулфид Н2С. |
| Решение | Съотношението на масата на този газ към масата на другия газ, взета в същия обем, при същата температура и същото налягане, се нарича относителна плътност на първия газ на втория. Тази стойност показва колко пъти първият газ е по-тежък или по-лек от втория газ. Относително молекулно тегло Въздухът е равен на 29 (като се вземе предвид съдържанието на азот, кислород и други газове във въздуха). Трябва да се отбележи, че понятието "относително молекулно тегло на въздуха" се консумира условно, тъй като въздухът е смес от газове. D въздух (Н2ст) \u003d m R (H2S) / m R (въздух); D въздух (H2S) \u003d 34/29 \u003d 1.17. M R (H2S) \u003d 2 × R (h) + A R (s) \u003d 2 × 1 + 32 \u003d 2 + 32 \u003d 34. |
| Отговор | Хидроген сулфид H2S е по-тежък от въздуха 1.17 пъти. |
Пример 2.
| Задачата | Намерете водородната плътност на сместа от газове, в която обемната фракция на кислород е 20%, водород - 40%, остатъкът е водороден сулфид Н2С. |
| Решение | Обемните акции на газове ще съвпадат с молар, т.е. С акциите на веществата, това е следствие от закона avogadro. Намерете условно молекулно тегло на сместа: M r условно (смес) \u003d φ (o 2) х mR (02) + φ (Н2) х т. (Н2) + φ (Н2S) х т. (Н20); |
Водороден сулфид (Х. 2 С.) - Много канцерогенен, токсичен газ. Има рязко характерна миризма на гнило яйца.
Получаване на сероводород.
1. В лабораторията Х. 2 С. получени по време на реакцията между сулфиди и разредени киселини:
Фес. + 2 HCL. = FECL 2 + Х. 2 С.,
2. Взаимодействие Ал 2 С. 3 от студена вода (Образуването на сероводород е по-чист, отколкото при първия метод на получаване):
Al 2 S 3 + 6H2O \u003d 2AL (OH) 3 + 3H2S.
Химични свойства на сероводород.
Водороден сулфид H2 S. - ковалентно съединение, което не образува водородни връзки като молекула H 2 O.. (Разликата е, че сяра атомът е по-голям по размер и по-електрическо, отколкото кислороден атом. Следователно, плътността на заряда в сярата е по-малка. И поради липсата на водородни връзки, точката на кипене на кипенето на кипенето Х. 2 С. по-висок от кислород. Също Х. 2 С. Лошо разтворим във вода, която също показва липсата на водородни връзки).
H2 S + BR 2 \u003d S + 2HBR,
2. HERRY GARDEN Х. 2 С. - Много слаба киселина, дисоциирана в етапа на разтвора:
Х. 2 С. ⇆ Х. + + HS. - ,
HS. - ⇆ Х. + + С. 2- ,
3. Взаимодействайте със силни окислители:
H2S + 4CIC 2 + 4H2O \u003d H2S04 + 8HCl,
2 Х. 2 С. + Х. 2 ТАКА. 3 = 3 С. + 3 Х. 2 О.,
2 FECL 3 + Х. 2 С. = 2 FECL 2 + С. + 2 HCL.,
4. Реагира с основи, основни оксиди и соли, докато образува киселинни и средни соли (хидросулфиди и сулфиди):
PB (NO 3) 2 + 2S \u003d PBS ↓ + 2HNO 3.
Тази реакция се използва за откриване на сероводород или сулфидни йони. PBS. - черна утайка.