El ácido sulfuro de hidrógeno es fuerte o débil. Sulfuro de hidrógeno y sulfuro de hidrógeno.
Sulfuro de hidrógeno - H2S - gases incoloros con un olor afilado de huevos de fibra. Pobre soluble en agua. La molécula de sulfuro de hidrógeno tiene una forma angular. Molécula polar. Debido al hecho de que el sulfuro de hidrógeno no forma un enlaces de hidrógeno fuertes, en condiciones normales de sulfuro de hidrógeno - gas. En una solución acuosa, el sulfuro de hidrógeno forma sulfuro de hidrógeno débil.
Obtención
Expresando con fuertes sales ácidos:
FES + 2HCL \u003d FECL2 + H2S (Chipre)
Reacciones de sulfuro de hidrógeno: oxidado por oxígeno aéreo a gas de azufre o azufre.
2H2S + O2 \u003d 2S (SO2) + 2H2O
Ácido de sulfuro de hidrógeno - débil, dos ejes
Ácido de sulfuro de hidrógeno.
Las sales de sulfuro de hidrógeno promedio insolubles (sulfuros) se obtienen al reaccionar azufre con metales o en las reacciones de intercambio entre soluciones de sales:
Na2S + CUSO4 \u003d CUS ↓ + Na2SO4
K2s + fecl2 \u003d fes ↓ + 2kcl
Los sulfuros solubles están formados por metales alcalinos y alcalinos. Se pueden obtener mediante interacción de soluciones ácidas con metales o alcalles. Al mismo tiempo, dependiendo de la relación molar entre los materiales de partida, se pueden formar ambos ácidos (hidrosulfuros) y las sales promedio.
H2S + NaOH \u003d NAHS + H2O (con deficiencia de álcali)
H2S + 2NAOH \u003d NA2S + 2H2O (en un exceso de álcali)
Algunos sulfuros (CU, HGS, AG2S, PBS) no se descomponen mediante soluciones de ácidos fuertes. Por lo tanto, el ácido sulfuro de hidrógeno puede expulsar ácidos fuertes de soluciones acuosas de sus sales formadas por estos metales:
Cuso4 + H2S \u003d CUS ↓ + H2SO4
HGCL2 + H2S \u003d HGS ↓ + 2HCl
Ácido de sulfuro de hidrógeno en el aire lentamente oxidado con la separación de azufre:
2H2S + O2 \u003d 2S ↓ + 2H2O
Por lo tanto, con el tiempo, las soluciones H2S se murmuran durante el almacenamiento.
Sulfida metales de la tierra alcalina En una solución acuosa, en la primera etapa, casi el 100% está hidrolizado y existe como sales ácidas solubles:
2CAS + 2HOH \u003d CA (HS) 2 + CA (OH) 2
Los sulfuros de algunos metales (AL2S3, FE2S3, CR2S3) en H2O están hidrolizados por completo:
AL2S3 + 6 H2O \u003d 2A (OH) 3 + 3 H2S
La mayoría de los sulfuros metales pesados Muy mal soluble en H2O.
50) fósforo. Modificaciones alotrópicas fósforo ......
Fósforo - componente Proteínas de plantas y animales. En las plantas, el fósforo se centra en las semillas, en animales, en tejido nervioso, músculos, esqueleto. El cuerpo humano contiene aproximadamente 1,5 kg de fósforo: 1.4 kg - en los huesos,
130 g - en los músculos y 13 g en tejido nervioso. En la naturaleza, el fósforo está en la forma asociada.
Mayores minerales:
apatite CA5 (PO4) 3F y CA3 (PO4) 2 fosforato.
El fósforo se puede obtener calentando la mezcla de fosforitis,
carbón y arena en un horno especial:
CA3 (PO4) 2 + 5C + 3SIO2 2P + 3CASIO3 + 5CO
Fosfina: gas venenoso con olor a ajo, se puede obtener del fosfuro de ácido de Cincipe o Agua:
ZN3P2 + 6HCL → 2PH3 + 3ZNCL2
Las principales propiedades de la fosfina son más débiles que el amoníaco:
PH3 + HCL → PH4CL
Sales fosfonía B. soluciones acuosas Inestable:
PH4 + H2O → PH3 + H3O
La fosfina tiene restauración (menor grado de oxidación de fósforo), en el aire:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
La fosfina es un gas venenoso incoloro con el olor de los peces podridos. Auto ignorante en el aire
2RN3 + 4O2 → P2O5 + 2N2O
Pocos solubles en agua y, a diferencia de la NH3, no lo responden.
La sal de fosfonio forma las sales de fosfonio de la fosfonía es similar al amoníaco forma el fosfonio salado y los ácidos.
PH3 + HI \u003d PP4I
yoduro de fosfonía
Difusfina (análogo de hidrazina) (P2H4) - es un líquido,
auto-encendido aéreo.
Recibo: Desde la fusión de harina fosforítica con carbono y óxido de silicio.
CA3 (PO4) 2 + C + SIO2 → P4 + CASIO3 + CO
Desde CA Fosfato, a temperaturas superiores a 1500 ° C: CA3 (PO4) 2 + C → CAO + P4 + CO
Química SV-VA: P + O2 \u003d P2O3; P + O2 \u003d P2O5; P + S \u003d P2S3; P + CL2 \u003d PCL3; P + H2 no va
Modificaciones alotrópicas: El fósforo blanco es un veneno fuerte, incluso en pequeñas dosis, actúa mortal. En el estado sólido, resulta con el rápido enfriamiento del vapor de fósforo. En su forma pura, completamente silenciosa, transparente, por apariencia Parece que la cera: en el frío frágil, a temperaturas superiores a 15 ° C, suave, se corta fácilmente con un cuchillo.
Fósforo rojo - polvo de color marrón rojo, novevovit, no ocio, insoluble en agua y en muchos disolventes orgánicos y servot carbono; No se inflame en el aire y no brilla en la oscuridad. Solo cuando se calienta a 260 ° C es inflamable. Con calentamiento severo, sin acceso al aire, sin fusión (evitando el estado líquido) se evapora: sublimado. Al enfriarse, se convierte en fósforo blanco.
El fósforo negro se obtiene con un calentamiento fuerte y a alta presión del fósforo blanco. El fósforo negro es más difícil que otras modificaciones. Se usa muy rara vez, como semiconductor en la composición del fosfato galium y la India en metalurgia.
Reacciona con ácido P + HNO3 \u003d H PO4 + NO + H2O; P + H2SO4 \u003d H3PO4 + SO2 + H2O
Reacciona con álcalis P + KOH + H2O \u003d KH 2PO2 + PH3
El sulfuro de hidrógeno (H₂S) es un gas incoloro con un olor a huevos podridos. Por densidad, es más pesado que el hidrógeno. El sulfuro de hidrógeno es mortalmente venenoso para los humanos y los animales. Incluso el contenido insignificante en el aire causa mareos y náuseas, pero lo más terrible es que con su inhalación a largo plazo, este olor ya no se siente. Sin embargo, con un envenenamiento de sulfuro de hidrógeno, hay un antídoto simple: una pieza de limón de cloro debe envolverse en un pañuelo, luego humedecer, y algo de tiempo para oler este paquete. El sulfuro de hidrógeno se obtiene al reaccionar azufre con hidrógeno a una temperatura de 350 ° C:
H₂ + S → H₂S
Esta es una reacción redox: durante ello, se cambian los grados de oxidación de los elementos que participan.
EN condiciones de laboratorio El sulfuro de hidrógeno se obtiene por influencia en el sulfuro de sulfuro o el ácido clorhídrico:
FES + 2HCL → FECL₂ + H₂S
Esta es una reacción de intercambio: en él, las sustancias interactivas se intercambian por sus iones. Este proceso generalmente se lleva a cabo utilizando el aparato CYPA.
Aparato de KIPIP
Propiedades del sulfuro
Cuando se quema sulfuro, se forma el óxido de azufre 4 y el vapor de agua:
2H₂S + 3O₂ → 2N₂O + 2SO₂
H₂S quema una llama azulada, y si sostiene el vidrio químico invertido sobre él, luego aparece el condensado transparente (agua) en sus paredes.
Sin embargo, con una ligera disminución de la temperatura, esta reacción pasa de manera un poco diferente: en las paredes del vidrio pre-enfriado, aparecerá un azufre libre amarillento.
2H₂S + O₂ → 2N₂O + 2S
Esta reacción fundó un método industrial para obtener azufre.
Cuando se produce la mezcla gaseosa pre-preparada de sulfuro de hidrógeno y oxígeno, se produce una explosión.
La reacción de óxido de sulfuro y azufre (IV) también le permite obtener azufre gratis:
2H₂S + SO → 2N₂O + 3S
El sulfuro de hidrógeno es soluble en agua, con tres volúmenes de este gas puede disolverse en un volumen de agua, formando sulfuro de hidrógeno débil e inestable (H₂S). Este ácido también se llama agua de sulfuro de hidrógeno. Como puede ver, las fórmulas de sulfuro de hidrógeno y el ácido sulfuro de hidrógeno se registran por igual.
Si una solución de sal de plomo se está vertiendo al ácido sulfólico hidrógeno, el precipitado negro del sulfuro de plomo caerá:
H₂S + PB (NO₃) ₂ → PBS + 2HNO₃
eso reacción de calidad Para detectar sulfuro de hidrógeno. Demuestra la capacidad del ácido sulfuro de hidrógeno en la reacción de intercambio con soluciones de sales. Así, cualquier sal soluble El plomo es un reactivo sobre sulfuro de hidrógeno. Algunos otros sulfuros metálicos también tienen un color característico, por ejemplo: ZNS Sulfuro de zinc - Blanco, CDS Sulfuro de cadmio - Amarillo, Sulfuro de cobre CU - Negro, Sulfuro Antimonio SB₂S₃ - Rojo.
Por cierto, el sulfuro de hidrógeno es un gas inestable y en calentamiento casi completamente descompuesto en hidrógeno y azufre libre:
H₂S → N₂ + S
El sulfuro de hidrógeno interactúa intensamente con soluciones acuosas de halógeno:
H₂S + 4CL₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCL
Sulfuro de hidrógeno en la naturaleza y vida humana.
El sulfuro de hidrógeno es parte de los gases volcánicos, gas natural y gases asociados con los campos petroleros. Mucho y en aguas minerales naturales, por ejemplo, en el Mar Negro, se encuentra a una profundidad de 150 metros y por debajo.
Aplicar sulfuro de hidrógeno:
- en medicina (tratamiento con baños de sulfuro de hidrógeno y aguas minerales);
- en la industria (obtención de azufre, ácido sulfúrico y sulfuros);
- en química analítica (para precipitar los sulfuros de metales pesados, que generalmente son insolubles);
- en síntesis orgánica (para obtener análogos de azufre de alcoholes orgánicos (mercaptanos) y tiofeno (hidrocarburo aromático que contiene azufre). Otra de las direcciones recientemente emergidas en la ciencia es la potencia de sulfuro de hidrógeno. Se estudia seriamente para obtener energía de los sublocks de sulfuro de hidrógeno. Desde el fondo del mar negro.
Naturaleza de reacciones redox de azufre e hidrógeno.
La reacción de la formación de sulfuro de hidrógeno es redox:
N₂⁰ + S⁰ → H₂⁺S²⁻⁻
El proceso de la interacción de azufre con hidrógeno se explica fácilmente por la estructura de sus átomos. El hidrógeno se ubica primero en sistema periódicoPor lo tanto, la carga de su núcleo atómico es (+1), y alrededor del núcleo del átomo está girando 1 electrón. El hidrógeno proporciona fácilmente sus átomos de electrones de otros elementos, convirtiéndose en un ión de hidrógeno cargado positivamente: protón:
H⁰ -1e⁻ \u003d n⁺
El azufre está en una decimosexta posición en la tabla Mendeleev. Significa que la carga del núcleo de su átomo es igual a (+16), y la cantidad de electrones en cada átomo también 16E. La disposición de azufre en el tercer período dice que sus dieciséis electrones círculos alrededor del núcleo atómico, formando 3 capas, en el último de los cuales se encuentran 6 electrones de valencia. El número de electrones de valencia de azufre corresponde al número VI número en el que está en el sistema periódico.
Por lo tanto, el azufre puede dar a los seis electrones de valencia, como en el caso de la formación de óxido de azufre (VI):
2s⁰ + 3o2⁰ → 2S⁺⁶O ²
Además, como resultado de la oxidación de azufre, 4E⁻MOGUT se le dará a su átomo a otro elemento con la formación de óxido de azufre (IV):
S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²
El azufre también puede administrar dos electrones con la formación de cloruro de azufre (II):
S⁰ + CL2⁰ → S⁺² CL2⁻
En las tres reacciones anteriores, el azufre da electrones. Por lo tanto, se oxida, pero al mismo tiempo actúa como un agente reductor para los átomos de oxígeno y el cloro Cl. Sin embargo, en el caso de la formación de H2S, la oxidación es el rendimiento de los átomos de hidrógeno, ya que son los que pierden electrones, restaurando lo externo. nivel de energía Azufre con seis electrones de hasta ocho. Como resultado, cada átomo de hidrógeno en su molécula se convierte en un protón:
H2⁰-2E⁻ → 2N⁺,
una molécula de azufre, por el contrario, restaurando, se convierte en un anión cargado negativo (S⁻²): S⁰ + 2E⁻ → S⁻²
Así que en reacción química La formación de sulfuro de hidrógeno es el oxidante que sobresale precisamente.
Desde el punto de vista de la manifestación de granos grises de diferentes grados de oxidación, es interesante y otra interacción de óxido de azufre (IV) y sulfuro de hidrógeno: la reacción de la obtención de azufre libre:
2H₂⁺S-² + S⁺⁴O₂-² → 2H₂⁺O-² + 3s⁰
Como se puede ver en la ecuación de reacción, y el agente oxidante, y el agente reductor en él son iones de azufre. Dos aniones de azufre (2-) reciben dos de su átomo de electrones de azufre en la molécula de óxido de azufre (II), como resultado de lo cual los tres átomos de azufre se restauran al azufre libre.
2S-² - 4E⁻ → 2S⁰ - Agente reductor, oxidado;
S⁺⁴ + 4E⁻ → S⁰ - Oxidante, restaurado.
La estructura química de las moléculas H 2 S es similar a la estructura de las moléculas H2O: (forma angular)
Pero, en contraste con el agua, las moléculas H 2 s son bajas polares; Los enlaces de hidrógeno entre ellos no están formados; La fuerza de las moléculas es significativamente más baja.
Propiedades físicas
A la temperatura normal H 2 S es un gas incoloro con un olor a acecho extremadamente desagradable de los huevos podridos, muy venenosos (a una concentración\u003e 3 g / m 3 causa intoxicación por muerte). El sulfuro de hidrógeno es más pesado que el aire, es fácil condensar en un líquido incoloro. H2 S soluble en agua (a una temperatura convencional de 1 l H 2 O se disuelve: 2,5 litros de gas).
Sulfuro de hidrógeno en la naturaleza
H 2 S está presente en gases volcánicos y subterráneos, en el agua de las fuentes de azufre. Está formado cuando las proteínas podridas que contienen azufre, y también se destacan en el proceso de actividad vital de numerosos microorganismos.
Métodos para obtener
1. Síntesis de sustancias simples:
S + H 2 \u003d H 2 S
2. El efecto de los ácidos no oxidantes en los metales sulfuros:
FES + 2HCI \u003d H 2 S + FECL 2
3. Igualdad conc. H 2 SO 4 (sin exceso) en las tierras alcalinas y alcalinas.
5h 2 SO 4 (CONC.) + 8NA \u003d H 2 S + 4NA 2 SO 4 + 4H 2
4. Está formado con hidrólisis irreversible de algunos sulfuros:
AI 2 S 3 + 6N 2 O \u003d 3H 2 S + 2A (OH) 3 ↓
Propiedades químicas H 2 S
H 2 S - agente reductor fuerte
La interacción de H 2 S con oxidantes conduce a la educación. varias sustancias (S, SO 2, H 2 SO 4),
Reacciones S. sustancias simples Oxidificadores
Oxidación del oxígeno aéreo.
2h 2 S + 3O 2 (exceso) \u003d 2SO 2 + 2N 2
2H 2 S + O 2 (Desventaja) \u003d 2S ↓ + 2N 2 O
Oxidación halógena:
H 2 S + BR 2 \u003d S ↓ + 2nvr
Reacciones con ácidos oxidantes (HNO 3, H 2 SO 4 (CONC.).
3H 2 S + 8HNO 3 (Muestra) \u003d 3H 2 SO 4 + 8NO + 4N 2
H 2 S + 8HNO 3 (Conc.) \u003d H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4N 2
H 2 S + H 2 SO 4 (CONC.) \u003d S ↓ + SO 2 + 2N 2
Reacciones con sales - agentes oxidantes.
5h 2 S + 2kmno 4 + 3h 2 SO 4 \u003d 5S ↓ + 2mnsO 4 + K 2 SO 4 + 8N 2 O
5h 2 S + 6kmno 4 + 9h 2 SO 4 \u003d 5SO 2 + 6MNSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14N 2 O
H 2 S + 2FECL 3 \u003d S ↓ + 2Fecl 2 + 2HCl
Solución acuosa H 2 S Exhibiciones Propiedades del ácido débil
El ácido de sulfuro de hidrógeno H2 S 2-Básico se disocia paso a paso
1ª etapa: H 2 S → H + + HS -
2ª Etapa: HS - → H + + S 2-
Para H 2 S, la solución acuosa se caracteriza por reacciones comunes a clase de ácidos en los que se comporta como un ácido débil. Interactúa:
a) Con metales activos.
H 2 S + MG \u003d H 2 + MGS
b) Con metales bajos (AG, C, NG) en presencia de agentes oxidantes.
2H 2 S + 4AP + O 2 \u003d 2AG 2 S ↓ + 2n 2 O
c) con los principales óxidos
H 2 S + WAO \u003d BAS + H 2 O
d) álcalis
H 2 S + NaOH (Deficiencia) \u003d NAHS + H 2 O
e) con amoniaco
H 2 S + 2NH 3 (exceso) \u003d (NH 4) 2 S
Características de las reacciones H 2 S con sales de ácido clorhídrico.
A pesar del hecho de que el ácido sulfuro de hidrógeno es muy débil, reacciona con algunas sales de ácidos fuertes, por ejemplo:
CUSO 4 + H 2 S \u003d CUS ↓ + H 2 SO 4
Las reacciones proceden en casos si el sulfuro de mí es insoluble no solo en el agua, sino también en ácidos fuertes.
Reacción de calidad al anión de sulfuro.
Una de estas reacciones se utiliza para detectar aniones S 2 e hidrógeno sulfuro:
H 2 S + PB (NO 3) 2 \u003d 2HNO 3 + PBS ↓ Precipitado negro.
El gas H 2 S se encuentra con papel húmedo, humedecido con la solución PB (NO 3) 2, que los negros en presencia de H 2 S.
Sulfida
Los sulfuros son compuestos binarios de azufre binarios con menos elementos EO, incluidos algunos no metales (C, SI, P, como, etc.).
Los sulfuros metálicos son la mayor importancia, ya que muchos de ellos son compuestos naturales y se utilizan como materias primas para obtener metales libres, azufre, dióxido de azufre.
Hidrólisis reversible de sulfuros solubles.
Los álcali me y los sulfuros de amonio son bien solubles en agua, pero en solución acuosa se someten a hidrólisis en una medida muy significativa:
S 2- + H 2 O → HS - + él -
Por lo tanto, las soluciones de sulfuro tienen una reacción fuerte.
Los sulfuros de la tierra alcalina y MG, interactuando con agua, están expuestos a la hidrólisis completa y pasan a sales ácidas solubles: hidrosulfuros:
2CAS + 2NON \u003d CA (HS) 2 + SA (OH) 2
Al calentar las soluciones de sulfuro, la hidrólisis se produce a través de la 2ª etapa:
HS - + H2O → H 2 S + él -
Hidrólisis de sulfuro irreversible
Los sulfuros de algunos metales son hidrólisis irreversibles y se descomponen completamente en soluciones acuosas, por ejemplo:
Al 2 S 3 + 6h 2 O \u003d 3H 2 S + 2AI (OH) 3 ↓
De la misma manera, CR 2 S 3, FE 2 S 3
Sulfuros insolubles
La mayoría de los sulfuros de metal pesados \u200b\u200ben agua prácticamente no se disuelven y, por lo tanto, la unidad no está expuesta. Algunos de ellos se disuelven bajo la acción de los ácidos fuertes, por ejemplo:
FES + 2HCI \u003d FECL 2 + H 2 S
Zns + 2hci \u003d zncl 2 + h 2 s
Sulfuros AG 2 S, HGS, HG 2 S, PBS, CU no se gritan no solo en agua, sino en muchos ácidos.
Abeto oxidativo sulfidos
Oxidación de sulfuros de oxígeno aéreo con altas temperaturas Es una etapa importante de procesar materias primas de sulfuro. Ejemplos:
2ZNS + 3O 2 \u003d 2ZNO + 2SO 2
4FES 2 + 11O 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO 2
Métodos para producir sulfuros.
1. Conexión directa de sustancias simples:
2. Recuperación H 2 S con soluciones de alcalis:
H 2 S + 2NAH \u003d 2H 2 O + NA 2 S Sulfuro de sodio
H 2 S + NaOH \u003d H 2 O + NAHS HIDOSULFIDE DE SODIO
3. Interacción de H 2 S o (NH 4) 2 s con soluciones de sales:
H 2 S + CUSO 4 \u003d CUS ↓ + H 2 SO 4
H 2 S + 2AGNO 3 \u003d AG2S ↓ + 2HNO 3
4. Restaurar sulfato con un carbón con carbón:
NA 2 SO 4 + 4C \u003d NA 2 S + 4CO
Este proceso se utiliza para obtener sulfuros de metal alcalinotérreos y alcalinos.
Definición
Sulfuro de hidrógeno Es un gas incoloro con un olor característico de la proteína podrida.
Es un poco más pesado que el aire, se licua a una temperatura de -60.3 o C y se endurece a -85.6 o C. El sulfuro de hidrógeno de aire se quema con una llama azul, formando dióxido de azufre y agua:
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.
Si haces un objeto frío en la llama de sulfuro, un objeto tan frío, como una taza de porcelana, luego la temperatura de la llama se reduce significativamente y el sulfuro de hidrógeno se oxida solo para el azufre libre, sedente en una taza como una placa amarilla:
2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2S.
El sulfuro de hidrógeno es fácilmente inflamable; La mezcla de la misma con los blacks de aire. El sulfuro de hidrógeno es muy venenoso. La larga suspadura del aire que contiene este gas incluso en pequeñas cantidades causa una intoxicación grave.
A las 20 o con un volumen de agua disuelve 2.5 volumen de sulfuro. La solución de sulfuro de hidrógeno en agua se llama agua de sulfuro de hidrógeno. Cuando está parado en el aire, especialmente en la luz, el agua de sulfuro de hidrógeno se ve embarrada del azufre que resalta. Esto ocurre como resultado de la oxidación de sulfuro de hidrógeno con oxígeno al aire.
Obteniendo sulfuro
A altas temperaturas, el azufre interactúa con hidrógeno, formando sulfuro de hidrógeno de gas.
Prácticamente el sulfuro de hidrógeno se obtiene generalmente por la acción de los ácidos diluidos en el metal de azufre, por ejemplo, el sulfuro de hierro:
FES + 2HCL \u003d FECL 2 + H 2 S.
El sulfuro de hidrógeno agotador se puede obtener mediante hidrólisis CAS, BAS o A1 2 S 3. El gas más puro es una reacción directa de hidrógeno y azufre a 600 ° C.
Propiedades químicas de sulfurodor
La solución de sulfuro de hidrógeno en agua tiene propiedades ácidas. Sulfuro de hidrógeno - ácido diabásico débil. Se disocia a escala y principalmente en la primera etapa:
H 2 S↔H + + HS - (K 1 \u003d 6 × 10 -8).
Disociación en la segunda etapa
HS - ↔H + + S 2- (K 2 \u003d 10 -14)
procede a una insignificante.
El sulfuro de hidrógeno es un agente reductor fuerte. Bajo la acción de los oxidantes fuertes, se oxida para azufre el dióxido o al ácido sulfúrico; La profundidad de la oxidación depende de las condiciones: la temperatura, el pH de la solución, la concentración del oxidante. Por ejemplo, la reacción con cloro generalmente procede a la formación de ácido sulfúrico:
H 2 S + 4CL 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCL.
Las sales media de sulfuro de hidrógeno se llaman sulfuros.
Aplicación de sulfuro
El uso de sulfuro de hidrógeno es bastante limitado, que se asocia principalmente con su alta toxicidad. Encontró aplicado en la práctica de laboratorio como precipitador de metales pesados. El sulfuro de hidrógeno sirve como materia prima para obtener ácido sulfúrico, azufre en forma elemental y sulfuros
Ejemplos de resolución de problemas.
Ejemplo 1.
| La tarea | Determine cuántas veces más sulfuro de hidrógeno de aire más pesado H 2 S. |
| Decisión | La proporción de la masa de este gas a la masa del otro gas, tomada en el mismo volumen, a la misma temperatura y la misma presión, se llama la densidad relativa del primer gas en el segundo. Este valor muestra cuántas veces el primer gas es más pesado o más ligero que el segundo gas. Relativo peso molecular El aire se toma igual a 29 (teniendo en cuenta el contenido de nitrógeno, oxígeno y otros gases en el aire). Cabe señalar que el concepto de "peso molecular relativo del aire" se consume condicionalmente, ya que el aire es una mezcla de gases. D AIRE (H 2 S) \u003d M R (H 2 S) / M R (AIRE); D AIRE (H 2 S) \u003d 34/29 \u003d 1.17. M R (H 2 S) \u003d 2 × A R (H) + A R (S) \u003d 2 × 1 + 32 \u003d 2 + 32 \u003d 34. |
| Respuesta | El sulfuro de hidrógeno H 2 S es más pesado que el aire 1.17 veces. |
Ejemplo 2.
| La tarea | Encuentra la densidad de hidrógeno de la mezcla de gases en los que la fracción de volumen de oxígeno es del 20%, hidrógeno - 40%, el resto es sulfuro de hidrógeno H 2 S. |
| Decisión | Las acciones volumétricas de los gases coincidirán con molar, es decir. Con las acciones de la cantidad de sustancias, esto es una consecuencia de la ley de Avogadro. Encuentra un peso molecular condicional de la mezcla: M R Condicional (mezcla) \u003d φ (O 2) × M R (O 2) + φ (H 2) × M R (H 2) + φ (H 2 S) × M R (H 2 s); |
Sulfuro de hidrógeno (H. 2 S.) - Muy carcinogénico, gas tóxico. Tiene un fuerte olor característico de huevos podridos.
Obtención de sulfuro de hidrógeno.
1. En el laboratorio. H. 2 S. obtenido durante la reacción entre sulfuros y ácidos diluidos:
Fez. + 2 HCL = Fecc 2 + H. 2 S.,
2. Interacción Alabama 2 S. 3 de agua fría (Formar sulfuro de hidrógeno es más limpio que en el primer método de obtención):
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2A (OH) 3 + 3H 2 S.
Propiedades químicas del sulfuro de hidrógeno.
Sulfuro de hidrógeno H 2 S. - Compuesto covalente que no forma enlaces de hidrógeno como una molécula. H 2 O.. (La diferencia es que el átomo de azufre es mayor en tamaño y más electronegativo que un átomo de oxígeno. Por lo tanto, la densidad de carga en el azufre es menor. Y debido a la falta de enlaces de hidrógeno, el punto de ebullición de la ebullición. H. 2 S. más alto que el oxígeno. También H. 2 S. Mal soluble en agua, que también indica la ausencia de enlaces de hidrógeno).
H 2 S + BR 2 \u003d S + 2HBR,
2. Herry Garden H. 2 S. - ácido muy débil, disociado en la solución paso:
H. 2 S. ⇆ H. + + HS. - ,
HS. - ⇆ H. + + S. 2- ,
3. Interactuar con agentes oxidantes fuertes:
H 2 S + 4CL 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCL,
2 H. 2 S. + H. 2 ENTONCES. 3 = 3 S. + 3 H. 2 O.,
2 Fecc 3 + H. 2 S. = 2 Fecc 2 + S. + 2 HCL,
4. Reacciona con bases, óxidos principales y sales, al mismo tiempo que forman sales ácidas y medianas (hidrosulfuros y sulfuros):
PB (NO 3) 2 + 2S \u003d PBS ↓ + 2hno 3.
Esta reacción se usa para detectar iones de sulfuro de hidrógeno o sulfuro. PBS. - Sedimento negro.