Ūdeņraža sulfīda skābe ir spēcīga vai vāja. Ūdeņraža sulfīds un ūdeņraža sulfīds

Ūdeņraža sulfīds - H2S - bezkrāsains gāze ar asu šķiedru olu smaržu. Slikti šķīst ūdenī. Ūdeņraža sulfīda molekulai ir leņķa forma. Polāro molekula. Sakarā ar to, ka ūdeņraža sulfīds nerada spēcīgas ūdeņraža saites, normālos apstākļos ūdeņraža sulfīds - gāze. Ūdeņraža šķīdumā ūdeņraža sulfīds ir vājš ūdeņraža sulfīds.

Iegūšana

Izsakot ar spēcīgām sāļiem skābēm:

FES + 2HCL \u003d FECL2 + H2S (Kipra)

Ūdeņraža sulfīda reakcijas: oksidēts ar gaisa skābekli uz sēra vai sēra gāzi

2H2S + O2 \u003d 2S (SO2) + 2H2O

Ūdeņraža sulfīda skābe - vāja, divvirzienu

Ūdeņraža sulfide skābe

Nešķīstoši vidēji ūdeņraža sulfīda sāļi (sulfīdi) tiek iegūti, reaģējot sēru ar metāliem vai apmaiņas reakcijās starp sāļu risinājumiem:

NA2S + CUSO4 \u003d CUS ↓ + na2SO4

K2S + FECL2 \u003d FES ↓ + 2kcl

Šķīstošus sulfīdus veido sārmains un sārmu zemes metāli. Tos var iegūt, mijiedarbojoties ar metāliem vai sārmiem. Tajā pašā laikā, atkarībā no molārā attiecība starp izejmateriāliem, gan skābos (hidrosulfīdus), gan vidējos sāļus var veidoties.

H2S + Naoh \u003d Nahs + H2O (ar alkali deficītu)

H2S + 2NAOH \u003d NA2S + 2H2O (sārmu pārpalikumā)

Daži sulfīdi (Cus, HGS, AG2S, PBS) nav sadalīti spēcīgu skābju šķīdumi. Tāpēc ūdeņraža sulfīda skābe var būt spēcīgas skābes no šiem metāliem veidotajiem ūdens šķīdumiem:

CUSO4 + H2S \u003d CUS ↓ + H2SO4

HGCL2 + H2S \u003d HGS ↓ + 2hcl

Ūdeņraža sulfīda skābe gaisā lēnām oksidējas ar sēra atdalīšanu:

2H2S + O2 \u003d 2S ↓ + 2H2O

Tāpēc ar laiku H2S risinājumi tiek atmesti uzglabāšanas laikā.

Sulfida alkaline zemes metāli Ūdens šķīdumā pirmajā posmā gandrīz 100% ir hidrolizēts un pastāv tik šķīstoši skābes sāļi:

2cas + 2hoh \u003d ca (HS) 2 + ca (Oh) 2

Dažu metālu sulfīdi (AL2S3, FE2S3, CR2S3) H2O pilnībā hidrolizējas:

AL2S3 + 6 H2O \u003d 2AL (OH) 3 + 3 H2S

Lielākā daļa sulfīdu smagie metāli Ļoti slikti šķīst H2O.

50) fosfors. Allotropiskās izmaiņas fosfors ......

Fosfors - komponents Augu un dzīvnieku olbaltumvielas. Augos, fosfora koncentrējas uz sēklām, dzīvniekiem - nervu audi, muskuļi, skelets. Cilvēka ķermenis satur aptuveni 1,5 kg fosfora: 1,4 kg - kaulos,

130 g - muskuļos un 13 g nervu audos. Dabā fosfors ir saistītā formā.

Galvenie minerāli:

apatite CA5 (PO4) 3F un CA3 (PO4) 2 fosforīts.

Fosforu var iegūt, apsildot fosforīta maisījumu, \\ t

ogles un smiltis īpašā krāsnī:

CA3 (PO4) 2 + 5C + 3SIO2 2P + 3CASIO3 + 5CO

Fosfīna - indīga gāze ar ķiploku smaržu, var iegūt no cincipi skābes vai ūdens fosfīda:

Zn3p2 + 6hcl → 2ph3 + 3zncl2

Galvenās fosfīna īpašības ir vājākas nekā amonjaka:

Ph3 + hcl → ph4cl

Sāļu fosfija B. ūdens šķīdumi Nestabils:

PH4 + H2O → PH3 + H3O

Fosfīnam ir atjaunojošs (zemākā fosfora oksidēšanās), uz gaisu:

2ph3 + 4o2 → P2O5 + 3H2O

Fosfīns ir bezkrāsaina indīga gāze ar sapuvušo zivju smaržu. Pašnovērtējums gaisā

2RN3 + 4O2 → P2O5 + 2N2O

Daži šķīst ūdenī un, atšķirībā no NH3, nereaģē uz to.

Fosfonija sāls formas fosfonium sāļi fosfauros ir līdzīgs amonjaku veido fosfonium sālītās un skābes.

Ph3 + hi \u003d pp4i

jodīda fosfija

Difosfīna (hidrazīna analog) (P2H4) - ir šķidrums,

pašnodarbināšanas gaiss.

Saņemšana: no fosforīta miltu saplūšana ar oglekļa un silīcija oksīdu

CA3 (PO4) 2 + C + SIO2 → P4 + CASIO3 + CO

No CA fosfāta, temperatūrā virs 1500 ° C temperatūrā: CA3 (PO4) 2 + C → CAO + P4 + CO

Chem SV-VA: P + O2 \u003d P2O3; P + O2 \u003d P2O5; P + S \u003d P2S3; P + cl2 \u003d PCL3; P + H2 nav iet

Allotropiskās izmaiņas: Baltais fosfors ir spēcīgs indes, pat nelielās devās rīkojas nāvējoši. Cietā stāvoklī izrādās, strauji dzesējot fosfora tvaiku. Tīrā formā, pilnīgi klupt, caurspīdīgs, līdz izskats Izskatās kā vasks: uz aukstās trauslas, temperatūrā virs 15 ° C - mīksts, viegli sagriezts ar nazi.

Sarkanais fosfors - sarkanbrūns pulveris, nailovit, neatbrīvošanās, nešķīst ūdenī un daudzos organiskos šķīdinātājos un servo ogleklim; Nav uzliesmojoša gaisā un nav spīdēt tumsā. Tikai tad, ja jāapkaro līdz 260 ° C ir uzliesmojošs. Ar smagu apkuri, bez gaisa piekļuves, bez kausēšanas (apejot šķidro stāvokli) iztvaiko - sublimēts. Kad dzesēšana, pārvēršas baltā fosfora.

Melns fosfors tiek iegūts ar spēcīgu sildīšanu un augstu baltā fosfora spiedienu. Melns fosfors ir grūtāk nekā citas izmaiņas. To lieto ļoti reti - kā pusvadītājs fosfāta gallija un Indijas sastāvā metalurģijā.

Reaģē ar skābi P + HNO3 \u003d H PO4 + NO + H2O; P + H2SO4 \u003d H3PO4 + SO2 + H2O

Reaģē ar sārmiem P + Koh + H2O \u003d KH 2PO2 + PH3

Ūdeņraža sulfīds (H₂s) ir bezkrāsaina gāze ar sapuvušo olu smaržu. Pēc blīvuma tas ir smagāks par ūdeņradi. Ūdeņraža sulfīds ir nāvīgi indīgs cilvēkiem un dzīvniekiem. Pat nenozīmīgais saturs gaisā izraisa reiboni un sliktu dūšu, bet visdziļākais ir tas, ka ar tās ilgtermiņa ieelpošanu, šī smarža vairs nav jūtama. Tomēr ar saindēšanās ar ūdeņradi saindēšanos, ir vienkāršs pretlīdzeklis: hlora kaļķa gabals būtu iesaiņots kabatlakatiņā, tad samitriniet un kādu laiku, lai šūtu saišu. Ūdeņraža sulfīdu iegūst, reaģējot sēra ūdeņradi 350 ° C temperatūrā:

H₂ + S → H₂s

Tā ir redoksa reakcija: tā laikā tiek mainīti to elementu oksidācijas pakāpes.

Iebildums laboratorijas apstākļi Ūdeņraža sulfīdu iegūst, ietekmējot sulfīda sulfurium vai sālsskābi: \\ t

FES + 2HCL → fecl₂ + h₂s

Tā ir apmaiņas reakcija: tajā mijiedarbojošās vielas apmainās ar viņu joniem. Šis process parasti tiek veikts, izmantojot CYPA aparātu.

KiPIP aparāti

Sulfides īpašības

Burning Sulfide, sēra oksīds 4 un ūdens tvaiku veidojas:

2h₂s + 3o₂ → 2n₂o + 2SO₂

H₂s sadedzina zilganu liesmu, un, ja jūs turat apgrieztu ķīmisko stiklu virs tā, tad pārredzamā kondensāta (ūdens) parādās uz sienām.

Tomēr ar nelielu temperatūras samazināšanos šī reakcija nedaudz atšķiras: uz iepriekš dzesētā stikla sienām, parādīsies dzeltenīgs uzliesmojums brīvais sērs:

2h₂s + O₂ → 2n₂o + 2s

Šī reakcija nodibināja rūpniecisku metodi sēra iegūšanai.

Kad iepriekš sagatavots gāzveida maisījums ūdeņraža sulfīda un skābekļa, sprādziens notiek.

Sulfīds un sēra oksīda reakcija (iv) arī ļauj jums iegūt bezmaksas sēru:

2h₂s + → 2n₂o + 3s

Ūdeņraža sulfīdu šķīst ūdenī, ar trim šīs gāzes apjomiem var izšķīdināt vienā ūdens daudzumā, veidojot vāju un nestabilu ūdeņraža sulfīdu (H₂s). Šo skābi sauc arī par ūdeņradi sulfide ūdeni. Kā redzat, ūdeņraža sulfīda un ūdeņraža sulfīda skābes formulas tiek ierakstītas vienādi.

Ja svina sāls šķīdums ir ielej ūdeņraža sulfolskābi, melnā svina sulfīda nogulsnes samazināsies:

H₂s + PB (NO₃) ₂ → PBS + 2HNO₃

tā kvalitātes reakcija Lai atklātu ūdeņraža sulfīdu. Tas demonstrē ūdeņraža sulfides skābes spēju apmaiņas reakcijā ar sāļu risinājumiem. Tādējādi jebkurš šķīstošs sāls Svins ir reaģents uz ūdeņraža sulfīda. Dažiem citiem metāla sulfīdiem ir arī raksturīga krāsa, piemēram: ZNS cinka sulfīds - balts, kompaktdisks kadmija sulfīds - dzeltens, vara sulfīds cus - melns, sulfide antimona sb₂s₃ - sarkans.

Starp citu, ūdeņraža sulfīds ir nestabila gāze un apkure gandrīz pilnībā sadalās ūdeņradi un brīvu sēru:

H₂s → N₂ + S

Ūdeņraža sulfīds intensīvi mijiedarbojas ar halogēna ūdens šķīdumiem:

H₂s + 4cl₂ + 4h₂o → h₂so₄ + 8hcl

Ūdeņraža sulfīds dabā un cilvēka dzīvē

Ūdeņraža sulfīds ir daļa no vulkāniskajām gāzēm, \\ t dabasgāze un gāzes, kas saistītas ar naftas laukiem. Daudz un dabiskajos minerālūdeņos, piemēram, Melnajā jūrā, tas atrodas dziļumā 150 metri un zemāk.

Lieto ūdeņraža sulfīds:

• medicīnā (ārstēšana ar ūdeņraža sulfīdu vannām un minerālūdeņiem);
• rūpniecībā (sēra, sēra skābes un sulfīdu iegūšana);
• iebildums analītiskā ķīmija (lai nogulsnētos smagos metālus sulfīdus, kas parasti ir nešķīstoši);
• organiskā sintēze (lai iegūtu sēra organisko spirtu (Mercaptans) un tiofēnu (sēra saturošu aromātisko ogļūdeņražu). Vēl viens no nesen parādītajiem zinātnes virzieniem ir ūdeņraža sulfīda jauda. Tas ir nopietni pētīts, lai iegūtu enerģiju no ūdeņraža sulfīda apakšbuksēm no Melnās jūras dibena.

Sēra un ūdeņraža realizācijas raksturs

Ūdeņraža sulfīda veidošanās reakcija ir redoks:

N₂⁰ + s⁰ → h₂⁺s²⁻

Sēra mijiedarbības procesu ar ūdeņradi ir viegli izskaidrojams ar to atomu struktūru. Ūdeņradis ierindojas vispirms periodiska sistēmaTāpēc atbildība par tās atomu kodolu ir (+1), un ap kodolu atoma ir vērpšanas 1 elektronu. Ūdeņradis viegli nodrošina savus elektroniskos atomus citiem elementiem, pagriežot pozitīvi uzlādētu ūdeņraža jonu - protonu:

H⁰ -1e⁻ \u003d n⁺

Sēra ir sešpadsmitā pozīcijā MendeNeev tabulā. Tas nozīmē, ka atbildība par kodola tās atoms ir vienāds ar (+16), un elektronu daudzums katrā atomā arī 16e. Sēra izkārtojums trešajā periodā saka, ka tās sešpadsmit elektroni ap atomu kodolu, veidojot 3 slāņus, kas pēdējā no kuriem atrodas 6 Valences elektroni. Sēra valences elektronu skaits atbilst VI numuram, kurā tas ir periodiskajā sistēmā.

Tātad, sēra var dot visiem sešiem valences elektroniem, tāpat kā gadījumā veidošanās sēra oksīda (VI):

2s⁰ + 3o2⁰ → 2s⁺⁶o²

Turklāt sēra oksidēšanās rezultātā 4E⁻mogut jāpiešķir tā atoma uz citu elementu ar sēra oksīda (IV) veidošanos:

S⁰ + o2⁰ → s⁺4 o2⁻²

Sēra var arī sniegt divus elektronus ar sēra hlorīda (II) veidošanos:

S⁰ + cl2⁰ → s⁺² cl2⁻

Visās trijās no iepriekš minētajām reakcijām Sēra nodrošina elektronus. Tāpēc tas ir oksidēts, bet tajā pašā laikā darbojas kā reducējošais līdzeklis skābekļa atomiem un cl. Tomēr, ja veidošanos H2S, oksidācija ir raža ūdeņraža atomiem, jo \u200b\u200btas ir tie, kas zaudē elektronus, atjaunojot ārējo enerģijas līmenis Sēra ar sešiem elektroniem līdz astoņiem. Tā rezultātā katrs ūdeņraža atoms savā molekulā kļūst par protonu:

H2⁰-2E⁻ → 2N⁺,

sēra molekula, gluži pretēji, atjaunojot, pārvēršas negatīvi uzlādējot anjonu (s⁻²): s⁰ + 2e⁻ → s⁻²

Tā ir Ķīmiskā reakcija No ūdeņraža sulfīda veidošanās ir oksidētājs, kas izvirzās precīzi.

No viedokļa par pelēko dažādu oksidācijas pakāpi, ir interesanti un vēl viena sēra oksīda (IV) un ūdeņraža sulfīda mijiedarbība - brīva sēra iegūšanas reakcija: \\ t

2h₂⁺s-² + s⁺⁴o₂-² → 2h₂⁺o-² + 3s⁰

Kā redzams no reakcijas vienādojuma, un oksidējošā viela, un tā samazināšanas līdzeklis ir sēra joni. Divi sēra anijas (2-) tiek dota divi no to elektronu atoma sēra sēra oksīda molekulā (II), kā rezultātā visi trīs sēra atomi tiek atjaunoti brīvā sēra.

2S-² - 4E⁻ → 2s⁰ - reducējošais līdzeklis, oksidēts;

S⁺⁴ + 4E⁻ → S⁰ - oksidētājs, atjaunots.

Molekulu ķīmiskā struktūra H 2 S ir līdzīgs molekulu struktūrai H 2 O: (leņķiskā forma)

Bet pretēji ūdenim H 2 S molekulas ir zemas polāras; Ūdeņraža saites starp tām nav izveidotas; Molekulu stiprums ir ievērojami zemāks.

Fiziskās īpašības

Normālā temperatūrā H 2 S ir bezkrāsaina gāze ar ļoti nepatīkamu plauktu smaržu sapuvušās olas, ļoti indīgas (pie koncentrācijas\u003e 3 g / m 3 izraisa nāves saindēšanos). Ūdeņraža sulfīds ir smagāks par gaisu, tas ir viegli kondensēties bezkrāsaina šķidrumā. H 2 s šķīst ūdenī (parastā temperatūrā 1 L h 2 o izšķīst - 2,5 litri gāzes).

Ūdeņraža sulfīds dabā

H 2 S atrodas vulkāniskajās un pazemes gāzēs, sēra avotu ūdenī. Tas veidojas, kad puves olbaltumvielas, kas satur sēru, kā arī izceļas daudzu mikroorganismu svarīgā aktivitātes procesā.

Metodes

1. Vienkāršu vielu sintēze:

S + H 2 \u003d H 2 S

2. Oksidējošo skābju ietekme uz metālu sulfīdiem: \\ t

FES + 2HCI \u003d H 2 S + FECL 2

3. Vienlīdzība Conc. H 2 tik 4 (bez pārpalikuma) uz sārma un sārmainā zemē mani:

5h 2 SO 4 (CONC) + 8NA \u003d H 2 S + 4NA 2 SO 4 + 4H 2

4. Tiek veidots ar neatgriezenisku dažu sulfīdu hidrolīzi:

AI 2 S 3 + 6N 2 O \u003d 3H 2 S + 2AL (OH) 3 ↓

Ķīmiskās īpašības H 2 S

H 2 S - spēcīgs samazināšanas līdzeklis

H 2 S mijiedarbība ar oksidētājiem noved pie izglītības dažādas vielas (S, SO 2, H 2 SO 4),

Reakcijas S. vienkāršas vielas Oksidēži

Gaisa skābekļa oksidācija

2H 2 S + 3O 2 (pārsniegums) \u003d 2SO 2 + 2N 2

2H 2 S + O 2 (Trūkums) \u003d 2S ↓ + 2N 2 O

Halogēna oksidācija:

H 2 S + BR 2 \u003d S ↓ + 2NVR

Reakcijas ar oksidējošām skābēm (HNO 3, H 2 SO 4 (CONC).

3H 2 S + 8HNO 3 (paraugs) \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

Reakcijas ar sāļiem - oksidētāji

5h 2 S + 2kmno 4 + 3h 2 SO 4 \u003d 5S ↓ + 2MNO 4 + K 2 SO 4 + 8N 2 O

5h 2 S + 6kmno 4 + 9h 2 SO 4 \u003d 5SO 2 + 6MNO 4 + 3K 2 SO 4 + 14N 2 O

H 2 S + 2Fecl 3 \u003d S ↓ + 2Fecl 2 + 2hcl

Ūdens šķīdums H 2 s eksponē īpašības vāja skābes

Ūdeņraža sulfīda skābe H 2 S 2-pamatskābums atdalās pakāpeniski

1. posms: H 2 S → H + + HS -

2. posms: HS - → H + + S 2-

Par H 2 S, ūdens šķīdumu raksturo reakcijas, kas ir kopīgas skābju klasei, kurās tā uzvedas kā vāja skābe. Mijiedarbojas:

a) ar aktīvajiem metāliem

H 2 S + mg \u003d H 2 + MGS

b) ar zemiem aktīviem metāliem (AG, C, NG) oksidētāju klātbūtnē

2H 2 S + 4AG + O 2 \u003d 2AG 2 S ↓ + 2N 2 O

c) ar galvenajiem oksīdiem

H 2 S + WAO \u003d BAS + H 2 O

d) sārmi

H 2 S + NaOH (deficīts) \u003d nahs + h 2 o

e) ar amonjaku

H 2 S + 2NH 3 (pārsniegums) \u003d (NH 4) 2 s

H 2 S reakciju iezīmes ar sālsskābes sāļiem

Neskatoties uz to, ka ūdeņraža sulfīda skābe ir ļoti vāja, tas reaģē ar dažiem spēcīgu skābju sāļiem, piemēram:

CUSO 4 + H 2 S \u003d CUS ↓ + H 2 SO 4

Reakcijas notiek gadījumos, ja manis sulfīds ir nešķīst ne tikai ūdenī, bet arī spēcīgās skābēs.

Kvalitātes reakcija uz sulfīds anjonu

Viena no šīm reakcijām tiek izmantotas, lai atklātu Anions S 2 un ūdeņraža sulfīdu:

H 2 S + PB (NO 3) 2 \u003d 2hno 3 + PBS ↓ Melnas nogulsnes.

H 2 S Gāze ir atrodama ar mitru papīru, kas samitrināts ar PB šķīdumu (Nr. 3) 2, kas melnādainas H2 S.

Sulfida

Sulfīdi ir binārie sēra binārie savienojumi ar mazāk EO elementiem, ieskaitot dažus nemetālus (C, SI, P, AS utt.).

Metāla sulfīdi ir vislielākā nozīme, jo daudzi no tiem ir dabiski savienojumi un tiek izmantoti kā izejvielas brīvu metālu, sēra dioksīda iegūšanai.

Pārskatāma šķīstošo sulfīdu hidrolīze

Alkali mani un amonija sulfīdi ir labi šķīst ūdenī, bet ūdens šķīdumā tie ir pakļauti hidrolīzei ļoti nozīmīgā mērā:

S 2- + H 2 O → HS - + viņš -

Tāpēc sulfīda risinājumiem ir spēcīga reakcija

Sulfīdi no sārmainas zemes un mg, mijiedarbojas ar ūdeni, ir pakļauti pilnīgai hidrolīzei un šķērso šķīstošos skābos sāļus - hidrosulfīdus:

2cas + 2non \u003d ca (HS) 2 + sa (oh) 2

Apkures sulfīda šķīdumi, hidrolīze notiek caur 2. posmu:

HS - + H 2 O → H 2 S + viņš -

Neatgriezeniska sulfīda hidrolīze

Dažu metālu sulfīdi ir neatgriezeniska hidrolīze un ir pilnībā sadalīti ūdens šķīdumos, piemēram:

AL 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 3H 2 S + 2AI (OH) 3 ↓

Tādā pašā veidā, CR 2 S 3, FE 2 S 3

Nešķīstoši sulfīdi

Lielākā daļa smago metāla sulfīdi ūdenī praktiski nav izšķīdināti, un tāpēc disks nav pakļauts. Daži no tiem izšķīst spēcīgu skābju iedarbībā, piemēram:

FES + 2HCI \u003d FECL 2 + H 2 S

ZNS + 2HCI \u003d ZnCL 2 + H 2 S

Sulfīdi AG 2 S, HGS, HG 2 S, PBS, CUS nav kliedza ne tikai ūdenī, bet daudzās skābēs.

Oksidatīvie egļu sulfi

Gaisa skābekļa sulfīdu oksidācija ar augstas temperatūras Tas ir svarīgs sulfīda izejvielu apstrādes posms. Piemēri:

2ZNS + 3O 2 \u003d 2ZNO + 2SO 2

4FES 2 + 11O 2 \u003d 2FE 2 O 3 + 8SO 2

Sulfīdu ražošanas metodes

1. Vienkāršu vielu tieša pieslēgšana: \\ t

2. Atgūšana H 2 S ar sārmu risinājumiem:

H 2 S + 2NAOH \u003d 2H 2 O + NA 2 S Nātrija sulfīds

H 2 s + naoh \u003d h 2 o + nahs nātrija hidrosulfīds

3. H 2 S vai (NH 4) 2 s mijiedarbība ar sāļu risinājumiem:

H 2 S + CUSO 4 \u003d CUS ↓ + H 2 SO 4

H 2 S + 2AGNO 3 \u003d AG2S ↓ + 2hno 3

4. Sulfāta atjaunošana ar oglēm ar oglēm:

NA 2 SO 4 + 4C \u003d NA 2 S + 4CO

Šis process tiek izmantots, lai iegūtu sārmu un sārmu zemes metāla sulfīdus.

Definīcija

Ūdeņraža sulfīds Tā ir bezkrāsaina gāze ar raksturīgu smaržu puves proteīna.

Tas ir nedaudz smagāks par gaisu, ir sašķidrināts temperatūrā -60,3 o C un sacietē -85,6 o C. Gaisa ūdeņraža sulfīda apdegumi ar zilu liesmu, veidojot sēra dioksīdu un ūdeni:

2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2.

Ja jūs veicat aukstu objektu sulfīda liesmu, tik auksts objekts, piemēram, porcelāna kauss, tad liesmas temperatūra ir ievērojami samazināta, un ūdeņraža sulfīds ir oksidēts tikai brīvam sērniekam, sedžē uz kausa kā dzeltens plāksne:

2H 2 S + O 2 \u003d 2H 2 O + 2s.

Ūdeņraža sulfīds ir viegli uzliesmojošs; To maisījums ar gaisa bliediem. Ūdeņraža sulfīds ir ļoti indīgs. Garš saikne ar šo gāzi pat nelielos daudzumos izraisa smagu saindēšanos.

Pie 20 o ar vienu ūdens daudzumu izšķīdina 2,5 sulfide tilpumu. Ūdeņraža sulfīda šķīdumu ūdenī sauc par ūdeņraža sulfide ūdeni. Stāvot gaisā, jo īpaši gaismā, ūdeņraža sulfīds ūdens kļūst dubļains no izceltā sēra. Tas notiek, kā rezultātā oksidācijas ūdeņraža sulfīda ar gaisa skābekli.

Sulfīda iegūšana

Augstas temperatūrās sēra mijiedarbojas ar ūdeņradi, veidojot gāzes ūdeņraža sulfīdu.

Praktiski ūdeņraža sulfīdu parasti iegūst, iedarbojoties ar atšķaidītām skābēm uz sēra metāla, piemēram, dzelzs sulfīds:

FES + 2HCL \u003d FECL 2 + H 2 S.

Stabilu ūdeņraža sulfīdu var iegūt ar hidrolīzes CAS, BAS vai A1 2 S 3. Tīrākā gāze ir tieša ūdeņraža un sēra reakcija pie 600 ° C C.

Sulfurododa ķīmiskās īpašības

Ūdeņraža sulfīda šķīdums ūdenī ir skābes īpašības. Ūdeņraža sulfīds - vāja dibazskābe. Tas disociates pakāpeniski un galvenokārt pirmajā posmā:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 \u003d 6 × 10 -8).

Disociācija otrajā posmā

HS - ↔H + + S 2- (K 2 \u003d 10 -14)

turpina nenozīmīgu.

Ūdeņraža sulfīds ir spēcīgs samazinošs līdzeklis. Spēcīgu oksidantu iedarbībā tas ir oksidēts ar sēra dioksīdu vai sērskābi; Oksidācijas dziļums ir atkarīgs no apstākļiem: temperatūra, šķīduma pH, oksidatora koncentrācija. Piemēram, reakcija ar hloru parasti ieņem sērskābes veidošanos:

H 2 S + 4CL 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCL.

Vidus sāļus ūdeņraža sulfīda sauc sulfīdi.

Sulfide pielietošana

Ūdeņraža sulfīda lietošana ir diezgan ierobežota, kas galvenokārt ir saistīta ar tās augsto toksicitāti. Viņš atrada laboratorijas praksē kā smago metālu nogulsnatoru. Ūdeņraža sulfīds kalpo kā izejviela sērskābes, sēra elementārā formā un sulfīdu iegūšanai

Problēmu risināšanas piemēri

1. piemērs.

Uzdevums	Noteikt, cik reizes smagāks gaisa ūdeņraža sulfīds h 2 S.
Lēmums	Šīs gāzes masas īpatsvars otras gāzes masai, kas ņemta tādā pašā apjomā, tajā pašā temperatūrā un to pašu spiedienu sauc par pirmās gāzes relatīvo blīvumu otrajā daļā. Šī vērtība rāda, cik reizes pirmā gāze ir smagāka vai vieglāka par otro gāzi. Relatīvs molekulārais svars Gaiss ir vienāds ar 29 (ņemot vērā slāpekļa, skābekļa un citu gāzu saturu gaisā). Jāatzīmē, ka jēdziens "relatīvā molekulmasa gaisa" tiek patērēts nosacīti, jo gaiss ir maisījums gāzu. D gaiss (h 2 s) \u003d m r (h 2 s) / m r (gaiss); D gaiss (h 2 s) \u003d 34/29 \u003d 1.17. M r (h 2 s) \u003d 2 × r (h) + a r (s) \u003d 2 × 1 + 32 \u003d 2 + 32 \u003d 34.
Atbildēt	Ūdeņraža sulfīds H 2 S ir smagāks par gaisu 1,17 reizes.

2. piemērs.

Uzdevums	Atrodiet gāzu maisījuma ūdeņraža blīvumu, kurās skābekļa tilpuma daļa ir 20%, ūdeņradis - 40%, pārējais ir ūdeņraža sulfīds h 2 S.
Lēmums	Gāzu tilpuma akcijas sakrīt ar molāru, ti. Ar vielu daudzuma akcijām tas ir Avogadro likuma sekas. Atrodiet maisījuma nosacītu molekulmasu: M r nosacījums (maisījums) \u003d φ (O 2) × m r (O 2) + φ (H 2) × m r (h 2) + φ (h 2 s) × m r (h 2 s);

Ūdeņraža sulfīds (H. 2 S.) - ļoti kancerogēna, toksiska gāze. Tā ir asa raksturīga smarža sapuvušo olas.

Ūdeņraža sulfīda iegūšana.

1. Laboratorijā H. 2 S. Iegūti reakcijas laikā starp sulfīdiem un atšķaidītām skābēm:

Fes. + 2 Hcl = Fecl 2 + H. 2 S.,

2. Mijiedarbība Al 2 S. 3 no auksts ūdens (Veidojot ūdeņraža sulfīdu, ir tīrāks nekā pirmajā iegūšanas metodē):

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2AL (OH) 3 + 3h 2 S.

Ūdeņraža sulfīda ķīmiskās īpašības.

Ūdeņraža sulfīds H 2 S. - kovalentā savienojums, kas nerada ūdeņraža saites, piemēram, molekulu H 2 O.. (Starpība ir tāda, ka sēra atoms ir lielāks un vairāk elektronegatīva nekā skābekļa atoms. Tāpēc sēra uzlādes blīvums ir mazāks. Un ūdeņošanās viršanas temperatūras trūkuma dēļ H. 2 S. augstāks par skābekli. Arī H. 2 S. Slikti šķīst ūdenī, kas arī norāda uz ūdeņraža obligāciju trūkumu).

H 2 S + BR 2 \u003d S + 2HBR,

2. Herga dārzs H. 2 S. - Ļoti vāja skābe, kas atdalīta risinājuma posmā:

H. 2 S. ⇆ H. + + Hs. - ,

Hs. - ⇆ H. + + S. 2- ,

3. Mijiedarbojas ar spēcīgiem oksidētājiem:

H 2 S + 4CL 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCL,

2 H. 2 S. + H. 2 Tātad. 3 = 3 S. + 3 H. 2 O.,

2 Fecl 3 + H. 2 S. = 2 Fecl 2 + S. + 2 Hcl,

4. Reaģē ar bāzēm, galvenajiem oksīdiem un sāļiem, veidojot skābos un vidējos sāļus (hidrosulfīdus un sulfīdus):

PB (NO 3) 2 + 2S \u003d PBS ↓ + 2hno 3.

Šo reakciju izmanto, lai noteiktu ūdeņraža sulfīdu vai sulfīda jonus. PBS. - melni nogulsnes.