Сероводородная кислота сильная или слабая. Сероводород и сероводородная кислота
Сероводород - H2S – бесцветный газ с резким запахом протухших яиц. Плохо растворим в воде.Токсичен. Молекула сероводорода имеет угловую форму. Молекула полярна. В связи с тем, что сероводород не образует крепких водородных связей, в нормальных условиях сероводород – газ.В водном растворе сероводород образует слабую сероводородную кислоту.
Получение
Вытеснение сильными кислотами из солей:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S(аппарат Киппа)
Реакции сероводорода: окисляется кислородом воздуха до серы или сернистого газа
2H2S + O2 = 2S(SO2) + 2H2O
Сероводородная кислота– слабая, двухосновная
Сероводородная кислота
Нерастворимые средние соли сероводородной кислоты (сульфиды) получают взаимодействием серы с металлами или в реакциях обмена между растворами солей:
Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4
K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl
Растворимые сульфиды образованы щелочными и щелочноземельными металлами. Их можно получить взаимодействием растворов кислоты с металлами или щелочами. При этом в зависимости от молярного соотношения между исходными веществами могут образовываться как кислые (гидросульфиды), так и средние соли.
H2S + NaOH = NaHS + H2O (при недостатке щелочи)
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (в избытке щелочи)
Некоторые сульфиды (CuS, HgS, Ag2S, PbS) не разлагаются растворами сильных кислот. Поэтому сероводородная кислота может вытеснить сильные кислоты из водных растворов их солей, образованных данными металлами:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl
Сероводородная кислота на воздухе медленно окисляется кислородом с выделением серы:
2H2S + О2 = 2S↓ + 2H2O
Поэтому со временем растворы H2S при хранении мутнеют.
Сульфиды щелочноземельных металлов в водном растворе по первой стадии гидролизуются почти на 100% и существуют в виде растворимых кислых солей:
2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2
Сульфиды некоторых металлов (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) в H2O гидролизуются полностью:
Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3 H2S
Большинство сульфидов тяжелых металлов очень плохо растворимы в H2O.
50) Фосфор. Аллотропные модификации фосфора……
Фосфор - составная часть растительных и животных белков. У растений фосфор сосредоточен в семенах, у животных - в нервной ткани, мышцах, скелете. Организм человека содержит около 1,5 кг фосфора: 1,4 кг - в костях,
130 г - в мышцах и 13 г в нервной ткани. В природе фосфор находится в связанном виде.
Важнейшие минералы:
апатит Ca5(PO4)3F и фосфорит Ca3(PO4)2.
Фосфор может быть получен нагреванием смеси фосфорита,
угля и песка в специальной печи:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 2P + 3CaSiO3 + 5CO
Фосфин - ядовитый газ с чесночным запахом, может быть получен из фосфида цинкаидействием кислот или воды:
Zn3P2 + 6HCl → 2PH3 + 3ZnCl2
Основные свойства фосфина слабее, чем у аммиака:
PH3 + HCl → PH4Cl
Соли фосфония в водных растворах неустойчивы:
PH4 + H2O → PH3 + H3O
Фосфин имеет восстановительные (низшая степень окисления фосфора), горит на воздухе:
2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O
Фосфин – бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы. Самовоспламеняется на воздухе
2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О
Мало растворим в воде и в отличие от NH3 не реагирует с ней.
С о ч е н ь с и л ь ным и б е с к и с л о р о д ным и кислотами образует соли фосфония аналогично аммиаку.
РН3 + HI= PH4I
иодид фосфония
Дифосфин (аналог гидразина) (Р2Н4) – представляет собой жидкость,
самовоспламеняющуюся на воздухе.
Получение: Из фосфоритной муки сплавлением с углеродом и оксидом кремния
Ca3(PO4)2 + C +SiO2 → P4 + CaSiO3 + CO
Из фосфата Са, при температуре выше 1500оС: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO
Хим св-ва: P + O2 = P2O3; P + O2 = P2O5; P + S = P2S3; P + Cl2 = PCl3; P + H2 не идет
Аллотропные модификации: Белый фосфор – сильный яд, даже в малых дозах действует смертельно. В твердом состоянии получается при быстром охлаждении паров фосфора. В чистом виде совершенно бесцветен, прозрачен, по внешнему виду похож на воск: на холоде хрупок, при температуре выше 15 °C – мягкий, легко режется ножом.
Красный фосфор – порошок красно-бурого цвета, неядовит, нелетуч, нерастворим в воде и во многих органических растворителях и сероуглероде; не воспламеняется на воздухе и не светится в темноте. Только при нагревании до 260 °C воспламеняется. При сильном нагревании, без доступа воздуха, не плавясь (минуя жидкое состояние) испаряется – сублимируется. При охлаждении превращается в белый фосфор.
Черный фосфор получается при сильном нагревании и при высоком давлении белого фосфора. Черный фосфор тяжелее других модификаций. Применяется очень редко – как полупроводник в составе фосфата галлия и индия в металлургии.
Реагирует с кислотами P + HNO3 = H PO4 + NO + H2O; P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O
Реагирует со щелочами P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3
Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:
H₂ + S → H₂S
Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.
В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.
Аппарат Киппа
Свойства сероводорода
При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:
2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂
H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).
Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:
2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S
На этой реакции основан промышленный способ получения серы.
При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.
Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:
2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S
Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.
Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:
H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃
Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.
Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:
H₂S → Н₂ + S
Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород в природе и жизнедеятельности человека
Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.
Сероводород применяют :
- в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
- в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
- в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
- в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.
Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода
Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:
Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻
Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:
Н⁰ -1е⁻= Н⁺
Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.
Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):
2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²
Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):
S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²
Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :
S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻
Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:
Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,
а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²
Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.
С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:
2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰
Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.
2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;
S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.
Химическое строение молекул H 2 S аналогично строению молекул Н 2 O: (угловая форма)
Но, в отличие от воды, молекулы H 2 S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.
Физические свойства
При обычной температуре H 2 S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H 2 S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H 2 O растворяется - 2,5 л газа).
Сероводород в природе
H 2 S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
S + Н 2 = H 2 S
2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2
3.Действие конц. H 2 SO 4 (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:
5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О
4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:
AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓
Химические свойства H 2 S
H 2 S - сильный восстановитель
Взаимодействие H 2 S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО 2 , H 2 SO 4),
Реакции с простыми веществами окислителями
Окисление кислородом воздуха
2H 2 S + 3О 2 (избыток) = 2SО 2 + 2Н 2 О
2H 2 S + О 2 (недостаток) = 2S↓ + 2Н 2 О
Окисление галогенами:
H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr
Реакции с окисляющими кислотами (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).
3H 2 S + 8HNО 3 (разб.) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4Н 2 О
H 2 S + 8HNО 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NО 2 + 4Н 2 О
H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = S↓ + SО 2 + 2Н 2 О
Реакции с солями - окислителями
5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 О
5H 2 S + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5SО 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14Н 2 О
H 2 S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl
Водный раствор H 2 S проявляет свойства слабой кислоты
Сероводородная кислота H 2 S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато
1-я ступень: H 2 S → Н + + HS -
2-я ступень: HS - → Н + + S 2-
Для H 2 S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:
а) с активными металлами
H 2 S + Mg = Н 2 + MgS
б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей
2H 2 S + 4Аg + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O
в) с основными оксидами
H 2 S + ВаО = BaS + Н 2 O
г) со щелочами
H 2 S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н 2 O
д) с аммиаком
H 2 S + 2NH 3 (избыток) = (NH 4) 2 S
Особенности реакций H 2 S с солями сильных кислот
Несмотря на то, что сероводородная кислота - очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.
Качественная реакция на сульфид-анион
Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S 2- и сероводорода:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS↓ черный осадок.
Газообразный H 2 S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO 3) 2 , которая чернеет в присутствии H 2 S.
Сульфиды
Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.
Обратимый гидролиз растворимых сульфидов
Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:
S 2- + H 2 O → HS - + ОН -
Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию
Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли - гидросульфиды:
2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS - + H 2 O → H 2 S + ОН -
Необратимый гидролиз сульфидов
Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 3H 2 S + 2AI(OH) 3↓
Аналогичным образом разлагаются Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3
Нерастворимые сульфиды
Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:
FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S
ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S
Сульфиды Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
Окислительный обжиг сульфидов
Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Способы получения сульфидов
1. Непосредственное соединение простых веществ:
2.Взаимодействие H 2 S с растворами щелочей:
H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфид натрия
H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гидросульфид натрия
3.Взаимодействие H 2 S или (NH 4) 2 S с растворами солей:
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3
4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:
Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО
Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Сероводород представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.
Он немного тяжелее воздуха, сжижается при температуре -60,3 o С и затвердевает при -85,6 o С. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .
Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный предмет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значительно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.
Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Сероводород очень ядовит. Длительное вздыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.
При 20 o С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная воды скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха.
Получение сероводорода
При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.
Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.
Более чистый сероводород можно получитьпри гидролизе CaS, BaS или A1 2 S 3 . Чистейший газполучается прямой реакцией водорода и серы при 600 °С.
Химические свойства сероводорода
Раствор сероводорода в воде обладает свойствами кислота. Сероводород - слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:
H 2 S↔H + + HS — (K 1 = 6×10 -8).
Диссоциация по второй ступени
HS — ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)
протекает в ничтожно малой степени.
Сероводород - сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.
Средние соли сероводорода называют сульфидами.
Применение сероводорода
Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Определите во сколько раз тяжелее воздуха сероводород H 2 S. |
| Решение | Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Данная величина показывает, во сколько раз первый газ тяжелее или легче второго газа.
Относительную молекулярную массу воздуха принимают равной 29 (с учетом содержания в воздухе азота, кислорода и других газов). Следует отметить, что понятие «относительная молекулярная масса воздуха» употребляется условно, так как воздух - это смесь газов. D air (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (air); D air (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 ×A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34. |
| Ответ | Сероводород H 2 S тяжелее воздуха в 1,17 раз. |
ПРИМЕР 2
| Задание | Найдите плотность по водороду смеси газов, в которой объемная доля кислорода составляет 20%, водорода - 40%, остальное - сероводород H 2 S. |
| Решение | Объемные доли газов будут совпадать с молярными, т.е. с долями количеств веществ, это следствие из закона Авогадро. Найдем условную молекулярную массу смеси:
M r conditional (mixture) = φ (O 2) ×M r (O 2) + φ (H 2) ×M r (H 2) + φ (H 2 S) ×M r (H 2 S); |
Сероводород (H 2 S ) - очень канцерогенный, токсичный газ. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.
Получение сероводорода.
1. В лаборатории H 2 S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:
FeS + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 S ,
2. Взаимодействие Al 2 S 3 с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
Химические свойства сероводорода.
Сероводород H 2 S - ковалентное соединение, не образующее водородных связей, как молекула Н 2 О . (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 H 2 S выше, чем у кислорода . Также H 2 S плохо растворим в воде, что также указывает на отсутствие водородных связей).
H 2 S + Br 2 = S + 2HBr,
2. Сероводород H 2 S - очень слабая кислота, в растворе ступенчато диссоциирует:
H 2 S ⇆ H + + HS - ,
HS - ⇆ H + + S 2- ,
3. Взаимодействует с сильными окислителями:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl,
2 H 2 S + H 2 SO 3 = 3 S + 3 H 2 O ,
2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S + 2 HCl ,
4. Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):
Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .
Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS - осадок черного цвета.