Сірководнева кислота сильна чи слабка. Сірководень та сірководнева кислота

Сірководень – H2S – безбарвний газ із різким запахом протухлих яєць. Погано розчинний у воді. Токсичний. Молекула сірководню має кутову форму. Молекула полярна. У зв'язку з тим, що сірководень не утворює міцних водневих зв'язків, нормальних умовахсірководень – газ. У водному розчині сірководень утворює слабку сірководневу кислоту.

Отримання

Витіснення сильними кислотами із солей:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S (апарат Кіппа)

Реакції сірководню: окислюється киснем повітря до сірки або сірчистого газу

2H2S + O2 = 2S(SO2) + 2H2O

Сірководнева кислота - слабка, двоосновна

Сірководнева кислота

Нерозчинні середні солі сірководневої кислоти (сульфіди) одержують взаємодією сірки з металами або в реакціях обміну між розчинами солей:

Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4

K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl

Розчинні сульфіди утворені лужними та лужноземельними металами. Їх можна отримати взаємодією розчинів кислоти з металами чи лугами. При цьому залежно від молярного співвідношення між вихідними речовинами можуть утворюватися як кислі (гідросульфіди), і середні солі.

H2S + NaOH = NaHS + H2O (при нестачі лугу)

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (надлишком лугу)

Деякі сульфіди (CuS, HgS, Ag2S, PbS) не розкладаються розчинами сильних кислот. Тому сірководнева кислота може витіснити сильні кислоти з водних розчинів їх солей, утворених цими металами:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl

Сірководнева кислота на повітрі повільно окислюється киснем із сіркою:

2H2S + О2 = 2S↓ + 2H2O

Тому згодом розчини H2S при зберіганні каламутніють.

Сульфіди лужноземельних металів у водному розчині по першій стадії гідролізуються майже на 100% і існують у вигляді кислих розчинних солей:

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2

Сульфіди деяких металів (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) H2O гідролізуються повністю:

Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3 H2S

Більшість сульфідів важких металівдуже погано розчиняються в H2O.

50) Фосфор. Алотропні модифікації фосфору.

Фосфор - складова частинарослинних та тваринних білків. У рослин фосфор зосереджений у насінні, у тварин - нервової тканини, м'язи, скелет. Організм людини містить близько 1,5 кг фосфору: 1,4 кг - у кістках,

130 г - у м'язах та 13 г у нервовій тканині. У природі фосфор у зв'язаному вигляді.

Найважливіші мінерали:

апатит Ca5(PO4)3F та фосфорит Ca3(PO4)2.

Фосфор може бути отриманий нагріванням суміші фосфориту,

вугілля та піску у спеціальній печі:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 2P + 3CaSiO3 + 5CO

Фосфін - отруйний газ із часниковим запахом, може бути отриманий з фосфіду цинкаїдією кислот або води:

Zn3P2 + 6HCl → 2PH3 + 3ZnCl2

Основні властивості фосфіну слабші, ніж у аміаку:

PH3 + HCl → PH4Cl

Солі фосфонію в водних розчинахнестійкі:

PH4 + H2O → PH3 + H3O

Фосфін має відновлювальні (нижчий ступінь окислення фосфору), горить на повітрі:

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

Фосфін – безбарвний отруйний газ із запахом гнилої риби. Самозаймається на повітрі

2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О

Мало розчинний у воді та на відміну від NH3 не реагує з нею.

С оч е н ь с і л ь ним і б е с к і с л о рд ним і кислотами утворює солі фосфонію аналогічно аміаку.

РН3 + HI = PH4I

іодид фосфонія

Дифосфін (аналог гідразину) (Р2Н4) - являє собою рідину,

самозаймисті на повітрі.

З фосфоритного борошна сплавленням з вуглецем і оксидом кремнію

Ca3(PO4)2 + C + SiO2 → P4 + CaSiO3 + CO

З фосфату Са при температурі вище 1500оС: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO

Хім св-ва: P + O2 = P2O3; P + O2 = P2O5; P + S = P2S3; P + Cl2 = PCl3; P + H2 не йде

Алотропні модифікації:Білий фосфор – сильна отрута, навіть у малих дозах діє смертельно. У твердому стані виходить за швидкого охолодження парів фосфору. У чистому вигляді абсолютно безбарвний, прозорий, зовнішньому виглядусхожий на віск: на холоді тендітний, при температурі вище 15 ° C – м'який, легко ріжеться ножем.

Червоний фосфор – порошок червоно-бурого кольору, неотруйний, нелетючий, нерозчинний у воді та в багатьох органічних розчинниках та сірковуглецю; не спалахує на повітрі і не світиться в темряві. Тільки при нагріванні до 260 ° C запалюється. При сильному нагріванні, без доступу повітря, не плавлячись (минаючи рідкий стан) випаровується - сублімується. При охолодженні перетворюється на білий фосфор.

Чорний фосфор виходить при сильному нагріванні і високому тиску білого фосфору. Чорний фосфор важчий за інші модифікації. Застосовується дуже рідко – як напівпровідник у складі фосфату галію та індія у металургії.

Реагує з кислотами P+HNO3=HPO4+NO+H2O; P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O

Реагує з лугами P+KOH+H2O=KH2PO2+PH3

Сірководень (H₂S) є безбарвним газом із запахом тухлих яєць. За щільністю він важчий за водень. Сірководень смертельно отруйний для людини та тварин. Навіть незначний його вміст у повітрі викликає запаморочення та нудоту, але найстрашнішим є те, що при тривалому його вдиханні цей запах уже не відчувається. Однак при отруєнні сірководнем існує проста протиотрута: слід загорнути в хустку шматок хлорного вапна, потім змочити, і якийсь час нюхати цей пакунок. Сірководень отримують шляхом взаємодії сірки з воднем при температурі 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Це окислювально-відновна реакція: під час неї змінюються ступеня окислення елементів, що беруть участь у ній.

У лабораторних умовсірководень одержують впливом на сульфід заліза сірчаної або соляної кислоти:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Це реакція обміну: у ній взаємодіючі речовини обмінюються власними іонами. Цей процес зазвичай проводять за допомогою апарату Кіппа.

Апарат Кіппа

Властивості сірководню

При горінні сірководню утворюється оксид сірки 4 і водяна пара:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горить блакитним полум'ям, а якщо над ним потримати перевернутий хімічний стакан, то на його стінках з'явиться прозорий конденсат (вода).

Однак при незначному зниженні температури дана реакція проходить дещо інакше: на стінках попередньо охолодженої склянки з'явиться вже жовтуватий наліт вільної сірки:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На цій реакції заснований промисловий спосіб одержання сірки.

При підпалюванні попередньо підготовленої газоподібної суміші сірководню та кисню відбувається вибух.

Реакція сірководню та оксиду сірки(IV) також дозволяє отримати вільну сірку:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сірководень розчинний у воді, причому три об'єми цього газу можуть розчинитися в одному об'ємі води, утворюючи слабку і нестійку сірководневу кислоту (Н₂S). Цю кислоту також називають сірководневою водою. Як бачите, формули газу-сірководню та сірководневої кислоти записуються однаково.

Якщо до сірководневої кислоти прилити розчин солі свинцю, випаде чорний осад сульфіду свинцю:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Це якісна реакціядля виявлення сірководню. Вона демонструє здатність сірководневої кислоти вступати в реакції обміну з розчинами солей. Таким чином, будь-яка розчинна сіль свинцю є реактивом на сірководень. Деякі інші сульфіди металів також мають характерне забарвлення, наприклад: сульфід цинку ZnS - біле, сульфід кадмію CdS - жовте, сульфід міді CuS - чорне, сульфід сурми Sb₂S₃ - червоне.

До речі, сірководень є нестійким газом і при нагріванні практично повністю розкладається на водень та вільну сірку:

H₂S → Н₂ + S

Сірководень інтенсивно взаємодіє з водними розчинами галогенів:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂SO₄ + 8HCl

Сірководень у природі та життєдіяльності людини

Сірководень входить до складу вулканічних газів, природного газута газів, супутніх родовищам нафти. Багато його і в природних мінеральних водах, наприклад, у Чорному морі, він залягає на глибині від 150 метрів і нижче.

Сірководень застосовують:

• у медицині (лікування сірководневими ваннами та мінеральними водами);
• у промисловості (отримання сірки, сірчаної кислоти та сульфідів);
• в аналітичної хімії(Для осадження сульфідів важких металів, які зазвичай нерозчинні);
• в органічному синтезі (для отримання сірчистих аналогів органічних спиртів (меркаптанів) і тіофену (сірковмісного ароматичного вуглеводню). Ще один з напрямків, що недавно з'явилися, в науці - сірководнева енергетика. Всерйоз вивчається отримання енергії з покладів сірководню з дна Чорного моря.

Природа окисно-відновних реакцій сірки та водню

Реакція утворення сірководню є окисно-відновною:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процес взаємодії сірки з воднем легко пояснюється будовою атомів. Водень займає перше місце в періодичної системиотже, заряд його атомного ядра дорівнює (+1), а навколо ядра атома паморочиться 1 електрон. Водень легко віддає свій електрон атомам інших елементів, перетворюючись на позитивно заряджений іон водню - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сірка знаходиться на шістнадцятій позиції в таблиці Менделєєва. Отже, заряд ядра її атома дорівнює (+16) і кількість електронів у кожному атомі також 16е⁻. Розташування сірки в третьому періоді говорить про те, що її шістнадцять електронів кружляють навколо атомного ядра, утворюючи 3 шари, на останньому з яких 6 валентних електронів. Кількість валентних електронів сірки відповідає номеру групи VI, де вона перебуває у періодичної системі.

Отже, сірка може віддати всі шість валентних електронів, як у разі утворення оксиду сірки(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Крім того, в результаті окислення сірки, 4е⁻можуть бути віддані її атомом іншому елементу з утворенням оксиду сірки(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сірка може віддати також два електрони з утворенням хлориду сірки(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

У всіх трьох вищезгаданих реакціях сірка віддає електрони. Отже, вона окислюється, але при цьому виступає в ролі відновника для атомів кисню та хлору Cl. Однак у разі утворення H2S окислення - доля атомів водню, оскільки саме вони втрачають електрони, відновлюючи зовнішній енергетичний рівеньсірки із шести електронів до восьми. Внаслідок цього кожен атом водню в його молекулі стає протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула сірки, навпаки, відновлюючись, перетворюється на негативно заряджений аніон (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким чином, у хімічної реакціїутворення сірководню окислювачем виступає саме сірка.

З точки зору прояву сірки різних ступенів окислення, цікава ще одна взаємодія оксиду сірки(IV) і сірководню - реакція отримання вільної сірки:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Як очевидно з рівняння реакції, і окислювачем, і відновником у ній є іони сірки. Два аніони сірки (2-) віддають по два свої електрони атому сірки в молекулі оксиду сірки(II), внаслідок чого всі три атоми сірки відновлюються до вільної сірки.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - відновник, окислюється;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислювач, відновлюється.

Хімічна будова молекул H 2 S аналогічна до будови молекул Н 2 O: (кутова форма)

Але, на відміну води, молекули H 2 S малополярны; водневі зв'язки між ними не утворюються; міцність молекул значно нижча.

Фізичні властивості

При звичайній температурі H 2 S - безбарвний газ із надзвичайно неприємним задушливим запахом тухлих яєць, дуже отруйний (при концентрації > 3 г/м 3 спричиняє смертельне отруєння). Сірководень важчий за повітря, легко конденсується в безбарвну рідину. H 2 S розчинний у воді (при звичайній температурі в 1 л H 2 O розчиняється - 2,5 л газу).

Сірководень у природі

H 2 S присутній у вулканічних та підземних газах, у воді сірчаних джерел. Він утворюється при гниття білків, що містять сірку, а також виділяється у процесі життєдіяльності численних мікроорганізмів.

Способи отримання

1. Синтез із простих речовин:

S + Н 2 = H 2 S

2. Дія неокислювальних кислот на сульфіди металів:

FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2

3. Дія конц. H 2 SO 4 (без надлишку) на лужні та лужноземельні Me:

5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О

4. Утворюється при незворотному гідролізі деяких сульфідів:

AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓

Хімічні властивості H 2 S

H 2 S – сильний відновник

Взаємодія H 2 S з окислювачами призводить до утворення різних речовин(S, SО 2 H 2 SO 4),

Реакції з простими речовинамиокислювачами

Окислення киснем повітря

2H 2 S + 3О 2 (надлишок) = 2SО 2 + 2Н 2 О

2H 2 S + О 2 (недолік) = 2S↓ + 2Н 2 О

Окислення галогенами:

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr

Реакції з кислотами, що окислюють (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).

3H 2 S + 8HNО 3 (розб.) = 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

Реакції із солями - окислювачами

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

Водний розчин H 2 S виявляє властивості слабкої кислоти.

Сірководнева кислота H 2 S 2-основна кислота дисоціює ступінчасто

1-й ступінь: H 2 S → Н++ HS -

2-й ступінь: HS - → Н + + S 2-

Для H 2 S у водному розчині характерні реакції, загальні для класу кислот, у яких вона поводиться як слабка кислота. Взаємодіє:

а) з активними металами

H 2 S + Mg = Н 2 + MgS

б) з малоактивними металами (Аg, Сі, Нg) у присутності окислювачів

2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O

в) з основними оксидами

H 2 S + ОО = BaS + Н 2 O

г) із лугами

H 2 S + NaOH(недолік) = NaHS + Н 2 O

д) з аміаком

H 2 S + 2NH 3 (надлишок) = (NH 4) 2 S

Особливості реакцій H 2 S із солями сильних кислот

Незважаючи на те, що сірководнева кислота дуже слабка, вона реагує з деякими солями сильних кислот, наприклад:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

Реакції протікають у тих випадках, якщо сульфід Me, що утворюється, нерозчинний не тільки у воді, а й у сильних кислотах.

Якісна реакція на сульфід-аніон

Одна з таких реакцій використовується для виявлення аніонів S 2 і сірководню:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS чорний осад.

Газоподібний H 2 S виявляють за допомогою вологого паперу, змоченого розчином Pb(NO 3) 2 який чорніє в присутності H 2 S.

Сульфіди

Сульфідами називають бінарні сполуки сірки з менш ЕО елементами, у тому числі з деякими неметалами (С, Si, Р, As та ін).

Найбільше значення мають сульфіди металів, оскільки багато з них є природними сполуками і використовуються як сировина для отримання вільних металів, сірки, діоксиду сірки.

Оборотний гідроліз розчинних сульфідів

Сульфіди лужних Me і амонію добре розчиняються у воді, але у водному розчині вони піддаються гідролізу в дуже значній мірі:

S 2- + H 2 O → HS - + ВІН -

Тому розчини сульфідів мають сильнолужну реакцію.

Сульфіди лужноземельних Me і Mg, взаємодіючи з водою, піддаються повному гідролізу і переходять в розчинні кислі солі- гідросульфіди:

2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2

При нагріванні розчинів сульфідів гідроліз протікає і по 2-му ступені:

HS - + H 2 O → H 2 S + ВІН -

Необоротний гідроліз сульфідів

Сульфіди деяких металів піддаються незворотному гідролізу і повністю розкладаються у водних розчинах, наприклад:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 3H 2 S + 2AI(OH) 3↓

Аналогічно розкладаються Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3

Нерозчинні сульфіди

Більшість сульфідів важких металів у воді практично не розчиняються і тому гідроліз не піддаються. Деякі з них розчиняються під дією сильних кислот, наприклад:

FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S

ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S

Сульфіди Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не тільки у воді, але і в багатьох кислотах.

Окислювальний випал сульфідів

Окислення сульфідів киснем повітря при високій температуріє важливою стадією переробки сульфідної сировини. Приклади:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Способи одержання сульфідів

1. Безпосереднє з'єднання простих речовин:

2.Взаємодія H 2 S з розчинами лугів:

H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфід натрію

H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гідросульфід натрію

3.Взаємодія H 2 S або (NH 4) 2 S з розчинами солей:

H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4

H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3

4. Відновлення сульфатів прожарюванням з вугіллям:

Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО

Цей процес використовують для отримання сульфідів лужних та лужноземельних металів.

ВИЗНАЧЕННЯ

Сірководеньє безбарвним газом з характерним запахом гниючого білка.

Він трохи важчий за повітря, зріджується при температурі -60,3 o С і твердне при -85,6 o С. На повітрі сірководень горить блакитним полум'ям, утворюючи діоксид сірки і воду:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .

Якщо внести в полум'я сірководню якийсь холодний предмет, наприклад фарфорову чашку, то температура полум'я значно знижується і сірководень окислюється тільки до вільної сірки, що осідає на чашці у вигляді жовтого нальоту:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Сірководень легко запалюється; суміш його з повітрям підриває. Сірководень дуже отруйний. Тривале зітхання повітря, що містить газ навіть у невеликих кількостях, викликає важкі отруєння.

При 20 o З один об'єм води розчиняє 2,5 об'єму сірководню. Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою. При стоянні на повітрі, особливо на світлі, сірководнева вода скоро стає каламутною від сірки, що виділяється. Це відбувається внаслідок окислення сірководню киснем повітря.

Отримання сірководню

При високій температурі сірка взаємодіє з воднем, утворюючи газ сірководень.

Практично сірководень зазвичай отримують дією розведених кислот на сірчисті метали, наприклад, на сульфід заліза:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.

Чистіший сірководень можна отримати при гідролізі CaS, BaS або A1 2 S 3 . Найчистіший газ виходить прямою реакцією водню і сірки при 600 °С.

Хімічні властивості сірководню

Розчин сірководню у воді має властивості кислота. Сірководень – слабка двоосновна кислота. Вона дисоціює ступінчасто і в основному по першому щаблі:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6×10 -8).

Дисоціація по другому ступеню

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

протікає в мізерно малому ступені.

Сірководень – сильний відновник. При дії сильних окислювачів він окислюється до діоксиду сірки або сірчаної кислоти; глибина окиснення залежить від умов: температури, рН розчину, концентрації окисника. Наприклад, реакція з хлором зазвичай протікає до утворення сірчаної кислоти:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Середні солі сірководню називають сульфідами.

Застосування сірководню

Застосування сірководню досить обмежене, що насамперед пов'язане з його високою токсичністю. Він знайшов застосування в лабораторній практиці як осадник важких металів. Сірководень служить сировиною для отримання сірчаної кислоти, сірки в елементарному вигляді та сульфідів

Приклади розв'язання задач

ПРИКЛАД 1

Завдання	Визначте у скільки разів важчий за повітря сірководень H 2 S.
Рішення	Відношення маси даного газу до маси іншого газу, взятого в тому ж обсязі, при тій же температурі і тому ж тиску, називається відносною щільністю першого газу по другому. Ця величина показує, у скільки разів перший газ важчий або легший за другий газ. Відносну молекулярну масуповітря приймають рівною 29 (з урахуванням вмісту в повітрі азоту, кисню та інших газів). Слід зазначити, що поняття «відносна молекулярна маса повітря» використовується умовно, оскільки повітря це суміш газів. 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.
Відповідь	Сірководень H 2 S важчий за повітря в 1,17 разів.

ПРИКЛАД 2

Завдання	Знайдіть щільність водню суміші газів, у якій об'ємна частка кисню становить 20%, водню - 40%, решта - сірководень H 2 S.
Рішення	Об'ємні частки газів збігатимуться з молярними, тобто. з частками кількостей речовин, це наслідок із закону Авогадро. Знайдемо умовну молекулярну масу суміші: 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);

Сірководень (H 2 S) - Дуже канцерогенний, токсичний газ. Має різкий характерний запах тухлих яєць.

Отримання сірководню.

1. У лабораторії H 2 Sотримують в ході реакції між сульфідами та розведеними кислотами:

FeS + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 S,

2. Взаємодія Al 2 S 3 з холодною водою(Сірководень, що утворюється, більш чистий, ніж при першому способі отримання):

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.

Хімічні властивості сірководню.

Сірководень H 2 S - ковалентне з'єднання, що не утворює водневих зв'язків, як молекула Н 2 Про. (Різниця в тому, що атом сірки більший за розміром і більш електронегативний, ніж атом кисню. Тому щільність заряду у сірки менша. І через відсутність водневих зв'язків температура кипіння у H 2 Sвище, ніж у кисню. Також H 2 Sпогано розчинний у воді, що також свідчить про відсутність водневих зв'язків).

H 2 S + Br 2 = S + 2HBr,

2. Сірководень H 2 S- дуже слабка кислота, в розчині ступінчасто дисоціює:

H 2 S ⇆ H + + HS - ,

HS - ⇆ H + + S 2- ,

3. Взаємодіє із сильними окислювачами:

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. Реагує з основами, основними оксидами та солями, при цьому утворюючи кислі та середні солі (гідросульфіди та сульфіди):

Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .

Цю реакцію використовують для виявлення сірководню або сульфід-іонів. PbS- Осадок чорного кольору.