Получаване на сероводород. Сероводородна киселина С какви соли реагира хидросулфидната киселина?

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Водороден сулфиде безцветен газ с характерна миризма на гниещ протеин.

Той е малко по-тежък от въздуха, втечнява се при температура от -60,3 o C и се втвърдява при -85,6 o C. Във въздуха сероводородът гори със синкав пламък, образувайки серен диоксид и вода:

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

Ако поставите някакъв студен предмет, като например порцеланова чаша, в пламъка на сероводорода, температурата на пламъка спада значително и сероводородът се окислява само до свободна сяра, която се утаява върху чашата под формата на жълто покритие:

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

Сероводородът е силно запалим; сместа му с въздух експлодира. Сероводородът е много отровен. Продължителното вдишване на въздух, съдържащ този газ, дори и в малки количества, причинява тежко отравяне.

При 20 o C един обем вода разтваря 2,5 обема сероводород. Разтвор на сероводород във вода се нарича сероводородна вода. Когато стои на въздух, особено на светлина, сероводородната вода скоро става мътна от отделената сяра. Това се случва в резултат на окисляването на сероводорода от атмосферния кислород.

Производство на сероводород

При високи температури сярата реагира с водорода, за да образува газ сероводород.

На практика сероводородът обикновено се получава чрез действието на разредени киселини върху серни метали, например железен сулфид:

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

По-чист сероводород може да се получи чрез хидролиза на CaS, BaS или A1 2 S 3. Най-чистият газ се получава при директна реакция на водород и сяра при 600 °C.

Химични свойства на сероводорода

Разтвор на сероводород във вода има свойствата на киселина. Сероводородът е слаба двуосновна киселина. Той се разделя стъпка по стъпка и главно според първата стъпка:

H 2 S↔H + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

Втори етап на дисоциация

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

се среща в незначителна степен.

Сероводородът е силен редуциращ агент. Когато е изложен на силни окислители, той се окислява до серен диоксид или сярна киселина; дълбочината на окисление зависи от условията: температура, pH на разтвора, концентрация на окислителя. Например, реакцията с хлор обикновено протича до образуване на сярна киселина:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

Средните соли на сероводорода се наричат ​​сулфиди.

Приложение на сероводород

Използването на сероводород е доста ограничено, което се дължи главно на високата му токсичност. Намира приложение в лабораторната практика като утаител на тежки метали. Сероводородът служи като суровина за производството на сярна киселина, сяра в елементарна форма и сулфиди

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Реакция на алуминиев сулфид със студена вода

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

Директен синтез от елементи възниква, когато водородът преминава през разтопена сяра:

H 2 + S = H 2 S.

Нагряване на смес от парафин и сяра.

1.9. Сероводородна киселина и нейните соли

Сероводородната киселина има всички свойства на слабите киселини. Реагира с метали, метални оксиди, основи.

Като двуосновна киселина, тя образува два вида соли - сулфиди и хидросулфиди . Хидросулфидите са силно разтворими във вода, сулфидите на алкалните и алкалоземните метали също, а сулфидите на тежките метали са практически неразтворими.

Сулфидите на алкалните и алкалоземните метали не са оцветени, останалите имат характерен цвят, например сулфиди на мед (II), никел и олово - черен, кадмий, индий, калай - жълт, антимон - оранжев.

Йонните сулфиди на алкални метали M 2 S имат структура от флуоритен тип, където всеки серен атом е заобиколен от куб от 8 метални атома и всеки метален атом е заобиколен от тетраедър от 4 серни атома. Сулфидите от тип MS са характерни за алкалоземните метали и имат структура от типа на натриев хлорид, където всеки метален и серен атом е заобиколен от октаедър от атоми от различен тип. Тъй като ковалентният характер на връзката метал-сяра се увеличава, се реализират структури с по-ниски координационни числа.

Сулфидите на цветните метали се срещат в природата като минерали и руди и служат като суровина за производството на метали.

Получаване на сулфиди

Пряко взаимодействие на прости вещества при нагряване в инертна атмосфера

Редукция на твърдите соли на оксокиселините

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°C)

SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°C)

CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°C)

Слабо разтворимите метални сулфиди се утаяват от техните разтвори чрез действието на сероводород или амониев сулфид

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Химични свойства на сулфидите

Разтворимите сулфиди във вода са силно хидролизирани и имат алкална среда:

Na2S + H2O = NaHS + NaOH;

S 2- + H 2 O = HS - + OH - .

Окисляван от кислород на въздуха, в зависимост от условията е възможно образуването на оксиди, сулфати и метали:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2;

CaS + 2O 2 = CaSO 4;

Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2.

Сулфидите, особено разтворимите във вода, са силни редуциращи агенти:

2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.

1.10. Сероводородна токсичност

Във въздуха сероводородът се запалва при около 300 °C. Експлозивни са смесите му с въздух, съдържащ от 4 до 45% H 2 S. Токсичността на сероводорода често се подценява и работата с него се извършва без да се вземат достатъчно предпазни мерки. Междувременно дори 0,1% H 2 S във въздуха бързо причинява тежко отравяне. Когато сероводородът се вдишва в значителни концентрации, може да настъпи незабавно припадък или дори смърт от респираторна парализа (ако жертвата не е била незабавно извадена от отровената атмосфера). Първият симптом на остро отравяне е загубата на обоняние. Впоследствие се появяват главоболие, световъртеж и гадене. Понякога след известно време настъпва внезапно припадък. Противоотровата е преди всичко чистият въздух. Силно отровените със сероводород получават кислород за дишане. Понякога трябва да се използва изкуствено дишане. Хроничното отравяне с малки количества H 2 S причинява общо влошаване на здравето, отслабване, главоболие и др. Максимално допустимата концентрация на H 2 S във въздуха на промишлени помещения се счита за 0,01 mg / l.

При нагряване сярата реагира с водород. Образува се отровен газ с остра миризма - сероводород. Иначе се нарича сероводород, сероводород, дихидросулфид.

Структура

Сероводородът е бинарно съединение на сяра и водород. Формулата на сероводорода е H 2 S. Структурата на молекулата е подобна на структурата на водната молекула. Въпреки това, сярата образува не водородна връзка с водорода, а ковалентна полярна връзка. Това се дължи на факта, че за разлика от кислородния атом, серният атом е с по-голям обем, има по-ниска електроотрицателност и по-ниска плътност на заряда.

Ориз. 1. Структурата на сероводорода.

Касова бележка

Сероводородът е рядък в природата. В малки концентрации е част от асоциирани, естествени, вулканични газове. Моретата и океаните съдържат сероводород на големи дълбочини. Например сероводородът се намира на дълбочина 200 метра в Черно море. В допълнение, сероводородът се отделя, когато протеините, съдържащи сяра, гният.

В промишлеността се получава по няколко начина:

• реакция на киселини със сулфиди:

  FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S;

• ефектът на водата върху алуминиевия сулфид:

  Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S;

• чрез сливане на сяра с парафин:

  C 18 H 38 + 18S → 18H 2 S + 18C.

Най-чистият газ се получава при директно взаимодействие на водород и сяра. Реакцията протича при 600°C.

Физични свойства

Дихидросулфидът е безцветен газ с мирис на развалени яйца и сладникав вкус. Това е токсично вещество, опасно във високи концентрации. Поради молекулярната си структура, сероводородът не се втечнява при нормални условия.

Общи физични свойства на сероводорода:

• слабо разтворим във вода;
• проявява свръхпроводникови свойства при температура от -70°C и налягане от 150 GPa;
• запалими;
• разтворим в етанол;
• втечнява се при -60,3°C;
• превръща се в твърдо вещество при -85,6°C;
• топи се при -86°C;
• кипи при -60°C;
• се разлага на прости вещества (сяра и водород) при 400°C.

При нормални условия можете да приготвите разтвор на сероводород (сероводородна вода). Сероводородът обаче не реагира с вода. Във въздуха разтворът бързо се окислява и става мътен поради отделянето на сяра. Сероводородната вода проявява слабо киселинни свойства.

Ориз. 2. Сероводородна вода.

Химични свойства

Сероводородът е мощен редуциращ агент. Основните химични свойства на веществото са описани в таблицата.

Ориз. 3. Изгаряне на сероводород.

Сероводородът е токсичен газ, така че употребата му е ограничена. По-голямата част от получения сероводород се използва в промишлената химия за производството на сяра, сулфид и сярна киселина.

Какво научихме?

От темата на урока научихме за структурата, производството и свойствата на сероводорода или сероводорода. Това е безцветен газ с неприятна миризма. Е токсично вещество. Образува сероводородна вода, без да взаимодейства с водата. При реакции проявява свойствата на редуциращ агент. Реагира с атмосферен кислород, силни окислители (оксиди, кислородни киселини) и основи. Разпада се в разтвор на два етапа. Сероводородът се използва в химическата промишленост за производство на производни.

Тест по темата

Оценка на доклада

Среден рейтинг: 4.4. Общо получени оценки: 66.

Сярата е едно от веществата, познати на човечеството от незапомнени времена. Дори древните гърци и римляни са намерили различни приложения за него. Парченца самородна сяра се използвали за извършване на ритуала за прогонване на злите духове. И така, според легендата, Одисей, връщайки се в дома си след дълги скитания, първо заповядал да бъде опушен със сяра. Има много препратки към това вещество в Библията.

През Средновековието сярата е заемала важно място в арсенала на алхимиците. Както вярваха, всички метали се състоят от живак и сяра: колкото по-малко сяра, толкова по-благородни. Практическият интерес към това вещество в Европа нараства през 13-14 век, след появата на барута и огнестрелните оръжия. Основният доставчик на сяра беше Италия.

Днес сярата се използва като суровина за производството на сярна киселина, барут, при вулканизацията на каучук, в органичния синтез, а също и за борба с селскостопанските вредители. Сярата на прах се използва в медицината като външен дезинфектант.

Взаимодействие на сярата с прости вещества

Сярата реагира като окислител :

2Na + S = Na 2 S

как редуциращ агент :

Взаимодействие на сярата със сложни вещества

а) сярата не се разтваря във вода и дори не се намокря от вода;

б) как редукторът сяра взаимодейства с ( , ) при нагряване:

S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO

S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O

в) проявявайки свойствата както на окислител, така и на редуциращ агент, сярата влиза в реакции на диспропорциониране (самоокисление-самонамаляване) с разтвори при нагряване:

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

Сероводород и сероводородна киселина

а) H 2 S + CaO = CaS + H 2 O

б) H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O

в) CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

г) Ca + H 2 S = CaS + H 2

Качествена реакция към хидросулфидна киселина и нейните разтворими соли (т.е. към сулфидния йон S 2-) е тяхното взаимодействие с разтворими соли. В този случай се отделя черна утайка от оловен (II) сулфид PbS:

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3

Редокс свойства

При окислително-редукционните реакции както газообразният сероводород, така и хидросулфидната киселина проявяват силни редуциращи свойства, тъй като серният атом в H2S има най-ниската степен на окисление - 2 и следователно може да бъде само окислен. Лесно се окислява:

Можете да изтеглите резюмета по други теми

Сероводородът (H₂S) е безцветен газ с миризма на развалени яйца. Той е по-плътен от водорода. Сероводородът е смъртоносно отровен за хората и животните. Дори малко количество от него във въздуха предизвиква виене на свят и гадене, но най-лошото е, че след дълго вдишване тази миризма вече не се усеща. Въпреки това, за отравяне със сероводород има прост противоотрова: трябва да увиете парче белина в носна кърпа, след това да я навлажнете и да подушите опаковката за известно време. Сероводородът се получава чрез взаимодействие на сяра с водород при температура 350 °C:

H₂ + S → H₂S

Това е редокс реакция: по време на нея степента на окисление на елементите, участващи в нея, се променя.

В лабораторни условия сероводородът се получава чрез третиране на железен сулфид със сярна или солна киселина:

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H2S

Това е реакция на обмен: при нея взаимодействащите вещества обменят своите йони. Този процес обикновено се извършва с помощта на апарат на Kipp.

Свойства на сероводорода

При изгаряне на сероводород се образуват серен оксид 4 и водни пари:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S гори със синкав пламък и ако държите над него обърната чаша, по стените му ще се появи бистър кондензат (вода).

Въпреки това, при леко понижаване на температурата, тази реакция протича малко по-различно: върху стените на предварително охладеното стъкло ще се появи жълтеникаво покритие от свободна сяра:

2H₂S + O₂ → 2H2O + 2S

Промишленият метод за производство на сяра се основава на тази реакция.

При запалване на предварително приготвена газова смес от сероводород и кислород се получава експлозия.

Реакцията на сероводород и серен (IV) оксид също произвежда свободна сяра:

2H₂S + SO₂ → 2H2O + 3S

Сероводородът е разтворим във вода и три обема от този газ могат да се разтворят в един обем вода, образувайки слаба и нестабилна хидросулфидна киселина (H₂S). Тази киселина се нарича още сероводородна вода. Както можете да видите, формулите на сероводородния газ и сероводородната киселина са написани по същия начин.

Ако разтвор на оловна сол се добави към хидросулфидна киселина, ще се образува черна утайка от оловен сулфид:

H₂S + Pb(NO3)₂ → PbS + 2HNO3

Това е качествена реакция за откриване на сероводород. Той също така демонстрира способността на хидросулфидната киселина да влиза в обменни реакции със солни разтвори. Така всяка разтворима оловна сол е реагент за сероводород. Някои други метални сулфиди също имат характерен цвят, например: цинков сулфид ZnS - бял, кадмиев сулфид CdS - жълт, меден сулфид CuS - черен, антимонов сулфид Sb₂S3 - червен.

Между другото, сероводородът е нестабилен газ и при нагряване почти напълно се разлага на водород и свободна сяра:

H₂S → H₂ + S

Сероводородът взаимодейства интензивно с водни разтвори на халогени:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H2SO₄ + 8HCl

Сероводород в природата и човешката дейност

Сероводородът е част от вулканични газове, природен газ и газове, свързани с нефтени находища. Има го много и в естествените минерални води, например в Черно море се намира на дълбочина от 150 метра и по-долу.

Използва се сероводород:

• в медицината (лечение със сероводородни вани и минерални води);
• в промишлеността (производство на сяра, сярна киселина и сулфиди);
• в аналитичната химия (за утаяване на сулфиди на тежки метали, които обикновено са неразтворими);
• в органичния синтез (за производство на серни аналози на органични алкохоли (меркаптани) и тиофен (съдържащ сяра ароматен въглеводород). Друга наскоро нововъзникваща област в науката е сероводородната енергия. Производството на енергия от сероводородните залежи от дъното на Черно море се изучава сериозно.

Природата на редокс реакциите на сяра и водород

Реакцията на образуване на сероводород е редокс:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесът на взаимодействие на сярата с водорода лесно се обяснява със структурата на техните атоми. Водородът заема първо място в периодичната таблица, следователно зарядът на атомното му ядро ​​е равен на (+1), а 1 електрон обикаля около атомното ядро. Водородът лесно отдава своя електрон на атоми на други елементи, превръщайки се в положително зареден водороден йон - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сярата е на шестнадесета позиция в периодичната таблица. Това означава, че зарядът на ядрото на неговия атом е (+16), а броят на електроните във всеки атом също е 16e⁻. Местоположението на сярата в третия период предполага, че нейните шестнадесет електрона се въртят около атомното ядро, образувайки 3 слоя, последният от които съдържа 6 валентни електрона. Броят на валентните електрони на сярата съответства на номера на група VI, в която се намира в периодичната таблица.

И така, сярата може да отдаде всичките шест валентни електрона, както в случая на образуването на серен (VI) оксид:

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Освен това, в резултат на окисляването на сярата, 4e⁻ може да бъде предадено от своя атом на друг елемент, за да образува серен (IV) оксид:

S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сярата може също да отдаде два електрона, за да образува серен (II) хлорид:

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

И при трите горни реакции сярата отдава електрони. Следователно той се окислява, но в същото време действа като редуциращ агент за кислородните атоми O и хлор Cl. Въпреки това, в случай на образуване на H2S, окислението е многото на водородните атоми, тъй като те са тези, които губят електрони, възстановявайки външното енергийно ниво на сярата от шест електрона на осем. В резултат на това всеки водороден атом в своята молекула се превръща в протон:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекулата на сярата, напротив, като се редуцира, се превръща в отрицателно зареден анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

По този начин, в химическата реакция на образуване на сероводород, сярата е тази, която действа като окислител.

От гледна точка на проявлението на сярата в различни степени на окисление, друго интересно взаимодействие между серен (IV) оксид и сероводород е реакцията за получаване на свободна сяра:

2H₂⁺S-²+ S⁺4O₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Както се вижда от уравнението на реакцията, както окислителят, така и редукторът в него са серни йони. Два серни аниона (2-) даряват два от своите електрони на серния атом в молекулата на серен(II) оксид, в резултат на което и трите серни атома се редуцират до свободна сяра.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - редуктор, окислява;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислител, редуциран.