Obținerea hidrogenului sulfurat. Acidul hidrogen sulfurat Cu ce ​​săruri reacționează acidul hidrosulfurat?

DEFINIȚIE

Sulfat de hidrogen este un gaz incolor cu un miros caracteristic de proteină putrezită.

Este puțin mai greu decât aerul, se lichefiază la o temperatură de -60,3 o C și se solidifică la -85,6 o C. În aer, hidrogenul sulfurat arde cu o flacără albăstruie, formând dioxid de sulf și apă:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2.

Dacă introduceți un obiect rece, cum ar fi o ceașcă de porțelan, în flacăra cu hidrogen sulfurat, temperatura flăcării scade semnificativ, iar hidrogenul sulfurat se oxidează doar la sulf liber, care se depune pe cupă sub forma unui strat galben:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S.

Hidrogenul sulfurat este foarte inflamabil; amestecul lui cu aer explodează. Hidrogenul sulfurat este foarte otrăvitor. Inhalarea prelungită a aerului care conține acest gaz, chiar și în cantități mici, provoacă otrăvire severă.

La 20 o C, un volum de apă dizolvă 2,5 volume de hidrogen sulfurat. O soluție de hidrogen sulfurat în apă se numește apă cu hidrogen sulfurat. Când stați în aer, mai ales în lumină, apa cu hidrogen sulfurat devine în curând tulbure din cauza sulfului eliberat. Acest lucru are loc ca urmare a oxidării hidrogenului sulfurat de către oxigenul atmosferic.

Producția de hidrogen sulfurat

La temperaturi ridicate, sulful reacţionează cu hidrogenul pentru a forma hidrogen sulfurat gazos.

În practică, hidrogenul sulfurat este produs de obicei prin acțiunea acizilor diluați asupra metalelor cu sulf, de exemplu sulfura de fier:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Se poate obține hidrogen sulfurat mai pur prin hidroliza CaS, BaS sau A12S3. Cel mai pur gaz se obține prin reacția directă a hidrogenului și sulfului la 600 °C.

Proprietățile chimice ale hidrogenului sulfurat

O soluție de hidrogen sulfurat în apă are proprietățile unui acid. Hidrogenul sulfurat este un acid dibazic slab. Se disociază pas cu pas și în principal în funcție de primul pas:

H2S↔H + + HS - (K1 = 6 × 10 -8).

Etapa a doua disociere

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

apare într-o măsură neglijabilă.

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic. Când este expus la agenți oxidanți puternici, este oxidat la dioxid de sulf sau acid sulfuric; adâncimea oxidării depinde de condiţiile: temperatura, pH-ul soluţiei, concentraţia agentului de oxidare. De exemplu, reacția cu clorul are loc de obicei pentru a forma acid sulfuric:

H2S + 4CI2 + 4H20 = H2S04 + 8HCI.

Sărurile medii ale hidrogenului sulfurat se numesc sulfuri.

Aplicarea hidrogenului sulfurat

Utilizarea hidrogenului sulfurat este destul de limitată, ceea ce se datorează în primul rând toxicității sale ridicate. A găsit aplicație în practica de laborator ca precipitant pentru metale grele. Hidrogenul sulfurat servește ca materie primă pentru producerea de acid sulfuric, sulf sub formă elementară și sulfuri

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

EXEMPLUL 2

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Reacția sulfurei de aluminiu cu apa rece

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

Sinteză directă din elemente apare atunci când hidrogenul este trecut peste sulf topit:

H2 + S = H2S.

Încălzirea unui amestec de parafină și sulf.

1.9. Acid sulfurat de hidrogen și sărurile sale

Acidul de hidrogen sulfurat are toate proprietățile acizilor slabi. Reacționează cu metale, oxizi de metal, baze.

Ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri - sulfuri si hidrosulfuri . Hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă, sulfurile de metale alcaline și alcalino-pământoase, de asemenea, iar sulfurile de metale grele sunt practic insolubile.

Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase nu sunt colorate, restul au o culoare caracteristică, de exemplu, sulfuri de cupru (II), nichel și plumb - negru, cadmiu, indiu, staniu - galben, antimoniu - portocaliu.

Sulfurile ionice ale metalelor alcaline M 2 S au o structură de tip fluorit, în care fiecare atom de sulf este înconjurat de un cub de 8 atomi de metal și fiecare atom de metal este înconjurat de un tetraedru de 4 atomi de sulf. Sulfurile de tip MS sunt caracteristice metalelor alcalino-pământoase și au o structură de tip clorură de sodiu, în care fiecare metal și atom de sulf este înconjurat de un octaedru de atomi de un tip diferit. Pe măsură ce natura covalentă a legăturii metal-sulf crește, se realizează structuri cu numere de coordonare mai mici.

Sulfurile metalelor neferoase se găsesc în natură ca minerale și minereuri și servesc drept materii prime pentru producerea metalelor.

Prepararea sulfurilor

Interacțiunea directă a substanțelor simple când este încălzit într-o atmosferă inertă

Reducerea sărurilor solide ale oxoacizilor

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (la 1000°C)

SrSO3 + 2NH3 = SrS + N2 + 3H2O (la 800°C)

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

Sulfurile metalice ușor solubile sunt precipitate din soluțiile lor prin acțiunea hidrogenului sulfurat sau a sulfurei de amoniu

Mn(NO3)2 + H2S = MnS↓ + 2HNO3

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

Proprietățile chimice ale sulfurilor

Sulfurile solubile în apă sunt puternic hidrolizate și au un mediu alcalin:

Na2S + H20 = NaHS + NaOH;

S2- + H20 = HS-+ OH-.

Oxidat de oxigenul aerului, în funcție de condiții, este posibilă formarea de oxizi, sulfați și metale:

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2;

CaS + 2O2 = CaS04;

Ag2S + O2 = 2Ag + SO2.

Sulfurile, în special cele solubile în apă, sunt agenți reducători puternici:

2KMnO4 + 3K2S + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH.

1.10. Toxicitatea hidrogenului sulfurat

În aer, hidrogenul sulfurat se aprinde la aproximativ 300 °C. Amestecurile sale cu aer care conțin de la 4 la 45% H 2 S sunt explozive.Toxicitatea hidrogenului sulfurat este adesea subestimată și lucrul cu acesta se efectuează fără a lua suficiente precauții. Între timp, chiar și 0,1% H 2 S în aer provoacă rapid otrăvire severă. Când hidrogenul sulfurat este inhalat în concentrații semnificative, poate apărea instantaneu leșinul sau chiar moartea din cauza paraliziei respiratorii (dacă victima nu a fost îndepărtată din atmosfera otrăvită în timp util). Primul simptom al intoxicației acute este pierderea mirosului. Ulterior, apar dureri de cap, amețeli și greață. Uneori, după un timp, apare leșinul brusc. Antidotul este, în primul rând, aerul curat. Celor otrăviți sever de hidrogen sulfurat li se oferă oxigen pentru a respira. Uneori trebuie folosită respirația artificială. Otrăvirea cronică cu cantități mici de H 2 S provoacă o deteriorare generală a sănătății, emaciare, dureri de cap etc. Concentrația maximă admisă de H 2 S în aerul spațiilor industriale este considerată a fi de 0,01 mg/l.

Când este încălzit, sulful reacţionează cu hidrogenul. Se formează un gaz otrăvitor cu un miros înțepător - hidrogen sulfurat. Altfel numit hidrogen sulfurat, hidrogen sulfurat, dihidrosulfură.

Structura

Hidrogenul sulfurat este un compus binar de sulf și hidrogen. Formula hidrogenului sulfurat este H 2 S. Structura moleculei este similară cu structura moleculei de apă. Cu toate acestea, sulful nu formează o legătură de hidrogen cu hidrogenul, ci o legătură polară covalentă. Acest lucru se datorează faptului că, spre deosebire de atomul de oxigen, atomul de sulf este mai mare ca volum, are electronegativitate mai mică și densitate de sarcină mai mică.

Orez. 1. Structura hidrogenului sulfurat.

Chitanță

Hidrogenul sulfurat este rară în natură. În concentrații mici, face parte din gazele vulcanice naturale asociate. Mările și oceanele conțin hidrogen sulfurat la adâncimi mari. De exemplu, hidrogenul sulfurat se găsește la o adâncime de 200 de metri în Marea Neagră. În plus, hidrogenul sulfurat este eliberat atunci când proteinele care conțin putrezire de sulf.

În industrie se obține în mai multe moduri:

• Reacția acizilor cu sulfurile:

  FeS + 2HCI → FeCI2 + H2S;

• efectul apei asupra sulfurei de aluminiu:

  Al2S3 + 6H20 → 2Al(OH)3 + 3H2S;

• prin topirea sulfului cu parafina:

  C18H38 + 18S → 18H2S + 18C.

Cel mai pur gaz se obține prin interacțiunea directă a hidrogenului și sulfului. Reacția are loc la 600°C.

Proprietăți fizice

Dihidrosulfura este un gaz incolor, cu miros de ouă putrezite și un gust dulceag. Aceasta este o substanță toxică, periculoasă în concentrații mari. Datorită structurii sale moleculare, hidrogenul sulfurat nu se lichefiază în condiții normale.

Proprietățile fizice generale ale hidrogenului sulfurat:

• slab solubil în apă;
• prezintă proprietăți supraconductoare la o temperatură de -70°C și o presiune de 150 GPa;
• inflamabil;
• solubil în etanol;
• se lichefiază la -60,3°C;
• se transformă într-un solid la -85,6°C;
• se topește la -86°C;
• fierbe la -60°C;
• se descompune în substanţe simple (sulf şi hidrogen) la 400°C.

În condiții normale, puteți prepara o soluție de hidrogen sulfurat (apă cu hidrogen sulfurat). Cu toate acestea, hidrogenul sulfurat nu reacționează cu apa. În aer, soluția se oxidează rapid și devine tulbure din cauza eliberării de sulf. Apa cu hidrogen sulfurat prezintă proprietăți slabe de aciditate.

Orez. 2. Apa cu hidrogen sulfurat.

Proprietăți chimice

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic. Principalele proprietăți chimice ale substanței sunt descrise în tabel.

Orez. 3. Arderea hidrogenului sulfurat.

Hidrogenul sulfurat este un gaz toxic, astfel încât utilizarea sa este limitată. Cea mai mare parte a hidrogenului sulfurat produs este folosită în chimia industrială pentru producerea de sulf, sulfură și acid sulfuric.

Ce am învățat?

Din tema lecției am învățat despre structura, producția și proprietățile hidrogenului sulfurat sau hidrogenului sulfurat. Este un gaz incolor cu miros neplăcut. Este o substanță toxică. Formează apă cu hidrogen sulfurat fără a interacționa cu apa. În reacții prezintă proprietățile unui agent reducător. Reacționează cu oxigenul atmosferic, agenții oxidanți puternici (oxizi, acizi oxigenați) și alcalii. Se disociază în soluție în două etape. Hidrogenul sulfurat este folosit în industria chimică pentru a produce derivați.

Test pe tema

Evaluarea raportului

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 66.

Sulful este una dintre substanțele cunoscute omenirii din timpuri imemoriale. Chiar și grecii și romanii antici i-au găsit diverse utilizări. Bucățile de sulf nativ au fost folosite pentru a îndeplini ritualul expulzării spiritelor rele. Așa că, conform legendei, Ulise, întorcându-se la casa lui după lungi rătăciri, a ordonat mai întâi să fie fumigată cu sulf. Există multe referințe la această substanță în Biblie.

În Evul Mediu, sulful ocupa un loc important în arsenalul alchimiştilor. După cum credeau ei, toate metalele constau din mercur și sulf: cu cât este mai puțin sulf, cu atât mai nobil. Interesul practic pentru această substanță în Europa a crescut în secolele XIII – XIV, după apariția prafului de pușcă și a armelor de foc. Principalul furnizor de sulf a fost Italia.

Astăzi, sulful este folosit ca materie primă pentru producerea acidului sulfuric, praf de pușcă, în vulcanizarea cauciucului, în sinteza organică, precum și pentru combaterea dăunătorilor agricoli. Pulberea de sulf este folosită în medicină ca dezinfectant extern.

Interacțiunea sulfului cu substanțe simple

Sulful reacționează ca oxidant :

2Na + S = Na 2S

Cum agent de reducere :

Interacțiunea sulfului cu substanțe complexe

a) sulful nu se dizolvă în apă și nici măcar nu este umezit de apă;

b) cum interacționează agentul reducător sulful cu ( , ) când este încălzit:

S + 2H2S04 = 3S02 + 2H2O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

c) prezentând proprietățile atât ale unui agent oxidant, cât și ale unui agent reducător, sulful intră în reacții de disproporționare (autooxidare-autoreducere) cu soluții când este încălzit:

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

Hidrogen sulfurat și acid sulfurat de hidrogen

a) H2S + CaO = CaS + H2O

b) H2S + NaOH = NaHS + H2O

c) CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

d) Ca + H2S = CaS + H2

O reacție calitativă la acidul hidrosulfurat și sărurile sale solubile (adică la ionul sulfură S 2-) este interacțiunea lor cu sărurile solubile. În acest caz, se eliberează un precipitat negru de sulfură de plumb (II) PbS:

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3

Proprietăți redox

În reacțiile redox, atât hidrogenul sulfurat gazos, cât și acidul hidrosulfurat prezintă proprietăți reducătoare puternice, deoarece atomul de sulf din H2S are cea mai scăzută stare de oxidare - 2 și, prin urmare, poate fi doar oxidat. Se oxidează ușor:

Puteți descărca rezumate pe alte subiecte

Hidrogenul sulfurat (H₂S) este un gaz incolor cu miros de ou putrezit. Este mai dens decât hidrogenul. Hidrogenul sulfurat este otrăvitor de moarte pentru oameni și animale. Chiar și o cantitate mică de ea în aer provoacă amețeli și greață, dar cel mai rău lucru este că după ce o inhalați mult timp, acest miros nu se mai simte. Cu toate acestea, pentru otrăvirea cu hidrogen sulfurat, există un antidot simplu: ar trebui să înfășurați o bucată de înălbitor într-o batistă, apoi să o umeziți și să adulmecați pachetul pentru o vreme. Hidrogenul sulfurat este produs prin reacția sulfului cu hidrogenul la o temperatură de 350 °C:

H2 + S → H2S

Aceasta este o reacție redox: în timpul acesteia, stările de oxidare ale elementelor care participă la ea se schimbă.

În condiții de laborator, hidrogenul sulfurat este produs prin tratarea sulfurei de fier cu acid sulfuric sau clorhidric:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Aceasta este o reacție de schimb: în ea, substanțele care interacționează își schimbă ionii. Acest proces este de obicei efectuat folosind un aparat Kipp.

Proprietățile hidrogenului sulfurat

Când hidrogenul sulfurat arde, se formează oxid de sulf 4 și vapori de apă:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S arde cu o flacără albăstruie, iar dacă țineți un pahar răsturnat deasupra lui, va apărea condens clar (apă) pe pereții săi.

Cu toate acestea, cu o ușoară scădere a temperaturii, această reacție decurge oarecum diferit: un strat gălbui de sulf liber va apărea pe pereții sticlei pre-răcite:

2H2S + O2 → 2H2O + 2S

Metoda industrială de producere a sulfului se bazează pe această reacție.

Când se aprinde un amestec gazos pre-preparat de hidrogen sulfurat și oxigen, are loc o explozie.

Reacția dintre hidrogen sulfurat și oxid de sulf (IV) produce, de asemenea, sulf liber:

2H2S + SO2 → 2H2O + 3S

Hidrogenul sulfurat este solubil în apă, iar trei volume din acest gaz se pot dizolva într-un volum de apă, formând acid hidrosulfurat slab și instabil (H₂S). Acest acid se mai numește și apă cu hidrogen sulfurat. După cum puteți vedea, formulele hidrogenului sulfurat de gaz și acidului de hidrogen sulfurat sunt scrise în același mod.

Dacă la acidul hidrosulfurat se adaugă o soluție de sare de plumb, se va forma un precipitat negru de sulfură de plumb:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃

Aceasta este o reacție calitativă pentru detectarea hidrogenului sulfurat. De asemenea, demonstrează capacitatea acidului hidrosulfurat de a intra în reacții de schimb cu soluții de sare. Astfel, orice sare solubilă de plumb este un reactiv pentru hidrogen sulfurat. Unele alte sulfuri metalice au si o culoare caracteristica, de exemplu: sulfura de zinc ZnS - alb, sulfura de cadmiu CdS - galben, sulfura de cupru CuS - negru, sulfura de antimoniu Sb₂S₃ - rosu.

Apropo, hidrogenul sulfurat este un gaz instabil și, atunci când este încălzit, se descompune aproape complet în hidrogen și sulf liber:

H₂S → H₂ + S

Hidrogenul sulfurat interacționează intens cu soluțiile apoase de halogeni:

H₂S + 4Cl₂ + 4H2O→ H₂SO₄ + 8HCI

Hidrogen sulfurat în natură și activitatea umană

Hidrogenul sulfurat face parte din gazele vulcanice, gazele naturale și gazele asociate câmpurilor petroliere. Există, de asemenea, mult în apele minerale naturale, de exemplu, în Marea Neagră se află la o adâncime de 150 de metri și mai jos.

Se folosește hidrogen sulfurat:

• în medicină (tratament cu băi cu hidrogen sulfurat și ape minerale);
• în industrie (producția de sulf, acid sulfuric și sulfuri);
• în chimia analitică (pentru precipitarea sulfurilor de metale grele, care sunt de obicei insolubile);
• în sinteza organică (pentru a produce analogi de sulf ai alcoolilor organici (mercaptani) și tiofen (hidrocarbură aromatică care conține sulf). Un alt domeniu recent apărut în știință este energia hidrogenului sulfurat. Producția de energie din depozitele de hidrogen sulfurat din fundul Mării Negre. este serios studiat.

Natura reacțiilor redox de sulf și hidrogen

Reacția de formare a hidrogenului sulfurat este redox:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Procesul de interacțiune a sulfului cu hidrogenul este ușor de explicat prin structura atomilor lor. Hidrogenul ocupă primul loc în tabelul periodic, prin urmare, sarcina nucleului său atomic este egală cu (+1) și 1 electron cerc în jurul nucleului atomic. Hidrogenul își renunță cu ușurință electronul atomilor altor elemente, transformându-se într-un ion de hidrogen încărcat pozitiv - un proton:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Sulful se află pe poziția șaisprezece în tabelul periodic. Aceasta înseamnă că sarcina nucleului atomului său este (+16), iar numărul de electroni din fiecare atom este, de asemenea, 16e⁻. Locația sulfului în a treia perioadă sugerează că cei șaisprezece electroni ai săi se rotesc în jurul nucleului atomic, formând 3 straturi, ultimul dintre care conține 6 electroni de valență. Numărul de electroni de valență ai sulfului corespunde cu numărul grupului VI în care se află în tabelul periodic.

Deci, sulful poate dona toți cei șase electroni de valență, ca în cazul formării oxidului de sulf(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

În plus, ca urmare a oxidării sulfului, 4e⁻ poate fi cedat de atomul său unui alt element pentru a forma oxid de sulf(IV):

S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Sulful poate dona, de asemenea, doi electroni pentru a forma clorura de sulf(II):

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

În toate cele trei reacții de mai sus, sulful donează electroni. În consecință, se oxidează, dar în același timp acționează ca agent reducător pentru atomii de oxigen O și clor Cl. Cu toate acestea, în cazul formării H2S, oxidarea este lotul atomilor de hidrogen, deoarece ei sunt cei care pierd electroni, restabilind nivelul de energie externă al sulfului de la șase electroni la opt. Ca rezultat, fiecare atom de hidrogen din molecula sa devine un proton:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

iar molecula de sulf, dimpotrivă, fiind redusă, se transformă într-un anion încărcat negativ (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Astfel, în reacția chimică de formare a hidrogenului sulfurat, sulful este cel care acționează ca agent oxidant.

Din punctul de vedere al manifestării sulfului în diferite stări de oxidare, o altă interacțiune interesantă între oxidul de sulf(IV) și hidrogenul sulfurat este reacția de a produce sulf liber:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

După cum se poate observa din ecuația reacției, atât agentul de oxidare, cât și agentul de reducere din acesta sunt ioni de sulf. Doi anioni de sulf (2-) donează doi dintre electronii lor atomului de sulf din molecula de oxid de sulf (II), drept urmare toți cei trei atomi de sulf sunt reduși la sulf liber.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - agent reducător, oxidează;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - agent oxidant, redus.