Získanie sírovodíka. Kyselina sírovodík S akými soľami reaguje kyselina sírovodík?

DEFINÍCIA

Sírovodík je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom hnijúcej bielkoviny.

Je o niečo ťažší ako vzduch, skvapalňuje pri teplote -60,3 o C a tuhne pri -85,6 o C. Na vzduchu horí sírovodík modrastým plameňom, pričom vzniká oxid siričitý a voda:

2H2S + 302 = 2H20 + 2S02.

Ak do sírovodíkového plameňa vložíte nejaký studený predmet, napríklad porcelánovú šálku, teplota plameňa výrazne klesne a sírovodík sa oxiduje len na voľnú síru, ktorá sa usadzuje na šálke vo forme žltého povlaku:

2H2S + 02 = 2H20 + 2S.

Sírovodík je vysoko horľavý; jeho zmes so vzduchom exploduje. Sírovodík je veľmi jedovatý. Dlhodobé vdychovanie vzduchu obsahujúceho tento plyn, dokonca aj v malých množstvách, spôsobuje ťažkú ​​otravu.

Pri 20 o C jeden objem vody rozpustí 2,5 objemu sírovodíka. Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda. Pri státí na vzduchu, najmä na svetle, sa sírovodíková voda od uvoľnenej síry čoskoro zakalí. K tomu dochádza v dôsledku oxidácie sírovodíka vzdušným kyslíkom.

Výroba sírovodíka

Pri vysokých teplotách síra reaguje s vodíkom za vzniku sírovodíka.

V praxi sa sírovodík zvyčajne vyrába pôsobením zriedených kyselín na sírne kovy, napríklad sulfid železa:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Čistejší sírovodík možno získať hydrolýzou CaS, BaS alebo A12S3. Najčistejší plyn sa získava priamou reakciou vodíka a síry pri 600 °C.

Chemické vlastnosti sírovodíka

Roztok sírovodíka vo vode má vlastnosti kyseliny. Sírovodík je slabá dvojsýtna kyselina. Disociuje sa krok za krokom a hlavne podľa prvého kroku:

H2S↔H+ + HS- (Ki = 6 x 10-8).

Druhá fáza disociácie

HS - ↔H++ S2- (K2 = 10-14)

sa vyskytuje v zanedbateľnej miere.

Sírovodík je silné redukčné činidlo. Pri vystavení silným oxidačným činidlám sa oxiduje na oxid siričitý alebo kyselinu sírovú; hĺbka oxidácie závisí od podmienok: teplota, pH roztoku, koncentrácia oxidačného činidla. Napríklad reakcia s chlórom zvyčajne prebieha za vzniku kyseliny sírovej:

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

Stredné soli sírovodíka sa nazývajú sulfidy.

Aplikácia sírovodíka

Použitie sírovodíka je značne obmedzené, čo je primárne spôsobené jeho vysokou toxicitou. V laboratórnej praxi našiel uplatnenie ako zrážadlo ťažkých kovov. Sírovodík slúži ako surovina na výrobu kyseliny sírovej, síry v elementárnej forme a sulfidov

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

PRÍKLAD 2

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Reakcia sulfidu hlinitého so studenou vodou

Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3 + 3H2S

Priama syntéza z prvkov nastáva, keď vodík prechádza cez roztavenú síru:

H2+S = H2S.

Zahrievanie zmesi parafínu a síry.

1.9. Kyselina sírovodík a jej soli

Kyselina sírovodík má všetky vlastnosti slabých kyselín. Reaguje s kovmi, oxidmi kovov, zásadami.

Ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí - sulfidy a hydrosulfidy . Hydrosulfidy sú vysoko rozpustné vo vode, sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín tiež a sulfidy ťažkých kovov sú prakticky nerozpustné.

Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín nie sú zafarbené, ostatné majú charakteristickú farbu, napríklad sulfidy medi (II), niklu a olova - čierne, kadmium, indium, cín - žlté, antimón - oranžové.

Iónové sulfidy alkalických kovov M2S majú štruktúru fluoritového typu, kde každý atóm síry je obklopený kockou s 8 atómami kovu a každý atóm kovu je obklopený štvorstenom so 4 atómami síry. Sulfidy typu MS sú charakteristické pre kovy alkalických zemín a majú štruktúru typu chloridu sodného, ​​kde každý atóm kovu a síry je obklopený oktaedrom atómov iného typu. Keď sa kovalentná povaha väzby kov-síra zvyšuje, vytvárajú sa štruktúry s nižšími koordinačnými číslami.

Sulfidy neželezných kovov sa v prírode nachádzajú ako minerály a rudy a slúžia ako suroviny na výrobu kovov.

Príprava sulfidov

Priama interakcia jednoduchých látok pri zahrievaní v inertnej atmosfére

Redukcia pevných solí oxokyselín

BaS04 + 4C = BaS + 4CO (pri 1000 °C)

SrS03 + 2NH3 = SrS + N2 + 3H20 (pri 800 °C)

CaC03 + H2S + H2 = CaS + CO + 2H20 (pri 900 °C)

Málo rozpustné sulfidy kovov sa z ich roztokov vyzrážajú pôsobením sírovodíka alebo sulfidu amónneho

Mn(N03)2 + H2S = MnS↓ + 2HN03

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

Chemické vlastnosti sulfidov

Sulfidy rozpustné vo vode sú vysoko hydrolyzované a majú zásadité prostredie:

Na2S + H20 = NaHS + NaOH;

S2- + H20 = HS- + OH-.

Oxidované vzdušným kyslíkom, v závislosti od podmienok, je možná tvorba oxidov, síranov a kovov:

2CuS + 302 = 2CuO + 2S02;

CaS + 202 = CaS04;

Ag2S + O2 = 2Ag + SO2.

Sulfidy, najmä tie, ktoré sú rozpustné vo vode, sú silné redukčné činidlá:

2KMn04 + 3K2S + 4H20 = 3S + 2Mn02 + 8KOH.

1.10. Toxicita sírovodíka

Na vzduchu sa sírovodík vznieti pri teplote asi 300 °C. Výbušné sú jeho zmesi so vzduchom s obsahom od 4 do 45 % H 2 S. Toxicita sírovodíka sa často podceňuje a práca s ním prebieha bez dostatočnej opatrnosti. Medzitým už 0,1 % H 2 S vo vzduchu rýchlo spôsobuje ťažkú ​​otravu. Keď sa sírovodík vdýchne vo významných koncentráciách, môže okamžite dôjsť k mdlobám alebo dokonca k smrti v dôsledku paralýzy dýchania (ak obeť nebola včas vytiahnutá z otrávenej atmosféry). Prvým príznakom akútnej otravy je strata čuchu. Následne sa objaví bolesť hlavy, závraty a nevoľnosť. Niekedy po chvíli nastanú náhle mdloby. Protijed je v prvom rade čistý vzduch. Tí, ktorí sú silne otrávení sírovodíkom, dostanú kyslík, aby mohli dýchať. Niekedy je potrebné použiť umelé dýchanie. Chronická otrava malým množstvom H 2 S spôsobuje celkové zhoršenie zdravotného stavu, vychudnutie, bolesti hlavy a pod. Za maximálnu prípustnú koncentráciu H 2 S vo vzduchu priemyselných priestorov sa považuje 0,01 mg/l.

Pri zahrievaní síra reaguje s vodíkom. Vzniká jedovatý plyn štipľavého zápachu – sírovodík. Inak sa nazýva sírovodík, sírovodík, dihydrosulfid.

Štruktúra

Sírovodík je binárna zlúčenina síry a vodíka. Vzorec sírovodíka je H 2 S. Štruktúra molekuly je podobná štruktúre molekuly vody. Síra však nevytvára vodíkovú väzbu s vodíkom, ale kovalentnú polárnu väzbu. Je to spôsobené tým, že na rozdiel od atómu kyslíka je atóm síry objemovo väčší, má nižšiu elektronegativitu a nižšiu hustotu náboja.

Ryža. 1. Štruktúra sírovodíka.

Potvrdenie

Sírovodík je v prírode zriedkavý. V malých koncentráciách je súčasťou pridružených, prírodných, vulkanických plynov. Moria a oceány obsahujú vo veľkých hĺbkach sírovodík. Napríklad sírovodík sa nachádza v hĺbke 200 metrov v Čiernom mori. Okrem toho sa pri hnilobe bielkovín obsahujúcich síru uvoľňuje sírovodík.

V priemysle sa získava niekoľkými spôsobmi:

• reakcia kyselín so sulfidmi:

  FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S;

• vplyv vody na sulfid hlinitý:

  A12S3 + 6H20 -> 2Al(OH)3 + 3H2S;

• fúziou síry s parafínom:

  C18H38 + 18S -> 18H2S + 18C.

Najčistejší plyn sa získava priamou interakciou vodíka a síry. Reakcia prebieha pri 600 °C.

Fyzikálne vlastnosti

Dihydrosulfid je bezfarebný plyn s vôňou skazených vajec a sladkastou chuťou. Je to toxická látka, nebezpečná vo vysokých koncentráciách. Vďaka svojej molekulárnej štruktúre sírovodík za normálnych podmienok neskvapalňuje.

Všeobecné fyzikálne vlastnosti sírovodíka:

• slabo rozpustný vo vode;
• vykazuje supravodivé vlastnosti pri teplote -70°C a tlaku 150 GPa;
• horľavý;
• rozpustný v etanole;
• skvapalňuje pri -60,3 °C;
• zmení sa na pevnú látku pri -85,6 °C;
• topí sa pri -86 °C;
• vrie pri -60 °C;
• rozkladá sa na jednoduché látky (síra a vodík) pri 400°C.

Za normálnych podmienok môžete pripraviť roztok sírovodíka (sírovodíková voda). Sírovodík však s vodou nereaguje. Na vzduchu roztok rýchlo oxiduje a stáva sa zakaleným v dôsledku uvoľňovania síry. Sírovodíková voda má slabé kyslé vlastnosti.

Ryža. 2. Sírovodíková voda.

Chemické vlastnosti

Sírovodík je silné redukčné činidlo. Hlavné chemické vlastnosti látky sú popísané v tabuľke.

Ryža. 3. Spaľovanie sírovodíka.

Sírovodík je toxický plyn, preto je jeho použitie obmedzené. Väčšina vyrobeného sírovodíka sa používa v priemyselnej chémii na výrobu síry, sulfidu a kyseliny sírovej.

Čo sme sa naučili?

Z témy hodiny sme sa dozvedeli o štruktúre, výrobe a vlastnostiach sírovodíka alebo sírovodíka. Je to bezfarebný plyn s nepríjemným zápachom. Je toxická látka. Vytvára sírovodíkovú vodu bez interakcie s vodou. V reakciách vykazuje vlastnosti redukčného činidla. Reaguje so vzdušným kyslíkom, silnými oxidačnými činidlami (oxidy, kyslíkaté kyseliny) a zásadami. Disociuje v roztoku v dvoch fázach. Sírovodík sa používa v chemickom priemysle na výrobu derivátov.

Test na danú tému

Vyhodnotenie správy

Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 66.

Síra je jednou z látok, ktoré ľudstvo pozná od nepamäti. Už starí Gréci a Rimania mu našli rôzne využitie. Kúsky prírodnej síry sa používali na vykonávanie rituálu vyháňania zlých duchov. Takže podľa legendy Odysseus, ktorý sa po dlhom putovaní vrátil do svojho domu, najprv nariadil, aby bol fumigovaný sírou. V Biblii je veľa zmienok o tejto látke.

V stredoveku zaujímala síra dôležité miesto v arzenáli alchymistov. Ako verili, všetky kovy pozostávajú z ortuti a síry: čím menej síry, tým ušľachtilejšie. Praktický záujem o túto látku v Európe vzrástol v 13. – 14. storočí, po nástupe pušného prachu a strelných zbraní. Hlavným dodávateľom síry bolo Taliansko.

Dnes sa síra používa ako surovina na výrobu kyseliny sírovej, pušného prachu, pri vulkanizácii kaučuku, v organickej syntéze a tiež na ničenie poľnohospodárskych škodcov. Sírový prášok sa používa v medicíne ako vonkajší dezinfekčný prostriedok.

Interakcia síry s jednoduchými látkami

Síra reaguje ako okysličovadlo :

2Na + S = Na2S

Ako redukčné činidlo :

Interakcia síry s komplexnými látkami

a) síra sa vo vode nerozpúšťa a nie je ani zmáčaná vodou;

b) ako redukčné činidlo síra interaguje s ( , ) pri zahrievaní:

S + 2H2S04 = 3S02 + 2H20

S + 2HN03 = H2S04 + 2NO

S + 6HN03 = H2S04 + 6N02 + 2H20

c) vykazujúci vlastnosti oxidačného a redukčného činidla, síra pri zahriatí vstupuje do disproporcionačných reakcií (samooxidácia-samoredukcia) s roztokmi:

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2S03 + 3H20

Sírovodík a kyselina sírovodík

a) H2S + CaO = CaS + H20

b) H2S + NaOH = NaHS + H20

c) CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04

d) Ca + H2S = CaS + H2

Kvalitatívna reakcia na kyselinu hydrosulfidovú a jej rozpustné soli (t. j. na sulfidový ión S2-) je ich interakcia s rozpustnými soľami. V tomto prípade sa uvoľní čierna zrazenina sulfidu olovnatého PbS:

Na2S + Pb(NO 3) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3

Redoxné vlastnosti

Pri redoxných reakciách plynný sírovodík aj kyselina sírovodík vykazujú silné redukčné vlastnosti, pretože atóm síry v H2S má najnižší oxidačný stav - 2, a preto môže byť oxidovaný. Ľahko oxiduje:

Môžete si stiahnuť abstrakty na iné témy

Sírovodík (H2S) je bezfarebný plyn so zápachom skazených vajec. Je hustejšia ako vodík. Sírovodík je smrteľne jedovatý pre ľudí a zvieratá. Aj jeho malé množstvo vo vzduchu spôsobuje závraty a nevoľnosť, no najhoršie je, že po dlhšom vdychovaní už tento zápach necítiť. Na otravu sírovodíkom však existuje jednoduchý protijed: kúsok bielidla by ste mali zabaliť do vreckovky, potom ju navlhčiť a chvíľku pričuchnúť k obalu. Sírovodík sa vyrába reakciou síry s vodíkom pri teplote 350 °C:

H2 + S → H2S

Ide o redoxnú reakciu: počas nej sa menia oxidačné stavy prvkov, ktoré sa na nej podieľajú.

V laboratórnych podmienkach sa sírovodík vyrába spracovaním sírovodíka s kyselinou sírovou alebo chlorovodíkovou:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Toto je výmenná reakcia: v nej si interagujúce látky vymieňajú svoje ióny. Tento proces sa zvyčajne vykonáva pomocou prístroja Kipp.

Vlastnosti sírovodíka

Pri horení sírovodíka vzniká oxid sírový 4 a vodná para:

2H₂S + 3О₂ → 2H₂О + 2SO₂

H₂S horí modrastým plameňom a ak nad ním podržíte obrátenú kadičku, na jej stenách sa objaví číry kondenzát (voda).

Pri miernom poklese teploty však táto reakcia prebieha trochu inak: na stenách predchladeného skla sa objaví žltkastý povlak voľnej síry:

2H2S + 02 -> 2H20 + 2S

Priemyselný spôsob výroby síry je založený na tejto reakcii.

Pri zapálení vopred pripravenej plynnej zmesi sírovodíka a kyslíka dôjde k výbuchu.

Reakciou sírovodíka a oxidu sírového vzniká aj voľná síra:

2H2S + SO2 -> 2H20 + 3S

Sírovodík je rozpustný vo vode a tri objemy tohto plynu sa môžu rozpustiť v jednom objeme vody, čím sa vytvorí slabá a nestabilná kyselina sírovodík (H2S). Táto kyselina sa tiež nazýva sírovodíková voda. Ako vidíte, vzorce plynného sírovodíka a kyseliny sírovodíka sú napísané rovnakým spôsobom.

Ak sa do kyseliny sírovodíkovej pridá roztok olovnatej soli, vytvorí sa čierna zrazenina sulfidu olovnatého:

H₂S + Pb(NO3)₂ → PbS + 2HNO₃

Ide o kvalitatívnu reakciu na detekciu sírovodíka. Tiež demonštruje schopnosť kyseliny sulfidovej vstúpiť do výmenných reakcií s roztokmi solí. Akákoľvek rozpustná soľ olova je teda činidlom pre sírovodík. Charakteristické sfarbenie majú aj niektoré ďalšie sulfidy kovov, napr.: sulfid zinočnatý ZnS - biely, sulfid kademnatý CdS - žltý, sulfid meďnatý CuS - čierny, sulfid antimonitý Sb₂S₃ - červený.

Mimochodom, sírovodík je nestabilný plyn a pri zahrievaní sa takmer úplne rozkladá na vodík a voľnú síru:

H₂S → H₂ + S

Sírovodík intenzívne interaguje s vodnými roztokmi halogénov:

H2S + 4Cl2 + 4H20 → H2SO4 + 8HCl

Sírovodík v prírode a ľudskej činnosti

Sírovodík je súčasťou sopečných plynov, zemného plynu a plynov spojených s ropnými poľami. Veľa je ho aj v prírodných minerálnych vodách, napríklad v Čiernom mori leží v hĺbke 150 metrov a nižšie.

Používa sa sírovodík:

• v medicíne (liečba sírovodíkovými kúpeľmi a minerálnymi vodami);
• v priemysle (výroba síry, kyseliny sírovej a sulfidov);
• v analytickej chémii (na zrážanie sulfidov ťažkých kovov, ktoré sú zvyčajne nerozpustné);
• v organickej syntéze (na výrobu sírových analógov organických alkoholov (merkaptánov) a tiofénu (aromatický uhľovodík s obsahom síry). Ďalšou nedávno vznikajúcou oblasťou vedy je energia sírovodíka. Výroba energie z ložísk sírovodíka z dna Čierneho mora sa vážne študuje.

Povaha redoxných reakcií síry a vodíka

Reakcia tvorby sírovodíka je redoxná:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Proces interakcie síry s vodíkom sa dá ľahko vysvetliť štruktúrou ich atómov. Vodík je na prvom mieste v periodickej tabuľke, preto je náboj jeho atómového jadra rovný (+1) a okolo atómového jadra obieha 1 elektrón. Vodík ľahko odovzdáva svoj elektrón atómom iných prvkov a mení sa na kladne nabitý vodíkový ión - protón:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Síra je v periodickej tabuľke na šestnástej pozícii. To znamená, že náboj jadra jeho atómu je (+16) a počet elektrónov v každom atóme je tiež 16e⁻. Umiestnenie síry v tretej perióde naznačuje, že jej šestnásť elektrónov víri okolo atómového jadra a vytvára 3 vrstvy, z ktorých posledná obsahuje 6 valenčných elektrónov. Počet valenčných elektrónov síry zodpovedá počtu skupiny VI, v ktorej sa nachádza v periodickej tabuľke.

Takže síra môže darovať všetkých šesť valenčných elektrónov, ako v prípade tvorby oxidu sírového (VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Okrem toho v dôsledku oxidácie síry môže byť 4e⁻ odovzdaný svojim atómom inému prvku za vzniku oxidu sírového (IV):

S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Síra môže tiež darovať dva elektróny na vytvorenie chloridu sírového:

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺2 Cl2⁻

Vo všetkých troch vyššie uvedených reakciách síra daruje elektróny. Následne sa oxiduje, ale zároveň pôsobí ako redukčné činidlo pre atómy kyslíka O a chlóru Cl. Avšak v prípade tvorby H2S je oxidácia veľa atómov vodíka, pretože práve oni strácajú elektróny a obnovujú vonkajšiu energetickú hladinu síry zo šiestich elektrónov na osem. Výsledkom je, že každý atóm vodíka v jeho molekule sa stáva protónom:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

a molekula síry sa naopak redukuje na záporne nabitý anión (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Pri chemickej reakcii tvorby sírovodíka je to síra, ktorá pôsobí ako oxidačné činidlo.

Z hľadiska prejavu síry v rôznych oxidačných stavoch je ďalšou zaujímavou interakciou medzi oxidom sírovým (IV) a sírovodíkom reakcia na produkciu voľnej síry:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Ako je možné vidieť z reakčnej rovnice, tak oxidačným činidlom, ako aj redukčným činidlom v ňom sú ióny síry. Dva anióny síry (2-) darujú dva svoje elektróny atómu síry v molekule oxidu sírového (II), v dôsledku čoho sa všetky tri atómy síry redukujú na voľnú síru.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - redukčné činidlo, oxiduje;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - oxidačné činidlo, reduk.