Kyselina sírovodíková kyslík. Sírovodík. Kyselina sírovodíková a jej soli. Reakcie s jednoduchými oxidačnými látkami

DEFINÍCIA

Sírovodík je bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom hnilobného proteínu.

Je o niečo ťažší ako vzduch, skvapalňuje pri -60,3 ° C a tuhne pri -85,6 ° C. Na vzduchu horí sírovodík modravým plameňom za vzniku oxidu siričitého a vody:

2H2S +3O2 \u003d 2H20 + 2SO2.

Ak do plameňa sírovodíka pridáte nejaký studený predmet, napríklad porcelánový pohár, teplota plameňa výrazne poklesne a sírovodík oxiduje iba na voľnú síru, ktorá sa na šálke usadzuje vo forme žltého povlaku:

2H2S + 02 \u003d 2H20 + 2S.

Sírovodík je vysoko horľavý; jeho zmes so vzduchom exploduje. Sírovodík je veľmi toxický. Dlhodobé vdychovanie vzduchu obsahujúceho tento plyn, aj v malom množstve, spôsobuje ťažké otravy.

Pri 20 ° C sa jedným objemom vody rozpustí 2,5 objemového bodu sírovodíka. Roztok sírovodíka vo vode sa nazýva sírovodíková voda. Pri státí vo vzduchu, najmä na svetle, sa sírovodíková voda čoskoro zakalí z emitovanej síry. K tomu dochádza v dôsledku oxidácie sírovodíka vzdušným kyslíkom.

Výroba sírovodíka

Kedy vysoká teplota síra reaguje s vodíkom za vzniku plynného sírovodíka.

V praxi sa sírovodík zvyčajne získava pôsobením zriedených kyselín na sírne kovy, napríklad na sulfid železitý:

FeS + 2HCl \u003d FeCl2 + H 2 S.

Čistší sírovodík sa dá získať hydrolýzou CaS, BaS alebo Al2S3. Najčistejší plyn sa získava priamou reakciou vodíka a síry pri 600 ° C.

Chemické vlastnosti sírovodíka

Roztok sírovodíka vo vode má kyslé vlastnosti. Sírovodík je slabá kyselina dibázová. Disociuje sa postupne a hlavne v prvom kroku:

H2S↔H + + HS - (K1 \u003d 6 × 10 -8).

Disociácia v druhej fáze

HS - ↔H + + S 2- (K 2 \u003d 10 -14)

postupuje v zanedbateľnej miere.

Sírovodík je silné redukčné činidlo. Pôsobením silných oxidantov sa oxiduje na oxid siričitý alebo kyselinu sírovú; hĺbka oxidácie závisí od podmienok: teplota, pH roztoku, koncentrácia oxidačného činidla. Napríklad reakcia s chlórom zvyčajne vedie k vzniku kyseliny sírovej:

H2S + 4CI2 + 4H20 \u003d H2S04 + 8HCI.

Stredné soli sírovodíka sa nazývajú sulfidy.

Aplikácia sírovodíka

Použitie sírovodíka je dosť obmedzené, čo je primárne spôsobené jeho vysokou toxicitou. Našiel uplatnenie v laboratórnej praxi ako precipitát ťažké kovy... Sírovodík slúži ako surovina na výrobu kyseliny sírovej, síry v elementárnej forme a sulfidov

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Úloha	Určte, koľkokrát je sírovodík H2S ťažší ako vzduch.
Rozhodnutie	Pomer hmotnosti daného plynu k hmotnosti iného plynu odobratého v rovnakom objeme, pri rovnakej teplote a rovnakom tlaku sa nazýva relatívna hustota prvého plynu k druhému. Táto hodnota ukazuje, koľkokrát je prvý plyn ťažší alebo ľahší ako druhý plyn. Relatívne molekulová hmotnosť vzduch sa berie rovný 29 (s prihliadnutím na obsah dusíka, kyslíka a iných plynov vo vzduchu). Je potrebné poznamenať, že koncept „relatívnej molekulovej hmotnosti vzduchu“ sa používa konvenčne, pretože vzduch je zmes plynov. D vzduch (H 2 S) \u003d M r (H 2 S) / M r (vzduch); D vzduch (H2S) \u003d 34/29 \u003d 1,17. M r (H 2 S) \u003d 2 x A r (H) + A r (S) \u003d 2 x 1 + 32 \u003d 2 + 32 \u003d 34.
Odpoveď	Sírovodík H2S je 1,17-krát ťažší ako vzduch.

PRÍKLAD 2

Úloha	Nájdite hustotu vodíka v plynovej zmesi, v ktorej je objemový podiel kyslíka 20%, vodíka 40%, zvyšku je sírovodík H 2 S.
Rozhodnutie	Objemové frakcie plynov sa budú zhodovať s molárnymi, t.j. pri zlomkoch množstiev látok je to dôsledok Avogadrovho zákona. Nájdeme podmienenú molekulovú hmotnosť zmesi: M r podmienené (zmes) \u003d φ (02) × M r (02) + φ (H 2) × M r (H 2) + φ (H 2 S) x M r (H 2 S);

Sírovodík (H₂S) je bezfarebný plyn, ktorý vonia ako pokazené vajcia. Hustota je ťažšia ako vodík. Sírovodík je smrteľne jedovatý pre ľudí a zvieratá. Aj jeho nevýznamný obsah vo vzduchu spôsobuje závraty a nevoľnosť, najhoršie však je, že pri dlhodobom vdychovaní už tento zápach nie je cítiť. V prípade otravy sírovodíkom však existuje jednoduché antidotum: kúsok bielidla je potrebné zabaliť do vreckovky, potom navlhčiť a na chvíľu čuchať. Sírovodík sa vyrába interakciou síry s vodíkom pri teplote 350 ° C:

H + S → H₂S

Toto je redoxná reakcia: počas nej sa menia oxidačné stavy prvkov, ktoré sa na nej podieľajú.

Za laboratórnych podmienok sa sírovodík získava pôsobením na sulfid železa s kyselinou sírovou alebo chlorovodíkovou:

FeS + 2HCl → FeCl3 + H₂S

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

Kippov prístroj

Vlastnosti sírovodíka

Pri horení sírovodíka vzniká oxid siričitý 4 a vodná para:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S horí modravým plameňom a ak nad ním držíte obrátenú kadičku, na jej stenách sa objaví priehľadná kondenzácia (voda).

S miernym poklesom teploty však táto reakcia prebieha trochu inak: na stenách predchladeného pohára sa objaví žltkastý výkvet voľnej síry:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

Na tejto reakcii je založený priemyselný spôsob výroby síry.

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

Reakcia sírovodíka a oxidu sírovitého tiež umožňuje získať voľnú síru:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Sírovodík je rozpustný vo vode a tri objemy tohto plynu sa môžu rozpustiť v jednom objeme vody a vytvoriť slabú a nestabilnú kyselinu sírovodíkovú (HS). Táto kyselina sa nazýva aj sírovodíková voda. Ako vidíte, vzorce pre plynný sírovodík a kyselina sírovodíková sa píšu rovnako.

Ak sa k kyseline sírovodíkovej pridá roztok olovnatej soli, vytvorí sa čierna zrazenina sulfidu olovnatého:

H₂S + Pb (NO₃) ₂ → PbS + 2HNO₃

Toto je kvalitatívna reakcia na detekciu sírovodíka. Tiež demonštruje schopnosť kyseliny sírovodíkovej vstupovať do výmenných reakcií s roztokmi solí. Akákoľvek rozpustná olovnatá soľ je teda činidlom pre sírovodík. Niektoré ďalšie sulfidy kovov majú tiež charakteristické sfarbenie, napríklad: 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 rozloží na vodík a voľnú síru:

H₂S → Н₂ + S

Sírovodík intenzívne interaguje s vodnými roztokmi halogénov:

H2S + 4Cl3 + 4H20 → HsSO3 + 8HCl

Sírovodík v prírode a v ľudskom živote

Sírovodík je súčasťou sopečných plynov, zemného plynu a plynov spojených s ropnými poliami. Je ho veľa v prírodných minerálnych vodách, napríklad v Čiernom mori, leží v hĺbke 150 metrov a menej.

Používa sa sírovodík:

• v medicíne (ošetrenie sírovodíkovými kúpeľmi a minerálnymi vodami);
• v priemysle (výroba síry, kyseliny sírovej a sulfidov);
• v analytickej chémii (na vyzrážanie sulfidov ťažkých kovov, ktoré sú zvyčajne nerozpustné);
• v organickej syntéze (na výrobu sírnych analógov organických alkoholov (merkaptánov) a tiofénu (sírový aromatický uhľovodík). Ďalšou z nedávno sa objavujúcich oblastí vedy je energia sírovodíka. Produkcia energie z ložísk sírovodíka zo spodnej časti Čierneho mora sa vážne študuje.

Podstata 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 periodický systém, preto sa náboj jeho atómového jadra rovná (+1) a 1 elektrón krúži okolo jadra atómu. Vodík ľahko vzdáva svoj elektrón atómom iných prvkov a mení sa na kladne nabitý vodíkový ión - protón:

Н⁰ -1е⁻ \u003d 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⁻. Usporiadanie síry v tretej perióde naznačuje, že jej šestnásť elektrónov krúži okolo atómového jadra a tvoria 3 vrstvy, z ktorých posledná má 6 valenčných elektrónov. Počet valenčných elektrónov síry zodpovedá počtu skupiny VI, v ktorej sa nachádza v periodickej sústave.

Síra teda môže darovať všetkých šesť valenčných elektrónov, ako v prípade tvorby oxidu siričitého (VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Okrem toho môže byť v dôsledku oxidácie síry atóm 4e⁻ daný svojim atómom inému prvku za tvorby oxidu sírovitého:

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Síra môže tiež darovať dva elektróny za vzniku chloridu sírneho:

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Pri všetkých troch vyššie uvedených reakciách síra daruje elektróny. V dôsledku toho sa oxiduje, ale súčasne pôsobí ako redukčné činidlo pre atómy kyslíka O a chlór Cl. Avšak v prípade tvorby H2S je oxidácia veľkým počtom atómov vodíka, pretože sú to práve ony, ktoré strácajú elektróny a obnovujú vonkajšie energetická hladina síra 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 a mení sa na záporne nabitý anión (S2): S2 + 2E⁻ → S2

Teda v chemická reakcia tvorba sírovodíka je oxidačné činidlo síra.

Z hľadiska prejavu síry rôznych oxidačných stavov je zaujímavá aj ďalšia interakcia oxidu sírovitého a sírovodíka - reakcia na získanie voľnej síry:

2H₂⁺S-² + S⁺⁴О₂-² → 2H₂⁺O-² + 3S⁰

Ako je zrejmé z reakčnej rovnice, oxidačné činidlo aj redukčné činidlo v ňom sú ióny síry. Dva anióny síry (2-) darujú dva svoje elektróny na atóm síry v molekule oxidu síry (II), v dôsledku čoho sa všetky tri atómy síry redukujú na voľnú síru.

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

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

Fyzikálne vlastnosti

Plyn, bezfarebný, s vôňou skazených vajec, jedovatý, rozpustný vo vode (v 1VH20 rozpúšťa 3 VH2S pri NU); t ° pl. \u003d -86 ° C; balík balíkov \u003d -60 ° C

Účinok sírovodíka na telo:

Sírovodík nielen páchne, ale aj je mimoriadne jedovatý. Pri vdýchnutí tohto plynu vo veľkom množstve sa rýchlo prejaví ochrnutie dýchacích nervov a človek potom prestane zapáchať - to je smrteľné nebezpečenstvo sírovodíka.

Existuje veľa prípadov otravy škodlivými plynmi, keď sa pracovníci zranili pri opravách potrubí. Tento plyn je ťažší, takže sa hromadí v jamách, studniach, odkiaľ nie je tak ľahké rýchlo sa dostať von.

Príjem

1) H2 + S → H2S (pri t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S

Chemické vlastnosti

1) Riešenie H 2 S vo vode - slabá kyselina dibázová.

Disociácia prebieha v dvoch fázach:

H 2 S → H + + HS - (prvý stupeň, vzniká hydrosulfidový ión)

HS - → 2 H + + S 2- (druhá etapa)

Kyselina sírovodíková vytvára dve série solí - strednú (sulfidy) a kyslú (hydrosulfidy):

Na 2 S - sulfid sodný;

CaS - sulfid vápenatý;

NaHS - hydrogénsulfid sodný;

Ca( Hs) 2 - hydrosulfid vápenatý.

2) Interakcie s bázami:

H2S + 2 NaOH (prebytok) → Na2S + 2 H20

H2S (prebytok) + NaOH → NaHS + H20

3) H 2 S vykazuje veľmi silné regeneračné vlastnosti:

H2S -2 + Br2 → S 0 + 2HBr

H2S -2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl

H2S -2 + 4Cl2 + 4H20 → H2S +604 + 8HCI

3H2S -2 + 8HNO3 (konc.) → 3H2S +6O4 + 8NO + 4H20

H 2 S -2 + H 2 S + 6 O 4 (konc.) → S 0 + S +4 O 2 + 2 H 2 O

(pri zahrievaní reakcia prebieha inak:

H 2 S -2 + 3 H 2 S + 6 O 4 (konc.) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O

4) Sírovodík sa oxiduje:

s nedostatkom O 2

2 H 2 S -2 + O 2 → 2 S 0 + 2 H 2 O

s nadbytkom O 2

2H 2S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) Striebro pri kontakte so sírovodíkom sčernie:

4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O

Zatemnené predmety je možné vrátiť do lesku. Za týmto účelom sa v smaltovanej miske varia s roztokom sódy a alobal... Hliník redukuje striebro na kov, zatiaľ čo roztok sódy zadržiava ióny síry.

6) Kvalitatívna reakcia pre sírovodík a rozpustné sulfidy - tvorba tmavohnedej (takmer čiernej) zrazeniny PbS:

H 2 S + Pb (NO 3) 2 → PbS ↓ + 2 HNO 3

Na2S + Pb (NO3) 2 → PbS ↓ + 2NaNO3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Znečistenie ovzdušia spôsobuje sčernanie povrchu obrazov maľovaných olejovými farbami, ktoré obsahujú biele olovo. Jedným z hlavných dôvodov tmavnutia umeleckých obrazov starých majstrov bolo použitie olovnatej bielej, ktorá sa v priebehu niekoľkých storočí interaguje so stopami sírovodíka vo vzduchu (tvorený v malom množstve pri rozpade bielkovín; v atmosfére priemyselných oblastí atď.) PbS. Olovnatá biela je pigment, ktorý je uhličitanom olovnatým ( II). Reaguje so sírovodíkom v znečistenej atmosfére za vzniku sulfidu olovnatého ( II), čierne pripojenie:

PbCO 3 + H 2 S = PbS↓ + CO 2 + H 2 O

Pri spracovaní sulfidu olovnatého ( II) s peroxidom vodíka, dôjde k reakcii:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O,

v tomto prípade síran olovnatý ( II), zlúčenina je biela.

Takto sú reštaurované začiernené olejomaľby.

7) Reštaurovanie:

PbS + 4 H202 → PbSO4 (biely) + 4 H20

Sulfidy

Výroba sulfidov

1) Mnoho sulfidov sa získava zahriatím kovu sírou:

Hg + S → HgS

2) Rozpustné sulfidy sa získavajú pôsobením sírovodíka na zásady:

H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

3) Nerozpustné sulfidy sa získavajú výmennými reakciami:

CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS ↓

Pb (NO 3) 2 + Na2S → 2NaNO 3 + PbS ↓

ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS ↓

MnSO4 + Na2S → Na2S04 + MnS ↓

2SbCl3 + 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3 ↓

SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS ↓

Chemické vlastnosti sulfidov

1) Rozpustné sulfidy sú vysoko hydrolyzované, v dôsledku čoho vodné roztoky majú zásaditú reakciu:

K2S + H20 → KHS + KOH

S 2- + H20 → HS - + OH -

2) Sulfidy kovov stojacich v sérii napätí naľavo od železa (vrátane) sú rozpustné v silných kyselinách:

ZnS + H2S04 → ZnSO4 + H2S

3) Nerozpustné sulfidy sa môžu konvertovať na rozpustný stav pôsobením koncentrovaných látok HNO 3 :

FeS 2 + 8 HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + 2 H 2 SO 4 + 5NO + 2 H 2 O

ÚLOHY NA UKOTVENIE

Úloha číslo 1
Napíšte reakčné rovnice, pomocou ktorých môžete vykonať nasledujúce transformácie:
Cu→ CuS→ H 2 S→ SO 2

Úloha číslo 2
Vytvorte rovnice pre redoxné reakcie úplného a neúplného spaľovania sírovodíka. Umiestnite koeficienty pomocou metódy elektronického vyváženia, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo pre každú reakciu, ako aj oxidačné a redukčné procesy.

Úloha číslo 3
Napíšte rovnicu chemickej reakcie sírovodíka s roztokom dusičnanu olovnatého v molekulárnej, úplnej a krátkej iónovej forme. Všimnite si príznaky tejto reakcie, je reakcia reverzibilná?

Úloha číslo 4

Sírovodík bol vedený cez 18% roztok síranu meďnatého s hmotnosťou 200 g. Vypočítajte hmotnosť zrazeniny vytvorenej v dôsledku tejto reakcie.

Úloha číslo 5
Stanovte objem sírovodíka (n.u.), ktorý vznikol interakciou kyseliny chlorovodíkovej s 25% roztokom sulfidu železitého s hmotnosťou 2 kg.

Sírovodík (H 2 S) - veľmi karcinogénny, toxický plyn. Má štipľavý charakteristický zápach zhnitých vajec.

Získanie sírovodíka.

1. V laboratóriu H 2 S získaný počas reakcie medzi sulfidmi a zriedenými kyselinami:

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

2. Interakcia Al 2 S 3 od studená voda (výsledný sírovodík je čistejší ako v prvej výrobnej metóde):

Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3H 2 S.

Chemické vlastnosti sírovodíka.

Sírovodík H 2 S - kovalentná zlúčenina, ktorá netvorí vodíkové väzby, ako molekula H20... (Rozdiel je v tom, že atóm síry je väčší a elektronegatívnejší ako atóm kyslíka. Síra má preto nižšiu hustotu náboja. A kvôli absencii vodíkových väzieb je teplota varu H 2 S vyššia ako kyslík. Tiež H 2 S slabo rozpustný vo vode, čo tiež naznačuje absenciu vodíkových väzieb).

H2S + Br2 \u003d S + 2HBr,

2. Sírovodík H 2 S - veľmi slabá kyselina, v roztoku sa rozkladá postupne:

H 2 S ⇆ H + + Hs - ,

Hs - ⇆ H + + S 2- ,

3. Reaguje so silnými oxidantmi:

H2S + 4Cl2 + 4H20 \u003d H2S04 + 8HCI,

2 H 2 S + H 2 TAK 3 = 3 S + 3 H 2 O,

2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S + 2 HCl,

4. Reaguje s bázami, zásaditými oxidmi a soľami, pričom vytvára kyslé a medziprodukty (hydrosulfidy a sulfidy):

Pb (NO 3) 2 + 2S \u003d PbS ↓ + 2HNO3.

Táto reakcia sa používa na detekciu sírovodíkových alebo sulfidových iónov. PbS - čierna zrazenina.