Сероводород
Строение молекулы и физические свойства
Сероводород H2S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .
Способы получения сероводорода
1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.
Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.
2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.
Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
Химические свойства сероводорода
1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O
H2S + NaOH → NaНS + H2O
2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
В избытке кислорода:
3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H2S + Br2 → 2HBr + S↓
H2S + Cl2 → 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
Либо до оксида серы (IV):
4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.
Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Видео:Химия 9 класс (Урок№11 - Сера. Серовород. Сульфиды.)Скачать
Урок №12. Сероводород. Сульфиды
Повторите тему 9 класса:
ПОЛУЧЕНИЕ СЕРОВОДОРОДА
Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц.
Сероводород (H 2 S) в лаборатории можно получить нагреванием смеси парафина с серой.
Выделяющийся сероводород можно обнаружить с помощью влажной универсальной индикаторной бумаги: под действием сероводорода она краснеет. При добавлении сульфата меди к сероводородной воде выпадает черный осадок сульфида меди
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓+ H 2 SO 4
По черному осадку сульфида свинца можно обнаружить сульфид-ион.
Сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.
FeS (тв.) + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S↑
FeS (тв.) + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 S↑
Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:
H 2 + S ↔ H 2 S↑ + 20,92 кДж
Выход H 2 S мал, т.к. обратимая реакция обратима
Наиболее чистый сероводород можно получить при гидролизе сульфида алюминия
Al 2 S 3 (тв.) + 6H 2 O (ж.) = холод = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S↑
Сероводород можно получить в других реакциях:
8Na + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S↑ + 4H 2 O
8HI + H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S↑ + 4H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРОВОДОРОДА
В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства .
H 2 S ↔ H + + HS — (I ступень)
HS — ↔ H + + S 2- (II ступень)
Изменяет окраску индикаторов на красную – кислая среда.
2) Взаимодействие с растворами оснований. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:
H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O
K 2 S средняя соль — сульфид калия
H 2 S (избыток) + KOH = KHS + H 2 O
KHS кислая соль — гидросульфид калия
3) С растворами солей тяжёлых металлов (Cu, Pb, Ni, Cd, Zn):
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
CuS осадок чёрного цвета
Сульфиды тяжёлых металлов окрашены: PbS; CuS; NiS – чёрные. СdS – жёлтый. ZnS – белый.
Сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:
H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS + 2HNO 3
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Сероводород – восстановитель
Сероводород H 2 S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2.
1) При недостатке кислорода и в растворе H 2 S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):
2H 2 S + O 2 (нед.) = 2S↓ +2H 2 O
В избытке кислорода:
2H 2 S + 3O 2 (изб.) = 2SO 2 ↑ + 2H 2 O
2) Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.
Бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:
H 2 S -2 + Br 2 = S 0 + 2HBr
Br 2 — бромная вода — обесцвечивается
H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S↓
Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O → H 2 SO 4 + 8HCl
Азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
H 2 S + 2HNO 3(конц.) = S + 2NO 2 + 2H 2 O
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
H 2 S + 8HNO 3(конц.) = H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Оксид серы (IV) окисляет сероводород:
2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H 2 S + 2FeCl 3 = 2FeCl 2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
3H 2 S + K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 = 3S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7H 2 O
2H 2 S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O
Интересно! Серебряные и медные монеты чернеют на воздухе и в воде, если в среде содержится сероводород:
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
H 2 S + H 2 SO 4(конц.) = S + SO 2 + 2H 2 O
Либо до оксида серы (IV):
H 2 S + 3H 2 SO 4(конц.) = 4SO 2 + 4H 2 O
СУЛЬФИДЫ
Сульфиды – это бинарные соединения серы и металлов или некоторых неметаллов, соли сероводородной кислоты.
По растворимости в воде и кислотах сульфиды разделяют на растворимые в воде, нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах, гидролизуемые водой.
Чёрные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag 2 S, NiS, CoS)
Белые и цветные сульфиды (ZnS, MnS, FeS, CdS)
ПОЛУЧЕНИЕ СУЛЬФИДОВ
1) Сульфиды получают при взаимодействии серы с металлами . При этом сера проявляет свойства окислителя.
2) Растворимые сульфиды можно получить при взаимодействии сероводорода и щелочей
H 2 S + 2KOH = K 2 S + 2H 2 O
3) Нерастворимые сульфиды получают взаимодействием растворимых сульфидов с солями или взаимодействием сероводорода с солями (только черные сульфиды)
Pb(NO 3 ) 2 + Н 2 S = 2НNO 3 + PbS
ZnSO 4 + Na 2 S = Na 2 SO 4 + ZnS
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СУЛЬФИДОВ
1) Гидролиз. Растворимые сульфиды гидролизуются по аниону, среда водных растворов сульфидов щелочная:
Na 2 S+H 2 O↔NaHS+NaOH;
2) С растворами кислот. Сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа (включительно), растворяются в сильных минеральных кислотах.
CaS + 2HCl = CaCl 2 + H 2 S↑
3) С концентрированными кислотами. Нерастворимые сульфиды растворяются в концентрированной азотной кислоте или концентрированной серной кислоте. При этом сера окисляется либо до простого вещества, либо до сульфата.
CuS + 8HNO 3 = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O
или горячей концентрированной серной кислоте:
CuS + 4H 2 SO 4(конц. гор.) = CuSO 4 + 4SO 2 + 4H 2 O
4) Сульфиды проявляют восстановительные свойства и окисляются пероксидом водорода, хлором и другими окислителями.
Сульфид свинца (II) окисляется пероксидом водорода до сульфата свинца (II):
PbS + 4H 2 O 2 = PbSO 4 + 4H 2 O
Сульфид меди (II) окисляется хлором:
СuS + Cl 2 = CuCl 2 + S
5) Обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды металла и серы (IV).
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2
2Cr 2 S 3 + 9O 2 = 2Cr 2 O 3 + 6SO 2
2ZnS + 3O 2 = 2SO 2 + ZnO
6) Реакции сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди используют как качественные на ион S 2−
Сульфиды свинца, серебра и меди — черные осадки, нерастворимые в воде и минеральных кислотах:
Na 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS↓ + 2NaNO 3
Na 2 S + 2AgNO 3 = Ag 2 S↓ + 2NaNO 3
Na 2 S + Cu(NO 3 ) 2 = CuS↓ + 2NaNO 3
7) Необратимый гидролиз
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Разложение происходит и при взаимодействии солей трехвалентных металлов с сульфидами щелочных металлов.
3Na 2 S + 2AlCl 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Видео:СОЛИ ХИМИЯ 8 КЛАСС: Химические Свойства Солей и Получение // Реакция Солей с Кислотами и МеталламиСкачать
Уравнения реакции сероводорода с солями
Ключевые слова конспекта: соединения серы, сероводород, сульфиды, осаждение сульфидов.
Сероводород
При обычных условиях сероводород Н2S – газ, без цвета, с характерным запахом гниющего белка. При 20°С 1 объём воды растворяет 2,5 объёма Н2S. Раствор Н2S в воде называется сероводородной водой или сероводородной кислотой.
Сероводородная кислота – слабая, двухосновная, бескислородная. Диссоциирует ступенчато: 
Химические свойства сероводорода, как и многих соединений, удобно рассмотреть в двух аспектах: кислотно-основном и окислительно-восстановительном.
По кислотно-основным свойствам раствор сероводорода является слабой кислотой, что обусловлено присутствием в растворе ионов Н + (Н3О + ). Сероводород может изменить окраску раствора индикатора (например, лакмуса с фиолетовой на красную).
Сероводород взаимодействует со щелочами. При этом могут образовываться как средние, так и кислые соли:
a) 2NaOH + Н2S = Na2S + 2Н2O
20H – + Н2S = S 2– + 2Н20
б) NaOH + Н2S = NaHS + Н2O
OH – + Н2S = HS – + Н20
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств для сероводорода характерны восстановительные свойства, обусловленные S 2– . На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем:
Если внести в пламя сероводорода какой–либо холодный предмет, то температура пламени снижается и сероводород окисляется до свободной серы, оседающей на предмете в виде жёлтого налёта:
Кроме кислотных и восстановительных свойств, важно отметить ещё одну особенность сероводорода: он взаимодействует с некоторыми солями, когда в результате реакции происходит осаждение сульфидов (PbS, CuS), в которых ионы связаны более прочно, чем в сероводороде. Например:
Получить сероводород можно:
1) непосредственным синтезом из серы и водорода при нагревании (150–200 °С):
2) вытеснением сероводорода из некоторых сульфидов (FeS, MnS, ZnS) разбавленными сильными кислотами:
FeS + 2НCl = FeCl2 + Н2S↑
FeS + 2H + = Fe 2+ + Н2S↑
Сульфиды
Сульфиды – соли сероводородной кислоты. Сероводородная кислота двухосновна и может образовывать два ряда солей, содержащих S 2– – сульфид-ион или HS – – гидросульфид–ион.
Сульфиды – твёрдые кристаллические вещества, в воде растворимы только сульфиды щелочных металлов и аммония. Некоторые нерастворимые в воде сульфиды ярко окрашены, например: CuS, PbS – чёрные, CdS – ярко-жёлтый. В подгруппах окраска сульфидов становится интенсивнее с увеличением порядкового номера элементов, например: As2S3 – жёлтый, Sb2S3 – оранжевый, Bi2S3 – чёрный.
В растворах сульфиды гидролизуются. Например:
Некоторые сульфиды (например, Al2S3, Cr2S3) в присутствии воды (влаги) полностью гидролизуются:
Образование нерастворимых сульфидов используется для определения наличия сероводорода и сульфид-ионов в растворе. Для этого в качестве реагентов используются соли свинца, кадмия или меди:
Pb 2+ + S 2– = PbS↓ (чёрный)
Cd 2+ + S 2– = CdS↓ (ярко–жёлтый)
Сульфиды проявляют восстановительные свойства за счёт сульфидного иона S 2– .
В промышленности для обработки сульфидных руд применяется обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды. Например:
Конспект урока «Соединения серы: сероводород, сульфиды». Выберите дальнейшее действие:
🎬 Видео
Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать
Составление уравнений реакций горения. 11 класс.Скачать
Химия 9 класс (Урок№13 - Оксид серы (VI). Серная кислота и ее соли.)Скачать
Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать
ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать
Сероводород и сульфиды. 11 класс.Скачать
8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать
Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать
Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать
Соединения серы. 9 класс.Скачать
Химия 9 класс (Урок№12 - Оксид серы (IV). Сернистая кислота и ее соли.)Скачать
ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать
Сероводород. Строение, получение, основные свойства | ХимияСкачать
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Химические свойства СОЛЕЙ 8 класс | ПРИНЦИП составления ЛЮБОЙ реакции с участием солейСкачать
Сера. Сероводород. СульфидыСкачать
СероводородСкачать
