В лаборатории сероводород получают:  

FeS + 2HCl = FeCl2 + h3S

При сгорании в кислороде он образует различные продукты:

2h3S + O2 =  2h3O + 2S (недостаток кислорода)
2h3S + 3O2 = 2h3O + 2SO2 (избыток кислорода)

Cероводород легко окисляется галогенами, оксидом серы, хлоридом железа (III):

h3S + Cl2 = 2HCl + S
2h3S + SO2 = 2h3O + 3S
h3S + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S + 2HCl

На воздухе сероводород окисляет серебро, чем и объясняется почернение серебряных изделий со временем:

2h3S + 4Ag + O2 = 2Ag2S + 2h3O

Водные растворы сероводорода являются слабой кислотой. Диссоциирует в две стадии, образует два типа солей: гидросульфиды и сульфиды:

h3S ↔ HS^-1 + H⁺
HS^-1 ↔ H⁺ + S^-2

Сульфиды большинства металлов нерастворимы и имеют различную окраску. Это является фактором, благодаря которому можно распознавать те или иные катионы в растворах:

Чёрные – HgS, Ag2S, PbS, CuS, FeS, NiS;

Коричневые – SnS, Bi2S3;

Оранжевые – Sb2S3, Sb2S5;

Жёлтые – As2S3, As2S5, SnS2, CdS;

Розовые — MnS

Белые – ZnS, Al2S3, BaS, CaS;

Cульфиды в водной среде проявляют восстановительные свойства, обычно окисляясь до серы: 

3h3S + 2KMnO4 = 3S + 2MnO2 + 2KOH + 2h3O

h3S  + 2HNO3  =  S + 2NO2 + 2h3O
3h3S + 2FeCl3 = S + FeS + 6HCl
h3S + J2 = S + 2HJ

При взаимодействии с более сильными окислителями сульфиды окисляются до соединений со степенью окисления (+6):

h3S + 4h3O + Cl2 = h3SO4 + 8HCl
MnS + 3HNO3 =  MnSO4 + 8NO2 + 4h3O
PbS + 4h3O2 = PbSO4 + 4h3O

3. Соединение серы (+4).

Из соединений серы со степенью окисления (+4) наиболее характерны оксид серы (SO2) или сернистый газ и сернистая кислота (h3SO3) и её соли. Оксид серы представляет собой газ с резким запахом, бесцветный, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде. Получают при неполном горении сероводорода или при окислении сульфидов. В лаборатории его получают  при взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой:

Cu + h3SO4 = CuSO4 + SO2 + h3O
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + h3O

Для оксида серы (+4) характерны как окислительные:

SO2 + h3S = 3S + 2h3O

так и восстановительные свойства:

2SO2 + O2 = 2SO3  
2SO2 + 2h3O + Br2 = h3SO4 + 2HBr
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
SO2 + 2HNO3 = h3SO4 + 2NO2

Оксид серы (+4) – типичный кислотный оксид, он реагирует с основания-ми с образованием солей, с водой образует сернистую кислоту:

SO2 + 2NaOH = Na2SO4 + h3O
SO2 + h3O = h3SO3

Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии, образует два типа солей: кислые — гидросульфитыи  средние —сульфиты :

h3SO3 ↔ HSO3^— + H⁺
HSO3^—↔ SO3^2- + H⁺

Соли сернистой кислоты неустойчивы, разлагаются при действии более сильных кислот и при нагревании:

Na2SO3 + HNO3 = 2NaNO3 + SO2 + h3O 
K2SO3 = K2O + SO2

В растворах сульфит-ионы проявляют чаще всего восстановительные свойства:

Na2SO3 + 2KOH + KMnO4 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + h3O

4. Соединения серы (+6)

Из соединений серы в степени окисления (+6) наиболее характерны оксид серы — SO3  или серный ангидрид и  h3SO4 — cерная кислота. SO3 — бесцветный газ с характерным  резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде. 

Оксид серы (+6) получают окислением оксида серы (+4) в присутствии катализатора и высоком давлении:

2SO2 + O2 = 2SO3
SO3 + h3O = h3SO4

Оксид серы (+6) является сильным окислителем:

SO3 + 2KJ = J2 + K2SO3
SO3  +  h3S = 4SO2 + h3O2
5SO3 + 2P = P2O5 + 5SO2

Кроме того, он проявляет кислотные свойства, так как является кислотным оксидом:

Серная кислота, её соли.

Серная кислота  представляет собой бесцветную маслообразную жидкость, максимальная плотность которой 1,84 г/мл. Исходным сырьём для получения серной кислоты является серный колчедан или пирит:

4FeS2  +  11O2  =  2Fe2O3  +  8SO2

Далее, под воздействием катализатора —  V2O5 происходит окисление оксида серы (+4) до оксида серы (+6):

2SO2  +  O2  =  2SO3

Полученная безводная серная кислота называется олеум, т.к. в действительности, оксид серы (+4) растворяют в 98%-ной серной кислоте.

SO3  +  h3O  =  h3SO4

Концентрированная серная кислота проявляет сильное водоотнимающее действие. Это свойство положено в основу многочисленных химических процессов, особенно в органической химии (получение спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.). Концентрированная серная кислота является сильным окислителем.  Например, при взаимодействии с просты-ми веществами, она окисляет их до кислот или оксидов:

2P + 5h3SO4 = 2h4PO4 + 5SO2 + 2h3O
C + h3SO4 = 2SO2 + CO2 + 2h3O

При обычной температуре она окисляет галогенводороды и сероводород:

h3SO4  +  8HJ  =   4J2  +   h3S  +  4h3O
h3SO4  +  2HBr  =  Br2  + SO2  +  2h3O 
h3SO4  +  h3S  =   S   +   SO2  +   2h3O  

Серная кислота термически устойчива и не летуча, поэтому способна вытеснять другие кислоты из их солей:

h3SO4  +  KClO3  =  KHSO4  +  HClO4

Cерная кислота диссоциирует в две стадии, образует два типа солей:

кислые – гидросульфатыи средние – сульфаты:

h3SO4 ↔  HSO4^—  +  H⁺

HSO4^—  ↔ SO4^2—  +   H⁺

Серная кислота проявляет свойства, характерные для остальных кислот: она реагирует с металлами, оксидами металлов, гидроксидами, солями слабых кислот.

Ba²⁺  +  SO4^2-  =  BaSO4

При прокаливании сульфаты разлагаются на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли. Сульфаты щелочных металлов плавятся без разложения. Сульфаты металлов средней активности разлагаются на соответствующие оксиды:

ZnSO4  =  ZnO  +  SO3

Сульфат железа (II) разлагается по механизму внутримолекулярной ОВР:

4FeSO4  =  2Fe2O3  +  4SO2  +  O2

Сульфаты наиболее тяжёлых или малоактивных металлов разлагаются с образованием простых веществ – металла и кислорода:

HgSO4  =  Hg  +  SO2  +  O2

Некоторые сульфаты, являясь окислителями, реагируют с простыми веществами:

CaSO4  +  C  =  CaO  +  SO2  +  CO
BaSO4  +  4C  =  BaS  +  4CO

Большое значение в промышленности, лабораторных исследованиях имеет взаимодействие серной кислоты с металлами. Эта тема заслуживает особого внимания, т.к. образуются различные продукты реакции в зависимости от положения реагируемого металла в ряду напряжений, степени разбавленности кислоты, температуры, катализаторов.

Разбавленная серная кислота с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, при обычной температуре образует соль и водород:

h3SO4 + Zn = ZnSO4 + h3

Разбавленная кислота не реагирует с металлами, стоящими в ряду активности после водорода (медь, серебро, ртуть), но концентрированная кислота образует с ними соль, оксид серы (+4) и воду:

h3SO4 + Cu = CuSO4 + SO2 + h3O

Такие же продукты реакции концентрированная серная кислота образует при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду активности до водорода:

2h3SO4 + Zn = ZnSO4 + SO2 + 2h3O

Однако, концентрированная серная кислота реагирует не со всеми металлами. Алюминий, железо, свинец и олово она пассивирует с образованием на их поверхности тонких оксидных плёнок, предотвращающих дальнейшее растворение металла:

h3SO4 + Al = Al2O3 + SO2 + h3O

Активные щелочные и щелочноземельные металлы могут образовывать с разбавленной кислотой не только водород. Например, магний с очень разбавленной серной кислотой на холоду образует соль, серу и воду: 

h3SO4 + Mg = MgSO4 + S + h3O

Натрий при обычной температуре с очень разбавленной серной кислотой образует соль, серу и воду: 

h3SO4  + Na = Na2SO4 + S + h3O,

а при охлаждении образует сероводород: 

h3SO4 + Na  = Na2SO4 + Н2S + h3O

Соли серной кислоты находят большое применение в промышленности, сельском хозяйстве, в быту.

Na2SO4x 10h3O – глауберова соль, применяется в медицине в качестве слабительного,
(Nh5)2SO4 – азотное удобрение для сельского хозяйства,
CaSO4 – безводный гипс, применяется в строительстве.
CaSO4x 2h3O – водный гипс,
2CaSO4 xh3O – алебастр, продукт получения гипса,
MgSO4 – горькая соль, применяется в медицине как  слабительное и гипотензивное средство,
BaSO4 –  баритова каша, средство, применяемое как рентгеноконтрастное средство.
CuSO4 x 5h3O – медный купорос, применяется в строительстве,
FeSO4x 7h3O – железный купорос,
ZnSO4 x 7h3O – цинковый купорос,
KАl(SO4)2 x 12h3O – алюмокалиевые квасцы.

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru

Конспект «Соединения серы: сероводород, сульфиды»

Соединения серы: сероводород, сульфиды

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):

Н₂ + S = Н₂S

2) вытеснением сероводорода из некоторых сульфидов (FeS, MnS, ZnS) разбавленными сильными кислотами:

FeS + 2НCl = FeCl₂ + Н₂S↑
FeS + 2H⁺ = Fe²⁺ + 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:

Al₂S₃ + 6Н₂0 = 2Al(ОН)₃↓ + 3Н₂S↑

Образование нерастворимых сульфидов используется для определения наличия сероводорода и сульфид-ионов в растворе. Для этого в качестве реагентов используются соли свинца, кадмия или меди:

Pb²⁺ + S^2– = PbS↓ (чёрный)
Cd²⁺ + 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».

Следующая тема: «».

uchitel.pro

Соединения серы (II). Сероводород и сульфиды.

Строение молекул H₂S

Химическое строение молекул H₂S аналогично строению молекул Н₂O: (угловая форма)

Но, в отличие от воды, молекулы H₂S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.

Физические свойства

При обычной температуре H₂S — бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м³ вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H₂S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H₂O растворяется — 2,5 л газа).

Сероводород в природе

H₂S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.

Способы получения

1. Синтез из простых веществ:

S + Н₂ = H₂S

2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:

FeS + 2HCI = H₂S↑ + FeCl₂

3.Действие конц. H₂SO₄ (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:

5H₂SO_4(конц.) + 8Na = H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂О

4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:

AI₂S₃ + 6Н₂О = 3H₂S↑ + 2Аl(ОН)₃↓

Химические свойства H₂S

Взаимодействие H₂S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО₂, H₂SO₄),

Окисление кислородом воздуха

2H₂S + 3О₂(_{избыток}) = 2SО₂↑ + 2Н₂О

2H₂S + О₂(_{недостаток}) = 2S↓ + 2Н₂О

Окисление галогенами:

H₂S + Br₂ = S↓ + 2НВr

3H₂S + 8HNО₃(разб.) = 3H₂SO₄ + 8NO + 4Н₂О

H₂S + 8HNО₃(конц.) = H₂SO₄ + 8NО₂↑ + 4Н₂О

H₂S + H₂SO₄(конц.) = S↓ + SО₂↑ + 2Н₂О

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S↓ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О

5H₂S + 6KMnO₄ + 9H₂SO₄ = 5SО₂ + 6MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 14Н₂О

H₂S + 2FeCl₃ = S↓ + 2FeCl₂ + 2HCl

Сероводородная кислота H₂S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато

1-я ступень: H₂S → Н⁺ + HS^—

2-я ступень: HS^— → Н⁺ + S^2-

Для H₂S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:

а) с активными металлами

H₂S + Mg = Н₂↑ + MgS

б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей

2H₂S + 4Аg + O₂ = 2Ag₂S↓ + 2Н₂O

в) с основными оксидами

H₂S + ВаО = BaS + Н₂O

г) со щелочами

H₂S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н₂O

д) с аммиаком

H₂S + 2NH₃(избыток) = (NH₄)₂S

Несмотря на то, что сероводородная кислота — очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄

Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.

Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S^2- и сероводорода:

H₂S + Pb(NO₃)₂ = 2HNO₃ + PbS↓ черный осадок.

Газообразный H₂S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO₃)₂, которая чернеет в присутствии H₂S.

Сульфиды

Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.

Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:

S^2- + H₂O → HS^— + ОН^—

Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию

Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

2CaS + 2НОН = Ca(HS)₂ + Са(ОН)₂

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

HS^— + H₂O → H₂S↑ + ОН^—

Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:

Al₂S₃ + 6H₂O = 3H₂S↑ + 2AI(OH)_3↓

Аналогичным образом разлагаются Cr₂S₃, Fe₂S₃

Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:

FeS + 2HCI = FeCl₂ + H₂S↑

ZnS + 2HCI = ZnCl₂ + H₂S↑

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

1. Непосредственное соединение простых веществ:

Fe + S = FeS

2.Взаимодействие H₂S с растворами щелочей:

H₂S + 2NaOH = 2H₂O + Na₂S сульфид натрия

H₂S + NaOH = H₂O + NaHS гидросульфид натрия

3.Взаимодействие H₂S или (NH₄)₂S с растворами солей:

H₂S + CuSO₄ = CuS↓ + H₂SO₄

H₂S + 2AgNO₃ = Ag2S↓ + 2HNO₃

4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:

Na₂SO₄ + 4С = Na₂S + 4СО

Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.

examchemistry.com

Сульфиды — это… Что такое Сульфиды?

         С. щелочных металлов бесцветны, хорошо растворимы в воде. Их водные растворы сильно гидролизованы и имеют щелочную реакцию. При действии разбавленных кислот выделяют H₂S.

         С. щёлочноземельных металлов бесцветны, в воде малорастворимы. Во влажном воздухе выделяют H₂S. По остальным свойствам подобны С. щелочных металлов. И те и другие С. легко окисляются до сульфатов.

         С. тяжёлых металлов практически нерастворимы в воде. Почти все они чёрного или черно-бурого цвета (за исключением белого ZnS, розоватого MnS, жёлтого CdS, оранжево-красного Sb₂S₃, жёлтого SnS₂). Неодинаковое отношение С. к кислотам и С. аммония используется в химическом анализе.

         С. получают: 1) непосредственным соединением элементов; 2) взаимодействием водных растворов солей с H₂S или (NH₄)₂S; 3) взаимодействием гидроокисей с H₂S; 4) восстановлением сульфатов углём при прокаливании.

         И. К. Малина.

dic.academic.ru

Сероводород, свойства, получение и применение

Сероводород, свойства, получение и применение.

Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H₂S.

Сероводород, формула, молекула, строение, состав, вещество

Физические свойства сероводорода

Получение сероводорода

Химические свойства сероводорода. Химические реакции (уравнения) сероводорода

Применение сероводорода

Сероводород, формула, молекула, строение, состав, вещество:

Сероводород (сернистый водород, сульфид водорода, дигидросульфид) – бесцветный газ со сладковатым вкусом с характерным неприятным тяжёлым запахом тухлых яиц (тухлого мяса).

Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H₂S.

Химическая формула сероводорода H₂S.

Строение молекулы сероводорода, структурная формула сероводорода:

Сероводород – наиболее активное из серосодержащих соединений.

Сероводород тяжелее воздуха. Его плотность составляет 1,539 кг/м³, по отношении к воздуху – 1,19. Поэтому скапливается в низких непроветриваемых местах.

Сероводород плохо растворяется в воде. Раствор сероводорода в воде – очень слабая сероводородная кислота. Хорошо растворим в бензоле и этаноле.

Термически устойчив при температурах менее 400 °C. При температурах более 400 °C разлагается на составляющие – простые вещества: водород и серу.

В отличие от воды, в сероводороде не образуются водородные связи, поэтому сероводород в обычных условиях не сжижается.

Сероводород является сверхпроводником при температуре 203 К (-70 °C) и давлении 150 ГПа.

Сероводород коррозионно активен, поэтому предъявляются дополнительные требования при разработке нефтяных, газовых и газоконденсатных месторождений, содержащий сероводород.

Чрезвычайно огнеопасен. Смеси сероводорода и воздуха взрывоопасны. Возможно возгорание на расстоянии. Горит синим пламенем.

Соли сероводородной кислоты (раствор сероводорода в воде) называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок в ходе химических реакций. Многие сульфиды ярко окрашены. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

Сероводород в природе встречается редко, в незначительных количествах в составе природного газа, попутного нефтяного газа, сланцевого газа, а также в вулканических газах, в растворённом виде – в нефти, сланцевой нефти и в природных водах. Например, в Чёрном море слои воды, расположенные глубже 150-200 м, содержат растворённый сероводород (концентрация 14 мл/л).

Образуется при гниении белков, которые содержат в составе серосодержащие аминокислоты метионин и (или) цистеин. Небольшое количество сероводорода содержится в кишечных газах человека и животных.

Сероводород высокотоксичен и ядовит. Предельно допустимая концентрация (ПДК) сероводорода в воздухе населенных пунктов в России – 0,008 мг/м³, в России – 0,007 мг/м³.

Порог ощутимости запаха составляет 0,012-0,03 мг/м³. При вдыхании воздуха с небольшими концентрациями у человека довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц» и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус. При вдыхании воздуха с большой концентрацией из-за паралича обонятельного нерва запах сероводорода почти сразу перестаёт ощущаться.

При острых отравлениях возникает жжение и боль в горле при глотании, конъюнктивит, одышка, головная боль, головокружение, слабость, рвота, тахикардия, возможны судороги. Смертельная концентрация составляет 830 мг/м³ в течение 30 минут или 1100 мг/м³ в течение 5 минут.

При высокой концентрации сероводорода однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть.

Физические свойства сероводорода:

* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

Получение сероводорода:

Сероводород в лаборатории получают в результате следующих химических реакций:

1. 1. взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами, например, с сульфидом железа.

1. 2. взаимодействия сульфида алюминия и воды:

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂S.

Данная реакция отличается чистотой полученного сероводорода

Химические свойства сероводорода. Химические реакции (уравнения) сероводорода:

Основные химические реакции сероводорода следующие:

1. реакция взаимодействия сероводорода и брома:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S.

В результате реакции образуются бромоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

2. реакция взаимодействия сероводорода и йода:

H₂S + I₂ → 2HI + S.

В результате реакции образуются йодоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

3. реакция взаимодействия сероводорода и кислорода:

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O.

В результате реакции образуются сера и вода. Реакция протекает медленно на свету, в растворе или в газовой фазе. Сероводород в ходе реакции используется в виде насыщенного раствора.  На данной реакции основан промышленный способ получения серы.

4. реакция горения сероводорода:

2H₂S + 3O₂  2SO₂ + 2H₂O (t = 250-300 °C).

В результате реакции образуются оксид серы и вода. Реакция горения сероводорода на воздухе.

5. реакция взаимодействия сероводорода и озона:

H₂S + O₃ → SO₂ + H₂O.

В результате реакции образуются оксид серы и вода. Сероводород в ходе реакции используется в виде газа.

6. реакция взаимодействия сероводорода и кремния:

Si + 2H₂S → SiS₂ + 2H₂ (t = 1200-1300 °C).

В результате реакции образуются сульфид кремния и водород.

7. реакция взаимодействия сероводорода и цинка:

H₂S + Zn → ZnS + H₂ (t = 400-800 °C).

В результате реакции образуются сульфид цинка и водород.

8. реакция взаимодействия сероводорода и алюминия:

2Al + 3H₂S → Al₂S₃ + 3H₂ (t = 600-1000 °C).

В результате реакции образуются сульфид алюминия и водород.

9. реакция взаимодействия сероводорода и галлия:

2Ga + H₂S → Ga₂S + H₂.

В результате реакции образуются сульфид галлия и водород.

10. реакция взаимодействия сероводорода и молибдена:

Mo + 2H₂S → MoS₂ + 2H₂ (t > 800 °C).

В результате реакции образуются сульфид молибдена и водород.

11. реакция взаимодействия сероводорода и бария:

Ba + H₂S → BaS + H₂ (t > 350 °C).

В результате реакции образуются сульфид бария и водород.

12. реакция взаимодействия сероводорода и магния:

Mg + H₂S → MgS + H₂ (t = 500 °C).

В результате реакции образуются сульфид магния и водород.

13. реакция взаимодействия сероводорода и германия:

Ge + H₂S → GeS + H₂ (t = 600-800 °C).

В результате реакции образуются сульфид германия и водород.

14. реакция взаимодействия сероводорода и кобальта:

Co + H₂S → CoS + H₂ (t = 700 °C).

В результате реакции образуются сульфид кобальта и водород.

15. реакция взаимодействия сероводорода и серебра:

2Ag + H₂S → Ag₂S + H₂.

В результате реакции образуются сульфид серебра и водород.

16. реакция взаимодействия сероводорода и оксида лития:

Li₂O + H₂S → Li₂S + H₂O (t = 900-1000 °C).

В результате реакции образуются сульфид лития и вода.

17. реакция взаимодействия сероводорода и оксида цинка:

ZnO + H₂S → ZnS + H₂O (t = 450-550 °C).

В результате реакции образуются сульфид цинка и вода.

18. реакция взаимодействия сероводорода и оксида железа:

FeO + H₂S → FeS + H₂O (t = 500 °C).

В результате реакции образуются сульфид железа и вода.

19. реакция взаимодействия сероводорода и оксида молибдена:

MoO₂ + 2H₂S → MoS₂ + 2H₂O (t = 400 °C).

В результате реакции образуются сульфид молибдена и вода.

20. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид натрия и вода. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида натрия.

21. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида бария:

Ba(OH)₂ + H₂S → BaS + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид бария и вода. В ходе реакции используется разбавленный раствор сероводорода.

22. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида меди:

Cu(OH)₂ + H₂S → CuS + 2H₂O.

В результате реакции образуются сульфид меди и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и гидроксид меди в виде суспензии.

23. реакция взаимодействия сероводорода и азотной кислоты:

H₂S + 2HNO₃ → S + 2NO₂ + 2H₂O.

В результате реакции образуются сера, оксид азота и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и концентрированный холодный раствор азотной кислоты.

Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.  

24. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната кальция:

CaCO₃ + H₂S → CaS + H₂O + CO₂ (t = 900 °C).

В результате реакции образуются сульфид кальция, оксид углерода и вода.

25. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната бария:

BaCO₃ + H₂S → BaS + CO₂ + H₂O (t = 1000 °C, kat = H₂).

В результате реакции образуются сульфид бария, оксид углерода и вода.

26. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната натрия:

H₂S + Na₂CO₃ → NaHS + NaHCO₃ (t = 1000 °C, kat = H₂).

В результате реакции образуются гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

27. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата серебра:

2AgNO₃ + H₂S → Ag₂S + 2HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид серебра и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

28. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата висмута:

2Bi(NO₃)₃ + 3H₂S → Bi₂S₃ + 6HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид висмута и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

29. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата свинца:

Pb(NO₃)₂ + H₂S → PbS + HNO₃.

В результате реакции образуются сульфид свинца и азотная кислота. Данная реакция является качественной реакцией на сероводород. В результате реакции образуются соль свинца – сульфид свинца черного цвета, который выпадает в осадок.

30. реакция термического разложения сероводорода:

H₂S → H₂ + S (t = 400-1700 °C).

В результате реакции образуются водород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.

Применение сероводорода:

Из-за своей токсичности сероводород находит ограниченное применение:

– в аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы;

– в медицине в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод;

– в химической промышленности для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов;

– в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.

В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com.

карта сайта

Коэффициент востребованности 1 010

xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai

сульфид — Sulfide — qwe.wiki

Сульфид ( британский английский сульфид ) является неорганическим анионом из серы с химической формулой S ^2- или соединением , содержащим одну или более S ^2- ионов. Растворы сульфидных солей вызывают коррозию. Сульфид также относится к химическим соединениям больших семейств неорганических и органических соединений , например сульфида свинца и диметилсульфида . Сероводород (H ₂ S) и бисульфид (SH ^— ) являются сопряженными кислотами сульфида.

Химические свойства

Сульфидных ионов, S ^2- , не существует водные щелочные растворы Na ₂ S. Вместо того, чтобы сульфид превращается в гидросульфида:

S ^2- + Н ₂ O → SH ^— + ОН ^—

После обработки кислотой, сульфидные соли преобразовать в сероводород :

S ^2- + Н ⁺ → SH ^—

SH ^— + H ⁺ → H ₂ S

Окисление сульфида является сложным процессом. В зависимости от условий, окисление может дать элементарную серу, полисульфидов , polythionates , сульфит или сульфат . Сульфиды металлов реагируют с галогеном образуя серы и соли металлов.

8 MgS + 8 I ₂ → S ₈ + 8 MGI ₂

Металлические производные

Водные растворы переходных металлов катионов вступают в реакцию с источниками сульфида (H ₂ S, NaHS, Na ₂ S) для осаждения твердых сульфидов. Такие неорганические сульфиды , как правило , имеют очень низкую растворимость в воде, и многие из них связаны с минералами с таким же составом (см ниже). Один известный пример ярко — желтые виды компакт — диски или « кадмиевая желтый ». Черного потускнение , сформированный на серебро является Ag ₂ S. Такие виды иногда называют соли. В самом деле, связь в переходных сульфидах металла сильно ковалентная, что приводит к их полупроводниковым свойствам, которые , в свою очередь , связаны с глубокими цветами. Некоторые имеют практическое применение в качестве пигментов, в солнечных элементах, и в качестве катализаторов. Гриб Aspergillus Niger играет роль в растворении сульфидов тяжелых металлов.

геология

Многие важные металлические руды являются сульфиды. Значительные примеры включают в себя: аргентит ( серебро сульфид), киноварь ( ртуть ), галенит ( свинец сульфид), молибденит ( молибден сульфид), пентландитовое ( никель — сульфидный), Реальгар ( мышьяк сульфид), и антимонит ( сурьма ), сфалерит ( цинк сульфид) и пирит ( железный дисульфид), и халькопирит ( железо — медь сульфид).

Коррозия индуцированной сульфидом

Растворенные свободных сульфиды (H ₂ S, HS ^— и S ^2- ) очень агрессивные виды для коррозии многих металлов , таких как сталь, нержавеющая сталь и медь. Сульфиды , присутствующие в водном растворе , ответственны за коррозионное растрескивание под напряжением (SCC) из стали, а также известны как сульфид растрескиванию под напряжением . Коррозия является серьезной проблемой во многих сульфидах обработки промышленных установок: сульфидные руды мельниц, глубоких нефтяных скважин , трубопроводов , транспортирующих испортились масло , Крафт — бумага фабрики.

Микроб-индуцированной коррозия (MIC) или биогенный сульфид коррозия также могут быть вызвана сульфатными бактерий , продуцирующих сероводород , который испускается в воздухе и окисленной в серной кислоте с помощью серы окисляющих бактерий. Биогенная серная кислота реагирует с канализационными материалами и наиболее обычно вызывает потерю массы, растрескивание канализационных труб и , в конечном счете, структурный коллапса. Этот вид износа является основной процесс , влияющий канализационных систем во всем мире и приводит к очень высокой стоимости восстановительных работ.

Окисление сульфида может также образовывать тиосульфат ( S
^{₂ O 2-
₃ ) промежуточный видответственные за серьезные проблемыточечной коррозиистали и нержавеющей стальто время как среда также подкисляют производство серной кислоты при окислении более продвинуто.}

Органическая химия

В органической химии «сульфид» , как правило , относится к связи С-С-С, хотя термин тиоэфир менее неоднозначный. Например, тиоэфир диметилсульфид представляет собой СН ₃ -S-СН ₃ . Полифениленсульфид (см ниже) имеет эмпирическую формулу С ₆ Н ₄ S. Иногда термин сульфид относится к молекулам , содержащих -SH функциональной группы . Так , например, метил — сульфид может означать CH ₃ -SH. Предпочтительный дескриптор для таких SH-содержащих соединений является тиолом или меркаптан, т.е. метантиол или метилмеркаптан.

дисульфидов

Путаница возникает из — за различных значений термина « дисульфида ». Дисульфида молибдена (MoS ₂ ) состоит из разделенных сульфидных центров, в сочетании с молибденом в формальном +4 степени окисления (то есть, Мо ⁴⁺ и два S ^2- ). Железный дисульфид ( пирит , FeS ₂ ) с другой стороны , состоит из S ^2-
₂ , или ^— S-S ^— дианион, в сочетании с двухвалентным железом в формальном + 2 степени окисления (ион двухвалентном: Fe ²⁺ ). Диметилдисульфида имеет химическое связывание CH ₃ -S-S-CH ₃ , тогда как дисульфид углерода не имеет S-S св зь, будучи S = C = S (линейный аналог молекулы СО ₂ ). Чаще всего в химии серы , и в биохимии, термин дисульфид обычно приписывается серы аналога перекиси -О-О- связи. Дисульфид связь (-S-S-) играет главную роль в конформации белков , а в каталитической активности ферментов .

Примеры

подготовка

Сульфидные соединения могут быть получены несколькими различными способами:

1. Прямое сочетание элементов:

   Пример: Fe _(ы) + S _(ы) → FeS _(ы)

2. Снижение сульфата:

   Пример: MgSO _{4 (с)} + 4С _(ы) → MgS _(ов) + 4CO _(г)

3. Осадки из нерастворимого сульфида:

   Пример: М ²⁺ + H ₂ S _(г) → MS _(ы) + 2H ⁺ _(водн)

безопасности

Многие сульфиды металлов являются настолько нерастворимыми в воде , что они , вероятно , не очень токсичны. Некоторые сульфиды металлов, при воздействии сильной минеральной кислоты , в том числе желудочных кислот , выпустят токсичный сероводород .

Органические сульфиды взрывоопасны. Когда сульфид горит он производит диоксид серы (SO ₂ ) газа.

Сероводород, некоторые из его солей, и почти все органических сульфидов имеют сильный и гнилостный запах; гниющей биомассы освобождает их.

Номенклатура

Систематические названия sulfanediide и сульфид (2-) , действительный ИЮПАК название, определяются в соответствии с замещающими и аддитивными номенклатурами, соответственно. Однако сульфид имя также используется в композиционной IUPAC номенклатуры , которая не принимает характер связей , участвующих. Примерами таких названий являются селен дисульфида и сульфида титана , который не содержит ионов сульфида вообще.

Рекомендации

ru.qwertyu.wiki

Сульфид железа (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции

Сульфид железа (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Сульфид железа (II) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу FeS.

Краткая характеристика сульфида железа (II)

Физические свойства сульфида железа (II)

Получение сульфида железа (II)

Химические свойства сульфида железа (II)

Химические реакции сульфида железа (II)

Применение и использование сульфида железа (II)

Краткая характеристика сульфида железа (II):

Сульфид железа (II) – неорганическое вещество коричнево-черного цвета с металлическим блеском, соединение железа и серы, соль железа и сероводородной кислоты.

Сульфид железа (II) представляет собой коричнево-черные кристаллы.

Химическая формула сульфида железа (II) FeS.

Не растворяется в воде. Не притягивается магнитом. Тугоплавок.

Разлагается при нагревании в вакууме.

Во влажном состоянии чувствителен к кислороду воздуха, т.к. вступает с кислородом в реакцию, образуя сульфит железа (II).

Физические свойства сульфида железа (II):

* Примечание:

— нет данных.

Получение сульфида железа (II):

Сульфид железа (II) получается в результате следующих химических реакций:

1. 1. взаимодействия железа и серы:

Fe + S → FeS (t = 600-950 ^оС).

Реакция протекает путем сплавления алюминия с углеродом в дуговой печи.

1. 2. взаимодействия оксида железа и сероводорода:

FeO + H₂S →  FeS + H₂O (t = 500 ^оС).

1. 3. взаимодействия хлорида железа и сульфида натрия:

FeCl₂ + Na₂S → FeS + 2NaCl.

1. 4. взаимодействия сульфата железа и сульфида натрия:

FeSO₄ + Na₂S → FeS + Na₂SO₄.

Химические свойства сульфида железа (II). Химические реакции сульфида железа (II):

Химические свойства сульфида железа (II) аналогичны свойствам сульфидов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция сульфида железа (II) и кремния:

Si + FeS → SiS + Fe (t = 1200 ^оС).

В результате реакции образуются сульфид кремния и железо.

2. реакция сульфида железа (II) и кислорода:

FeS + 2O₂ → FeSO₄.

В результате реакции образуются сульфат железа (II). Реакция протекает медленно. В ходе реакции используется влажный сульфид железа. Также образуются примеси: сера S, полигидрат оксида железа (III) Fe₂O₃ • nH₂O.

3. реакция сульфида железа (II), кислорода и воды:

4FeS + O₂ + 10H₂O → 4Fe(OH)₃ + 4H₂S.

В результате реакции образуются гидроксид железа и сероводород.

4. реакция сульфида железа (II), оксида кальция и углерода:

FeS + CaO + C → Fe + CO + CaS (t^о).

В результате реакции образуются железо, оксид углерода и сульфид кальция.

5. реакция сульфида железа (II) и сульфида меди:

CuS + FeS → CuFeS₂.

В результате реакции образуются дитиоферрата (II) меди (II) (халькопирит).

6. реакции сульфида железа (II) с кислотами:

Сульфид железа (II) реагирует с сильными минеральными кислотами.

7. реакция термического разложения сульфида железа (II):

FeS → Fe + S (t = 700 ^оС).

В результате реакции термического разложения сульфида железа (II) образуются железо и сера. Реакция протекает в вакууме.

Применение и использование сульфида железа (II):

Сульфид железа (II) используется лишь в нескольких отраслях:

– в качестве исходного продукта для получения сероводорода в лабораторных условиях,

– в качестве сырья в производстве чугуна, как твердый источник сероводорода.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карта сайта

Коэффициент востребованности 350

xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai