Какие свойства проявляет h2s

Сера с водородом образует летучее соединение H2S – сероводород, являющийся ядовитым бесцветным газом с характерным весьма неприятным запахом, напоминающим запах тухлых яиц.

В природе сероводород выделяется в процессе гниения белковых веществ, а также содержится в воде некоторых минеральных источников.

Молекула сероводорода полярна, атом серы связан с двумя атомами водорода угловой связью. Сероводород в меньшей степени способен образовывать водородные связи, нежели вода, поэтому, при н.у. сероводород является газом, хорошо растворимым в воде (в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).

Химические свойства сероводорода

Растворяясь в воде, сероводород образует слабую двухосновную кислоту, называемую сероводородной водой:

Двухступенчатая диссоциация
H2S ↔ H++HS- (гидросульфид-ион)
HS- ↔ H++S2- (сульфид-ион)

Реакции сероводородной воды:

• с основными оксидами образует соли-сульфиды:

  H2S + CaO = CaS + H2O

• с основаниями образует сульфиды и гидросульфиды (при избытке H2S):

  H2S + NaOH ↔ NaHS + H2O
  H2S + OH- ↔ HS- + H2O

  H2S + 2NaOH ↔ Na2S + 2H2O
  H2S + 2OH- ↔ S2- + 2H2O

• с солями образует малорастворимые сульфиды:

  CuSO4 + H2S = CuS + H2SO4
  Cu2++H2S = CuS↓ + 2H+

• с металлами образует соли-сульфиды:

  Ca + H2S = CaS + H2↑

Растворимость в воде:

• гидросульфиды (кислые соли сероводородной кислоты) хорошо растворяются в воде (NaHS, Ca(HS)2);
• сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (нормальные соли), сульфид аммония (NH4)2S – растворимы в воде;
• сульфиды остальных металлов нерастворимы в воде;
• сульфиды меди, свинца, серебра, ртути, других тяжелых металлов нерастворимы ни в воде, ни в кислотах (за исключением азотной кислоты).

Окраска сульфидов:

• PbS, CuS – черный цвет;
• CdS – желтый цвет;
• ZnS, MgS – белый цвет;
• MnS – розовый цвет.

Качественная реакция на сероводородную кислоту и ее соли (взаимодействие с растворимыми солями свинца с выделением сульфида свинца (II) в виде черного осадка):

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3
S2- + Pb2+ = PbS↓

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород и его кислота выступают только в роли сильного восстановителя, что объясняется низшей возможной степенью окисления серы (-2).

S-2-2e- → S0
S-2-6e- → S+4
S-2-8e- → S+6

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород легко окисляется с образованием S, SO2, H2SO4:

• кислородом воздуха:

  2H2S-2+3O20 = 2S+4O2-2+2H2O-2 (горение сероводорода)

• бромной водой, которая обесцвечивается, теряя желто-оранжевый оттенок, при пропускании через нее сероводорода:

  H2S-2+Br20 = 2HBr-1+S0↓

• марганцовкой – сероводород обесцвечивает раствор перманганата калия:

  5H2S-2+2KMn+7O4+3H2SO4 = K2SO4+2MnSO4+5S0↓+8H2O

• более слабыми окислителями, например, солями железа и сернистой кислотой:

  2Fe+3Cl3+H2S-2 = 2Fe+2Cl2+S0↓+2HCl
  H2S+4O4+2H2S-2 = 3S0↓+3H2O

Подробнее см. Уравнения окислительно-восстановительных реакций сероводорода…

Получение и применение сероводорода

В промышленном производстве сероводород получают в процессе очистки нефтяных газов, как побочный продукт.

В лабораторных условиях сероводород получают реакцией кислот с сульфидами:

FeS+H2SO4 = FeSO4+H2S↑

Сероводород можно получить из простых веществ:

H2+S = H2S

В промышленных целях сероводород используется для получения сульфидов, сераорганических веществ, серной кислоты. В медицине сероводородная вода используется при лечении ревматизма и различных кожных заболеваний. Сероводород входит в состав многих минеральных вод.

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 оС, она закипает. Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na2S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al2S3

б) с углеродом:

C + 2S = CS2

в) с фосфором:

2P + 3S = P2S3

г) с водородом:

H2 + S = H2S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O2 = SO2

б) с хлором:

S + Cl2 = SCl2

в) с фтором:

S + 3F2 = SF6

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

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

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H2S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H2S + CaO = CaS + H2O

б) H2S + NaOH = NaHS + H2O

в) CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

г) Ca + H2S = CaS + H2↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S           (при недостатке О2)

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O     ( в избытке О2)

б) бромной водой Br2:

H2S + Br2 = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO4:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S↓ + 8H2O

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S↓ + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера» 
Сера.docx (84 Загрузки)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

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:

5H2SO4(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+ + S2-

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 S2- 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:

S2- + 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.