В какой реакции сероводород не проявляет восстановительные свойства
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 92,1о.
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:
S + H2 → H2S
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: хлорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:
2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Cr(OH)3 + 3H2S↑ + 6NaCl
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):
2H2S + O2 → 2S + 2H2O
В избытке кислорода:
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
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:
H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
Например, азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:
H2S + 2HNO3(конц.) → S + 2NO2 + 2H2O
При кипячении сера окисляется до серной кислоты:
H2S + 8HNO3(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.
Например, оксид серы (IV) окисляет сероводород:
2H2S + SO2 → 3S + 2H2O
Соединения железа (III) также окисляют сероводород:
H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl
Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:
3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
2H2S + 4Ag + O2 → 2Ag2S + 2H2O
Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:
H2S + H2SO4(конц.) → S + SO2 + 2H2O
Либо до оксида серы (IV):
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O
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:
H2S + Pb(NO3)2 → PbS + 2HNO3
Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.
Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.
Источник
СЕРОВОДОРОД
Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит,
растворим в воде (в 1V
H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не толькоскверно
пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом
количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек
перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность
сероводорода.
Насчитывается
множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были
рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он
накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то
просто.
Получение
1)
H2
+ S
→ H2S↑ (при t)
2)
FeS
+ 2HCl
→ FeCl2
+ H2S↑
Химические свойства
1) Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота.
Диссоциация происходит в две ступени:
H2S → H+
+ HS-
(первая ступень, образуется гидросульфид – ион)
HS- → 2H+ + S2-
(вторая ступень)
Сероводородная
кислота образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na2S – сульфид натрия;
CaS
– сульфид кальция;
NaHS
– гидросульфид натрия;
Ca(HS)2 – гидросульфид
кальция.
2)
Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH(избыток) → Na2S + 2H2O
H2S (избыток) + NaOH → NaНS + H2O
3) H2S проявляет очень сильные
восстановительные свойства:
H2S-2
+ Br2 → S0 + 2HBr
H2S-2
+ 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2
+ 4Cl2 + 4H2O →
H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2
+ 8HNO3(конц) → 3H2S+6O4
+ 8NO + 4H2O
H2S-2
+ H2S+6O4(конц) → S0 + S+4O2 +
2H2O
(при нагревании реакция идет по – иному:
H2S-2 + 3H2S+6O4(конц)
→ 4S+4O2 + 4H2O
4) Сероводород
окисляется:
при
недостатке O2
2H2S-2 +
O2
→ 2S0
+
2H2O
при избытке O2
2H2S-2
+ 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O
5) Серебро при контакте с сероводородом
чернеет:
4Ag
+ 2H2S + O2
→ 2Ag2S↓ + 2H2O
Потемневшим
предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с
раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до
металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
6) Качественная реакция на сероводород и
растворимые сульфиды – образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
H2S +
Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3
Na2S
+ Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3
Pb2+
+
S2-
→
PbS↓
Загрязнение атмосферы вызывает почернение
поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят
свинцовые белила. Одной
из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было
использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со
следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении
белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий
собой карбонат свинца (II).
Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя
сульфид свинца (II),
соединение чёрного цвета:
PbCO3 + H2S = PbS↓ + CO2 + H2O
При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:
PbS +
4H2O2 = PbSO4 + 4H2O,
при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.
Таким образом реставрируют почерневшие
масляные картины.
7) Реставрация:
PbS
+ 4H2O2
→ PbSO4(белый)
+ 4H2O
Сульфиды
Получение сульфидов
1) Многие сульфиды получают нагреванием
металла с серой:
Hg
+ S
→
HgS
2) Растворимые
сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H2S + 2KOH →
K2S + 2H2O
3) Нерастворимые
сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl2
+ Na2S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO3)2
+ Na2S → 2NaNO3 + PbS↓
ZnSO4
+ Na2S → Na2SO4 + ZnS↓
MnSO4
+ Na2S → Na2SO4 + MnS↓
2SbCl3
+ 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3↓
SnCl2
+ Na2S → 2NaCl + SnS↓
Химические свойства сульфидов
1) Растворимые
сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют
щелочную реакцию:
K2S +
H2O → KHS + KOH
S2- +
H2O → HS- + OH-
2) Сульфиды
металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в
сильных кислотах:
ZnS + H2SO4
→ ZnSO4 + H2S
3)
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием
концентрированной HNO3:
FeS2
+ 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4
+ 5NO + 2H2O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Задание №1
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H2S →SO2
Задание №2
Составьте
уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного
сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного
баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так
же процессы окисления и восстановления.
Задание №3
Запишите
уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца
(II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки
этой реакции, является ли реакция обратимой?
Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой
200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии
соляной кислоты с 25% – ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?
Источник
Решение задач на составление электронных и молекулярных уравнений реакций
Задание 372
Как проявляет себя сероводород в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом.
Решение:
Поскольку в Н2S атом серы находится в своей низшей степени окисления -2, то сероводород всегда будет являться восстановителем во всех окислительно-восстановительных реакциях. На воздухе он горит, окисляясь до SO2, в растворах медленно окисляется кислородом воздуха до свободной серы. С галогенами сероводород окисляется до свободной серы, со многими другими окислителями образуется свободная сера или сульфат-ион.
Уравнения реакций взаимодействия сероводорода с хлором и кислородом:
а) реакция сероводорода с хлором
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Cl20 + S2- = S6+ + 2Cl-
Молекулярное уравнение реакции:
H2S+ Cl2 = S↓ + 2HCl
б) реакция сероводорода с кислородом
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
3О20 + 2S2- = 2S4+ + 2О2-
Молекулярное уравнение реакции:
2H2S + 3О2 = 2SО2 + 2H2О
Задание 375
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью. Укажите окислитель и восстановитель.
Решение:
Серная кислота обладает окислительными свойствами, если её концентрация превышает 70%. Только при концентрации больше 70% принято говорить о специфических свойствах H2SO4 как окислителя. Серная кислота проявляет окислительные свойства, потому что атом серы в ней находится в своей высшей степени окисления +6 и может только присоединять электроны, т.е. уменьшать свою степень окисления. Разбавленная серная кислота в реакциях с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода, взаимодействует с ними с выделением водорода. При этом происходит изменение степени окисления атомов водорода, образующих ион Н+, а не атомов серы. С металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода разбавленная серная кислота не взаимодействует.
Уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью
а) взаимодействие разбавленной серной кислоты с магнием
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Mg0 + 2H+ = Mg2+ + H20
Молекулярное уравнение реакции:
Mg0 + H2SO4 = MgSO4+ H2↑
Магний увеличивает свою степень окисления от 0 до +2, т. е. является восстановителем, а водород окислитель, потому что уменьшает свою степень окисления от +1 до 0.
б) взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Cu0 + S6+ = Cu2+ + S4+
Молекулярное уравнение реакции:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4+ SO2↑ + 2H2O
Задание 384
Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы от действия хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислот? Что является окислителем в первом случае, что – в двух других? Приведите примеры.
Решение:
Действие разбавленной азотной кислоты на металлы заключается в том, что в HNO3 при этом азот уменьшает свою степень окисления от +5 до +2, +1, 0, -3. Объясняется это тем, что при фиксированной концентрации HNO3 могут быть «атакованы» большим числом электронов. Это приводит к снижению степени окисления азота в продуктах восстановления HNO3. Так, для разбавленной HNO3 имеется два случая, характеризующихся выделением NO, при взаимодействии с тяжёлыми металлами, и N2 при взаимодействии окислителя с активными металлами и получаем промежуточный случай для малоактивных металлов продуктом восстановления HNO3 должен являться N2O. Таким образом, при восстановлении HNO3 (разбавленной) активными металлами(от Mg до Cr) продуктом восстановления является N2, а тяжёлыми металлами (от Sb до Au) – NO. Окислителем является атом азота со степенью окисления +5.
Соляная и разбавленная серная кислота при взаимодействии с металлами, стоящими в электротехническом ряду напряжений левее водорода взаимодействуют так, что выделяется Н2. В этом случае окислителем являются ионы водорода Н+, входящие в состав молекул HCl и H2SO4. Хлор и сера вообще не участвуют в окислительном процессе. С металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, соляная кислота и разбавленная серная кислота не взаимодействует, водород не выделяется.
а) Действие разбавленной азотной кислоты на металлы:
3Cu0 + 8HN 5+O3 = 3Cu2+(NO3)2 + 2N2+O↑ + 4H2O;
4Zn0 + 10HN5+O3 = 4Zn2+(NO3)2 + N3-H4NO3 + 3H2O;
5Mg + 12HNO3 = 5Mg(NO3)2 + N2↑ + H2O;
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + N2O + 5H2O
б) Действие разбавленной серной кислоты на металлы:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
в) Действие соляной кислоты на металлы:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
Таким образом, в разбавленной HNO3 (< 65%) роль окислителя играет атом азота в своей степени окисления +5, который уменьшает свою степень окисления от +5 до 0, +1, +2, +4, -3 в зависимости то активности металла. Роль окислителя в соляной кислоте и в разбавленной серной кислоте (< 70%) и который при взаимодействии данных кислот с металла-ми, стоящими в ряду напряжений левее водорода, уменьшает свою степень окисления от +1 до 0.
Источник
Решение задач на составление электронных и молекулярных уравнений реакций
Задание 372
Как проявляет себя сероводород в окислительно-восстановительных реакциях? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций взаимодействия раствора сероводорода: а) с хлором; б) с кислородом.
Решение:
Поскольку в Н2S атом серы находится в своей низшей степени окисления -2, то сероводород всегда будет являться восстановителем во всех окислительно-восстановительных реакциях. На воздухе он горит, окисляясь до SO2, в растворах медленно окисляется кислородом воздуха до свободной серы. С галогенами сероводород окисляется до свободной серы, со многими другими окислителями образуется свободная сера или сульфат-ион.
Уравнения реакций взаимодействия сероводорода с хлором и кислородом:
а) реакция сероводорода с хлором
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Cl20 + S2- = S6+ + 2Cl-
Молекулярное уравнение реакции:
H2S+ Cl2 = S↓ + 2HCl
б) реакция сероводорода с кислородом
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
3О20 + 2S2- = 2S4+ + 2О2-
Молекулярное уравнение реакции:
2H2S + 3О2 = 2SО2 + 2H2О
Задание 375
Какие свойства в окислительно-восстановительных реакциях проявляет серная кислота? Напишите уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью. Укажите окислитель и восстановитель.
Решение:
Серная кислота обладает окислительными свойствами, если её концентрация превышает 70%. Только при концентрации больше 70% принято говорить о специфических свойствах H2SO4 как окислителя. Серная кислота проявляет окислительные свойства, потому что атом серы в ней находится в своей высшей степени окисления +6 и может только присоединять электроны, т.е. уменьшать свою степень окисления. Разбавленная серная кислота в реакциях с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов левее водорода, взаимодействует с ними с выделением водорода. При этом происходит изменение степени окисления атомов водорода, образующих ион Н+, а не атомов серы. С металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода разбавленная серная кислота не взаимодействует.
Уравнения реакций взаимодействия разбавленной серной кислоты с магнием и концентрированной – с медью
а) взаимодействие разбавленной серной кислоты с магнием
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Mg0 + 2H+ = Mg2+ + H20
Молекулярное уравнение реакции:
Mg0 + H2SO4 = MgSO4+ H2↑
Магний увеличивает свою степень окисления от 0 до +2, т. е. является восстановителем, а водород окислитель, потому что уменьшает свою степень окисления от +1 до 0.
б) взаимодействие концентрированной серной кислоты с медью
Уравнения электронного баланса:
Ионно-молекулярное уравнение:
Cu0 + S6+ = Cu2+ + S4+
Молекулярное уравнение реакции:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4+ SO2↑ + 2H2O
Задание 384
Чем существенно отличается действие разбавленной азотной кислоты на металлы от действия хлороводородной (соляной) и разбавленной серной кислот? Что является окислителем в первом случае, что – в двух других? Приведите примеры.
Решение:
Действие разбавленной азотной кислоты на металлы заключается в том, что в HNO3 при этом азот уменьшает свою степень окисления от +5 до +2, +1, 0, -3. Объясняется это тем, что при фиксированной концентрации HNO3 могут быть «атакованы» большим числом электронов. Это приводит к снижению степени окисления азота в продуктах восстановления HNO3. Так, для разбавленной HNO3 имеется два случая, характеризующихся выделением NO, при взаимодействии с тяжёлыми металлами, и N2 при взаимодействии окислителя с активными металлами и получаем промежуточный случай для малоактивных металлов продуктом восстановления HNO3 должен являться N2O. Таким образом, при восстановлении HNO3 (разбавленной) активными металлами(от Mg до Cr) продуктом восстановления является N2, а тяжёлыми металлами (от Sb до Au) – NO. Окислителем является атом азота со степенью окисления +5.
Соляная и разбавленная серная кислота при взаимодействии с металлами, стоящими в электротехническом ряду напряжений левее водорода взаимодействуют так, что выделяется Н2. В этом случае окислителем являются ионы водорода Н+, входящие в состав молекул HCl и H2SO4. Хлор и сера вообще не участвуют в окислительном процессе. С металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, соляная кислота и разбавленная серная кислота не взаимодействует, водород не выделяется.
а) Действие разбавленной азотной кислоты на металлы:
3Cu0 + 8HN 5+O3 = 3Cu2+(NO3)2 + 2N2+O↑ + 4H2O;
4Zn0 + 10HN5+O3 = 4Zn2+(NO3)2 + N3-H4NO3 + 3H2O;
5Mg + 12HNO3 = 5Mg(NO3)2 + N2↑ + H2O;
4Fe + 10HNO3 = 4Fe(NO3)2 + N2O + 5H2O
б) Действие разбавленной серной кислоты на металлы:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑;
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2↑
в) Действие соляной кислоты на металлы:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑;
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
Таким образом, в разбавленной HNO3 (< 65%) роль окислителя играет атом азота в своей степени окисления +5, который уменьшает свою степень окисления от +5 до 0, +1, +2, +4, -3 в зависимости то активности металла. Роль окислителя в соляной кислоте и в разбавленной серной кислоте (< 70%) и который при взаимодействии данных кислот с металла-ми, стоящими в ряду напряжений левее водорода, уменьшает свою степень окисления от +1 до 0.
Источник