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.
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 = S2– + 2Н20
б) NaOH + Н2S = NaHS + Н2O
OH– + Н2S = HS– + Н20
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств для сероводорода характерны восстановительные свойства, обусловленные S2–. 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 S2– – 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+ + S2– = PbS↓ (чёрный)
Cd2+ + S2– = CdS↓ (ярко–жёлтый)
Сульфиды проявляют восстановительные свойства за счёт сульфидного иона S2–.
В промышленности для обработки сульфидных руд применяется обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды. Например:
Кислород - это газ без цвета, запаха, вкуса, цвета( и голубоватая жидкость при низких температурах, а твёрдый - светло-синие кристаллы).
Кислород имеет несколько аллотропных модификаций - O2 и О3. О3 более сильный окислитеоь, чем О2.
Сильный окислитель, взаимодействует почти со всеми элементами периодической системы(непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами и инертными газами, благородными металлами- в частности, с Au), образуя оксиды.
Обладает высокой электропроводностью. Поддерживпет процессы горения, медленного окисления.
Активно взаимодействует с щёлочными металлами, образуя оксиды и пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2
С остальными металлами реагирует при высокой температуре, ч большим выделением теплоты и света:
2Mg + O2 = 2MgO
Окисляет большинство органических соединений:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
Окисляет соединения с немаксимальной степенью окисления :
Кислород - это газ без цвета, запаха, вкуса, цвета( и голубоватая жидкость при низких температурах, а твёрдый - светло-синие кристаллы).
Кислород имеет несколько аллотропных модификаций - O2 и О3. О3 более сильный окислитеоь, чем О2.
Сильный окислитель, взаимодействует почти со всеми элементами периодической системы(непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами и инертными газами, благородными металлами- в частности, с Au), образуя оксиды.
Обладает высокой электропроводностью. Поддерживпет процессы горения, медленного окисления.
Активно взаимодействует с щёлочными металлами, образуя оксиды и пероксиды:
2Na + O2 = Na2O2
С остальными металлами реагирует при высокой температуре, ч большим выделением теплоты и света:
2Mg + O2 = 2MgO
Окисляет большинство органических соединений:
CH3CH2OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
Окисляет соединения с немаксимальной степенью окисления :
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 = S2– + 2Н20
б) NaOH + Н2S = NaHS + Н2O
OH– + Н2S = HS– + Н20
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств для сероводорода характерны восстановительные свойства, обусловленные S2–. 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 S2– – 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+ + S2– = PbS↓ (чёрный)
Cd2+ + S2– = CdS↓ (ярко–жёлтый)
Сульфиды проявляют восстановительные свойства за счёт сульфидного иона S2–.
В промышленности для обработки сульфидных руд применяется обжиг сульфидов. При этом образуются оксиды. Например:
Конспект урока «Соединения серы: сероводород, сульфиды».