Глава III. Неметаллы и их соединения. § 14. Сероводород и сульфиды — с. 80
§ 14. Проверьте свои знания.
1. Составьте схему образования химической связи в молекуле сероводорода.
1. Составьте схему образования химической связи в молекуле сероводорода.
Сероводород H₂S — соединение двух неметаллов, поэтому связь ковалентная полярная. У атома серы на внешнем слое 6 электронов (два неспаренных), у каждого атома водорода по одному электрону. Атом серы образует две общие электронные пары с двумя атомами водорода: у серы получается устойчивая восьмиэлектронная оболочка, у каждого водорода — двухэлектронная. Общие электронные пары смещены к более электроотрицательной сере (ЭО(S) > ЭО(H)), на ней частичный отрицательный заряд δ−, на атомах водорода — δ+.
Схема: H· + ·S(пара)(пара)· + ·H → H : S : H (две общие пары, у серы ещё две неподелённые пары); структурная формула H—S—H (угловая молекула, угол ≈ 92°).
Схема: H· + ·S(пара)(пара)· + ·H → H : S : H (две общие пары, у серы ещё две неподелённые пары); структурная формула H—S—H (угловая молекула, угол ≈ 92°).
§ 14. Проверьте свои знания.
2. Охарактеризуйте физические и химические свойства сероводорода.
Физические свойства: бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха (M = 34 г/моль, воздуха — 29 г/моль), малорастворим в воде (раствор — сероводородная кислота), очень ядовит (опасны концентрации 0,2–0,3 мг/л, свыше 1 мг/л — смертельны).
Химические свойства:
1) Раствор — слабая двухосновная кислота, реагирует со щелочами, образуя средние и кислые соли: H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O; H₂S + NaOH = NaHS + H₂O; с растворимыми солями тяжёлых металлов — осадки сульфидов: H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2HNO₃.
2) Сильный восстановитель (S⁻² − 2ē → S⁰ и выше). Горит на воздухе: при недостатке кислорода 2H₂S + O₂ = 2S↓ + 2H₂O, при избытке 2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O. Окисляется бромной водой: H₂S + Br₂ = S↓ + 2HBr; оксидом серы(IV): 2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O; концентрированными кислотами: H₂S + 3H₂SO₄(конц.) = 4SO₂↑ + 4H₂O.
3) Малоустойчив: при нагревании разлагается на простые вещества H₂S = H₂ + S.
Химические свойства:
1) Раствор — слабая двухосновная кислота, реагирует со щелочами, образуя средние и кислые соли: H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O; H₂S + NaOH = NaHS + H₂O; с растворимыми солями тяжёлых металлов — осадки сульфидов: H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2HNO₃.
2) Сильный восстановитель (S⁻² − 2ē → S⁰ и выше). Горит на воздухе: при недостатке кислорода 2H₂S + O₂ = 2S↓ + 2H₂O, при избытке 2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O. Окисляется бромной водой: H₂S + Br₂ = S↓ + 2HBr; оксидом серы(IV): 2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O; концентрированными кислотами: H₂S + 3H₂SO₄(конц.) = 4SO₂↑ + 4H₂O.
3) Малоустойчив: при нагревании разлагается на простые вещества H₂S = H₂ + S.
§ 14. Проверьте свои знания.
3. Запишите сокращённые ионные уравнения качественных реакций на сульфид-ион и сульфат-ион.
Сульфид-ион S²⁻ обнаруживают растворимыми солями свинца(II) (или меди(II)): выпадает чёрный осадок сульфида.
Pb²⁺ + S²⁻ = PbS↓ (чёрный осадок); Cu²⁺ + S²⁻ = CuS↓ (чёрный осадок). Например: Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2NaNO₃.
Сульфат-ион SO₄²⁻ обнаруживают растворимыми солями бария: выпадает белый осадок сульфата бария, не растворимый в кислотах.
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓ (белый осадок). Например: Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl.
Pb²⁺ + S²⁻ = PbS↓ (чёрный осадок); Cu²⁺ + S²⁻ = CuS↓ (чёрный осадок). Например: Na₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2NaNO₃.
Сульфат-ион SO₄²⁻ обнаруживают растворимыми солями бария: выпадает белый осадок сульфата бария, не растворимый в кислотах.
Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓ (белый осадок). Например: Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl.
§ 14. Примените свои знания.
4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций сероводородной кислоты с хлорной водой, гидроксидом лития, нитратом свинца(II), оксидом серы(IV). В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители.
Сероводородная кислота — слабая, поэтому в ионных уравнениях её записывают в молекулярном виде.
1) С хлорной водой (ОВР):
H₂S + Cl₂ = S↓ + 2HCl
Ионное: H₂S + Cl₂ = S↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×1 — восстановитель (H₂S); Cl₂⁰ + 2ē → 2Cl⁻ | ×1 — окислитель (Cl₂).
(При избытке хлорной воды сера окисляется дальше: H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl.)
2) С гидроксидом лития (обмен, нейтрализация), при избытке щёлочи:
H₂S + 2LiOH = Li₂S + 2H₂O
Ионное: H₂S + 2Li⁺ + 2OH⁻ = 2Li⁺ + S²⁻ + 2H₂O; сокращённое: H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O.
(При недостатке щёлочи: H₂S + LiOH = LiHS + H₂O; H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O.)
3) С нитратом свинца(II) (обмен, осадок чёрного цвета):
H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2HNO₃
Ионное: H₂S + Pb²⁺ + 2NO₃⁻ = PbS↓ + 2H⁺ + 2NO₃⁻; сокращённое: H₂S + Pb²⁺ = PbS↓ + 2H⁺.
4) С оксидом серы(IV) (ОВР):
2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O
Ионное уравнение совпадает с молекулярным: H₂S слабая кислота, SO₂ — оксид, S↓ и H₂O — неэлектролиты, поэтому все вещества записываются молекулами.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×2 — восстановитель (H₂S); S⁺⁴ + 4ē → S⁰ | ×1 — окислитель (SO₂).
1) С хлорной водой (ОВР):
H₂S + Cl₂ = S↓ + 2HCl
Ионное: H₂S + Cl₂ = S↓ + 2H⁺ + 2Cl⁻.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×1 — восстановитель (H₂S); Cl₂⁰ + 2ē → 2Cl⁻ | ×1 — окислитель (Cl₂).
(При избытке хлорной воды сера окисляется дальше: H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl.)
2) С гидроксидом лития (обмен, нейтрализация), при избытке щёлочи:
H₂S + 2LiOH = Li₂S + 2H₂O
Ионное: H₂S + 2Li⁺ + 2OH⁻ = 2Li⁺ + S²⁻ + 2H₂O; сокращённое: H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O.
(При недостатке щёлочи: H₂S + LiOH = LiHS + H₂O; H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O.)
3) С нитратом свинца(II) (обмен, осадок чёрного цвета):
H₂S + Pb(NO₃)₂ = PbS↓ + 2HNO₃
Ионное: H₂S + Pb²⁺ + 2NO₃⁻ = PbS↓ + 2H⁺ + 2NO₃⁻; сокращённое: H₂S + Pb²⁺ = PbS↓ + 2H⁺.
4) С оксидом серы(IV) (ОВР):
2H₂S + SO₂ = 3S↓ + 2H₂O
Ионное уравнение совпадает с молекулярным: H₂S слабая кислота, SO₂ — оксид, S↓ и H₂O — неэлектролиты, поэтому все вещества записываются молекулами.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×2 — восстановитель (H₂S); S⁺⁴ + 4ē → S⁰ | ×1 — окислитель (SO₂).
§ 14. Примените свои знания.
5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
ZnS → H₂S → S → FeS → SO₂
Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
ZnS → H₂S → S → FeS → SO₂
Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
1) ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S↑ — реакция обмена, не ОВР (ионное: ZnS + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂S↑).
2) 2H₂S + O₂ = 2S↓ + 2H₂O (недостаток кислорода) — ОВР.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×2 — восстановитель (H₂S); O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | ×1 — окислитель (O₂).
3) Fe + S = FeS (при нагревании) — ОВР.
Fe⁰ − 2ē → Fe⁺² | ×1 — восстановитель (Fe); S⁰ + 2ē → S⁻² | ×1 — окислитель (S).
4) 4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂ (обжиг) — ОВР.
Fe⁺² − 1ē → Fe⁺³ и S⁻² − 6ē → S⁺⁴ (всего 7ē на одну формульную единицу FeS) | ×4 — восстановитель (FeS); O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | ×7 — окислитель (O₂).
Проверка: 4·7 = 28 отданных электронов, 7·4 = 28 принятых.
2) 2H₂S + O₂ = 2S↓ + 2H₂O (недостаток кислорода) — ОВР.
S⁻² − 2ē → S⁰ | ×2 — восстановитель (H₂S); O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | ×1 — окислитель (O₂).
3) Fe + S = FeS (при нагревании) — ОВР.
Fe⁰ − 2ē → Fe⁺² | ×1 — восстановитель (Fe); S⁰ + 2ē → S⁻² | ×1 — окислитель (S).
4) 4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂ (обжиг) — ОВР.
Fe⁺² − 1ē → Fe⁺³ и S⁻² − 6ē → S⁺⁴ (всего 7ē на одну формульную единицу FeS) | ×4 — восстановитель (FeS); O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | ×7 — окислитель (O₂).
Проверка: 4·7 = 28 отданных электронов, 7·4 = 28 принятых.
§ 14. Примените свои знания.
6. Напишите по одному молекулярному уравнению реакции, соответствующему каждому из следующих ионных уравнений:
а) H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O
б) H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O
в) HS⁻ + OH⁻ = S²⁻ + H₂O
г) S²⁻ + Cu²⁺ = CuS↓
а) H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O
б) H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O
в) HS⁻ + OH⁻ = S²⁻ + H₂O
г) S²⁻ + Cu²⁺ = CuS↓
а) H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (щёлочь в недостатке; Na⁺ — ион-наблюдатель).
б) H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (щёлочь в избытке).
в) NaHS + NaOH = Na₂S + H₂O.
г) Na₂S + CuSO₄ = CuS↓ + Na₂SO₄ (или Na₂S + CuCl₂ = CuS↓ + 2NaCl) — выпадает чёрный осадок.
Уравнения можно составить и с другими растворимыми щелочами и солями (KOH, K₂S, Cu(NO₃)₂ и т. д.).
б) H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (щёлочь в избытке).
в) NaHS + NaOH = Na₂S + H₂O.
г) Na₂S + CuSO₄ = CuS↓ + Na₂SO₄ (или Na₂S + CuCl₂ = CuS↓ + 2NaCl) — выпадает чёрный осадок.
Уравнения можно составить и с другими растворимыми щелочами и солями (KOH, K₂S, Cu(NO₃)₂ и т. д.).
§ 14. Примените свои знания.
7. В химической реакции, протекающей по уравнению
H₂S + Cl₂ = S + 2HCl,
концентрация газообразного хлора за 3 мин уменьшилась с 0,063 моль/л до 0,027 моль/л. Рассчитайте скорость химической реакции в данный промежуток времени.
H₂S + Cl₂ = S + 2HCl,
концентрация газообразного хлора за 3 мин уменьшилась с 0,063 моль/л до 0,027 моль/л. Рассчитайте скорость химической реакции в данный промежуток времени.
Дано: c₁(Cl₂) = 0,063 моль/л; c₂(Cl₂) = 0,027 моль/л; Δt = 3 мин.
Найти: v — ?
Решение: скорость реакции — изменение концентрации реагента в единицу времени:
v = |c₂ − c₁| / Δt = (0,063 − 0,027) моль/л / 3 мин = 0,036 / 3 = 0,012 моль/(л · мин).
Ответ: v = 0,012 моль/(л · мин).
Найти: v — ?
Решение: скорость реакции — изменение концентрации реагента в единицу времени:
v = |c₂ − c₁| / Δt = (0,063 − 0,027) моль/л / 3 мин = 0,036 / 3 = 0,012 моль/(л · мин).
Ответ: v = 0,012 моль/(л · мин).
§ 14. Примените свои знания.
8. В состав белой краски (свинцовых белил), нередко использовавшейся ранее для написания икон, входил сульфат свинца(II). Спустя длительное время белая краска таких икон чернела из-за взаимодействия сульфата свинца с сероводородом. Образующийся сульфид свинца(II) — соль чёрного цвета. Для восстановления белых тонов икону обрабатывали раствором пероксида водорода, при этом сульфид свинца(II) вновь окислялся до сульфата свинца(II). Составьте уравнение этой реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
Уравнение: PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O
Электронный баланс:
S⁻² − 8ē → S⁺⁶ | ×1 — восстановитель (PbS, за счёт серы);
2O⁻¹ + 2ē → 2O⁻² | ×4 (на 4 молекулы H₂O₂ принимается 8ē) — окислитель (H₂O₂, за счёт кислорода в степени окисления −1).
Чёрный сульфид свинца(II) превращается в белый сульфат свинца(II), и первоначальный цвет краски восстанавливается. Свинец не меняет степень окисления (+2).
Электронный баланс:
S⁻² − 8ē → S⁺⁶ | ×1 — восстановитель (PbS, за счёт серы);
2O⁻¹ + 2ē → 2O⁻² | ×4 (на 4 молекулы H₂O₂ принимается 8ē) — окислитель (H₂O₂, за счёт кислорода в степени окисления −1).
Чёрный сульфид свинца(II) превращается в белый сульфат свинца(II), и первоначальный цвет краски восстанавливается. Свинец не меняет степень окисления (+2).
§ 14. Используйте дополнительную информацию.
9. Подготовьте сообщение о нахождении в природе, свойствах, областях применения и получении сероводорода.
Сероводород H₂S
Нахождение в природе. Сероводород входит в состав вулканических газов, попутных газов нефтяных месторождений и природного газа, растворён в воде минеральных источников (например, в Сочи-Мацесте, на Саратовщине). Он образуется при гниении белковых веществ, содержащих серу, поэтому имеет запах тухлых яиц; в Чёрном море на глубине более 150–200 м находится огромный слой воды, насыщенной сероводородом.
Свойства. Бесцветный ядовитый газ, тяжелее воздуха, малорастворим в воде; раствор — слабая сероводородная кислота. Горит, является сильным восстановителем, образует сульфиды (качественная реакция — чёрный осадок PbS).
Получение. В лаборатории — действием разбавленных кислот на сульфиды: FeS + H₂SO₄ = H₂S↑ + FeSO₄. В промышленности его получают как побочный продукт при переработке нефти, природного газа, каменного угля и очищают от него выбросы.
Применение. Для получения серы и серной кислоты, сульфидов; в аналитической химии для обнаружения и осаждения ионов металлов; в малых концентрациях — сероводородные ванны в медицине (лечение кожных заболеваний, болезней опорно-двигательного аппарата и сердечно-сосудистой системы). Сероводород нельзя выбрасывать в атмосферу, а работа с ним требует вытяжного шкафа и мер предосторожности.
Нахождение в природе. Сероводород входит в состав вулканических газов, попутных газов нефтяных месторождений и природного газа, растворён в воде минеральных источников (например, в Сочи-Мацесте, на Саратовщине). Он образуется при гниении белковых веществ, содержащих серу, поэтому имеет запах тухлых яиц; в Чёрном море на глубине более 150–200 м находится огромный слой воды, насыщенной сероводородом.
Свойства. Бесцветный ядовитый газ, тяжелее воздуха, малорастворим в воде; раствор — слабая сероводородная кислота. Горит, является сильным восстановителем, образует сульфиды (качественная реакция — чёрный осадок PbS).
Получение. В лаборатории — действием разбавленных кислот на сульфиды: FeS + H₂SO₄ = H₂S↑ + FeSO₄. В промышленности его получают как побочный продукт при переработке нефти, природного газа, каменного угля и очищают от него выбросы.
Применение. Для получения серы и серной кислоты, сульфидов; в аналитической химии для обнаружения и осаждения ионов металлов; в малых концентрациях — сероводородные ванны в медицине (лечение кожных заболеваний, болезней опорно-двигательного аппарата и сердечно-сосудистой системы). Сероводород нельзя выбрасывать в атмосферу, а работа с ним требует вытяжного шкафа и мер предосторожности.