Серная кислота сероводород сера лицензиар институт. Сернистая кислота: получение. Сернистый газ и сернистая кислота
Урок 13
Оксид серы (IV). Сероводородная и сернистая кислоты и их соли
Цели урока:
1. Охарактеризовать химические свойства оксида серы (IV), сероводородной и сернистой кислот и их солей, качественные реакции на соединения серы (предметный результат).
2. Продолжить развивать умение генерировать идеи, выявлять причинно-следственные связи, искать аналогии и работать в команде, пользоваться альтернативными источниками информации (метапредметный результат).
3. Формирование умений управлять своей учебной деятельностью, подготовка к осознанию выбора дальнейшей образовательной траектории (личностный результат).
Ход урока
Подготовка к восприятию нового материала (10 мин)
Опрос учащихся по домашнему заданию.
Изучение нового материала (20 мин)
Сероводород H 2 S – бесцветный газ тяжелее воздуха, запах тухлых яиц. Очень ядовит. Содержится в вулканических газах и минеральных водах.
Получают обменной реакцией:
Химические свойства:
1. Горение на воздухе голубым пламенем:
2H 2 S + 3O 2( изб .) = 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S + O 2( недост .) = 2H 2 O + 2S
2. Восстановительные свойства:
3. При растворении в воде образуется сероводородная кислота, которая диссоциирует:
4. Взаимодействие со щелочами. Образует два типа солей: сульфиды и гидросульфиды:
Сернистый газ SO 2 : бесцветный, с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.
Кислотный оксид.
1. При вз-и с водой образует сернистую к-ту:
Сернистая к-та неустойчива, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Существует только в водных растворах. Образует два типа солей: сульфиты и гидросульфиты.
Качественная реакция на сульфиты
Кислород с амый распространённый элемент земной коры. Молекула кислорода двухатомна (O 2). Простое вещество – молекулярный кислород – представляет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода. В природных соединениях кислород встречается в виде оксидов (H 2 O, SiO 2) и солей оксокислот. Одно из важнейших природных соединений кислорода – вода, или оксид водорода H 2 O.
Помимо оксидов, кислород способен образовывать пероксиды – вещества, содержащие следующую группировку атомов: –O–O– . Один из важнейших пероксидов – пероксид водорода H 2 O 2 (H–O–O–H). В пероксидах атомы кислорода имеют промежуточную степень окисления минус 1, поэтому эти соединения могут быть как окислителями, так и восстановителями:
Из величин стандартных электродных потенциалов следует, что окисли
тельные свойства H2O2 наиболее сильно проявляются в кислой среде, а восстановительные – в щелочной. Например, пероксид водорода в кислой среде способен окислять те вещества, стандартный потенциал электрохимической системы которых не превышает +1,776 В, и восстанавливать только те, у которых потенциал больше +0,682 В.
Аллотропной модификацией кислорода является озон (O3) – газ со специфическим запахом. Озон получают действием «тихих» электрических разрядов на кислород в специальных приборах – озонаторах. Реакция превращения кислорода в озон требует затраты энергии:
3O2 ↔ 2O3 – 285 кДж.
Обратный процесс – распад озона – протекает самопроизвольно.
Озон – один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору.
При высокой температуре сера взаимодействует с водородом с образованием сероводорода (H2S) – бесцветного газа с характерным запахом гниющего белка. Поскольку эта реакция обратима, то на практике сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2 .
Сероводород – сильный восстановитель; при поджигании на воздухе горит голубоватым пламенем:
2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O (в избытке кислорода).
Поэтому смесь сероводорода с воздухом взрывоопасна. При недостатке кислорода сероводород окисляется только до свободной серы:
2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O .
Сероводород очень ядовит и способен вызвать тяжёлые отравления.
Раствор сероводорода в воде обладает свойствами слабой двухосновной кислоты (К1 = 6×10–8, К2 = 1×10–14). Средние соли сероводородной кислоты – сульфиды – можно получить непосредственным взаимодействием металлов с серой. Малорастворимые сульфиды можно получить, действуя сероводородом на растворы солей соответствующих металлов:
CuSO4 + H2S CuS+ H2SO4 .
Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе:
S + O2 → SO2 .
В промышленности SO2 получают при обжиге сульфидов и полисульфидов металлов, а также термическим разложением сульфатов (в частности CaSO4):
Диоксид серы – бесцветный газ с запахом жжёной серы. SO2 хорошо растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:
Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота (К1=1,6×10–2, К2=6×10–8). H2SO3 и её соли являются хорошими восстановителями и окисляются до серной кислоты или сульфатов:
При высокой температуре в присутствии катализатора (V2O5, сплавы на основе платины) диоксид серы окисляется кислородом до триоксида:
Оксид серы (VI) – это ангидрид серной кислоты:
В газообразном состоянии оксид серы (VI) состоит из молекул SO3, построенных в форме правильного треугольника. При конденсации паров SO3 образуется летучая жидкость (t кипения = +44,8 °C), состоящая преимущественно из тримерных циклических молекул. При охлаждении до +16,8 °C она затвердевает, и образуется так называемая льдовидная модификация SO3 . При хранении она постепенно превращается в асбестовидную модификацию SO3, состоящую из полимерных молекул.
Концентрированная серная кислота, особенно горячая, – энергичный окислитель. Она окисляет бромид- и иодид-ионы до свободных галогенов, уголь – до углекислого газа, серу – до SO2. При взаимодействии с металлами концентрированная серная кислота переводит их в сульфаты, восстанавливаясь до SO2, S или H2S. Чем более активен металл, тем более глубоко восстанавливается кислота.
Например, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с медью преимущественно выделяется SO2; при взаимодействии с цинком может наблюдаться одновременное выделение и оксида серы (IV), и свободной серы, и сероводорода:
H2SO4 – сильная двухосновная кислота, диссоциированная по первой стадии
практически нацело; диссоциация по второй стадии протекает в меньшей степени, однако в разбавленных водных растворах серная кислота диссоциирована практически нацело по схеме:
H2SO4 → 2 H + + SO4 2-
Большинство солей серной кислоты хорошо растворимо в воде. К практически нерастворимым относятся BaSO4 , SrSO4 , PbSO4; малорастворим CaSO4. Качественная реакция на ионы SO4 2– обусловлена образованием малорастворимых сульфатов. Например, при введении ионов бария в раствор, содержащий сульфатионы, выпадает белый осадок сульфата бария, практически нерастворимый в воде и разбавленных кислотах:
Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓ .
Серную кислоту применяют в производстве минеральных удобрений;
как электролит в свинцовых аккумуляторах; для получения различных минеральных кислот и солей; в производстве химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ; в нефтяной, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и др. отраслях промышленности и т.д.
ОВР в статье специально выделены цветом. Обратите на них особое внимание. Эти уравнения могут попасться в ЕГЭ.
Разбавленная серная ведет себя, как и остальные кислоты, окислительные свои возможности прячет:
И еще, что надо помнить про разбавленную серную кислоту : она не реагирует со свинцом . Кусок свинца, брошенный в разбавленную H2SO4 покрывается слоем нерастворимого (см. таблицу растворимости) сульфата свинца и реакция моментально прекращается.
Окислительные свойства серной кислоты
– тяжелая маслянистая жидкость, не летучая, не имеет вкуса и запаха
За счет серы в степени окисления +6(высшей) серная кислота приобретает сильные окислительные свойства.
Правило для задания 24 (по-старому А24) при приготовлении растворов серной кислоты никогда нельзя в нее лить воду . Концентрированую серную кислоту нужно тонкой струйкой вливать в воду, постоянно помешивая.
Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
Эти реакции строго стандартизированны и идут по схеме:
H2SO4(конц.) + металл → сульфат металла + H2O + продукт восстановленной серы.
Есть два нюанса:
1) Алюминий, железо и хром с H2SO4 (конц) в нормальных условиях не реагируют, из-за пассивации. Нужно нагреть.
2) С платиной и золотом H2SO4 (конц) не реагирует вообще.
Сера в концентрированной серной кислоте – окислитель
- значит, сама будет восстанавливаться;
- то, до какой степени окисления будет восстанавливаться сера, зависит от металла.
Рассмотрим диаграмму степеней окисления серы :
- До -2 серу могут восстановить только очень активные металлы — в ряду напряжений до алюминия включительно .
Реакции будут идти вот так:
8Li + 5H 2 SO 4( конц .) → 4Li 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S
4Mg + 5H 2 SO 4( конц .) → 4MgSO 4 + 4H 2 O + H 2 S
8Al + 15H 2 SO 4( конц .) (t)→ 4Al 2 (SO 4 ) 3 + 12H 2 O + 3H 2 S
- при взаимодействии H2SO4 (конц) с металлами в ряду напряжений после алюминия, но до железа , то есть с металлами со средней активностью сера восстанавливается до 0 :
3Mn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3MnSO 4 + 4H 2 O + S↓
2Cr + 4H 2 SO 4( конц .) (t)→ Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O + S↓
3Zn + 4H 2 SO 4( конц .) → 3ZnSO 4 + 4H 2 O + S↓
- все остальные металлы, начиная с железа в ряду напряжений (включая те, что после водорода, кроме золота и платины, конечно), могут восстановить серу только до +4. Так как это малоактивные металлы:
2 Fe + 6 H 2 SO 4(конц.) ( t )→ Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 6 H 2 O + 3 SO 2
(обратите внимание, что железо окисляется до +3, до максимально возможной, высшей степени окисления, так как оно имеет дело с сильным окислителем)
Cu + 2H 2 SO 4( конц .) → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2
2Ag + 2H 2 SO 4( конц .) → Ag 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2
Конечно, все относительно. Глубина восстановления будет зависеть от многих факторов: концентрации кислоты (90%, 80%, 60%), температуры и т.д. Поэтому совсем уж точно предсказать продукты нельзя. Приведенная выше таблица тоже имеет свой процент приблизительности, но пользоваться ей можно. Еще необходимо помнить, что в ЕГЭ, когда продукт восстановленной серы не указан, и металл не отличается особой активностью, то, скорее всего, составители имеют в виду SO 2 . Нужно смотреть по ситуации и искать зацепки в условиях.
SO 2 – это вообще частый продукт ОВР с участием конц. серной кислоты.
H2SO4 (конц) окисляет некоторые неметаллы (которые проявляют восстановительные свойства), как правило, до максимальной — высшей степени окисления (образуется оксид этого неметалла). Сера при этом тоже восстанавливается до SO 2:
C + 2H 2 SO 4( конц .) → CO 2 + 2H 2 O + 2SO 2
2P + 5H 2 SO 4( конц .) → P 2 O 5 + 5H 2 O + 5SO 2
Свежеобразованный оксид фосфора (V ) реагирует с водой, получается ортофосфорная кислота. Поэтому реакцию записывают сразу:
2P + 5H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 PO 4 + 2H 2 O + 5SO 2
То же самое с бором, он превращается в ортоборную кислоту:
2B + 3H 2 SO 4( конц ) → 2H 3 BO 3 + 3SO 2
Очень интересны взаимодействие серы со степенью окисления +6 (в серной кислоте) с «другой» серой (находящейся в другом соединении). В рамках ЕГЭ рассматривается взаимодействиеH2SO4 (конц) с серой (простым веществом) и сероводородом .
Начнем с взаимодействия серы (простого вещества) с концентрированной серной кислотой . В простом веществе степень окисления 0, в кислоте +6. В этой ОВР сера +6 будет окислять серу 0. Посмотрим на диаграмму степеней окисления серы:
Сера 0 будет окисляться, а сера +6 будет восстанавливаться, то есть понижать степень окисления. Будет выделяться сернистый газ:
2 H 2 SO 4(конц.) + S → 3 SO 2 + 2 H 2 O
Но в случае с сероводородом:
Образуется и сера (простое вещество), и сернистый газ:
H 2 SO 4( конц .) + H 2 S → S↓ + SO 2 + 2H 2 O
Этот принцип часто может помочь в определении продукта ОВР, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, в разных степенях окисления. Окислитель и восстановитель «идут навстречу друг другу» по диаграмме степеней окисления.
H2SO4 (конц) , так или иначе, взаимодействует с галогенидами . Только вот тут надо понимать, что фтор и хлор – «сами с усами» и с фторидами и хлоридами ОВР не протекает , проходит обычный ионно-обменный процесс, в ходе которого образуется газообразный галогеноводород:
CaCl 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HCl
CaF 2 + H 2 SO 4( конц .) → CaSO 4 + 2HF
А вот галогены в составе бромидов и иодидов (как и в составе соответствующих галогеноводородов) окисляются ей до свободных галогенов. Только вот сера восстанавливается по-разному: иодид является более cильным восстановителем, чем бромид. Поэтому иодид восстанавливает серу до сероводорода, а бромид до сернистого газа:
2H 2 SO 4( конц .) + 2NaBr → Na 2 SO 4 + 2H 2 O + SO 2 + Br 2
H 2 SO 4( конц .) + 2HBr → 2H 2 O + SO 2 + Br 2
5H 2 SO 4( конц .) + 8NaI → 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓
H 2 SO 4( конц .) + 8HI → 4H 2 O + H 2 S + 4I 2 ↓
Хлороводород и фтороводород (как и их соли) устойчивы к окисляющему действию H2SO4 (конц).
И наконец, последнее: для концентрированной серной кислоты это уникально, больше никто так не может. Она обладает водоотнимающим свойством .
Это позволяет использовать концентрированную серную кислоту самым разным образом:
Во-первых, осушение веществ. Концентрированная серная кислота забирает воду от вещества и оно «становится сухим».
Во-вторых, катализатор в реакциях, в которых отщепляется вода (например, дегидратация и этерификация):
H 3 C–COOH + HO–CH 3 (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 3 C–C(O)–O–CH 3 + H 2 O
H 3 C–CH 2 –OH (H 2 SO 4 (конц.) )→ H 2 C =CH 2 + H 2 O
22 урок 9 класс
Урок на тему: Сероводород. Сульфиды. Оксид серы (IV ). Сернистая кислота
Задачи урока: Общеобразовательные: Закрепить знания учащихся по пройденной теме: аллотропия серы и кислорода, строение атомов серы и кислорода, химические свойства и применение серы с использованием тестирования, в целях подготовки учащихся к ГИА; Изучить строение, свойства и применение газов: сероводорода, сернистого газа, сернистой кислоты. Изучить соли – сульфиды, сульфиты и их качественное определение с использованием учебного электронного пособия по химии 9класс. Изучить влияние сероводорода, оксида серы (IV ) на окружающую среду и здоровье человека. Использовать презентации учащихся при изучении новой темы и закреплении. Использовать мультимедийный проектор при проверке теста. Продолжить подготовку учащихся к сдаче экзаменов по химии в форме ГИА.
Воспитательные: Нравственное и эстетическое воспитание учащихся к окружающей среде. Воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде. Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов.
Развивающие: Уметь применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ. Уметь применять дополнительный материал из информационных источников, компьютерных технологий при подготовки учащихся к ГИА.Использовать приобретенные знания и умения в практической деятельности и повседневной жизни: а) экологически грамотного поведения в окружающей среде; б) оценки влияния химического загрязнения окружающей среды на организм человека.
Оборудование к уроку: Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Учебник химии 9 класс». Презентации учащихся: «Сероводород», «Оксид серы (IV )», «Озон». Тест к подготовке ГИА, ответы к тесту. Электронное пособие для изучения химии 9класс: а) качественные реакции на сульфид-ион, сульфит-ион. б) мультимидийный проектор
в) экран проекционный. Защита плаката «Загрязнение окружающей среды выбросами сероводорода и сернистого газа».
Ход урока.
I . Начало урока: Учитель объявляет тему, цель и задачи урока.
Закрепление изученного материала:
Проводится по вопросам теста в целях подготовки учащихся к сдачи ГИА (тест прилагается).
Ответы теста выводятся на экран:
Учащиеся проводят взаимопроверку тестов и ставят оценки (листочки сдаются учителю). Критерии оценок: 0 ошибок – 5; 1 – 2 ошибки – 4; 3 ошибки – 3; 4 и больше – 2
Тест проводится в течении 7 минут и проверяется в течение 3 минут.
II . Изучение новой темы:
Сероводород. Сульфиды.
Сероводород является ценным в химическом плане соединением серы, его свойства мы сегодня будем изучать на уроке. С нахождением сероводорода в природе, его физических свойствах и его действии на организм человека и окружающую среду мы познакомимся через презентацию.
Почему нельзя получать сероводород в лаборатории как другие газы, например: кислород и водород? На этот вопрос учащиеся ответят после прослушивания презентации.
Строение сероводорода:
а) молекулярная формула Н 2 S -2 , степень окисления серы (-2), ядовит.
б) сероводород имеет запах тухлых яиц.
3. Получение сероводорода: Получение в лаборатории: получают действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа (II ), так как сероводород ядовит, опыты проводят в вытяжном шкафу. H 2 + S 0 → H 2 S -2
FeS + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 S эта реакция проводится в аппарате Кипа, который используют для получения водорода.
4. Химические свойства сероводорода: Сероводород горит на воздухе голубым пламенем при этом образуется сернистый газ или оксид серы(IV )
2 H 2 S -2 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 S +4 O 2
восстановитель
При недостатке кислорода образуются пары воды и серы: 2 H 2 S -2 + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0
Сероводород обладает свойствами восстановителя: если в пробирку с сероводородом прилить небольшое количество бромной воды, то раствор обесцветится и на поверхности раствора появится сера
H 2 S -2 + Br 0 2 → S 0 + 2 HBr -1
Сероводород мало-растворим в воде: в одном объеме воды при t = 20 º растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Рассмотрим диссоциацию сероводородной кислоты: H 2 S → H + + HS -
HS - ↔ H + + S 2- Диссоциация по второй ступени практически не протекает, так как это слабая кислота. Она дает 2 типа солей:
HS - (I) S 2-
гидросульфиды сульфиды
I I I II
NaHS Na 2 S
Гидросульфид натрия сульфид натрия
Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации:
H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O
избыток
H 2 S + 2NaOH → Na 2 S + 2H 2 O
избыток
Качественная реакция на сульфид-ион (демонстрация опыта с электронного образовательного диска)
Pb (NO 3 ) 2 + Na 2 S → PbS ↓ + 2 NaNO 3 написать полное ионное и краткое
осадок черного цвета ионное уравнение
(Na 2 S + CuCl 2 → CuS ↓ + 2 HCl )
осадок черного цвета
Зарядка для глаз. (1-2 минуты)
Соблюдение санитарно-гигиенических норм работы с использованием компьютера на уроке.
5. Оксид серы(IV ) – сернистый газ. S +4 O 2 степень окисления серы (+4).
Другим важным соединением серы является оксид серы(IV ) SO 2 – сернистый газ. Ядовит.
С физическими свойствами сернистого газа, применением и влиянием на окружающую среду и здоровье человека мы познакомимся через презентацию.
Почему сернистый газ нельзя получать на практической работе?
Получение оксида серы(IV ): образуется при горении серы на воздухе, газ с резким запахом.
S + O 2 → SO 2
Сернистый газ обладает свойствами кислотного оксида при растворении его в воде образуется сернистая кислота, электролит средней силы SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 лакмус окрашивается в красный цвет.
Химические свойства SO 2 :
Реагирует с основными оксидами SO 2 + CaO → CaSO 3
Реагирует со щелочами SO 2 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O
(дома расписать полное ионное и краткое ионное уравнение)
Сера проявляет степени окисления: S -2 , S 0 , S +4 , S +6 .
В оксиде серы(IV ) SO 2 степень окисления +4, поэтому сернистый газ проявляет свойства окислителя и восстановителя
S +4 O 2 + 2H 2 S -2 → 3S 0 ↓ + 2H 2 O S +4 O 2 + Cl 0 2 + 2H 2 O → H 2 S +6 O 4 + 2HCl -1 2-
Гидросульфит сульфит
К HSO 3 К 2 SO 3
Качественная реакция на сульфит-ион (реагентом является серная кислота, образуется газ с резким запахом, который обесцвечивает растворы) фрагмент из электронного образовательного диска.
K 2 SO 3 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O
Дома расписать полное и краткое ионное уравнение.
Защита плаката «Загрязнение окружающей среды соединениями серы».
Защита презентации
Домашнее задание §11-12 , записи, упр. 3,5 стр.34(п)
III . Итог урока:
Учитель подводит итог урока
Выставляет оценки за тест, презентацию.
Благодарит учащихся за урок.
Первая помощь при отравлении газами: сероводородом, сернистым газом: промывание носа, полости рта 2% раствором гидрокарбоната натрия NaHCO 3 , покой, свежий воздух.
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S
Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:
H 2 + S = H 2 S.
Нагревание смеси парафина с серой.
1.9. Сероводородная кислота и её соли
Сероводородной кислоте присущи все свойства слабых кислот. Она реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями.
Как двухосновная, кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды . Гидросульфиды хорошо растворимы в воде, сульфиды щелочных и щелочно-земельных металлов также, сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов не окрашены, остальные имеют характерную окраску, например, сульфиды меди (II), никеля и свинца – черные, кадмия, индия, олова – желтые, сурьмы – оранжевый.
Ионные сульфиды щелочных металлов M 2 S имеют структуру типа флюорита, где каждый атом серы окружен кубом из 8 атомов металла и каждый атом металла – тетраэдром из 4 атомов серы. Сульфиды типа MS характерны для щелочноземельных металлов и имеют структуру типа хлорида натрия, где каждый атом металла и серы окружен октаэдром из атомов другого сорта. При усилении ковалентного характера связи металл – сера реализуются структуры с меньшими координационными числами.
Сульфиды цветных металлов встречаются в природе как минералы и руды, служат сырьем для получения металлов.
Получение сульфидов
Прямое взаимодействие простых веществ при нагревании в инертной атмосфере
Восстановление твердых солей оксокислот
BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (при 1000°С)
SrSO 3 + 2NH 3 = SrS + N 2 + 3H 2 O (при 800°С)
CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (при 900°С)
Малорастворимые сульфиды металлов осаждают из их растворов действием сероводорода или сульфида аммония
Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3
Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3
Химические свойства сульфидов
Растворимые сульфиды в воде сильно гидролизованны, имеют щелочную среду:
Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;
S 2- + H 2 O = HS - + OH - .
Окисляются кислородом воздуха, в зависимости от условий возможно образование оксидов, сульфатов и металлов:
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2 ;
CaS + 2O 2 = CaSO 4 ;
Ag 2 S + O 2 = 2Ag + SO 2 .
Сульфиды, особенно растворимые в воде, являются сильными восстановителями:
2KMnO 4 + 3K 2 S + 4H 2 O = 3S + 2MnO 2 + 8KOH.
1.10. Токсичность сероводорода
На воздухе сероводород воспламеняется около 300 °С. Взрывоопасны его смеси с воздухом, содержащие от 4 до 45% Н 2 S. Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1 % Н 2 S в воздухе быстро вызывает тяжелое отравление. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно вынесен из отравленной атмосферы). Первым симптомом острого отравления служит потеря обоняния. В дальнейшем появляются головная боль, головокружение и тошнота. Иногда через некоторое время наступают внезапные обмороки. Противоядием служит, прежде всего, чистый воздух. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать кислород. Иногда приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами Н 2 S обусловливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей и т.д. Предельно допустимой концентрацией Н 2 S в воздухе производственных помещений считается 0,01 мг/л.