Гідроген сульфід та сульфіди.
Сірководень H2S — безбарвний газ із запахом тухлих яєць. Він добре розчинний у воді (при 20°С в 1 об’ємі води розчиняється 2,5 об’єму сірководню). Поширення в природі. Сірководень трапляється в природі у вулканічних газах і у водах деяких мінеральних джерел, наприклад П’ятигорська, Мацести. Він утворюється під час гниття сірковмісних органічних речовин різних рослинних і тваринних решток. Цим пояснюється характерний неприємний запах стічних вод, вигрібних ям і звалищ сміття. Добування. Сірководень може бути добутий безпосереднім сполученням сірки з воднем при нагріванні: Проте звичайно його добувають дією розведеної хлоридної або сульфатної кислот на сульфід феруму(ІІ): 2НСl + FeS = FeCl2 + H2S. Цю реакцію часто проводять в апараті Кіппа. Фізичні властивості. Сірководень — дуже отруйний газ, що уражає нервову систему. Тому працювати з ним потрібно у витяжній шафі або з приладами, що герметично закриваються. Допустимий вміст H2S у промислових приміщеннях становить 0,01 мг в 1 л повітря. Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою, або сульфідною кислотою (вона виявляє властивості слабкої кислоти). Хімічні властивості. H2S — менш міцна сполука, ніж вода. Це зумовлено більшим розміром атома сульфуру порівняно з атомом оксигену (див. п. 6, табл. 9.1). Тому зв’язок Н—О коротший і міцніший, ніж зв’язок Н—S. При сильному нагріванні сірководень майже повністю розкладається на сірку і водень: H2S = S + Н2. Газуватий H2S горить на повітрі блакитним полум’ям з утворенням оксиду сульфуру(ІV) і води: 2H2S + 3О2 = 2SO2 + 2Н2О. При недостатній кількості кисню утворюються сірка і вода: 2H2S + О2 = 2S + 2Н2O. Цю реакцію використовують для добування сірки із сірководню в промисловому масштабі. Сірководень — досить сильний відновник. Цю його важливу хімічну властивість можна пояснити так. У розчині H2S порівняно легко віддає електрони молекулам кисню повітря: У цьому випадку H2S окиснюється киснем повітря до сірки, яка робить сірководневу воду каламутною. Сумарне рівняння реакції: 2H2S + О2 = 2S ↓ + 2Н2О. Цим пояснюється і той факт, що сірководень не нагромаджується в дуже великих кількостях у природі під час гниття органічних речовин — кисень повітря окиснює його до вільної сірки. Енергійно реагує сірководень з розчинами галогенів. Наприклад: H2S + l2 = 2Нl + S. Відбувається виділення сірки і знебарвлення розчину йоду. Слабка сульфідна кислота дисоціює на іони Н+ і HS- : H2S ⇆ Н+ + HS-; HS- ⇆ Н+ + S2-. В її розчині сульфід-іони S2- містяться в дуже малих кількостях. Сульфіди. Сульфідна кислота, як двохосновна, утворює два ряди солей — середні (сульфіди) і кислі (гідросульфіди). Наприклад,Na2S — сульфід натрію, NaHS — гідросульфід натрію. Майже всі гідросульфіди добре розчиняються у воді. Сульфіди лужних і лужноземельних металів також розчинні у воді, а решта металів практично нерозчинні або малорозчинні; деякі з них не розчиняються і в розведених розчинах кислот. Тому такі сульфіди можна легко добути, пропускаючи сірководень крізь розчин солі відповідного металу, наприклад: CuSO4 + H2S = CuS ↓ + H2SO4 або Cu2+ + H2S = CuS ↓ + 2Н+. Деякі сульфіди мають характерне забарвлення : CuS і PbS — чорне, CdS — жовте, ZnS — біле, MnS — рожеве, SnS — коричневе,Sb2S3 — оранжеве тощо. На різній розчинності сульфідів і різному забарвленні багатьох з них базується якісний аналіз катіонів.
©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|