Решебник по химии 9 класс Габриелян §14

Сероводород (H₂S) и сульфиды (например, FeS, PbS, ZnS), действительно, проявляют восстановительные свойства, так как атом серы в них находится в степени окисления −2 — самой низкой возможной для этого элемента. Это значит, что сера может только отдавать электроны, то есть окисляться, и таким образом участвовать в окислительно-восстановительных реакциях как восстановитель.

Сероводород вступает в реакции:

1. С простыми веществами-окислителями, например с галогенами и кислородом:

• (H₂S + Cl₂ → S↓ + 2HCl) — хлор окисляет сероводород до свободной серы;

• (2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O) — кислород также окисляет его до серы;

• (2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O) — при избытке кислорода образуется диоксид серы.

2. С сильными кислотными окислителями:

• (H₂S + H₂SO₄(конц.) → SO₂ + S↓ + H₂O) — реакция с концентрированной серной кислотой;

• (H₂S + 4HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 4NO₂ + 2H₂O) — с азотной кислотой.

3. С солями тяжёлых металлов — образует малорастворимые сульфиды:

• (H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃) — качественная реакция на сульфид-ион.

Сульфиды металлов (например, ZnS, FeS) также вступают в реакции:

1. С кислотами — выделяется сероводород:

• (FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑)

2. С окислителями — сера окисляется до высших оксидов или кислот:

• (2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂) — обжиг сульфидов на воздухе;

• (2PbS + 3O₂ → 2PbO + 2SO₂)

3. С щелочами при сплавлении — могут давать тиосоли и полисульфиды (в более сложных реакциях).

Таким образом, сероводород и сульфиды — классические восстановители, и их поведение в реакциях основано на способности серы отдавать электроны и переходить из степени окисления −2 к 0, +4 или +6.

После добавления соляной кислоты к раствору сульфида натрия (Na₂S) начинается химическая реакция:

(Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑)

Выделяется газ — сероводород (H₂S), который легко распознаётся по характерному запаху тухлых яиц. Появившийся запах свидетельствует о том, что в реакции действительно образовался сероводород — летучее соединение серы в степени окисления −2.

Такой опыт наглядно демонстрирует кислотно-основное взаимодействие соли (сульфида) с сильной кислотой и является качественной реакцией на сульфид-ион (S²⁻). Однако важно помнить, что H₂S — ядовитый и токсичный газ, даже в малых концентрациях может вызывать головокружение, головную боль, а в больших — отравление. Поэтому пробирку необходимо немедленно поместить в вытяжной шкаф, чтобы избежать опасности для здоровья.

Молекула сероводорода (H₂S) состоит из атома серы и двух атомов водорода. Сера — элемент VI группы, на внешнем энергетическом уровне имеет 6 электронов, ей не хватает 2 электронов до завершения октета. Каждый атом водорода имеет один электрон и может образовать одну ковалентную связь. При взаимодействии атома серы с двумя атомами водорода образуются две ковалентные полярные связи. Электронная пара в каждой связи смещена в сторону более электроотрицательной серы.

Схема образования:

H· + ·S·· + ·H → H–S–H

(Точки — неспаренные электроны, черточки — образованные связи).

Таким образом, сероводород — это молекула с углом между связями около 92°, структура похожа на молекулу воды.

Сероводород (H₂S) — это бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Он ядовит, при вдыхании вызывает головокружение, головную боль и тошноту. При концентрации в воздухе выше 0,3 мг/л может наступить отравление, а при 1 мг/л — смертельный исход. Несмотря на токсичность, в малых дозах сероводород используется в медицине (например, в сероводородных ваннах). Газ плохо растворяется в воде, но раствор даёт слабую двухосновную кислоту — сероводородную кислоту (H₂S).

По химическим свойствам H₂S — типичный восстановитель. Он легко отдаёт электроны в реакциях с различными окислителями:

• (2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O) — сера выделяется в осадок.

• (H₂S + Br₂ → S↓ + 2HBr) — качественная реакция с бромной водой.

• (2H₂S + 3O₂(изб.) → 2SO₂ + 2H₂O) — полное окисление. Также H₂S вступает в реакции с солями тяжёлых металлов, образуя сульфиды, например:

• (H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃) — чёрный осадок сульфида свинца.

Таким образом, сероводород обладает типичными восстановительными свойствами и широко используется в химии и анализе.

Качественная реакция на сульфид-ион (S²⁻) основана на образовании малорастворимых сульфидов с ионами тяжёлых металлов: S²⁻ + Pb²⁺ → PbS↓

Также возможно взаимодействие с ионами водорода с выделением сероводорода: S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑

Качественная реакция на сульфат-ион (SO₄²⁻) — образование белого осадка с ионом бария: SO₄²⁻ + Ba²⁺ → BaSO₄↓

Таким образом, эти сокращённые ионные уравнения показывают основные признаки и подтверждают наличие соответствующих ионов в растворе.

1. С хлорной водой (реакция О.В.Р.):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + Cl₂ + H₂O → 2HCl + S↓)

Ионное уравнение:

(H₂S + Cl₂ → 2Cl⁻ + 2H⁺ + S↓)

Восстановитель: H₂S (S⁻² → S⁰), Окислитель: Cl₂ (Cl⁰ → Cl⁻)

Баланс:

S⁻² → S⁰ + 2e⁻

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

2. С гидроксидом лития (реакция нейтрализации):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2LiOH → Li₂S + 2H₂O)

Ионное уравнение:

(2OH⁻ + H₂S → S²⁻ + 2H₂O)

Тип реакции: ионный обмен, не О.В.Р.

3. С нитратом свинца(II) (качественная реакция на сульфид):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃)

Ионное уравнение:

(Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓)

Тип реакции: ионный обмен, не О.В.Р.

4. С оксидом серы(IV) (реакция О.В.Р.):

Молекулярное уравнение:

(2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O)

Ионное уравнение не записывают, так как реакция между газами.

Восстановитель: H₂S (S⁻² → S⁰), Окислитель: SO₂ (S⁺⁴ → S⁰)

Баланс:

H₂S: S⁻² → S⁰ → отдал 2e⁻

SO₂: S⁺⁴ → S⁰ → принял 4e⁻

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

(ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑) — сульфид цинка реагирует с кислотой

(2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O) — окисление сероводорода кислородом воздуха

(Fe + S → FeS) — получение сульфида железа

(4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑) — обжиг сульфида железа, реакция О.В.Р.

Окислитель: O₂, Восстановитель: FeS (S⁻² → S⁺⁴)

а) H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O

Молекулярное уравнение:

(H₂S + NaOH → NaHS + H₂O)

б) HS⁻ + OH⁻ = S²⁻ + H₂O

Молекулярное уравнение:

(NaHS + NaOH → Na₂S + H₂O)

в) H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O)

г) H₂S + Cu²⁺ = S↓ + Cu₂S↓ + 2H⁺

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2Cu(NO₃)₂ → Cu₂S↓ + 2HNO₃ + S↓)

д) SO₄²⁻ + Ca²⁺ = CaSO₄↓

Молекулярное уравнение:

(H₂SO₄ + CaCl₂ → CaSO₄↓ + 2HCl)

Все уравнения подтверждают кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводорода и сульфидов.

Скорость химической реакции по хлору рассчитывается по формуле:

v = (C₁ − C₂) / t

Где:

C₁ = 0,063 моль/л (начальная концентрация Cl₂),

C₂ = 0,027 моль/л (конечная концентрация Cl₂),

t = 3 мин = 180 секунд

ΔC = 0,063 − 0,027 = 0,036 моль/л

v = 0,036 / 180 = 0,0002 моль/(л·с)

Ответ: скорость реакции в данный промежуток времени составляет 0,0002 моль/(л·с).

Рассматриваемое превращение:

PbS → PbSO₄

Окислитель — H₂O₂ (перекись водорода),

Восстановитель — S²⁻ в составе PbS.

Молекулярное уравнение:

(PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O)

Электронный баланс:

S⁻² → S⁺⁶ (в составе SO₄²⁻): потеря 8e⁻

H₂O₂ → H₂O: каждая молекула принимает 2e⁻

Нужно 4H₂O₂, чтобы принять 8e⁻

Окислитель: H₂O₂

Восстановитель: PbS (S²⁻)

Ответ: уравнение реакции — (PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O).

Сероводород (химическая формула H₂S) — это бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц, обладающий высокой токсичностью и при этом важный с химической, промышленной и биологической точек зрения. Он представляет собой одно из простейших соединений серы в степени окисления −2, в котором сера соединена с двумя атомами водорода.

Сероводород образуется в природе как продукт анаэробного (безкислородного) разложения органических веществ, содержащих серу. Он присутствует в природном газе, в попутных газах нефтяных месторождений, в вулканических газах, а также в воде некоторых минеральных источников. Особенно известны сероводородные источники в районе Пятигорска, Сочи и в других курортных регионах.

Также сероводород образуется при гниении органики, особенно в условиях недостатка кислорода, что характерно для илистых отложений водоёмов, болот, канализации. Он часто сопровождает процессы разложения белков и может присутствовать в воздухе вблизи сточных вод или при сжигании серосодержащего топлива.

В организмах человека и животных сероводород также образуется в небольших количествах и выполняет регуляторную роль, участвуя в различных биохимических процессах, в том числе регулируя тонус сосудов и нейромедиаторную активность.

H₂S — это газ, малорастворимый в воде, но его раствор обладает слабокислой реакцией и называется сероводородной кислотой. Газ тяжёлый, в 1,2 раза плотнее воздуха. Легко воспламеняется, при сгорании образуется сернистый ангидрид (SO₂) и вода по уравнению:

(2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O).

Главная химическая особенность сероводорода — его восстановительные свойства. Сера в составе H₂S имеет степень окисления −2 и легко отдает электроны окислителям. При взаимодействии с бромной водой (Br₂ в H₂O), хлором и другими окислителями он образует элементную серу или даже серную кислоту, если используются сильные окислители.

Например:

(H₂S + Br₂ → S↓ + 2HBr) — качественная реакция на H₂S,

(H₂S + 4HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 4NO₂ + 2H₂O).

Сероводород взаимодействует с щелочами, образуя сульфиды и гидросульфиды:

(H₂S + NaOH → NaHS + H₂O),

(NaHS + NaOH → Na₂S + H₂O).

Одно из важнейших свойств — образование осадков с ионами тяжёлых металлов. Так, H₂S используется в аналитической химии для качественного определения ионов Pb²⁺, Cu²⁺, Cd²⁺, образующих характерные окрашенные сульфиды:

(Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ (чёрный осадок)).

В лабораторных условиях H₂S получают действием разбавленной кислоты (чаще всего соляной или серной) на сульфиды металлов, например:

(FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑).

Этот способ используется при изучении химических свойств серы и сероводорода в школьных лабораториях.

Промышленно сероводород можно выделять из попутных газов нефтяных скважин, а также получать как побочный продукт переработки серосодержащих соединений нефти и угля. Его также получают при гидролизе тиосульфатов, обработке органических серосодержащих соединений кислотами и в других процессах.

Несмотря на ядовитость, сероводород широко применяется. Наиболее известное направление — использование в медицине в виде сероводородных ванн. Они улучшают кровообращение, способствуют восстановлению кожи, суставов, сердечно-сосудистой и нервной систем. Такие процедуры применяются при кожных заболеваниях, ревматизме, невралгиях и болезнях опорно-двигательного аппарата.

В промышленности H₂S используется как восстановитель при получении некоторых металлов, в производстве серы, серной кислоты (через обжиг), в органическом синтезе. Он участвует в производстве тиолов и других серосодержащих органических соединений, в производстве пестицидов, инсектицидов и красителей.

В аналитической химии сероводород играет важную роль в качественном анализе: он помогает распознавать катионы различных металлов по осадкам их сульфидов. В частности, он помогает различать группы катионов в классическом аналитическом разделении (группы по сульфидной растворимости).

Сероводород — это простое, но очень важное соединение серы. Он встречается в природе, связан с жизнедеятельностью организмов, используется в науке, промышленности и даже в медицине. При этом необходимо помнить о его токсичности: при высоких концентрациях H₂S опасен для жизни. Однако при грамотном применении он становится незаменимым помощником в химии и технологии.