Fysiske egenskaper til hydrogensulfidsyre. Hydrogensulfidsyre. Egenskaper, produksjon, bruk og pris på hydrosulfidsyre. Svovelforbindelser (II). Hydrogensulfid og sulfider Hydrogensulfidsyre i overkant

DEFINISJON

Hydrogensulfid er en fargeløs gass med en karakteristisk lukt av råtnende protein.

Det er litt tyngre enn luft, blir flytende ved en temperatur på -60,3 o C og stivner ved -85,6 o C. I luft brenner hydrogensulfid med en blåaktig flamme, og danner svoveldioksid og vann:

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2.

Hvis du introduserer en kald gjenstand, for eksempel en porselenskopp, i hydrogensulfidflammen, synker temperaturen på flammen betydelig og hydrogensulfidet oksiderer bare til fritt svovel, som legger seg på koppen i form av et gult belegg:

2H2S + O2 = 2H20 + 2S.

Hydrogensulfid er svært brannfarlig; blandingen med luft eksploderer. Hydrogensulfid er veldig giftig. Langvarig innånding av luft som inneholder denne gassen, selv i små mengder, forårsaker alvorlig forgiftning.

Ved 20 o C løser ett volum vann 2,5 volumer hydrogensulfid. En løsning av hydrogensulfid i vann kalles hydrogensulfidvann. Når man står i luften, spesielt i lyset, blir hydrogensulfidvann snart grumsete av svovelet som frigjøres. Dette skjer som et resultat av oksidasjon av hydrogensulfid av atmosfærisk oksygen.

Produksjon av hydrogensulfid

Ved høye temperaturer reagerer svovel med hydrogen og danner hydrogensulfidgass.

I praksis produseres hydrogensulfid vanligvis ved virkningen av fortynnede syrer på svovelmetaller, for eksempel jernsulfid:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S.

Mer rent hydrogensulfid kan oppnås ved hydrolyse av CaS, BaS eller A1 2 S 3. Den reneste gassen oppnås ved direkte reaksjon av hydrogen og svovel ved 600 °C.

Kjemiske egenskaper til hydrogensulfid

En løsning av hydrogensulfid i vann har egenskapene til en syre. Hydrogensulfid er en svak dibasisk syre. Det dissosieres trinn for trinn og hovedsakelig i henhold til det første trinnet:

H2S↔H+ + HS- (K1 = 6 x 10-8).

Andre trinns dissosiasjon

HS - ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

forekommer i ubetydelig grad.

Hydrogensulfid er et sterkt reduksjonsmiddel. Når den utsettes for sterke oksidasjonsmidler, oksideres den til svoveldioksid eller svovelsyre; oksidasjonsdybden avhenger av forholdene: temperatur, pH i løsningen, konsentrasjon av oksidasjonsmiddel. For eksempel fortsetter reaksjonen med klor vanligvis til å danne svovelsyre:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

Middels salter av hydrogensulfid kalles sulfider.

Påføring av hydrogensulfid

Bruken av hydrogensulfid er ganske begrenset, noe som først og fremst skyldes dets høye toksisitet. Det har funnet anvendelse i laboratoriepraksis som utfellingsmiddel for tungmetaller. Hydrogensulfid tjener som råstoff for produksjon av svovelsyre, svovel i elementær form og sulfider

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

EKSEMPEL 2

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Reaksjon av aluminiumsulfid med kaldt vann

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2 Al(OH) 3 + 3H 2 S

Direkte syntese fra elementer oppstår når hydrogen føres over smeltet svovel:

H 2 + S = H 2 S.

Oppvarming av en blanding av parafin og svovel.

1.9. Hydrogensulfidsyre og dens salter

Hydrogensulfidsyre har alle egenskapene til svake syrer. Det reagerer med metaller, metalloksider, baser.

Som en dibasisk syre danner den to typer salter - sulfider og hydrosulfider . Hydrosulfider er svært løselige i vann, sulfider av alkali- og jordalkalimetaller også, og sulfider av tungmetaller er praktisk talt uløselige.

Sulfider av alkali- og jordalkalimetaller er ikke farget, resten har en karakteristisk farge, for eksempel sulfider av kobber (II), nikkel og bly - svart, kadmium, indium, tinn - gul, antimon - oransje.

Ioniske alkalimetallsulfider M 2 S har en struktur av fluoritt-typen, hvor hvert svovelatom er omgitt av en terning med 8 metallatomer og hvert metallatom er omgitt av et tetraeder med 4 svovelatomer. MS-type sulfider er karakteristiske for jordalkalimetaller og har en natriumklorid-type struktur, der hvert metall- og svovelatom er omgitt av et oktaeder av atomer av en annen type. Når den kovalente naturen til metall-svovelbindingen øker, realiseres strukturer med lavere koordinasjonstall.

Sulfider av ikke-jernholdige metaller finnes i naturen som mineraler og malmer og tjener som råmateriale for produksjon av metaller.

Fremstilling av sulfider

Direkte interaksjon av enkle stoffer ved oppvarming i en inert atmosfære

Reduksjon av faste salter av oksosyrer

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (ved 1000°C)

SrSO3 + 2NH3 = SrS + N2 + 3H2O (ved 800°C)

CaCO 3 + H 2 S + H 2 = CaS + CO + 2H 2 O (ved 900°C)

Lite løselige metallsulfider utfelles fra løsningene deres ved påvirkning av hydrogensulfid eller ammoniumsulfid

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3

Kjemiske egenskaper til sulfider

Løselige sulfider i vann er sterkt hydrolysert og har et alkalisk miljø:

Na2S + H20 = NaHS + NaOH;

S2- + H2O = HS- + OH-.

Oksidert av luftoksygen, avhengig av forholdene, er dannelsen av oksider, sulfater og metaller mulig:

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2;

CaS + 202 = CaS04;

Ag 2 S + O 2 = 2 Ag + SO 2.

Sulfider, spesielt de som er løselige i vann, er sterke reduksjonsmidler:

2KMnO4 + 3K2S + 4H2O = 3S + 2MnO2 + 8KOH.

1.10. Hydrogensulfid toksisitet

I luft antennes hydrogensulfid ved ca. 300 °C. Dens blandinger med luft som inneholder fra 4 til 45 % H 2 S er eksplosive. Giftigheten til hydrogensulfid er ofte undervurdert og arbeidet med det utføres uten å ta tilstrekkelige forholdsregler. I mellomtiden forårsaker selv 0,1 % H 2 S i luften raskt alvorlig forgiftning. Når hydrogensulfid inhaleres i betydelige konsentrasjoner, kan besvimelse eller til og med død fra luftveislammelse oppstå umiddelbart (hvis offeret ikke umiddelbart ble fjernet fra den forgiftede atmosfæren). Det første symptomet på akutt forgiftning er tap av lukt. Deretter vises hodepine, svimmelhet og kvalme. Noen ganger, etter en stund, oppstår plutselig besvimelse. Motgiften er først og fremst ren luft. De som er alvorlig forgiftet av hydrogensulfid får oksygen for å puste. Noen ganger må kunstig åndedrett brukes. Kronisk forgiftning med små mengder H 2 S gir generell helseforverring, avmagring, hodepine m.m. Maksimalt tillatt konsentrasjon av H 2 S i luften i industrilokaler anses å være 0,01 mg/l.

DEFINISJON

Hydrogensulfidsyre(hydrogensulfid, monosulfan) under normale forhold er en fargeløs gass.

Termisk ustabil. Dårlig løselig i kaldt vann. En mettet løsning (0,1 M) kalles "hydrogensulfidvann", som blir grumsete når det utsettes for luft. Viser svake sure egenskaper. OVR er et sterkt reduksjonsmiddel.

Kjemisk formel for hydrosulfidsyre

Den kjemiske formelen for hydrosulfidsyre er H 2 S. Den viser at dette molekylet inneholder to hydrogenatomer (Ar = 1 amu) og ett svovelatom (Ar = 32 amu). Ved å bruke den kjemiske formelen kan du beregne molekylvekten til hydrogensulfidsyre:

Mr(H2S) = 2×Ar(H) + Ar(S);

Mr(H 2S) = 2×1 + 32 = 2 +32 = 34.

Grafisk (strukturell) formel for hydrogensulfidsyre

Den strukturelle (grafiske) formelen til hydrogensulfidsyre er tydeligere. Den viser hvordan atomer er koblet til hverandre inne i et molekyl (fig. 1).

Ris. 1. Strukturen til hydrogensulfidmolekylet, som indikerer bindingsvinkelen mellom bindinger og lengden på kjemiske bindinger.

Ionisk formel

Hydrogensulfidsyre er en elektrolytt, dvs. i en vandig løsning er den i stand til å dissosiere til ioner i henhold til følgende ligning:

H2S ↔ 2H+ + S2-.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

EKSEMPEL 2

Hydrogensulfid (H₂S) er en fargeløs gass med en råtten egglukt. Det er tettere enn hydrogen. Hydrogensulfid er dødelig giftig for mennesker og dyr. Selv en liten mengde av det i luften forårsaker svimmelhet og kvalme, men det verste er at etter å ha inhalert det i lang tid, føles ikke denne lukten lenger. Men for hydrogensulfidforgiftning er det en enkel motgift: du bør pakke et stykke blekemiddel inn i et lommetørkle, deretter fukte det og snuse på pakken en stund. Hydrogensulfid produseres ved å reagere svovel med hydrogen ved en temperatur på 350 °C:

H2 + S → H2S

Dette er en redoksreaksjon: under den endres oksidasjonstilstandene til elementene som deltar i den.

Under laboratorieforhold produseres hydrogensulfid ved å behandle jernsulfid med svovelsyre eller saltsyre:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Dette er en utvekslingsreaksjon: i den utveksler de interagerende stoffene sine ioner. Denne prosessen utføres vanligvis ved hjelp av et Kipp-apparat.

Egenskaper til hydrogensulfid

Når hydrogensulfid brenner, dannes svoveloksid 4 og vanndamp:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S brenner med en blåaktig flamme, og hvis du holder et omvendt beger over det, vil klart kondensat (vann) vises på veggene.

Imidlertid, med en liten temperaturreduksjon, fortsetter denne reaksjonen noe annerledes: et gulaktig belegg av fritt svovel vil vises på veggene til det forhåndskjølte glasset:

2H2S + O2 -> 2H20 + 2S

Den industrielle metoden for å produsere svovel er basert på denne reaksjonen.

Når en ferdig tilberedt gassblanding av hydrogensulfid og oksygen antennes, oppstår en eksplosjon.

Reaksjonen mellom hydrogensulfid og svovel(IV)oksid produserer også fritt svovel:

2H2S + SO2 -> 2H20 + 3S

Hydrogensulfid er løselig i vann, og tre volumer av denne gassen kan løses opp i ett volum vann, og danner svak og ustabil hydrosulfidsyre (H2S). Denne syren kalles også hydrogensulfidvann. Som du kan se, er formlene for hydrogensulfidgass og hydrogensulfidsyre skrevet på samme måte.

Hvis en løsning av blysalt tilsettes hydrosulfidsyre, vil et svart bunnfall av blysulfid dannes:

H2S + Pb(NO3)2 → PbS + 2HNO3

Dette er en kvalitativ reaksjon for påvisning av hydrogensulfid. Det demonstrerer også evnen til hydrosulfidsyre til å inngå utvekslingsreaksjoner med saltløsninger. Således er ethvert løselig blysalt et reagens for hydrogensulfid. Noen andre metallsulfider har også en karakteristisk farge, for eksempel: sinksulfid ZnS - hvit, kadmiumsulfid CdS - gul, kobbersulfid CuS - svart, antimonsulfid Sb2S3 - rød.

Forresten, hydrogensulfid er en ustabil gass, og når den varmes opp, brytes den nesten fullstendig ned til hydrogen og fritt svovel:

H₂S → H₂ + S

Hydrogensulfid interagerer intensivt med vandige løsninger av halogener:

H2S + 4Cl2 + 4H2O→ H2SO4 + 8HCl

Hydrogensulfid i naturen og menneskelig aktivitet

Hydrogensulfid er en del av vulkanske gasser, naturgass og gasser knyttet til oljefelt. Det er også mye av det i naturlig mineralvann, for eksempel i Svartehavet ligger det på en dybde på 150 meter og under.

Hydrogensulfid brukes:

• i medisin (behandling med hydrogensulfidbad og mineralvann);
• i industrien (produksjon av svovel, svovelsyre og sulfider);
• i analytisk kjemi (for utfelling av tungmetallsulfider, som vanligvis er uløselige);
• i organisk syntese (for å produsere svovelanaloger av organiske alkoholer (merkaptaner) og tiofen (svovelholdig aromatisk hydrokarbon). Et annet nylig fremvoksende område innen vitenskapen er hydrogensulfidenergi. Produksjon av energi fra hydrogensulfidavsetninger fra bunnen av Svartehavet blir seriøst studert.

Arten av redoksreaksjoner av svovel og hydrogen

Reaksjonen av hydrogensulfiddannelse er redoks:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Prosessen med interaksjon av svovel med hydrogen er lett forklart av strukturen til atomene deres. Hydrogen inntar førsteplassen i det periodiske systemet, derfor er ladningen til atomkjernen lik (+1), og 1 elektron sirkler rundt atomkjernen. Hydrogen gir lett fra seg elektronet sitt til atomer av andre elementer, og blir til et positivt ladet hydrogenion - et proton:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Svovel er i posisjon seksten i det periodiske systemet. Dette betyr at ladningen til kjernen til atomet er (+16), og antallet elektroner i hvert atom er også 16e⁻. Plasseringen av svovel i den tredje perioden antyder at dens seksten elektroner virvler rundt atomkjernen og danner 3 lag, hvorav det siste inneholder 6 valenselektroner. Antall valenselektroner av svovel tilsvarer antallet gruppe VI der den er lokalisert i det periodiske systemet.

Så svovel kan donere alle seks valenselektroner, som i tilfellet med dannelsen av svovel(VI)oksid:

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

I tillegg, som et resultat av oksidasjonen av svovel, kan 4e⁻ gis fra atomet til et annet grunnstoff for å danne svovel(IV)oksid:

S⁰ + O2⁰ → S⁺402⁻²

Svovel kan også donere to elektroner for å danne svovel(II)klorid:

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

I alle de tre reaksjonene ovenfor donerer svovel elektroner. Følgelig oksideres det, men fungerer samtidig som et reduksjonsmiddel for oksygenatomene O og klor Cl. Men i tilfelle av dannelsen av H2S, er oksidasjon mengden av hydrogenatomer, siden det er de som mister elektroner, og gjenoppretter det ytre energinivået til svovel fra seks elektroner til åtte. Som et resultat blir hvert hydrogenatom i molekylet et proton:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

og svovelmolekylet, tvert imot, blir redusert, blir til et negativt ladet anion (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Således, i den kjemiske reaksjonen av hydrogensulfiddannelse, er det svovel som fungerer som et oksidasjonsmiddel.

Fra synspunktet om manifestasjonen av svovel i forskjellige oksidasjonstilstander, er en annen interessant interaksjon mellom svovel(IV)oksid og hydrogensulfid reaksjonen for å produsere fritt svovel:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Som det fremgår av reaksjonsligningen, er både oksidasjonsmidlet og reduksjonsmidlet i det svovelioner. To svovelanioner (2-) donerer to av deres elektroner til svovelatomet i svovel(II)oksidmolekylet, som et resultat av at alle tre svovelatomene reduseres til fritt svovel.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - reduksjonsmiddel, oksiderer;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - oksidasjonsmiddel, redusert.

LEKSJON #26

Emne: «Hydrogensulfid. Hydrogensulfidsyre og dens salter »

Kjemi: 9. klasse

Leksjonens mål:

– Vurder sammensetningen, strukturen og egenskapene til hydrogensulfid.

- Lær å skrive reaksjonsligninger som karakteriserer egenskapene til hydrogensulfid og kvalitative reaksjoner på sulfider.

– Vurder virkningen av hydrogensulfid på miljøet og menneskers helse.

– Elevenes omsorgsfulle holdning til miljøet og deres helse.

- Utvikle evnen til å arbeide i par under selvanalyse av kontrollseksjoner og tester.

Leksjonstype: lære et nytt emne.

Utstyr og fasiliteter: multimedieskjerm, Personlig datamaskin, lærebok

I løpet av timene

Jeg Organisasjonsøyeblikk (2 min.)

Hilsener

Hei folkens!

II Repetisjon av tidligere studert materiale. Sjekker lekser

(10 min.)

La oss huske hva vi studerte i forrige leksjon.

Lysbilde nr. 1

III Lære nytt materiale (30 min.)

1. Å være i naturen

Lysbilde nr. 4

Hydrogensulfid er ganske vanlig i naturen.

Hydrogensulfid finnes overalt hvor nedbrytning og råtning av planter, og spesielt dyrerester, skjer under påvirkning av mikroorganismer.

Noen fotosyntetiske bakterier, for eksempel grønne svovelbakterier, som hydrogensulfid er et næringsstoff for, produserer elementært svovel, et produkt av oksidasjon av hydrogensulfid.

I vårt land finnes hydrogensulfid i Kaukasus i svovelmineralkilder. I nærheten av Mineralnye Vody er det den eneste hydrogensulfidkilden i Russland og i verden, unik i sin kjemiske sammensetning, som har gjenopprettet helsen til mange mennesker. (De berømte feriestedene Pyatigorsk, Essentuki

Hydrogensulfid finnes i vulkanske gasser.

Det holdes i oppløst tilstand i vannet i Svartehavet.

Effekt av hydrogensulfid på kroppen:

Hydrogensulfid er ikke bareDet lukter vondt og er også ekstremt giftig. Når denne gassen inhaleres i store mengder, oppstår det raskt lammelse av luftveisnervene, og da slutter personen å lukte - dette er den dødelige faren for hydrogensulfid.

Det er mange tilfeller av forgiftning med skadelige gasser når ofrene var arbeidere som reparerte rørledninger. Denne gassen er tyngre, så den samler seg i hull og brønner, hvor det ikke er så lett å komme seg raskt ut

Hydrogensulfid H2S- Under normale forhold, en fargeløs gass med en ubehagelig lukt (råtne egg), litt tyngre enn luft. Ved innånding binder hydrogensulfid seg til hemoglobin i blodet og forstyrrer overføringen av oksygen, noe som gjør det svært giftig.

Hydrogensulfid dannes under råtning av proteinprodukter. Den er inneholdt i vulkanske gasser, frigjøres konstant på bunnen av Svartehavet og akkumuleres i de nedre vannlagene. Inkludert i noen mineralvann.

Hydrogensulfid løser seg moderat i vann - ved romtemperatur løses omtrent 2,5 volumer hydrogensulfid i 1 volum vann.

I redoksreaksjoner viser hydrogensulfid sterke reduserende egenskaper på grunn av S−2-svovelatomene.

Det brenner lett i oksygen eller luft for å danne svovel eller svovel(IV)oksid:

2H2S+O2=2H2O+2S↓

2H2S+3O2=2H2O+2S02

Hydrogensulfidsyre

En løsning av hydrogensulfid i vann kalleshydrogensulfid syre . Det er en svak dibasisk syre. Det er preget av de generelle egenskapene til syrer: H2S+2KOH=K2S+2H2O

Hydrogensulfidsyre inngår utvekslingsreaksjoner med noen salter hvis det dannes uløselige sulfider:

H2S+CuCl2=CuS↓+2HCl.

2. Produksjon av hydrogensulfid (se i læreboka)

Lysbilde nr. 5

Hydrogensulfid oppnås:

Under laboratorieforhold, under interaksjonen av jernsulfid (II) med saltsyreH 2 SÅ 4

FeS+H 2 SÅ 4 = FeSO 4 +H 2 S

Passer hydrogen over smeltet svovel

H 2 + S = H 2 S

Interaksjon av aluminiumsulfid med vann (det reneste hydrogensulfid)

Al 2 S 3 +6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Ved oppvarming av en blanding av parafin og svovel

C 20 H 42 + 21 S = 21 H 2 S + 20 C

En gang på en forelesning demonstrerte de et eksperiment: smelting av svovel i et reagensrør. Plutselig kjente alle en ekkel lukt. Forelesningen ble forstyrret. Alt viste seg å være enkelt: biter av parafin fra korklokket på flasken der svovelpulveret var lagret falt ned i reagensrøret med svovel. Når denne blandingen ble oppvarmet, ble hydrogensulfid frigjort.

Hvis oppvarmingen stoppes, stopper reaksjonen og hydrogensulfid frigjøres ikke. Dette faktum er praktisk å bruke i pedagogiske laboratorier.

Og nå skal vi ha litt kroppsøving.

3 Struktur av hydrogensulfid

Lysbilde nr. 6

La oss se på strukturen til hydrogensulfid (type kjemisk binding, type krystallgitter).

Du vet at egenskapene til stoffer avhenger av deres sammensetning og struktur.

Hvilke fysiske egenskaper antar du basert på strukturen (MCR)?

Dette:

Lysbilde nr. 7

Gass;

Med lavt smeltepunkt (-82 0 C) og kokepunkt (-60 0 MED);

Fargeløs;

Med lukten av råtne egg og en søtlig smak;

Lite løselig i vann (svært løselig i alkohol);

(2,4 volumer hydrogensulfid løses opp i 1 volum vann)

(Denne løsningen kalles hydrogensulfidvann eller hydrosulfidsyre)

Tyngre enn luft;

GIFTIG!

Selv ett pust med rent hydrogensulfid fører til tap av bevissthet på grunn av lammelse av respirasjonssenteret. Hydrogensulfid er i stand til å samhandle med jernioner inkludert i hemoglobinet i blodet.

Kjemiske egenskaper til hydrogensulfid : i hydrogensulfid (H 2 S) svovel er i sin laveste oksidasjonstilstand (-2), og har derfor sterke reduserende egenskaper:

1) N 2 S+ O2 (ulempe)→ S + H 2 OFor alle seks ordningene

2) N 2 S+ O2 (overskudd) → SÅ 2 +H 2 Olage en elektrisk balanse

3) N 2 S + HNO 3 (kons.) → S + NEI 2 +H 2 Oog utjevne dem ved hjelp av metoden

4) N 2 S+Cl 2 → S + HClel . balansere !

5) N 2 S+FeCl 3 →FeCl 2 + HCl + S

6) N 2 S+KMnO 4 +H 2 SÅ 4 → S + MnSO 4 +K 2 SÅ 4 +H 2 O

Hydrogensulfidsyre er en løsning av hydrogensulfid i vann. Denne syren er dibasisk, oksygenfri, svak, flyktig.

Kjemiske egenskaper til hydrosulfidsyre:

a) brenner med en blåaktig flamme (ved en temperatur på 250°C 0 – 300 0 MED)

2 H 2 S -2 + 3 O 2 0 = 2 S +4 O 2 + 2 H 2 O

(kort analyse av OVR)

b) med mangel på oksygen

2 H 2 S + O 2 = 2 S 0 ↓+ 2 H 2 O

(reduksjonsmiddel)

1) i en vandig løsning dissosieres til ioner trinnvis:

(lag dissosiasjonsligninger!)

2) interagerer med metaller i aktivitetsserien opp til hydrogen:

N 2 S+ Ca →

3) interagerer med basiske oksider:

N 2 S+ MgO →

4) interagerer med alkalier og danner sure salter (hydrosulfider) og mellomsalter (sulfider): H 2 S+ KON →

N 2 S+ 2 KON →

5) interagerer med salter (hvis ↓):

N 2 S+CuSO 4 →

En kvalitativ reaksjon på hydrosulfidsyre og dens løselige salter (sulfider) er interaksjon med løselige blysalter, som resulterer i dannelsen av et svart bunnfall:

Na 2 S + Pb( NEI 3 ) 2 →

Fullfør ligningene for kjemiske reaksjoner, navngi reaksjonsproduktene, og for den siste (kvalitative reaksjonen) lag ioniske ligninger!

Dissosiasjon skjer i to stadier:

JegH 2 S → H + + H.S. - (hydrosulfidion dannes)

II H.S. - ↔ H + + S 2- (i det andre trinnet forekommer dissosiasjon praktisk talt ikke)

Hydrogensulfidsyre danner to serier salter - medium (sulfider) og sure (hydrosulfider):

Na2S - natriumsulfid;

CaS – kalsiumsulfid;

NaHS – natriumhydrosulfid;

Ca(HS)2 – kalsiumhydrosulfid.

Skriv ned UHR med basiske oksider og salter hjemme.

Foreslå en reaksjon for å oppdage sulfidanionS 2-

Gjennomfør et laboratorieeksperiment for å bekrefte

Skriv UCR i molekylær og ionisk form.

Mange sulfider er uløselige i vann og er farget:

- PbS- svart farge;

- CuS- svart farge;

- AgS- svart farge (sølvgjenstander blir svarte når de lagres i lang tid i nærvær av hydrogensulfid i luften);

- ZnS- Hvit farge;

- MgS- rosa farge.

Hydrogensulfid og hydrosulfidsyre brukes i analytisk kjemi for å utfelle tungmetaller.

La oss komme tilbake til problemet vårt.

Er hydrogensulfid gunstig eller skadelig?

5 Bruk av hydrogensulfid

Hydrogensulfid er av begrenset bruk på grunn av dets giftighet.

– I analytisk kjemi brukes hydrogensulfid og hydrogensulfidvann som reagenser for utfelling av tungmetaller, hvis sulfider er svært dårlig løselige.

- I medisin - som en del av naturlige og kunstige hydrogensulfidbad, samt i noen mineralvann.

- Hydrogensulfid brukes til å produsere svovelsyre, elementært svovel og sulfider.

- Fargede sulfider tjener som grunnlag for fremstilling av maling. De brukes også i analytisk kjemi.

- Kalium-, strontium- og bariumsulfider brukes i garving for å fjerne ull fra huder før garving.

– De siste årene har man vurdert muligheten for å bruke hydrogensulfid akkumulert i dypet av Svartehavet som energi (hydrogensulfidenergi) og kjemiske råvarer

Er alt nå klart om mysteriet med hydrogensulfid?

Studentuttalelser

Hvorfor akkumuleres ikke hydrogensulfid i store mengder i naturen?

(det oksideres av atmosfærisk oksygen til elementært svovel)

6 Siste del (3 min.)

OPPDRAG OPPGAVER

Oppgave nr. 1
Skriv reaksjonslikningene som kan brukes til å utføre følgende transformasjoner:
Cu →CuS →H 2 S →SO 2

Oppgave nr. 2
Skriv ned ligninger for redoksreaksjonene ved fullstendig og ufullstendig forbrenning av hydrogensulfid. Ordne koeffisientene ved hjelp av den elektroniske balansemetoden, angi oksidasjons- og reduksjonsmiddel for hver reaksjon, samt prosessene for oksidasjon og reduksjon.

Oppgave nr. 3
Skriv ned ligningen for den kjemiske reaksjonen av hydrogensulfid med en løsning av bly(II)nitrat i molekylær, total og kort ionisk form. Legg merke til tegnene på denne reaksjonen, er reaksjonen reversibel?

Oppgave nr. 4
Hydrogensulfid ble ført gjennom en 18% løsning av kobber(II)sulfat som veide 200 g. Beregn massen av bunnfallet som ble dannet som et resultat av denne reaksjonen.

Oppgave nr. 5
Bestem volumet av hydrogensulfid (n.s.) dannet ved interaksjon av saltsyre med en 25 % løsning av jern(II)sulfid som veier 2 kg. Hva nytt lærte vi i leksjonen?

Hva kan brukes praktisk i livet?

Eleven svarer

Hjemmelekser: §11, eks. 2, 3 side 34

hjem » Magesår » Fysiske egenskaper til hydrogensulfidsyre. Hydrogensulfidsyre. Egenskaper, produksjon, bruk og pris på hydrosulfidsyre. Svovelforbindelser (II). Hydrogensulfid og sulfider Hydrogensulfidsyre i overkant