Физические свойства сероводородной кислоты. Сероводородная кислота. Свойства, получение, применение и цена сероводородной кислоты. Соединения серы (II). Сероводород и сульфиды Сероводородная кислота в избытке

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сероводород представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.

Он немного тяжелее воздуха, сжижается при температуре -60,3 o С и затвердевает при -85,6 o С. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:

2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .

Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный предмет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значительно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:

2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.

Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Сероводород очень ядовит. Длительное вздыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.

При 20 o С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная воды скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха.

Получение сероводорода

При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.

Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.

Более чистый сероводород можно получитьпри гидролизе CaS, BaS или A1 2 S 3 . Чистейший газполучается прямой реакцией водорода и серы при 600 °С.

Химические свойства сероводорода

Раствор сероводорода в воде обладает свойствами кислота. Сероводород - слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:

H 2 S↔H + + HS — (K 1 = 6×10 -8).

Диссоциация по второй ступени

HS — ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)

протекает в ничтожно малой степени.

Сероводород - сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.

Средние соли сероводорода называют сульфидами.

Применение сероводорода

Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

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.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Сероводородная кислота (сероводород, моносульфан) в обычных условиях представляет собой бесцветный газ.

Термически неустойчив. Плохо растворим в холодной воде. Насыщенный раствор (0,1М) называют «сероводородной водой», который мутнеет при стоянии на воздухе. Проявляет слабые кислотные свойства. В ОВР является сильным восстановителем.

Химическая формула сероводородной кислоты

Химическая формула сероводородной кислоты H 2 S. Она показывает, что в состав данной молекулы входят два атома водорода (Ar = 1 а.е.м.) и один атом серы (Ar = 32 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу сероводородной кислоты:

Mr(H 2 S) = 2×Ar(H) + Ar(S);

Mr(H 2 S) = 2×1 + 32 = 2 +32 = 34.

Графическая (структурная) формула сероводородной кислоты

Структурная (графическая) формула сероводородной кислоты является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 1).

Рис. 1. Строение молекулы сероводорода с указанием валентного угла между связями и длины химических связей.

Ионная формула

Сероводородная кислота является электролитом, т.е. в водном растворе она способна диссоциировать на ионы согласно следующему уравнению:

H 2 S ↔ 2H + + S 2- .

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Сероводород (H₂S) представляет собой бесцветный газ c запахом тухлых яиц. По плотности он тяжелее водорода. Сероводород смертельно ядовит для человека и животных. Даже незначительное его содержание в воздухе вызывает головокружение и тошноту, но самым страшным является то, что при длительном его вдыхании этот запах уже не ощущается. Однако при отравлении сероводородом существует простое противоядие: следует завернуть в платок кусок хлорной извести, затем смочить, и какое-то время нюхать этот сверток. Сероводород получают путем взаимодействия серы с водородом при температуре 350 °С:

H₂ + S → H₂S

Это окислительно-восстановительная реакция: в ходе нее изменяются степени окисления участвующих в ней элементов.

В лабораторных условиях сероводород получают воздействием на сульфид железа серной или соляной кислоты:

FeS + 2HCl → Fe­Cl₂ + H₂S

Это реакция обмена: в ней взаимодействующие вещества обмениваются своими ионами. Данный процесс обычно проводят с помощью аппарата Киппа.

Свойства сероводорода

При горении сероводорода образуется оксид серы 4 и водяной пар:

2H₂S + 3О₂ → 2Н₂О + 2SO₂

H₂S горит голубоватым пламенем, а если над ним подержать перевернутый химический стакан, то на его стенках появится прозрачный конденсат (вода).

Однако при незначительном понижении температуры данная реакция проходит несколько иначе: на стенках предварительно охлажденного стакана появится уже желтоватый налет свободной серы:

2H₂S + О₂ → 2Н₂О + 2S

На этой реакции основан промышленный способ получения серы.

При поджигании предварительно подготовленной газообразной смеси сероводорода и кислорода происходит взрыв.

Реакция сероводорода и оксида серы(IV) также позволяет получить свободную серу:

2H₂S + SО₂ → 2Н₂О + 3S

Сероводород растворим в воде, причем три объема этого газа могут раствориться в одном объеме воды, образуя слабую и нестойкую сероводородную кислоту (Н₂S). Эту кислоту также называют сероводородной водой. Как видите, формулы газа-сероводорода и сероводородной кислоты записываются одинаково.

Если к сероводородной кислоте прилить раствор соли свинца, выпадет черный осадок сульфида свинца:

H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2H­NO₃

Это качественная реакция для обнаружения сероводорода. Она же демонстрирует способность сероводородной кислоты вступать в реакции обмена с растворами солей. Таким образом, любая растворимая соль свинца является реактивом на сероводород. Некоторые другие сульфиды металлов также имеют характерную окраску, например: сульфид цинка ZnS - белую, сульфид кадмия CdS - желтую, сульфид меди CuS - черную, сульфид сурьмы Sb₂S₃ - красную.

Кстати, сероводород является нестойким газом и при нагревании практически полностью разлагается на водород и свободную серу:

H₂S → Н₂ + S

Сероводород интенсивно взаимодействует с водными растворами галогенов:

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O→ H₂­SO₄ + 8HCl

Сероводород в природе и жизнедеятельности человека

Сероводород входит в состав вулканических газов, природного газа и газов, сопутствующих месторождениям нефти. Много его и в природных минеральных водах, например, в Черном море он залегает на глубине от 150 метров и ниже.

Сероводород применяют :

• в медицине (лечение сероводородными ваннами и минеральными водами);
• в промышленности (получение серы, серной кислоты и сульфидов);
• в аналитической химии (для осаждения сульфидов тяжелых металлов, которые обычно нерастворимы);
• в органическом синтезе (для получения сернистых аналогов органических спиртов (меркаптанов) и тиофена (серосодержащего ароматического углеводорода). Еще одно из недавно появившихся направлений в науке - сероводородная энергетика. Всерьез изучается получение энергии из залежей сероводорода со дна Черного моря.

Природа окислительно-восстановительных реакций серы и водорода

Реакция образования сероводорода является окислительно-восстановительной:

Н₂⁰ + S⁰→ H₂⁺S²⁻

Процесс взаимодействия серы с водородом легко объясняется строением их атомов. Водород занимает первое место в периодической системе, следовательно, заряд его атомного ядра равен (+1), а вокруг ядра атома кружится 1 электрон. Водород с легкостью отдает свой электрон атомам других элементов, превращаясь в положительно заряженный ион водорода - протон:

Н⁰ -1е⁻= Н⁺

Сера находится на шестнадцатой позиции в таблице Менделеева. Значит, заряд ядра ее атома равен (+16), и количество электронов в каждом атоме также 16е⁻. Расположение серы в третьем периоде говорит о том, что ее шестнадцать электронов кружатся вокруг атомного ядра, образуя 3 слоя, на последнем из которых находится 6 валентных электронов. Количество валентных электронов серы соответствует номеру группы VI, в которой она находится в периодической системе.

Итак, сера может отдать все шесть валентных электронов, как в случае образования оксида серы(VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺⁶O₃⁻²

Кроме того, в результате окисления серы, 4е⁻могут быть отданы ее атомом другому элементу с образованием оксида серы(IV):

S⁰ + О2⁰ → S⁺4 O2⁻²

Сера может отдать также два электрона c образованием хлорида серы(II) :

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2⁻

Во всех трех вышеуказанных реакциях сера отдает электроны. Следовательно, она окисляется, но при этом выступает в роли восстановителя для атомов кислорода О и хлора Cl. Однако в случае образования H2S окисление - удел атомов водорода, поскольку именно они теряют электроны, восстанавливая внешний энергетический уровень серы с шести электронов до восьми. В результате этого каждый атом водорода в его молекуле становится протоном:

Н2⁰-2е⁻ → 2Н⁺,

а молекула серы, наоборот, восстанавливаясь, превращается в отрицательно заряженный анион (S⁻²): S⁰ + 2е⁻ → S⁻²

Таким образом, в химической реакции образования сероводорода окислителем выступает именно сера.

С точки зрения проявления серой различных степеней окисления, интересно и еще одно взаимодействие оксида серы(IV) и сероводорода - реакция получения свободной серы:

2H₂⁺S-²+ S⁺⁴О₂-²→ 2H₂⁺O-²+ 3S⁰

Как видно из уравнения реакции, и окислителем, и восстановителем в ней являются ионы серы. Два аниона серы (2-) отдают по два своих электрона атому серы в молекуле оксида серы(II), в результате чего все три атома серы восстанавливаются до свободной серы.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - восстановитель, окисляется;

S⁺⁴ + 4е⁻→ S⁰ - окислитель, восстанавливается.

УРОК № 26

Тема: «Сероводород. Сероводородная кислота и её соли »

Химия: 9 класс

Цели урока:

– Рассмотреть состав, строение и свойства сероводорода.

- Научиться писать уравнения реакций, характеризующие свойства сероводорода и качественные реакции на сульфиды.

– Рассмотреть влияние сероводорода на окружающую среду и здоровье человека.

– Бережное отношение учащихся к окружающей среде и своему здоровью.

- Воспитание умения работать в парах при самоанализе контрольных срезов, тестов .

Тип урока: изучение новой темы.

Оборудование и средства: мультимедийный экран , персональный компьютер , учебник

Ход урока

I Организационный момент (2 мин.)

Приветствие

Здравствуйте, ребята!

II Повторение ранее изученного материала. Проверка домашнего задания

(10 мин.)

Давайте вспомним, что мы изучали на прошлом уроке.

Слайд №1

III Изучение нового материала (30 мин.)

1. Нахождение в природе

Слайд №4

Сероводород достаточно часто встречается в природе.

Сероводород встречается всюду, где происходит разложение и гниение растительных и, особенно, животных останков, под действием микроорганизмов.

Некоторые фотосинтезирующие бактерии, например зеленые серные бактерии, для которых сероводород – питательное вещество, выделяют элементарную серу – продукт окисления сероводорода.

В нашей стране сероводород встречается на Кавказе в серных минеральных источниках. Вблизи Минеральных Вод есть единственный в России и в мире уникальный по химическому составу сероводородный источник, вернувший здоровье многим людям. (Известны курорты г. Пятигорск, Ессентуки

Сероводород встречается в составе вулканических газов.

В растворенном состоянии поддерживается в водах Черного моря.

Влияние сероводорода на организм:

Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Насчитывается множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то прост

Сероводород H2S - при обычных условиях бесцветный газ с неприятным запахом (тухлых яиц), немного тяжелее воздуха. При вдыхании сероводород связывается с гемоглобином крови и препятствует переносу кислорода, поэтому очень ядовит.

Сероводород образуется при гниение белковых продуктов. Он содержится в вулканических газах, постоянно выделяется на дне Чёрного моря и скапливается в нижних слоях воды. Входит в состав некоторых минеральных вод.

В воде сероводород растворяется умеренно - при комнатной температуре в 1 объёме воды растворяется примерно 2,5 объёма сероводорода.

В окислительно-восстановительных реакциях сероводород проявляет сильные восстановительные свойства за счёт атомов серы S−2.

Он легко сгорает в кислороде или на воздухе с образованием серы или оксида серы(IV) :

2H2S+O2=2H2O+2S↓

2H2S+3O2=2H2O+2SO2

Сероводородная кислота

Раствор сероводорода в воде называется сероводородной кислотой . Это слабая двухосновная кислота. Ей характерны общие свойства кислот: H2S+2KOH=K2S+2H2O

Сероводородная кислота вступает в реакции обмена с некоторыми солями, если образуются нерастворимые сульфиды:

H2S+CuCl2=CuS↓+2HCl .

2. Получение сероводорода (см. в учебнике)

Слайд №5

Сероводород получают:

В лабораторных условиях при взаимодействии сульфида железа (II ) с соляной кислотой H 2 SO 4

FeS + H 2 SO 4 = Fe SO 4 + H 2 S

Пропуская водород над расплавленной серой

H 2 + S = H 2 S

Взаимодействие сульфида алюминия с водой (наиболее чистый сероводород)

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

При нагревании смеси парафина и серы

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

Однажды на лекции демонстрировали опыт: плавление серы в пробирке. Вдруг все почувствовали отвратительный запах. Лекция была сорвана. Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки парафина с пробковой крышки склянки, в которой хранился порошок серы. При нагревании этой смеси выделился сероводород.

Если нагрев прекратить, то реакция останавливается и сероводород не выделяется. Этот факт удобно использовать в учебных лабораториях.

А сейчас мы проведем небольшую физкультминутку.

3 Строение сероводорода

Слайд №6

Давайте рассмотрим строение сероводорода (вид химической связи, тип кристаллической решетки).

Вы знаете, что от состав и строения зависят свойства веществ.

Какие физические свойства вы предполагаете, исходя из строения (МКР)?

Это:

Слайд №7

Газ;

С низкой температурой плавления (-82 0 С) и температурой кипения (-60 0 С);

Бесцветный;

С запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом;

Мало растворим в воде (хорошо растворяется в спирте);

(в 1 объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода)

(Этот раствор называют сероводородной водой или сероводородной кислотой)

Тяжелее воздуха;

ЯДОВИТ!

Даже один вдох чистого сероводорода ведет к потере сознания из-за паралича дыхательного центра. Сероводород способен взаимодействовать с ионами железа, входящими в гемоглобин крови.

Химические свойства сероводорода : в сероводороде (Н 2 S ) сера находится в своей низшей степени окисления (-2), а, следовательно, проявляет сильные восстановительные свойства:

1) Н 2 S + O 2 (недостаток) → S + H 2 O Для всех шести схем

2) Н 2 S + O 2 (избыток) → SO 2 + H 2 O составьте электр.баланс

3) Н 2 S + HNO 3(конц.) → S + NO 2 + H 2 O и уравняйте их методом

4) Н 2 S + Cl 2 → S + HCl эл . баланса !

5) Н 2 S + FeCl 3 → FeCl 2 + HCl + S

6) Н 2 S + KMnO 4 + H 2 SO 4 → S + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Сероводородная кислота - это раствор сероводорода в воде. Эта кислота двухосновная, бескислородная, слабая, летучая.

Химические свойства сероводородной кислоты:

а) горит голубоватым пламенем (при температуре 250 0 – 300 0 С)

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

(краткий разбор ОВР)

б) при недостатке кислорода

2 H 2 S + O 2 = 2 S 0 ↓+ 2 H 2 O

(восстановитель)

1) в водном растворе диссоциирует на ионы ступенчато:

(составьте уравнения диссоциации!)

2) взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода:

Н 2 S + Са →

3) взаимодействует с основными оксидами:

Н 2 S + МgО →

4) взаимодействует со щелочами, образуя кислые соли(гидросульфиды) и средние соли (сульфиды): Н 2 S + КОН →

Н 2 S + 2 КОН →

5) взаимодействует с солями (если ↓):

Н 2 S +CuSO 4 →

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (сульфиды) является взаимодействие с растворимыми солями свинца, при этом образуется осадок черного цвета:

Na 2 S + Pb ( NO 3 ) 2 →

Допишите уравнения химических реакций, назовите продукты реакций, для последней (качественной реакции) составьте ионные уравнения!

Диссоциация проходит в две ступени:

I H 2 S → H + + HS - (образуется гидросульфид-ион)

II HS - ↔ H + + S 2- (по второй ступени диссоциация практически не протекает)

Сероводородная кислота образует два ряда солей - средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):

Na2S – сульфид натрия;

CaS – сульфид кальция;

NaHS – гидросульфид натрия;

Ca(HS)2 – гидросульфид кальция.

УХР с основными оксидами и солями записать дома.

Предложите реакция для обнаружения сульфид-аниона S 2-

Проведите лабораторный опыт в подтверждение

Запишите УХР в молекулярном и ионном виде.

Многие сульфиды нерастворимы в воде и окрашены:

- PbS – черный цвет;

- CuS – черный цвет;

- AgS – черный цвет (изделия из серебра при длительном хранении в присутствии сероводорода в воздухе чернеют);

- ZnS – белый цвет;

- MgS – розовый цвет.

Сероводород и сероводородная кислота используются в аналитической химии для осаждения тяжелых металлов.

Давайте вернемся к нашей проблеме.

Полезен или вреден сероводород?

5 Применение сероводорода

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

- В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы.

- В медицине - в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод.

- Сероводород применяют для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов.

- Окрашенные сульфиды служат основой для изготовления красок. Они же используются в аналитической химии.

- Сульфиды калия, стронция и бария используются в кожевенном деле для удаления шерсти со шкур перед их выделкой.

- В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья

Все ли теперь понятно о загадке сероводорода?

Высказывания учащихся

Почему сероводород не накапливается в больших количествах в природе?

(он окисляется кислородом воздуха до серы элементарной)

6 Заключительная часть (3 мин.)

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

Задание №1
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H 2 S →SO 2

Задание №2
Составьте уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так же процессы окисления и восстановления.

Задание №3
Запишите уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца (II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки этой реакции, является ли реакция обратимой?

Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой 200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.

Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии соляной кислоты с 25% - ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?Что нового для себя мы узнали на уроке?

Что практически можно применить в жизни?

Ответы учащихся

Домашнее задание: §11, упр. 2, 3 стр. 34

Главная » Язва » Физические свойства сероводородной кислоты. Сероводородная кислота. Свойства, получение, применение и цена сероводородной кислоты. Соединения серы (II). Сероводород и сульфиды Сероводородная кислота в избытке