DEFINĪCIJA

Sērskābe(sērūdeņradis, monosulfāns) in normāli apstākļi ir bezkrāsaina gāze.

Termiski nestabils. Slikti šķīst aukstā ūdenī. Piesātinātu šķīdumu (0,1 M) sauc par "sērūdeņraža ūdeni", kas, saskaroties ar gaisu, kļūst duļķains. Parāda vājas skābes īpašības. OVR tas ir spēcīgs reducētājs.

Hidrosulfīda skābes ķīmiskā formula

Ķīmiskā formula hidrosulfīda skābe H 2 S. Tas parāda, ka šī molekula satur divus ūdeņraža atomus (Ar = 1 amu) un vienu sēra atomu (Ar = 32 amu). Saskaņā ar ķīmisko formulu jūs varat aprēķināt hidrosulfīda skābes molekulmasu:

Mr(H2S) = 2×Ar(H)+Ar(S);

kungs (H 2 S) \u003d 2 × 1 + 32 = 2 + 32 \u003d 34.

Hidrosulfīda skābes grafiskā (strukturālā) formula

Hidrosulfīda skābes strukturālā (grafiskā) formula ir vizuālāka. Tas parāda, kā atomi ir saistīti viens ar otru molekulas iekšpusē (1. att.).

Rīsi. 1. Sērūdeņraža molekulas struktūra, norādot saites leņķi starp saitēm un ķīmisko saišu garumu.

Jonu formula

Sērskābe ir elektrolīts, t.i. ūdens šķīdumā tas spēj sadalīties jonos saskaņā ar šādu vienādojumu:

H 2 S ↔ 2H + + S 2-.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums	Noteikt molekulārā formula savienojums, kas satur 49,4% kālija, 20,2% sēra, 30,4% skābekļa, ja šī savienojuma relatīvā molekulmasa ir 3,95 reizes lielāka par kalcija relatīvo atommasu.
Risinājums	Apzīmēsim savienojumu veidojošo elementu molu skaitu kā "x" (kālijs), "y" (sērs) un "z" (skābeklis). Tad molārā attiecība izskatīsies šādi (relatīvās vērtības atomu masas paņemts no Periodiskā tabula DI. Mendeļejevs, noapaļots līdz veseliem skaitļiem): x:y:z = ω(K)/Ar(K): ω(S)/Ar(S): ω(O)/Ar(O); x:y:z= 49,4/39: 20,2/32: 30,4/16; x:y:z= 1,3: 0,63:1,9 = 2:1:3. Līdzekļi visvienkāršākā formula kālija, sēra un skābekļa savienojumi izskatīsies kā K 2 SO 3 un molārā masa 158 g/mol. Atrodiet šī savienojuma patieso molāro masu: M viela = Ar (Ca) × 3,95 \u003d 40 × 3,95 = 158 g / mol. Lai atrastu patieso formulu organiskais savienojums atrast iegūto molmasu attiecību: M viela / M(K 2 SO 3) = 158 / 158 = 1. Tātad kālija, sēra un skābekļa savienojuma formulai ir forma K 2 SO 3.
Atbilde	K2SO3

2. PIEMĒRS

Vingrinājums	Vielas sastāvā ir 32,5% nātrija, 22,5% sēra un 45% skābekļa. Izcelt ķīmiskā formula vielas.
Risinājums	Elementa X masas daļu HX sastāva molekulā aprēķina pēc šādas formulas: ω (X) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%. Apzīmēsim savienojumu veidojošo elementu molu skaitu kā "x" (nātrijs), "y" (sērs) un "z" (skābeklis). Tad molārā attiecība izskatīsies šādi (relatīvo atomu masu vērtības, kas ņemtas no D.I. Mendeļejeva periodiskās tabulas, tiks noapaļotas līdz veseliem skaitļiem): x:y:z = ω(Na)/Ar(Na) : ω(S)/Ar(S): ω(O)/Ar(O); x:y:z= 32,5/23: 22,5/32: 45/16; x:y:z= 1,4: 0,7: 2,8 = 2: 1: 4. Tātad nātrija, sēra un skābekļa savienojuma formula izskatīsies kā Na 2 SO 4. Tas ir nātrija sulfāts.
Atbilde	Na2SO4

H 2 S molekulu ķīmiskā struktūra ir līdzīga H 2 O molekulu struktūrai: (leņķa forma)

Bet, atšķirībā no ūdens, H2S molekulām ir zema polaritāte; starp tām neveidojas ūdeņraža saites; molekulu stiprums ir daudz mazāks.

Fizikālās īpašības

Normālā temperatūrā H 2 S ir bezkrāsaina gāze ar ārkārtīgi nepatīkamu, smacējošu sapuvušu olu smaku, ļoti toksiska (koncentrācijā > 3 g / m 3 izraisa letālu saindēšanos). Sērūdeņradis ir smagāks par gaisu, viegli kondensējas bezkrāsainā šķidrumā.H 2 S šķīst ūdenī (normālā temperatūrā 1 litrā H 2 O izšķīst 2,5 litri gāzes).

Sērūdeņradis dabā

H 2 S atrodas vulkāniskās un pazemes gāzēs, sēra avotu ūdenī. Tas veidojas sēru saturošu olbaltumvielu sabrukšanas laikā, kā arī izdalās daudzu mikroorganismu dzīvībai svarīgās aktivitātes laikā.

Kā nokļūt

1. Sintēze no vienkāršām vielām:

S + H 2 \u003d H 2 S

2. Neoksidējošu skābju iedarbība uz metālu sulfīdiem:

FeS + 2HCI \u003d H 2S + FeCl 2

3. Darbības konc. H 2 SO 4 (bez pārpalikuma) pārvērš sārmzemju un sārmzemju Me:

5H2SO4 (konc.) + 8Na \u003d H2S + 4Na2SO4 + 4H2O

4. Tas veidojas dažu sulfīdu neatgriezeniskas hidrolīzes laikā:

AI 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 3H 2 S + 2Al (OH) 3 ↓

H2S ķīmiskās īpašības

H 2 S - spēcīgs reducētājs

H 2 S mijiedarbība ar oksidētājiem izraisa dažādu vielu veidošanos (S, SO 2, H 2 SO 4),

Reakcijas ar vienkāršām oksidējošām vielām

Gaisa skābekļa oksidēšana

2H 2S + 3O 2 (pārmērīgs) \u003d 2SO 2 + 2H 2 O

2H 2 S + O 2 (deficīts) \u003d 2S ↓ + 2H 2 O

Oksidēšana ar halogēniem:

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr

Reakcijas ar oksidējošām skābēm (HNO 3 , H 2 SO 4 (konc.).

3H2S + 8HNO3 (razb.) \u003d 3H2SO4 + 8NO + 4H2O

H 2 S + 8HNO 3 (konc.) \u003d H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 (konc.) \u003d S ↓ + SO 2 + 2H 2 O

Reakcijas ar sāļiem - oksidētājiem

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

5H2S + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5SO2 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 14H2O

H 2S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl

H2S ūdens šķīdumam piemīt vājas skābes īpašības

Hidrosulfīda skābe H 2 S 2-bāziskā skābe disociējas pa posmiem

1. posms: H 2 S → H + + HS -

2. posms: HS - → H + + S 2-

H 2 S ūdens šķīdumā raksturo reakcijas, kas raksturīgas skābju klasei, kurās tā uzvedas kā vāja skābe. Mijiedarbojas:

a) ar aktīviem metāliem

H 2 S + Mg \u003d H 2 + MgS

b) ar mazaktīviem metāliem (Ag, Cu, Hg) oksidētāju klātbūtnē

2H 2S + 4Ag + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O

c) ar bāzes oksīdiem

H 2 S + BaO \u003d BaS + H 2 O

d) ar sārmiem

H 2 S + NaOH (trūkums) = NaHS + H 2 O

e) ar amonjaku

H 2 S + 2 NH 3 (pārmērīgs) = (NH 4) 2 S

H 2 S reakciju ar stipru skābju sāļiem iezīmes

Neskatoties uz to, ka hidrosulfīda skābe ir ļoti vāja, tā reaģē ar dažiem stipru skābju sāļiem, piemēram:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

Reakcijas notiek gadījumos, kad iegūtais Me sulfīds nešķīst ne tikai ūdenī, bet arī stiprās skābēs.

Kvalitatīva reakcija uz sulfīda anjonu

Viena no šīm reakcijām tiek izmantota, lai noteiktu S2-anjonus un sērūdeņradi:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS ↓ melnas nogulsnes.

Gāzveida H 2 S nosaka, izmantojot mitru papīru, kas samērcēts Pb(NO 3) 2 šķīdumā, kas H 2 S klātbūtnē kļūst melns.

Sulfīdi

Sulfīdi ir bināri sēra savienojumi, kuros ir mazāk EO elementu, tostarp daži nemetāli (C, Si, P, As utt.).

Metālu sulfīdiem ir vislielākā nozīme, jo daudzi no tiem ir dabiski savienojumi un tiek izmantoti kā izejvielas brīvo metālu, sēra un sēra dioksīda ražošanai.

Šķīstošo sulfīdu atgriezeniskā hidrolīze

Alkaline Me un amonija sulfīdi labi šķīst ūdenī, bet ūdens šķīdumā tie ļoti lielā mērā tiek hidrolizēti:

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

Tāpēc sulfīdu šķīdumiem ir stipri sārmaina reakcija

Sārmzemju sulfīdi Me un Mg, mijiedarbojoties ar ūdeni, tiek pilnībā hidrolizēti un pārvēršas par šķīstošiem skābju sāļiem - hidrosulfīdiem:

2CaS + 2HOH \u003d Ca (HS) 2 + Ca (OH) 2

Sildot sulfīdu šķīdumus, hidrolīze notiek arī 2. posmā:

HS - + H 2 O → H 2 S + OH -

Neatgriezeniska sulfīdu hidrolīze

Dažu metālu sulfīdi tiek pakļauti neatgriezeniskai hidrolīzei un pilnībā sadalās ūdens šķīdumos, piemēram:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 3H 2 S + 2AI (OH) 3 ↓

Cr 2 S 3, Fe 2 S 3 sadalās līdzīgi

Nešķīstoši sulfīdi

Lielākā daļa sulfīdu smagie metāli Tie praktiski nešķīst ūdenī un tāpēc netiek pakļauti hidrolīzei. Daži no tiem izšķīst spēcīgu skābju iedarbībā, piemēram:

FeS + 2HCI \u003d FeCl 2 + H 2 S

ZnS + 2HCI \u003d ZnCl 2 + H 2S

Sulfīdi Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS nešķīst ne tikai ūdenī, bet arī daudzās skābēs.

Sulfīdu oksidatīvā grauzdēšana

Sulfīdu oksidēšana ar atmosfēras skābekli augstā temperatūrā ir svarīgs sulfīdu izejvielu apstrādes posms. Piemēri:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Sulfīdu iegūšanas metodes

1. Vienkāršu vielu tieša savienošana:

2. H 2 S mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem:

H 2 S + 2NaOH \u003d 2H 2 O + Na 2 S nātrija sulfīds

H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS nātrija hidrosulfīds

3. H 2 S vai (NH 4) 2 S mijiedarbība ar sāls šķīdumiem:

H 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

H 2S + 2AgNO 3 \u003d Ag2S ↓ + 2HNO 3

4. Sulfātu atgūšana, kalcinējot ar akmeņoglēm:

Na 2 SO 4 + 4C \u003d Na 2 S + 4CO

Šo procesu izmanto sārmu un sārmzemju metālu sulfīdu ražošanai.

Sērūdeņradis - H2S - bezkrāsaina gāze ar asu puvušu olu smaku. Slikti šķīst ūdenī Toksisks. Sērūdeņraža molekulai ir leņķa forma. Molekula ir polāra. Tā kā sērūdeņradis neveido spēcīgas ūdeņraža saites, normāli apstākļi sērūdeņradis ir gāze.Ūdens šķīdumā sērūdeņradis veido vāju sērūdeņražskābi.

Kvīts

Spēcīgo skābju pārvietošana no sāļiem:

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S (Kipp aparāts)

Sērūdeņraža reakcijas: oksidējas ar atmosfēras skābekli līdz sēram vai sēra dioksīdam

2H2S + O2 = 2S(SO2) + 2H2O

Sērskābe - vāja, divbāziska

Sērskābe

Nešķīstošos hidrosulfīda skābes sāļus (sulfīdus) iegūst, sēram mijiedarbojoties ar metāliem vai apmaiņas reakcijās starp sāls šķīdumiem:

Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4

K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl

Šķīstošos sulfīdus veido sārmi un sārmzemju metāli. Tos var iegūt, mijiedarbojoties skābes šķīdumiem ar metāliem vai sārmiem. Šajā gadījumā atkarībā no molārās attiecības starp izejvielām var veidoties gan skābie (hidrosulfīdi), gan vidējie sāļi.

H2S + NaOH = NaHS + H2O (ar sārmu trūkumu)

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (sārmu pārpalikumā)

Dažus sulfīdus (CuS, HgS, Ag2S, PbS) nesadala stipru skābju šķīdumi. Tāpēc hidrosulfīda skābe var izspiesties stipras skābes no to sāļu ūdens šķīdumiem, ko veido šie metāli:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl

Sērskābe gaisā lēnām oksidējas ar skābekli, atbrīvojot sēru:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Tāpēc laika gaitā H2S risinājumi uzglabāšanas laikā kļūst duļķaini.

Sārmzemju metālu sulfīdi ūdens šķīdumā pirmajā posmā ir gandrīz 100% hidrolizēti un pastāv šķīstošu skābju sāļu veidā:

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2

Dažu metālu (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) sulfīdi tiek pilnībā hidrolizēti H2O:

Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3 H2S

Lielākā daļa smago metālu sulfīdu ļoti slikti šķīst ūdenī.

50) Fosfors. Fosfora allotropās modifikācijas……

Fosfors ir augu un dzīvnieku olbaltumvielu neatņemama sastāvdaļa. Augos fosfors koncentrējas sēklās, dzīvniekiem - nervu audos, muskuļos un skeletā. Cilvēka organismā ir aptuveni 1,5 kg fosfora: 1,4 kg - kaulos,

130 g - muskuļos un 13 g nervu audos. Dabā fosfors ir sastopams saistītā veidā.

Svarīgākie minerāli:

apatīts Ca5(PO4)3F un fosforīts Ca3(PO4)2.

Fosforu var iegūt, karsējot fosforīta maisījumu,

ogles un smiltis īpašā krāsnī:

Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 2P + 3CaSiO3 + 5CO

Fosfīns ir indīga ķiploku smaržojoša gāze, ko var iegūt no cinka fosfīda, iedarbojoties ar skābēm vai ūdeni:

Zn3P2 + 6HCl → 2PH3 + 3ZnCl2

Fosfīna galvenās īpašības ir vājākas nekā amonjaka īpašības:

PH3 + HCl → PH4Cl

Fosfonija sāļi ūdens šķīdumos ir nestabili:

PH4 + H2O → PH3 + H3O

Fosfīnam ir reducējoša (zemākā fosfora oksidācijas pakāpe), apdegumi gaisā:

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

Fosfīns ir bezkrāsaina indīga gāze ar sapuvušu zivju smaku. Gaisā pašaizdegas

2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О

Nedaudz šķīst ūdenī un, atšķirībā no NH3, ar to nereaģē.

Ar ļoti stiprām un bezskābekļa skābēm tas veido fosfonija sāļus līdzīgi kā amonjaks.

PH3 + HI= PH4I

fosfonija jodīds

Difosfīns (analogs hidrazīnam) (P2H4) - ir šķidrums,

pašaizdegšanās gaisā.

Iegūšana: no fosfāta iežiem, sapludinot ar oglekli un silīcija oksīdu

Ca3(PO4)2 + C +SiO2 → P4 + CaSiO3 + CO

No Ca fosfāta temperatūrā virs 1500°C: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO

Ķīmiskās īpašības: P + O2 = P2O3; P + O2 = P2O5; P + S = P2S3; P + Cl2 = PCl3; P + H2 neiet

Allotropās modifikācijas: Baltais fosfors ir spēcīga inde, pat nelielās devās tas ir nāvējošs. Cietā stāvoklī to iegūst, ātri atdzesējot fosfora tvaikus. Tīrā veidā tas ir pilnīgi bezkrāsains, caurspīdīgs, izskats līdzīgs vaskam: trausls aukstumā, temperatūrā virs 15 ° C - mīksts, viegli sagriežams ar nazi.

Sarkanais fosfors ir sarkanbrūns pulveris, netoksisks, negaistošs, nešķīst ūdenī un daudzos organiskos šķīdinātājos un oglekļa disulfīdā; gaisā neaizdegas un tumsā nespīd. Tas aizdegas tikai uzkarsējot līdz 260 °C. Ar spēcīgu karsēšanu, bez piekļuves gaisam, bez kušanas (apejot šķidro stāvokli), tas iztvaiko - sublimējas. Atdzesējot, tas pārvēršas baltajā fosforā.

Melno fosforu iegūst, spēcīgi karsējot un augstā spiedienā balto fosforu. Melnais fosfors ir smagāks par citām modifikācijām. To lieto ļoti reti - kā pusvadītāju gallija un indija fosfāta sastāvā metalurģijā.

Reaģē ar skābēm P + HNO3 = HPO4 + NO + H2O; P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O

Reaģē ar sārmiem P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3

H2S ūdens šķīdumu (sērūdeņražskābes formula) citādi sauc par sērūdeņraža ūdeni vai sērūdeņražskābi. Šī ir viena no vājākajām minerālskābēm (rādītāji tajā nemaina to krāsu), tā sadalās 2 posmos:

H 2 S -- H + + HS - K 1 dis. ≈ 6 ∙ 10 -8

HS - -- H + + S 2- K 2 dis. ≈ 1 ∙ 10 -14

Hidrosulfīda skābes šķīdumi ir atšķaidīti, to maksimālā molārā koncentrācija 20 ° C temperatūrā un atmosfēras spiedienā nepārsniedz 0,12 mol / l, un disociācijas pakāpe pirmajā posmā ir ~ 0,011%.

Sērskābe var reaģēt ar metāliem spriegumu diapazonā līdz H 2, uzrādot oksidējošas īpašības H + jonu dēļ. Bet šādas reakcijas normālos apstākļos norit ļoti lēni, jo šķīdumā un galvenokārt uz metāla virsmas ir zema H+ jonu koncentrācija, jo lielākā daļa hidrosulfīda skābes sāļu nešķīst ūdenī. Tāpat H 2 S reaģē ar metālu oksīdiem, nešķīstošiem hidroksīdiem.

Nešķīstošās vides sērūdeņražskābes sāļi(sulfīdus) iegūst, sēram mijiedarbojoties ar metāliem vai apmaiņas reakcijās starp sāls šķīdumiem:

Na 2 S + CuSO 4 \u003d CuS ↓ + Na 2 SO 4

K 2 S + FeCl 2 \u003d FeS ↓ + 2KCl

Šķīstošs sulfīdi ko veido sārmu un sārmzemju metāli. Tos var iegūt, mijiedarbojoties skābes šķīdumiem ar metāliem vai sārmiem. Šajā gadījumā atkarībā no molārās attiecības starp izejvielām var veidoties gan skābie (hidrosulfīdi), gan vidējie sāļi.

H 2 S + NaOH \u003d NaHS + H 2 O (ar sārmu trūkumu)

H 2 S + 2NaOH \u003d Na 2 S + 2H 2 O (sārma pārpalikumā)

Ūdens šķīdumos vidējie sāļi tiek stipri hidrolizēti:

Na 2 S + HOH -- NaHS + NaOH

S 2- + HOH - HS - + OH -

tāpēc to šķīdumiem ir sārmaina reakcija.

Sārmzemju metālu sulfīdi ūdens šķīdumā pirmajā posmā ir gandrīz 100% hidrolizēti un pastāv šķīstošu skābju sāļu veidā:

2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2

Dažu metālu (Al 2 S 3, Fe 2 S 3, Cr 2 S 3) sulfīdi ūdenī tiek pilnībā hidrolizēti:

Al 2 S 3 + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3 H 2 S

Lielākā daļa smago metālu sulfīdu ļoti slikti šķīst ūdenī.

Dažus sulfīdus (CuS, HgS, Ag 2 S, PbS) nesadala stipru skābju šķīdumi. Tāpēc hidrosulfīda skābe var izspiest stiprās skābes no to sāļu ūdens šķīdumiem, ko veido šie metāli:

CuSO 4 + H 2 S \u003d CuS ↓ + H 2 SO 4

HgCl 2 + H 2 S \u003d HgS ↓ + 2HCl

Sērskābe gaisā lēnām oksidējas ar skābekli, atbrīvojot sēru:

2H 2S + O 2 \u003d 2S ↓ + 2H 2 O

Tāpēc laika gaitā H 2 S šķīdumi uzglabāšanas laikā kļūst duļķaini.

Pateicoties šai reakcijai, sērūdeņradis neuzkrājas Melnās jūras ūdens augšējos slāņos, kas satur daudz izšķīdušā skābekļa.

Hidrosulfīda skābe, tāpat kā sērūdeņradis, ir spēcīgs reducētājs, un to oksidē tie paši oksidētāji kā H 2 S, veidojot līdzīgus produktus.

Smago metālu sulfīdiem ir dažādas spilgtas krāsas, un tos izmanto krāsošanā izmantojamo minerālkrāsu iegūšanai.

Svarīga sulfīdu īpašība ir to oksidēšanās ar skābekli grauzdēšanas laikā. Šo reakciju izmanto metalurģijā, lai iegūtu krāsainos metālus no sulfīdu rūdām:

2CuS + 3O 2 - 2CuO + 2SO 2

Aktīvo metālu sulfīdu apdedzināšanas laikā iegūtais SO 2 un metāla oksīds var reaģēt viens ar otru, veidojot sērskābes sāļus.

DAĻA UN

VISPĀRĒJĀ ĶĪMIJA

ELEMENTU ĶĪMIJA

SKĀBEKLIS. SĒRS

Ūdeņraža sulfīds

Sērūdeņraža molekula sastāv no sēra atoma un diviem ūdeņraža atomiem, kas savienoti ar polāro kovalento saiti. Leņķis starp saitēm

SH vienāds ar 91°. Sērūdeņraža molekula ir polāra.

Ūdeņraža sulfīds - dabiska sastāvdaļa vulkāniskās un dabas gāzes. Daži minerālūdeņi satur izšķīdušu sērūdeņradi, kas tiem piešķir ārstnieciskas īpašības. Sērūdeņradis veidojas produktu, kas satur olbaltumvielas, sabrukšanas rezultātā. Melnajā jūrā vairāk nekā 40 metru dziļumā dzīvības nav, jo ūdeņi ir piesātināti ar sērūdeņradi.

Sērūdeņraža fizikālās īpašības

Sērūdeņradis ir bezkrāsaina gāze ar sapuvušu olu smaku. 1 tilpumā ūdens izšķīst 3 tilpumi sērūdeņraža un veidojas aptuveni 0,1 molārais šķīdums. Sērūdeņraža kušanas temperatūra ir -83 ° C, un viršanas temperatūra ir -61 ° C. Sērūdeņradis ietekmē nervu sistēma persona, tāpēc ir nepieciešams strādāt ar viņu zem velkmes pārsega.

Ķīmiskās īpašībasŪdeņraža sulfīds

Sērūdeņradis ir savienojums, kura struktūra ir līdzīga ūdens molekulai, bet salīdzinājumā ar to ir mazāk stabila. Karsējot līdz augstām temperatūrām, sērūdeņradis sadalās atbilstoši reakcijai:

Degšana var notikt divos dažādi virzieni. Pārsniedzot skābekli, veidojas ūdens un sērs (Un

V) oksīds:

Skābekļa trūkuma dēļ notiek nepilnīga sērūdeņraža sadegšana. Šo procesu izmanto sēra iegūšanai rūpnieciskā mērogā no gāzēm, kas veidojas rūdu apdedzināšanas laikā:

Broms un jods reducē sērūdeņradi par vienkāršu sēra vielu:

Sērūdeņradis reaģē ar heksafluorsēru paaugstinātā temperatūrā:

Sērūdeņraža šķīdināšanas gadījumā ūdenī veidojas vāja divbāziska sulfīda skābe (K a 1 \u003d 10 - 7, K a 2 \u003d 1,2 ∙ 10 - 13):

Vidējos sulfīda skābes sāļus sauc par sulfīdiem (piemēram, K2S ir kālija sulfīds. Zināmi arī atbilstošās skābes skābie sāļi - sērūdeņradis(KHS - kālija sērūdeņradis). Tā kā sulfīda skābe ir diezgan vāja skābe, sulfīdu un sērūdeņraža šķīdumi tiek hidrolizēti ar anjonu, un attiecīgi šķīduma vide ir bāziska:

Sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi šķīst ūdenī, bet citi sulfīdi ir nešķīstoši. Daudziem sulfīda skābes sāļiem ir raksturīga krāsa: HgS - sarkans, Sb 2 S 3 - oranžs, CdS - dzeltens, MnS - rozā, CuS - melns.

Sērūdeņraža ražošana un izmantošana

Sērūdeņradi parasti iegūst, minerālskābēm iedarbojoties uz metālu sulfīdiem:

Sērūdeņradi var iegūt arī no vienkāršām vielām.

Sērūdeņradi izmanto katjonu kvalitatīvajā analīzē atbilstoši sulfīdu klasifikācijai. Viņš arī spēlē svarīga loma sērskābes ražošanas laikā.

Kvalitatīva reakcija uz sērūdeņradi i sulfīda jons

Lai noteiktu sulfīda jonus šķīdumā, testa šķīdumam pievieno jebkuru šķīstošo svina sāli (visbiežāk acetātu P b (CH 3 SOO) 2 vai nitrātu Pb(NO3) 2). Ja pēc pievienošanas šķīdumā parādās melnas nogulsnes, tad testa paraugā bija sulfīda joni:

Ja saka, ka viņš ir vājš, tad ir atnākusi slimība vai bads, kopumā nelaime. Ķīmijā lietas ir savādākas. Apsveriet vāju sērūdeņradi. Tā ir vāja nevis tāpēc, ka ir gatava izjukt, iet bojā, bet, gluži otrādi, nevēlēšanās atdalīties dēļ.

Tas ir nosaukums, kas dots šķīdināšanas procesam ūdenī, sadalīšanai hidronija jonos un anjonos. Sērūdeņradis disocē tikai par 0,011%, turklāt divos posmos. Pirmajā no tiem sadalīšanās pakāpe nepārsniedz 0,005%.

Tātad, tas ir diezgan izturīgs, "tur triecienu". Tomēr tas ir pēc cilvēka standartiem. Ķīmijā lietas ir savādākas. Ienirsimies tās pasaulē, turpinot pētīt sērūdeņraža īpašības.

Hidrosulfīda skābes īpašības

Varones noturība ir relatīva. Nevēloties pilnībā izšķīst ūdenī, savienojums skābekļa iedarbībā sadalās. Tas oksidējas hidrosulfīda skābe. Formula tas izskatās šādi: - H 2 S. H tajā -, S -. Tātad pēdējais oksidācijas laikā “izlaužas” no formulas. Savienojums pārtrūkst.

Patiesībā, hidrosulfīda skābe ir ūdens šķīdums gāze. Sērūdeņradis ir pazīstams ar savu sapuvušu olu smaržu un toksicitāti. viela nav. Nav neviena rādītāja dokumenta, kas ir bijis sērūdeņražskābe. Īpašums tas ir vēl viens norāde uz savienojuma vājumu. Spēcīgas krāsas lakmuss toņos.

Hidrosulfīda skābes raksturojums tiek samazināts ne tikai līdz lēnai šķīšanai ūdenī. Arī citas reakcijas ar raksta varoni pāriet lēnām. Attiecībā uz cilvēka raksturu tas drīzāk ir slinkums, nevis vājums.

Ar metāliem, piemēram, sērūdeņraža šķīdums reaģē negribīgi. Izskaidrojums tam ir zemā pozitīvo ūdeņraža jonu koncentrācija. To trūkums ir saistīts ar zemu disociācijas pakāpi.

No metāliem raksta varone mijiedarbojas tikai ar tiem, kas ir līdz H 2 sprieguma sērijā. Šādi elementi spēj izspiest ūdeņradi no šķīduma. Mijiedarbība var izraisīt veidošanos sērūdeņražskābes sāļi.

Tas pilnībā nešķīst ūdenī. Atbilde attiecas uz sulfīdiem. Šis ir viens no veidiem, kas veidojas, piedaloties sērūdeņraža savienojumam. Otrais veids ir hidrosulfīdi. Tie veidojas reakcijas laikā ar sārmiem un sārmzemēm, šķīst.

Mijiedarbojoties ar sārmzemju metāliem, sērūdeņradis reaģē ar sārmiem. Raksta varone darbojas kā reduktors, tas ir, viņa atdod elektronus. Izrādās, ka savienojuma īpašības ir raksturīgas vājam tipam.

Otrs ir neskaidrs. Tā kā raksta varone ir indīga sērūdeņraža šķīdums, tā ir tikai salīdzinoši bīstama. Sākotnējās vielas zemās koncentrācijas dēļ tas kļūst par zālēm. Kur un kā tas tiek izmantots, mēs pastāstīsim nākamajā nodaļā.

Hidrosulfīda skābes izmantošana

Hidrosulfīda skābes disociācija līdz piesātinājuma šķīdumam procenta tūkstošdaļās ļauj izmantot savienojumu medicīniskiem nolūkiem. Tie, kā likums, tiek organizēti vietās, kur izplūst sērūdeņradi saturoši gruntsūdeņi. Sapuvušu olu smaka tiek pieļauta, lai atbrīvotos no ādas slimībām, atjaunotu sistēmu un ārstētu bezmiegu.

Sērūdeņraža vannas uzlabo asinsriti, kas nozīmē, ka tām ir labvēlīga ietekme uz visu ķermeni. Ātrāk pārvietojoties pa traukiem, asinis nesastingst, ātrāk piegādā orgānus ar tiem nepieciešamajiem elementiem. Vielmaiņa tiek paātrināta, izraisot toksīnu attīrīšanu. Par vispārējo atjaunošanās efektu.

"Uz sejas", ko izmanto tieša nozīme. Liftinga procedūrām kosmetologi izmanto sērūdeņraža šķīdumu. Papildus pievilkšanai jūs varat atbrīvoties no celulīta un pinnēm. Šķīduma vietējai lietošanai ir mazāk kontrindikāciju nekā vannām.

Ārsti ievēro, ka sērūdeņraža vannas netiek ņemtas mājās un vispār iekštelpās. No ūdens izplūstošo tvaiku koncentrācija var pārsniegt pieļaujamās vērtības.

Sanatorijās baseinus cenšas izvietot brīvā dabā. Karstie avoti. Tāpēc peldēties tajās ir patīkami arī ziemā. Ir vairāki sērūdeņraža kūrorti, piemēram, netālu no Severobaikalskas pilsētas.

Viesus uzraugošie ārsti raksta varoni iesaka arī kā līdzekli pret uroģenitālās sistēmas slimībām. Tiesa, procedūras grūtniecēm un laktācijas periodā ir kontrindicētas. Bet tiem, kas vēlas kļūt par vecākiem, sērūdeņraža vannas nenāks par ļaunu.

Valsts rietumos gar Melnās jūras šelfu veidojas sērūdeņradis. Tiesa, tur savienojums veidojas apmēram 150 metru dziļumā, izceļoties kā burbuļi seklā ūdenī.

Ja pagaidu procedūras gāzes atmosfērā ir pieņemamas, ilgstoša sērūdeņraža ieelpošana noved pie smaržas spējas izzušanas. Tas ir ožas nerva paralīzes rezultāts.

Kā atpazīt sērūdeņradi gaisā zemā koncentrācijā, ja nav acīmredzamas smakas? Tikai palīdzēs. Viņa arī ir indīga, bet citādi nekā. Slapjš reaģentā. Atmosfērā, kurā sērūdeņraža saturs ir vismaz 0,0000001%, loksne tiks pārklāta ar ziedēšanu.

Hidrosulfīda skābes iegūšana

Tā kā tas ir sērūdeņraža šķīdums, ir vērts padomāt, kā to iegūt. Populārs lietošanas veids un sulfīds. Kā pēdējais tiek ņemti dabīgie minerāli. Planētas zarnās ir vairāki sulfīdi. Slavenākais, iespējams. Tās formula: - FeS 2 .

Reakcija starp sulfīdu un vardarbīgu, ar aktīvu gāzes izdalīšanos. Attiecīgi mijiedarbība tiek veikta izolētās telpās, izmantojot aizsargapģērbu un apģērbu.

Rūpnieki bieži iet citu ceļu. Sērūdeņradis ir daudzu nozaru blakusprodukts. Atliek tikai iegūt vielu no rūpnieciskajām gāzēm, kuru attīrīšana jebkurā gadījumā ir uzņēmumu tieša atbildība.

Pēc tam sērūdeņradi izšķīdina ūdenī. Šķidrums tiek uzkarsēts. Tas padara disociāciju veiksmīgāku. Raksta varone ir gatava lietošanai vai pārdošanai. Noskaidrosim cenas.

Sērskābes cena

Tā kā ikdienā raksta varone nepieciešama tikai ūdens procedūrām, tad savienojuma pārdošanas forma tiek reducēta uz sērūdeņraža vannām. Piemērs: - Nozīmē "Matsesta". To pārdod aptiekās, tāpat kā citas grupas zāles.

"Matsesta" pārdod iepakojumos, pievieno vannai ar ūdeni, kura temperatūra ir 37-38 grādi pēc Celsija. Zāles rūpīgi maisa un iegremdē 5-15 minūtes. Prieks maksā apmēram 300 par iepakojumu, tas ir, viena procedūra.

Neviens neatcēla piezīmi par sērūdeņraža vannas uzņemšanas bīstamību mājās. Bet ražotāji tiek pārapdrošināti, izvēloties optimālo, drošu koncentrāciju. Ar viņu nepiesakieties 15 minūtes.

Laboratorijas vajadzībām un rūpnieciskai ražošanai nav jēgas maksāt par ūdeni ar minimālu sērūdeņraža proporciju. Ērtāk ir organizēt sašķidrinātās gāzes piegādi balonos un izdarīt pats. Prece ir specifiska, pieprasījums ierobežots. Tāpēc piedāvājumu ir maz, un gāzes baloniem, kā likums, tas ir runājams.

II IEDAĻA. NEORGANISKĀ ĶĪMIJA

9.3. ElementiCAURgrupas

9.3.7. Sērūdeņradis (sērūdeņradis). Sērūdeņraža (sulfīda) skābe. Sulfīdi 2

Sērūdeņradis un sērūdeņražskābe Sērūdeņradis vai sērūdeņradis H 2 S , ir gaistošs sēra un ūdeņraža savienojums. Sērūdeņraža molekulā sēra atoms veido divus kovalentus polārās saites ar diviem ūdeņraža atomiem. Saites leņķis ir 92,1°. Risinājums H2S ūdenī sauc par sērūdeņradi.

Sērūdeņraža izplatība dabā

Dabā sērūdeņradis ir sastopams dabisko un vulkānisko gāzu sastāvā, ir atrodams dažu minerālavotu ūdenī, kā arī veidojas organisko vielu (augu un dzīvnieku atlieku) sadalīšanās laikā, un tāpēc ir atrodams nelielos daudzumos. gaisā.

Melnās jūras dzīlēs uzkrājas milzīgas sērūdeņraža rezerves: tā slānis sākas no 150-200 m dziļuma un sasniedz dibenu (maksimālais dziļums - 2210 m). Sērūdeņraža koncentrācija 150 m dziļumā - 0,19 mg/l jūras ūdens, 200 m dziļumā - 0,83 mg / l, un 2000 m dziļumā tas sasniedz 9,60 mg / l. Tādējādi, izņemot dažus specifiskus mikroorganismus, dzīvu būtņu gandrīz nav.

Sērūdeņraža fizikālās īpašības un fizioloģiskā darbība

Sērūdeņradis - bezkrāsaina gāze ar asu nepatīkamu sapuvušu olu smaku - ūdens izšķīdina līdz 2,5 litriem H 2 S. Sērūdeņradis ir ļoti toksisks. 0,1% tilpuma frakcijas klātbūtne gaisā izraisa saindēšanos. Sērūdeņradis saista hemoglobīnu, veidojot ar jonu Fe2+ , kas ir tā sastāvdaļa, maza izmēra savienojums - dzelzs (II) sulfīds.

Sērūdeņraža ekstrakcija

Laboratorijā sērūdeņraža ekstrahēšanai izmanto reakciju starp metāla elementa sulfīdu un perhlorskābi vai atšķaidītu sērskābi:

Rūpniecībā sērūdeņradi ražo, laižot ūdeņradi virs izkausētā sēra:

Sērūdeņraža un sulfīdskābes ķīmiskās īpašības

Ūdeņraža sulfīds

1. Sērūdeņradis deg ar zilganu liesmu:

Ar skābekļa trūkumu veidojas sērs:

2. Sērūdeņradis tiek klasificēts kā spēcīgs reducētājs – to var oksidēt līdz sēram, sēram (I V ) oksīds vai sērskābe:

3. Sērūdeņradis mijiedarbojas ar oksidējošām skābēm:

4. Reaģē gan ar spēcīgiem, gan ar vājiem oksidētājiem:

Sērūdeņraža izmantošana

1. Ķīmiskajā rūpniecībā sērskābes, elementārā sēra, sulfīdu ražošanai.

2. Sēru saturošu vielu (tiolu) organiskajā sintēzē 3).

3. Kā reaģents iekšā analītiskā ķīmija smago metālu elementu (Ag +, Pb 2+, С u 2+) jonu noteikšanai.

4. Nākotnē Melnajā jūrā esošās milzu sērūdeņraža rezerves ir iespējams izmantot sērūdeņraža enerģijas un ķīmiskās rūpniecības vajadzībām.

5. Medicīnā dabiskie avoti un mākslīgās vannas, kas satur sērūdeņradi, tiek izmantotas ādas slimību apkarošanai.

Sulfonskābe

Sērūdeņraža šķīdums ūdenī ir sērūdeņraža ūdens, vai sērūdeņraža (sulfīda) skābe ir vāja divvērtīgā skābe. Tas ir vājāks par sulfītskābi H 2 SO 3 . Tas disociējas divos posmos (pēc II pakāpes - nelielā mērā):

Sulfonskābes eksponāti vispārīgas īpašības skābes. Reaģē ar bāzes oksīdiem, bāzēm, veidojot vidējus un skābus sāļus, kā arī ar dažiem sāļiem un metāliem:

Sērskābes sāļi

Sērskābe veido divas sāļu sērijas: vidēju - sulfīdus (K 2 S, CaS) - un skābos - Ūdeņraža sulfīds(KHS, Ca(HS ) 2). Ūdenī šķīstošie sārmu un sārmzemju metālu elementu sulfīdi, kā arī amonija sulfīds(NH4)2S. Dažiem sulfīdiem ir raksturīga krāsa: melna - PbS un CuS, dzeltens - CdS, balts - ZnS, MgS, rozā - MnS.

Sulfīdu ķīmiskās īpašības

1. Ūdenī šķīstošie sulfīdi lēnām hidrolizējas, tas ir, tos sadala ūdens:

Pilnīgas hidrolīzes rezultātā šķīdumā dažus sulfīdus nevar iegūt:

2. Sulfīdi reaģē ar dažiem citiem sāļiem:

Šīs divas reakcijas ir kvalitatīvas, lai noteiktu sulfīda jonu S 2- , jo tiek novērota raksturīgu melnu nogulsnes veidošanās - CuS un PbS.

3. Sulfīdus sadala spēcīgas skābes:

4. Sulfīdiem, mijiedarbojoties ar oksidētājiem, ir reducējošas īpašības:

______________________________________________________________

1 Reakciju izmanto izlijušā dzīvsudraba saistīšanai (demerkurizācija). Grīdas laukums, kur ir saplīsis dzīvsudraba termometrs, jāpārkaisa ar sēra pulveri. Cinnabar ir neindīgs savienojums. Tas neiztvaiko (istabas temperatūrā) un to var viegli savākt.

2 Polisulfīdi - sēra savienojumi ar vispārīgo formulu X 2 S n , kuras struktūra satur atomu ķēdes - S-S(n-2)-S - kur atkarībā no komponenta X, n var atšķirties: ūdeņraža polisulfīdos H2Sn (eļļains šķidrums atkarībā no sēra satura no dzeltenas līdz sarkanai) n svārstās no 2 līdz 23, amonija polisulfīdos ( NH 4) 2 S n - 2 līdz 9, sārmu metāli Es 2 S n - no 2 līdz 8. Tos izmanto ādas rūpniecībā, lai noņemtu matus no ādas), krāsvielu, polisulfīda gumijas ražošanā, analītiskajā ķīmijā.

3 Tioliem (vai merkaptāniem) ir spēcīga nepatīkama smaka. Jo īpaši egantiol C2H5SH pievieno dabasgāzei (metāns ir bez smaržas), pirms tas nonāk sadzīves gāzes vadā, lai noteiktu gāzes noplūdi no sistēmas.