Fizikālās īpašības

Gāze, bezkrāsaina, ar puvušu olu smaržu, indīga, šķīst ūdenī (1 V H 2 O izšķīdina 3 V H 2 S pie nr.); t °pl. = -86°C; t °b. = -60°C.

Sērūdeņraža ietekme uz ķermeni:

Sērūdeņradis ne tikai slikti smaržo, bet arī ir ārkārtīgi toksisks. Kad šī gāze tiek ieelpota lielos daudzumos, ātri notiek elpošanas nervu paralīze, un tad cilvēks pārstāj smirdēt - tas ir sērūdeņraža nāves briesmas.

Ir daudz saindēšanās gadījumu ar kaitīgām gāzēm, kad upuri bija strādnieki, kas remontēja cauruļvadus. Šī gāze ir smagāka, tāpēc uzkrājas bedrēs un akās, no kurām nav tik viegli ātri tikt ārā.

Kvīts

1) H 2 + S → H 2 S (pie t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S

Ķīmiskās īpašības

1) Risinājums H 2 S ūdenī tā ir vāja divvērtīgā skābe.

Disociācija notiek divos posmos:

H 2 S → H + + HS - (pirmajā posmā veidojas hidrosulfīda jons)

HS - → 2 H + + S 2- (otrais posms)

Sērūdeņražskābe veido divas sāļu sērijas - vidēju (sulfīdus) un skābos (hidrosulfīdus):

Na 2 S- nātrija sulfīds;

CaS- kalcija sulfīds;

NaHS- nātrija hidrosulfīds;

Ca( H.S.) 2 – kalcija hidrosulfīds.

2) Mijiedarbojas ar bāzēm:

H 2 S + 2 NaOH (pārmērīgs) → Na 2 S + 2 H 2 O

H 2 S (pārmērīgs) + NaOH → Na H S + H 2 O

3) H 2 S piemīt ļoti spēcīgas atjaunojošas īpašības:

H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr

H 2S -2 + 2FeCl 3 → 2FeCl 2 + S 0 + 2HCl

H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O →H2S +6O4 + 8HCl

3H2S-2 + 8HNO3 (konc.) → 3H2S +6O4 + 8NO + 4H2O

H 2 S -2 + H 2 S +6 O 4 (konc.) → S 0 + S +4 O 2 + 2H 2 O

(karsējot, reakcija norit savādāk:

H2S-2 + 3H2S +6O4 (konc.) → 4S +4O2 + 4H2O

4) Sērūdeņradis tiek oksidēts:

trūkuma gadījumā O 2

2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O

ar O2 pārpalikumu

2H2S-2 + 3O2 → 2S +4O2 + 2H2O

5) Saskaroties ar sērūdeņradi, sudrabs kļūst melns:

4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O

Aptumšotus objektus var atjaunot, lai tie spīdētu. Lai to izdarītu, tos vāra emaljas traukā ar sodas un alumīnija folijas šķīdumu. Alumīnijs reducē sudrabu par metālu, un sodas šķīdums saglabā sēra jonus.

6) Kvalitatīva reakcija uz sērūdeņradi un šķīstošiem sulfīdiem - tumši brūnu (gandrīz melnu) nogulšņu veidošanās PbS:

H 2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3

Na 2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Atmosfēras piesārņojums izraisa to gleznu virsmas melnēšanu, kuras krāsotas ar eļļas krāsām, kas satur svina baltumu. Viens no galvenajiem vecmeistaru māksliniecisko gleznu aptumšošanās iemesliem bija svina baltuma izmantošana, kas vairāku gadsimtu laikā mijiedarbojoties ar sērūdeņraža pēdām gaisā (veidojas nelielos daudzumos olbaltumvielu puves laikā; industriālie reģioni u.c.) pārvēršas par PbS. Svina baltums ir pigments, kas ir svina karbonāts ( II). Tas reaģē ar sērūdeņradi, kas atrodas piesārņotajā atmosfērā, veidojot svina sulfīdu ( II), melns savienojums:

PbCO 3 + H 2 S = PbS↓ + CO 2 + H 2 O

Apstrādājot svina sulfīdu ( II) ar ūdeņraža peroksīdu notiek reakcija:

PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O,

tas rada svina sulfātu ( II), savienojums ir balts.

Tā tiek atjaunotas nomelnušās eļļas gleznas.

7) Restaurācija:

PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (balts) + 4 H 2 O

Sulfīdi

Sulfīdu sagatavošana

1) Daudzus sulfīdus sagatavo, karsējot metālu ar sēru:

Hg + S → HgS

2) Šķīstošos sulfīdus iegūst, sērūdeņradim iedarbojoties uz sārmiem:

H 2 S + 2 KOH → K 2 S + 2 H 2 O

3) Nešķīstošos sulfīdus iegūst apmaiņas reakcijās:

CdCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓

ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS ↓

MnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + MnS ↓

2SbCl 3 + 3Na 2 S → 6NaCl + Sb 2 S 3 ↓

SnCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + SnS↓

Sulfīdu ķīmiskās īpašības

1) Šķīstošie sulfīdi tiek ļoti hidrolizēti, kā rezultātā to ūdens šķīdumos notiek sārmaina reakcija:

K 2 S + H 2 O → KHS + KOH

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

2) Metālu sulfīdi, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no dzelzs (ieskaitot), šķīst stiprās skābēs:

ZnS + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 S

3) Nešķīstošus sulfīdus var pārvērst šķīstošā stāvoklī, iedarbojoties ar koncentrētu HNO 3 :

FeS 2 + 8HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 5NO + 2H 2 O

UZDEVUMU UZDEVUMI

Uzdevums Nr.1
Uzrakstiet reakciju vienādojumus, kurus var izmantot, lai veiktu šādas transformācijas:
Cu→ CuS→ H2S→ SO 2

Uzdevums Nr.2
Pierakstiet vienādojumus sērūdeņraža pilnīgas un nepilnīgas sadegšanas redoksreakcijām. Sakārto koeficientus, izmantojot elektroniskā līdzsvara metodi, katrai reakcijai norāda oksidētāju un reducētāju, kā arī oksidēšanās un reducēšanas procesus.

Uzdevums Nr.3
Pierakstiet sērūdeņraža ķīmiskās reakcijas vienādojumu ar svina (II) nitrāta šķīdumu molekulārā, kopējā un īso jonu formā. Ņemiet vērā šīs reakcijas pazīmes, vai reakcija ir atgriezeniska?

Uzdevums Nr.4

Sērūdeņradis tika izlaists caur 18% vara (II) sulfāta šķīdumu, kas sver 200 g. Aprēķina šīs reakcijas rezultātā radušos nogulšņu masu.

Uzdevums Nr.5
Noteikt sērūdeņraža tilpumu (n.s.), kas veidojas sālsskābes mijiedarbības laikā ar 25% dzelzs (II) sulfīda šķīdumu, kas sver 2 kg?

Sildot, sērs reaģē ar ūdeņradi. Veidojas indīga gāze ar asu smaku - sērūdeņradi. Citādi sauc sērūdeņradi, sērūdeņradi, dihidrosulfīdu.

Struktūra

Sērūdeņradis ir sēra un ūdeņraža binārs savienojums. Sērūdeņraža formula ir H 2 S. Molekulas struktūra ir līdzīga ūdens molekulas struktūrai. Tomēr sērs veido nevis ūdeņraža saiti ar ūdeņradi, bet gan kovalento polāro saiti. Tas ir saistīts ar faktu, ka atšķirībā no skābekļa atoma sēra atomam ir lielāks tilpums, tam ir mazāka elektronegativitāte un mazāks lādiņa blīvums.

Rīsi. 1. Sērūdeņraža struktūra.

Kvīts

Sērūdeņradis dabā ir reti sastopams. Mazās koncentrācijās tas ir daļa no saistītām, dabīgām vulkāniskām gāzēm. Jūras un okeāni lielā dziļumā satur sērūdeņradi. Piemēram, sērūdeņradis ir atrodams 200 metru dziļumā Melnajā jūrā. Turklāt sērūdeņradis izdalās, kad sēru saturošie proteīni sapūst.

Rūpniecībā to iegūst vairākos veidos:

• skābju reakcija ar sulfīdiem:

  FeS + 2HCl → FeCl 2 + H 2 S;

• ūdens ietekme uz alumīnija sulfīdu:

  Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S;

• sakausējot sēru ar parafīnu:

  C18H38 + 18S → 18H2S + 18C.

Tīrākā gāze tiek iegūta tiešā ūdeņraža un sēra mijiedarbībā. Reakcija notiek 600°C temperatūrā.

Fizikālās īpašības

Dihidrosulfīds ir bezkrāsaina gāze ar puvušu olu smaržu un saldenu garšu. Šī ir toksiska viela, bīstama augstā koncentrācijā. Molekulārās struktūras dēļ sērūdeņradis normālos apstākļos nesašķidrinās.

Sērūdeņraža vispārējās fizikālās īpašības:

• slikti šķīst ūdenī;
• uzrāda supravadītāja īpašības -70°C temperatūrā un 150 GPa spiedienā;
• uzliesmojošs;
• šķīst etanolā;
• sašķidrinās -60,3°C;
• pārvēršas par cietu vielu pie -85,6°C;
• kūst pie -86°C;
• vārās -60°C;
• 400°C temperatūrā sadalās vienkāršās vielās (sērā un ūdeņradi).

Normālos apstākļos varat pagatavot sērūdeņraža šķīdumu (ūdeņraža sērūdeņradi). Tomēr sērūdeņradis nereaģē ar ūdeni. Gaisā šķīdums ātri oksidējas un kļūst duļķains sēra izdalīšanās dēļ. Sērūdeņraža ūdenim piemīt vājas skābes īpašības.

Rīsi. 2. Sērūdeņraža ūdens.

Ķīmiskās īpašības

Sērūdeņradis ir spēcīgs reducētājs. Vielas galvenās ķīmiskās īpašības ir aprakstītas tabulā.

Reakcija	Apraksts	Vienādojums
Ar skābekli	Deg gaisā ar zilu liesmu, radot sēra dioksīdu. Ja trūkst skābekļa, veidojas sērs un ūdens	2H2S + 4O2 → 2H2O + 2SO2; 2H2S + O2 → 2S + 2H2O
Ar oksidētājiem	Oksidējas līdz sēra dioksīdam vai sēram	3H2S + 4HClO3 → 3H2SO4 + 4HCl; 2H2S + SO2 → 2H2O + 3S; 2H2S + H2SO3 → 3S + 3H2O
Ar sārmiem	Ar sārmu pārpalikumu veidojas vidēji sāļi, ar attiecību 1:1 - skābie	H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O; H 2 S + NaOH → NaHS + H 2 O
Disociācijas	Šķīdumā pakāpeniski disociējas	H 2 S ⇆ H + + HS – ; HS – ⇆H + + S 2-
Augstas kvalitātes	Melnu nogulšņu veidošanās - svina sulfīds	H 2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3

Rīsi. 3. Sērūdeņraža sadedzināšana.

Sērūdeņradis ir toksiska gāze, tāpēc tā izmantošana ir ierobežota. Lielāko daļu saražotā sērūdeņraža izmanto rūpnieciskajā ķīmijā sēra, sulfīda un sērskābes ražošanai.

Ko mēs esam iemācījušies?

No nodarbības tēmas uzzinājām par sērūdeņraža jeb sērūdeņraža uzbūvi, ražošanu un īpašībām. Tā ir bezkrāsaina gāze ar nepatīkamu smaku. Ir toksiska viela. Veido sērūdeņraža ūdeni bez mijiedarbības ar ūdeni. Reakcijās tam piemīt reducētāja īpašības. Reaģē ar atmosfēras skābekli, spēcīgiem oksidētājiem (oksīdiem, skābekļa skābēm) un sārmiem. Šķīdumā disociējas divos posmos. Sērūdeņradi izmanto ķīmiskajā rūpniecībā, lai ražotu atvasinājumus.

Tests par tēmu

Ziņojuma izvērtēšana

Vidējais vērtējums: 4.4. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 66.

Sērūdeņradis – H2S – ir bezkrāsaina gāze ar asu puvušu olu smaržu. Slikti šķīst ūdenī Toksisks. Sērūdeņraža molekulai ir leņķa forma. Molekula ir polāra. Sakarā ar to, ka sērūdeņradis neveido spēcīgas ūdeņraža saites, normālos apstākļos sērūdeņradis ir gāze.Ūdens šķīdumā sērūdeņradis veido vāju sērūdeņražskābi.

Kvīts

Sāļu aizstāšana ar stiprām skābēm:

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

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

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

Sērūdeņražskābe – vāja, divbāziska

Sērūdeņraža skābe

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

Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4

K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl

Šķīstošos sulfīdus veido sārmu un sārmzemju metāli. Tos var iegūt, reaģējot ar 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 sērūdeņražskābe var izspiest stiprās skābes no to sāļu ūdens šķīdumiem, ko veido šie metāli:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl

Sērūdeņražskābe gaisā lēnām oksidējas ar skābekli, izdalot sēru:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Tāpēc laika gaitā H2S risinājumi uzglabāšanas laikā kļūst duļķaini.

Sārmzemju metālu sulfīdi ūdens šķīdumā pirmajā posmā tiek hidrolizēti gandrīz 100% 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.

Būtiski 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 gāze ar ķiploku smaržu, 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 reducējošais stāvoklis (zemākais fosfora oksidācijas stāvoklis), tas sadedzina gaisā:

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

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

2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О

Tas nedaudz šķīst ūdenī un, atšķirībā no NH3, ar to nereaģē.

Tas veido fosfonija sāļus līdzīgi kā amonjaks ar ļoti spēcīgu skābekli un skābēm.

PH3 + HI= PH4I

fosfonija jodīds

Difosfīns (hidrazīna analogs) (P2H4) ir šķidrums,

pašaizdegšanās gaisā.

Sagatavošana: 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 nedarbojas

Allotropās modifikācijas: Baltais fosfors ir spēcīga inde, pat nelielās devās tas ir nāvējošs. To iegūst cietā stāvoklī, ātri atdzesējot fosfora tvaikus. Tīrā veidā tas ir pilnīgi bezkrāsains, caurspīdīgs, pēc izskata līdzīgs vaskam: aukstumā tas ir trausls, temperatūrā virs 15 ° C tas ir mīksts un 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. Tikai uzkarsējot līdz 260 °C, tas aizdegas. Spēcīgi sildot, bez gaisa piekļuves, bez kušanas (apejot šķidro stāvokli), tas iztvaiko - sublimējas. Atdzesējot, tas pārvēršas baltajā fosforā.

Melnais fosfors rodas augsta karstuma un augsta baltā fosfora spiediena rezultātā. 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

FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

Alumīnija sulfīda reakcija ar aukstu ūdeni

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

Tieša sintēze no elementiem rodas, kad ūdeņradis tiek nodots pāri izkausētam sēram:

H 2 + S = H 2 S.

Parafīna un sēra maisījuma karsēšana.

1.9. Sērūdeņražskābe un tās sāļi

Sērūdeņražskābei ir visas vājo skābju īpašības. Reaģē ar metāliem, metālu oksīdiem, bāzēm.

Kā divvērtīgā skābe tā veido divu veidu sāļus - sulfīdi un hidrosulfīdi . Hidrosulfīdi labi šķīst ūdenī, arī sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi, bet smago metālu sulfīdi praktiski nešķīst.

Sārmu un sārmzemju metālu sulfīdi nav krāsoti, pārējiem ir raksturīga krāsa, piemēram, vara (II), niķeļa un svina sulfīdi - melni, kadmija, indija, alvas - dzeltenā, antimona - oranžā krāsā.

Jonu sārmu metālu sulfīdiem M 2 S ir fluorīta tipa struktūra, kur katru sēra atomu ieskauj 8 metāla atomu kubs un katru metāla atomu ieskauj 4 sēra atomu tetraedrs. MS tipa sulfīdi ir raksturīgi sārmzemju metāliem un tiem ir nātrija hlorīda tipa struktūra, kur katru metāla un sēra atomu ieskauj cita tipa atomu oktaedrs. Palielinoties metāla un sēra saites kovalentajai dabai, tiek realizētas struktūras ar zemākiem koordinācijas numuriem.

Krāsaino metālu sulfīdi dabā sastopami kā minerāli un rūdas un kalpo kā izejvielas metālu ražošanai.

Sulfīdu sagatavošana

Vienkāršu vielu tieša mijiedarbība karsējot inertā atmosfērā

Oksoskābju cieto sāļu samazināšana

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (pie 1000 °C)

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

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

Viegli šķīstošie metālu sulfīdi tiek izgulsnēti no to šķīdumiem, iedarbojoties ar sērūdeņradi vai amonija sulfīdu

Mn(NO 3) 2 + H 2 S = MnS↓ + 2HNO 3

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

Sulfīdu ķīmiskās īpašības

Ūdenī šķīstošie sulfīdi ir ļoti hidrolizēti un tiem ir sārmaina vide:

Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH;

S 2- + H 2 O = HS - + OH - .

Oksidēts ar gaisa skābekli, atkarībā no apstākļiem ir iespējama oksīdu, sulfātu un metālu veidošanās:

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2;

CaS + 2O 2 = CaSO 4;

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

Sulfīdi, īpaši ūdenī šķīstošie, ir spēcīgi reducējoši līdzekļi:

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

1.10. Sērūdeņraža toksicitāte

Gaisā sērūdeņradis aizdegas aptuveni 300 °C temperatūrā. Tā maisījumi ar gaisu, kas satur no 4 līdz 45% H 2 S, ir sprādzienbīstami. Sērūdeņraža toksicitāte bieži tiek novērtēta par zemu, un darbs ar to tiek veikts, neievērojot pietiekamus piesardzības pasākumus. Tikmēr pat 0,1% H 2 S gaisā ātri izraisa smagu saindēšanos. Ja sērūdeņradis tiek ieelpots ievērojamā koncentrācijā, var rasties ģībonis vai pat nāve no elpošanas paralīzes (ja cietušais netika nekavējoties izņemts no saindētās atmosfēras). Pirmais akūtas saindēšanās simptoms ir smakas zudums. Pēc tam parādās galvassāpes, reibonis un slikta dūša. Dažreiz pēc kāda laika rodas pēkšņs ģībonis. Pretlīdzeklis, pirmkārt, ir tīrs gaiss. Tiem, kas smagi saindējušies ar sērūdeņradi, tiek dots elpot skābeklis. Dažreiz ir jāizmanto mākslīgā elpināšana. Hroniska saindēšanās ar nelielu H 2 S daudzumu izraisa vispārēju veselības pasliktināšanos, novājēšanu, galvassāpes utt. Par maksimāli pieļaujamo H 2 S koncentrāciju ražošanas telpu gaisā tiek uzskatīta 0,01 mg/l.

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

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

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

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

Sērūdeņražskābe var reaģēt ar metāliem sprieguma diapazonā līdz H2, uzrādot oksidējošas īpašības H+ jonu dēļ. Bet šādas reakcijas normālos apstākļos notiek ļoti lēni, jo šķīdumā ir zema H + jonu koncentrācija un galvenokārt uz metāla virsmas, jo lielākā daļa hidrosulfīda skābes sāļu nešķīst ūdenī. H 2 S reaģē līdzīgi ar metālu oksīdiem un nešķīstošiem hidroksīdiem.

Nešķīstoša vide hidrosulfīda sāļi(sulfīdus) iegūst, sēram reaģējot ar metāliem vai apmaiņas reakcijās starp sāls šķīdumiem:

Na 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + Na 2 SO 4

K 2 S + FeCl 2 = FeS↓ + 2KCl

Šķīstošs sulfīdi ko veido sārmu un sārmzemju metāli. Tos var iegūt, reaģējot ar 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 = NaHS + H 2 O (ar sārmu trūkumu)

H 2S + 2NaOH = Na 2 S + 2H 2 O (sārmu 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 tiek hidrolizēti gandrīz 100% 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 = 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 sērūdeņražskābe var izspiest stiprās skābes no to sāļu ūdens šķīdumiem, ko veido šie metāli:

CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4

HgCl 2 + H 2 S = HgS↓ +2HCl

Sērūdeņražskābe gaisā lēnām oksidējas ar skābekli, izdalot sēru:

2H 2S + O 2 = 2S↓ + 2H2O

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.

Sērūdeņražskābe, 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 ražošanai.

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

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

Apdedzinot aktīvo metālu sulfīdus, iegūtais SO 2 un metāla oksīds var reaģēt viens ar otru, veidojot sērskābes sāļus.