Proprietăți fizice

Gaz, incolor, cu miros de ouă putrezite, otrăvitor, solubil în apă (în 1 V H 2 O dizolvă 3 V H 2 S la nr.); t °pl. = -86°C; t °b. = -60°C.

Efectul hidrogenului sulfurat asupra organismului:

Hidrogenul sulfurat nu numai că miroase urât, ci este și extrem de toxic. Când acest gaz este inhalat în cantități mari, apare rapid paralizia nervilor respiratori, iar apoi persoana încetează să mai mirosească - acesta este pericolul de moarte al hidrogenului sulfurat.

Există multe cazuri de otrăvire cu gaze nocive când victimele erau muncitori care reparau conducte. Acest gaz este mai greu, așa că se acumulează în găuri și puțuri, de unde nu este atât de ușor să ieși repede.

Chitanță

1) H 2 + S → H 2 S (la t)

2) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S

Proprietăți chimice

1) Rezolvare H 2 S în apă este un acid dibazic slab.

Disocierea are loc în două etape:

H2S → H + + HS - (prima etapă, se formează ionul hidrosulfură)

HS - → 2 H + + S 2- (a doua faza)

Acidul de hidrogen sulfurat formează două serii de săruri - medii (sulfuri) și acide (hidrosulfuri):

N / A 2 S– sulfură de sodiu;

CaS– sulfură de calciu;

NaHS– hidrosulfură de sodiu;

Ca( H.S.) 2 – hidrosulfură de calciu.

2) Interacționează cu bazele:

H2S + 2 NaOH (exces) → Na2S + 2H2O

H2S (exces) + NaOH → Na H S + H2O

3) H 2 S prezintă proprietăți de restaurare foarte puternice:

H2S-2 + Br2 → S0 + 2HBr

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

H2S -2 + 4Cl2 + 4H2O →H2S +6O4 + 8HCl

3H 2 S -2 + 8HNO 3 (conc) → 3H 2 S +6 O 4 + 8NO + 4H 2 O

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

(când este încălzită, reacția decurge diferit:

H 2 S -2 + 3H 2 S + 6 O 4 (conc) → 4S +4 O 2 + 4H 2 O

4) Hidrogenul sulfurat este oxidat:

în caz de lipsă O 2

2H2S-2 + O2 → 2S0 + 2H2O

cu exces de O2

2H 2 S -2 + 3O 2 → 2S +4 O 2 + 2H 2 O

5) Argintul devine negru la contactul cu hidrogen sulfurat:

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

Obiectele întunecate pot fi restaurate să strălucească. Pentru a face acest lucru, sunt fierte într-un vas emailat cu o soluție de sifon și folie de aluminiu. Aluminiul reduce argintul la metal, iar soluția de sodă reține ionii de sulf.

6) Reacție calitativă la hidrogen sulfurat și sulfuri solubile - formarea unui precipitat maro închis (aproape negru). PbS:

H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

Na 2 S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3

Pb 2+ + S 2- → PbS ↓

Poluarea atmosferică determină înnegrirea suprafeței picturilor pictate cu vopsele în ulei care conțin alb de plumb. Unul dintre principalele motive pentru întunecarea picturilor artistice de către vechii maeștri a fost utilizarea albului de plumb, care, de-a lungul mai multor secole, a interacționat cu urme de hidrogen sulfurat din aer (format în cantități mici în timpul putrezirii proteinelor; în atmosfera de regiuni industriale etc.) se transformă în PbS. Albul de plumb este un pigment care este carbonat de plumb ( II). Reacționează cu hidrogenul sulfurat conținut în atmosfera poluată, formând sulfură de plumb ( II), conexiune neagră:

PbCO 3 + H 2 S = PbS↓ + CO 2 + H 2 O

La procesarea sulfurei de plumb ( II) cu peroxid de hidrogen are loc reacția:

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

aceasta produce sulfat de plumb ( II), conexiunea este albă.

Așa se restaurează picturile în ulei înnegrite.

7) Restaurare:

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

sulfuri

Prepararea sulfurilor

1) Multe sulfuri sunt preparate prin încălzirea metalului cu sulf:

Hg + S → HgS

2) Sulfurile solubile se obțin prin acțiunea hidrogenului sulfurat asupra alcalinelor:

H2S + 2KOH → K2S + 2H2O

3) Sulfurile insolubile se obțin prin reacții de schimb:

CdCl2 + Na2S → 2NaCl + CdS↓

Pb(NO 3) 2 + Na 2 S → 2NaNO 3 + PbS↓

ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS ↓

MnS04 + Na2S → Na2SO4 + MnS ↓

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

SnCl2 + Na2S → 2NaCl + SnS↓

Proprietățile chimice ale sulfurilor

1) Sulfurile solubile sunt puternic hidrolizate, drept urmare soluțiile lor apoase au o reacție alcalină:

K2S + H2O → KHS + KOH

S2- + H2O → HS - + OH -

2) Sulfurile metalelor situate în seria de tensiuni la stânga fierului (inclusiv) sunt solubile în acizi tari:

ZnS + H2SO4 → ZnS04 + H2S

3) Sulfurile insolubile pot fi transformate într-o stare solubilă prin acțiunea concentratului HNO 3 :

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

SARCINI DE ATRIBUIRE

Sarcina nr. 1
Scrieți ecuațiile de reacție care pot fi folosite pentru a efectua următoarele transformări:
Cu→ CuS→ H2S→ SO 2

Sarcina nr. 2
Scrieți ecuațiile pentru reacțiile redox de ardere completă și incompletă a hidrogenului sulfurat. Aranjați coeficienții folosind metoda balanței electronice, indicați agentul oxidant și agentul reducător pentru fiecare reacție, precum și procesele de oxidare și reducere.

Sarcina nr. 3
Scrieți ecuația pentru reacția chimică a hidrogenului sulfurat cu o soluție de azotat de plumb (II) în formă moleculară, totală și ionică scurtă. Observați semnele acestei reacții, este reacția reversibilă?

Sarcina nr. 4

S-a trecut hidrogen sulfurat printr-o soluție 18% de sulfat de cupru (II) cântărind 200 g. Calculați masa precipitatului format în urma acestei reacții.

Sarcina nr. 5
Să se determine volumul de hidrogen sulfurat (n.s.) format în timpul interacțiunii acidului clorhidric cu o soluție 25% de sulfură de fier (II) cu o greutate de 2 kg?

Când este încălzit, sulful reacţionează cu hidrogenul. Se formează un gaz otrăvitor cu un miros înțepător - hidrogen sulfurat. Altfel numit hidrogen sulfurat, hidrogen sulfurat, dihidrosulfură.

Structura

Hidrogenul sulfurat este un compus binar de sulf și hidrogen. Formula hidrogenului sulfurat este H 2 S. Structura moleculei este similară cu structura moleculei de apă. Cu toate acestea, sulful nu formează o legătură de hidrogen cu hidrogenul, ci o legătură polară covalentă. Acest lucru se datorează faptului că, spre deosebire de atomul de oxigen, atomul de sulf este mai mare ca volum, are electronegativitate mai mică și densitate de sarcină mai mică.

Orez. 1. Structura hidrogenului sulfurat.

Chitanță

Hidrogenul sulfurat este rară în natură. În concentrații mici, face parte din gazele vulcanice naturale asociate. Mările și oceanele conțin hidrogen sulfurat la adâncimi mari. De exemplu, hidrogenul sulfurat se găsește la o adâncime de 200 de metri în Marea Neagră. În plus, hidrogenul sulfurat este eliberat atunci când proteinele care conțin putrezire de sulf.

În industrie se obține în mai multe moduri:

• Reacția acizilor cu sulfurile:

  FeS + 2HCI → FeCI2 + H2S;

• efectul apei asupra sulfurei de aluminiu:

  Al2S3 + 6H20 → 2Al(OH)3 + 3H2S;

• prin topirea sulfului cu parafina:

  C18H38 + 18S → 18H2S + 18C.

Cel mai pur gaz se obține prin interacțiunea directă a hidrogenului și sulfului. Reacția are loc la 600°C.

Proprietăți fizice

Dihidrosulfura este un gaz incolor, cu miros de ouă putrezite și un gust dulceag. Aceasta este o substanță toxică, periculoasă în concentrații mari. Datorită structurii sale moleculare, hidrogenul sulfurat nu se lichefiază în condiții normale.

Proprietățile fizice generale ale hidrogenului sulfurat:

• slab solubil în apă;
• prezintă proprietăți supraconductoare la o temperatură de -70°C și o presiune de 150 GPa;
• inflamabil;
• solubil în etanol;
• se lichefiază la -60,3°C;
• se transformă într-un solid la -85,6°C;
• se topește la -86°C;
• fierbe la -60°C;
• se descompune în substanţe simple (sulf şi hidrogen) la 400°C.

În condiții normale, puteți prepara o soluție de hidrogen sulfurat (apă cu hidrogen sulfurat). Cu toate acestea, hidrogenul sulfurat nu reacționează cu apa. În aer, soluția se oxidează rapid și devine tulbure din cauza eliberării de sulf. Apa cu hidrogen sulfurat prezintă proprietăți slabe de aciditate.

Orez. 2. Apa cu hidrogen sulfurat.

Proprietăți chimice

Hidrogenul sulfurat este un agent reducător puternic. Principalele proprietăți chimice ale substanței sunt descrise în tabel.

Reacţie	Descriere	Ecuația
Cu oxigen	Arde în aer cu o flacără albastră producând dioxid de sulf. Când există o lipsă de oxigen, se formează sulf și apă	2H2S + 4O2 → 2H2O + 2SO2; 2H2S + O2 → 2S + 2H2O
Cu agenți oxidanți	Se oxidează la dioxid de sulf sau sulf	3H2S + 4HCI03 → 3H2S04 + 4HCI; 2H2S + SO2 → 2H2O + 3S; 2H2S + H2SO3 → 3S + 3H2O
Cu alcalii	Cu un exces de alcali se formează săruri medii, cu un raport de 1:1 - cele acide	H2S + 2NaOH → Na2S + 2H20; H2S + NaOH → NaHS + H2O
Disocieri	Se disociază treptat în soluție	H 2 S ⇆ H ++ + HS – ; HS – ⇆H ++ S 2-
Calitate superioară	Formarea precipitatului negru - sulfură de plumb	H2S + Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3

Orez. 3. Arderea hidrogenului sulfurat.

Hidrogenul sulfurat este un gaz toxic, astfel încât utilizarea sa este limitată. Cea mai mare parte a hidrogenului sulfurat produs este folosită în chimia industrială pentru producerea de sulf, sulfură și acid sulfuric.

Ce am învățat?

Din tema lecției am învățat despre structura, producția și proprietățile hidrogenului sulfurat sau hidrogenului sulfurat. Este un gaz incolor cu miros neplăcut. Este o substanță toxică. Formează apă cu hidrogen sulfurat fără a interacționa cu apa. În reacții prezintă proprietățile unui agent reducător. Reacționează cu oxigenul atmosferic, agenții oxidanți puternici (oxizi, acizi oxigenați) și alcalii. Se disociază în soluție în două etape. Hidrogenul sulfurat este folosit în industria chimică pentru a produce derivați.

Test pe tema

Evaluarea raportului

Rata medie: 4.4. Evaluări totale primite: 66.

Hidrogenul sulfurat - H2S - este un gaz incolor cu un miros înțepător de ouă putrezite. Puțin solubil în apă.Toxic. Molecula de hidrogen sulfurat are o formă unghiulară. Molecula este polară. Datorită faptului că hidrogenul sulfurat nu formează legături puternice de hidrogen, în condiții normale hidrogenul sulfurat este un gaz.În soluție apoasă, hidrogenul sulfurat formează acid sulfurat slab.

Chitanță

Deplasarea sărurilor de către acizi tari:

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

Reacții de hidrogen sulfurat: oxidat de oxigenul atmosferic la sulf sau dioxid de sulf

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

Acid sulfurat de hidrogen – slab, dibazic

Acid sulfurat de hidrogen

Sărurile medii insolubile ale acidului hidrosulfurat (sulfuri) se obțin prin reacția sulfului cu metale sau în reacții de schimb între soluțiile sărate:

Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2SO4

K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl

Sulfurile solubile sunt formate din metale alcaline și alcalino-pământoase. Ele pot fi obținute prin reacția soluțiilor acide cu metale sau alcaline. În acest caz, în funcție de raportul molar dintre substanțele inițiale, se pot forma atât săruri acide (hidrosulfuri) cât și săruri medii.

H2S + NaOH = NaHS + H2O (cu lipsă de alcali)

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (în exces alcalin)

Unele sulfuri (CuS, HgS, Ag2S, PbS) nu sunt descompuse prin soluții de acizi tari. Prin urmare, acidul sulfurat de hidrogen poate înlocui acizii puternici din soluțiile apoase ale sărurilor lor formate de aceste metale:

CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl

Acidul de hidrogen sulfurat din aer este oxidat lent de oxigen, eliberând sulf:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Prin urmare, în timp, soluțiile H2S devin tulburi în timpul depozitării.

Sulfurile metalelor alcalino-pământoase într-o soluție apoasă sunt hidrolizate aproape 100% în prima etapă și există sub formă de săruri acide solubile:

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

Sulfurile unor metale (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) sunt complet hidrolizate în H2O:

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

Majoritatea sulfurilor de metale grele sunt foarte slab solubile în H2O.

50) Fosfor. Modificări alotropice ale fosforului……

Fosforul este o parte integrantă a proteinelor vegetale și animale. La plante, fosforul este concentrat în semințe, la animale - în țesutul nervos, mușchi și schelet. Corpul uman conține aproximativ 1,5 kg de fosfor: 1,4 kg în oase,

130 g - în mușchi și 13 g în țesutul nervos. În natură, fosforul se găsește sub formă legată.

Minerale esențiale:

apatit Ca5(PO4)3F și fosforit Ca3(PO4)2.

Fosforul poate fi obținut prin încălzirea unui amestec de fosforit,

cărbune și nisip într-un cuptor special:

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

Fosfina este un gaz otrăvitor cu miros de usturoi, poate fi obținută din fosfura de zinc prin acțiunea acizilor sau a apei:

Zn3P2 + 6HCl → 2PH3 + 3ZnCl2

Principalele proprietăți ale fosfinei sunt mai slabe decât cele ale amoniacului:

PH3 + HCl → PH4Cl

Sărurile de fosfoniu în soluții apoase sunt instabile:

PH4 + H2O → PH3 + H3O

Fosfina are o stare reducătoare (cea mai scăzută stare de oxidare a fosforului), arde în aer:

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

Fosfina este un gaz otrăvitor incolor, cu miros de pește putrezit. Se autoaprinde în aer

2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О

Este ușor solubil în apă și, spre deosebire de NH3, nu reacționează cu acesta.

Formează săruri de fosfoniu similar cu amoniacul cu oxigen și acizi foarte puternici.

PH3 + HI= PH4I

iodură de fosfoniu

Difosfină (analog de hidrazină) (P2H4) – este un lichid,

autoaprindere în aer.

Preparare: Din rocă fosfatică prin fuziune cu carbon și oxid de siliciu

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

Din fosfat de Ca, la temperaturi peste 1500°C: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO

Proprietăți chimice: P + O2 = P2O3; P + O2 = P2O5; P + S = P2S3; P + CI2 = PC13; P+H2 nu funcționează

Modificări alotropice: Fosforul alb este o otravă puternică, chiar și în doze mici este fatal. Se obține în stare solidă prin răcirea rapidă a vaporilor de fosfor. În forma sa pură este complet incolor, transparent, asemănător ca aspect cu ceara: la frig este fragil, la temperaturi de peste 15 ° C este moale și poate fi tăiat cu ușurință cu un cuțit.

Fosforul roșu este o pulbere roșie-brun, netoxică, nevolatilă, insolubilă în apă și în mulți solvenți organici și disulfură de carbon; nu se aprinde în aer și nu strălucește în întuneric. Numai când este încălzită la 260 °C se aprinde. Când este încălzit puternic, fără acces de aer, fără să se topească (ocolind starea lichidă), se evaporă - se sublimează. Când se răcește, se transformă în fosfor alb.

Fosforul negru este produs de căldura ridicată și presiunea ridicată a fosforului alb. Fosforul negru este mai greu decât alte modificări. Este folosit foarte rar - ca semiconductor în compoziția fosfatului de galiu și indiu în metalurgie.

Reacţionează cu acizii P + HNO3 = HPO4 + NO + H2O; P + H2SO4 = H3PO4 + SO2 + H2O

Reacţionează cu alcalii P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3

FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

Reacția sulfurei de aluminiu cu apa rece

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

Sinteză directă din elemente apare atunci când hidrogenul este trecut peste sulf topit:

H2 + S = H2S.

Încălzirea unui amestec de parafină și sulf.

1.9. Acid sulfurat de hidrogen și sărurile sale

Acidul de hidrogen sulfurat are toate proprietățile acizilor slabi. Reacționează cu metale, oxizi de metal, baze.

Ca acid dibazic, formează două tipuri de săruri - sulfuri si hidrosulfuri . Hidrosulfurile sunt foarte solubile în apă, sulfurile de metale alcaline și alcalino-pământoase, de asemenea, iar sulfurile de metale grele sunt practic insolubile.

Sulfurile metalelor alcaline și alcalino-pământoase nu sunt colorate, restul au o culoare caracteristică, de exemplu, sulfuri de cupru (II), nichel și plumb - negru, cadmiu, indiu, staniu - galben, antimoniu - portocaliu.

Sulfurile ionice ale metalelor alcaline M 2 S au o structură de tip fluorit, în care fiecare atom de sulf este înconjurat de un cub de 8 atomi de metal și fiecare atom de metal este înconjurat de un tetraedru de 4 atomi de sulf. Sulfurile de tip MS sunt caracteristice metalelor alcalino-pământoase și au o structură de tip clorură de sodiu, în care fiecare metal și atom de sulf este înconjurat de un octaedru de atomi de un tip diferit. Pe măsură ce natura covalentă a legăturii metal-sulf crește, se realizează structuri cu numere de coordonare mai mici.

Sulfurile metalelor neferoase se găsesc în natură ca minerale și minereuri și servesc drept materii prime pentru producerea metalelor.

Prepararea sulfurilor

Interacțiunea directă a substanțelor simple când este încălzit într-o atmosferă inertă

Reducerea sărurilor solide ale oxoacizilor

BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO (la 1000°C)

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

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

Sulfurile metalice ușor solubile sunt precipitate din soluțiile lor prin acțiunea hidrogenului sulfurat sau a sulfurei de amoniu

Mn(NO3)2 + H2S = MnS↓ + 2HNO3

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

Proprietățile chimice ale sulfurilor

Sulfurile solubile în apă sunt puternic hidrolizate și au un mediu alcalin:

Na2S + H20 = NaHS + NaOH;

S2- + H20 = HS-+ OH-.

Oxidat de oxigenul aerului, în funcție de condiții, este posibilă formarea de oxizi, sulfați și metale:

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

CaS + 2O2 = CaS04;

Ag2S + O2 = 2Ag + SO2.

Sulfurile, în special cele solubile în apă, sunt agenți reducători puternici:

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

1.10. Toxicitatea hidrogenului sulfurat

În aer, hidrogenul sulfurat se aprinde la aproximativ 300 °C. Amestecurile sale cu aer care conțin de la 4 la 45% H 2 S sunt explozive.Toxicitatea hidrogenului sulfurat este adesea subestimată și lucrul cu acesta se efectuează fără a lua suficiente precauții. Între timp, chiar și 0,1% H 2 S în aer provoacă rapid otrăvire severă. Când hidrogenul sulfurat este inhalat în concentrații semnificative, poate apărea instantaneu leșinul sau chiar moartea din cauza paraliziei respiratorii (dacă victima nu a fost îndepărtată prompt din atmosfera otrăvită). Primul simptom al intoxicației acute este pierderea mirosului. Ulterior, apar dureri de cap, amețeli și greață. Uneori, după un timp, apare leșinul brusc. Antidotul este, în primul rând, aerul curat. Celor otrăviți sever de hidrogen sulfurat li se oferă oxigen pentru a respira. Uneori trebuie folosită respirația artificială. Otrăvirea cronică cu cantități mici de H 2 S provoacă o deteriorare generală a sănătății, emaciare, dureri de cap etc. Concentrația maximă admisă de H 2 S în aerul spațiilor industriale este considerată a fi de 0,01 mg/l.

O soluție apoasă de H 2 S (formula acidului hidrogen sulfurat) se mai numește și apă hidrogen sulfurat sau acid hidrosulfurat. Acesta este unul dintre cei mai slabi acizi minerali (indicatorii din acesta nu își schimbă culoarea), se disociază în 2 etape:

H2S -- H++ + HS - K1 dis. ≈ 6 ∙ 10 -8

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

Soluțiile de acid hidrosulfurat sunt diluate, concentrația lor molară maximă la 20 o C și presiunea atmosferică nu depășește 0,12 mol/l, iar gradul de disociere în prima etapă este de ~ 0,011%.

Acidul de hidrogen sulfurat poate reacționa cu metale în domeniul de tensiune până la H2, prezentând proprietăți oxidante datorate ionilor H+. Dar astfel de reacții în condiții normale decurg foarte lent din cauza concentrației scăzute de ioni de H + în soluție și, în principal, pe suprafața metalului, deoarece majoritatea sărurilor acidului hidrosulfurat sunt insolubile în H 2 O. În mod similar, H 2 S reacţionează cu oxizii metalici şi hidroxizii insolubili.

Mediu insolubil săruri hidrosulfurate(sulfurile) se obțin prin reacția sulfului cu metale sau în reacții de schimb între soluții de sare:

Na 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + Na 2 SO 4

K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl

Solubil sulfuri format din metale alcaline și alcalino-pământoase. Ele pot fi obținute prin reacția soluțiilor acide cu metale sau alcaline. În acest caz, în funcție de raportul molar dintre substanțele inițiale, se pot forma atât săruri acide (hidrosulfuri) cât și săruri medii.

H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (cu lipsă de alcali)

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (în exces alcalin)

În soluții apoase, sărurile medii sunt puternic hidrolizate:

Na2S + HOH -- NaHS + NaOH

S 2- + HOH -- HS - + OH -

prin urmare, soluțiile lor au o reacție alcalină.

Sulfurile metalelor alcalino-pământoase într-o soluție apoasă sunt hidrolizate aproape 100% în prima etapă și există sub formă de săruri acide solubile:

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

Sulfurile unor metale (Al 2 S 3, Fe 2 S 3, Cr 2 S 3) în H 2 O sunt complet hidrolizate:

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

Majoritatea sulfurilor de metale grele sunt foarte slab solubile în H2O.

Unele sulfuri (CuS, HgS, Ag2S, PbS) nu sunt descompuse prin soluții de acizi tari. Prin urmare, acidul sulfurat de hidrogen poate înlocui acizii puternici din soluțiile apoase ale sărurilor lor formate de aceste metale:

CuS04 + H2S = CuS↓ + H2SO4

HgCI2 + H2S = HgS↓ +2HCI

Acidul de hidrogen sulfurat din aer este oxidat lent de oxigen, eliberând sulf:

2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O

Prin urmare, în timp, soluțiile de H 2 S devin tulburi în timpul depozitării.

Datorită acestei reacții, hidrogenul sulfurat nu se acumulează în straturile superioare ale apei Mării Negre, care conțin mult oxigen dizolvat.

Acidul hidrogen sulfurat, ca și hidrogenul sulfurat, este un agent reducător puternic și este oxidat de aceiași agenți oxidanți ca H2S, formând produse similare.

Sulfurile de metale grele au diverse culori strălucitoare și sunt folosite pentru a obține vopsele minerale folosite în vopsire.

O proprietate importantă a sulfurilor este oxidarea lor de către oxigen în timpul arderii. Această reacție este utilizată în metalurgie pentru a obține metale neferoase din minereuri sulfurate:

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

La arderea sulfurilor de metale active, SO2 rezultat și oxidul de metal pot reacționa unul cu celălalt pentru a forma săruri de acid sulfuros.