Fyzikálne vlastnosti
Plyn, bezfarebný, so zápachom skazených vajec, jedovatý, rozpustný vo vode (v 1 V H 2 O rozpúšťa 3 V H 2 S pri č.); t °pl. = -86 °C; t °b. = -60 °C.
Vplyv sírovodíka na organizmus:
Sírovodík nielenže zapácha, ale je aj extrémne toxický. Keď sa tento plyn vdýchne vo veľkých množstvách, rýchlo nastane paralýza dýchacích nervov a potom človek prestane cítiť – to je smrteľné nebezpečenstvo sírovodíka.
Existuje veľa prípadov otravy škodlivými plynmi, keď obeťami boli robotníci pri opravách potrubí. Tento plyn je ťažší, preto sa hromadí v dierach a studniach, odkiaľ nie je také ľahké sa rýchlo dostať von.
Potvrdenie
1) H2 + S → H2S (v t)
2) FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S
Chemické vlastnosti
1) Riešenie H 2 S vo vode je to slabá dvojsýtna kyselina.
Disociácia prebieha v dvoch fázach:
H 2 S → H + + HS - (prvý stupeň sa vytvorí hydrosulfidový ión)
HS - → 2 H + + S 2- (druhá etapa)
Kyselina sírovodík tvorí dve série solí - stredné (sulfidy) a kyslé (hydrosulfidy):
Na 2 S- sulfid sodný;
CaS- sulfid vápenatý;
NaHS- hydrosulfid sodný;
Ca( H.S.) 2 – hydrosulfid vápenatý.
2) Interaguje so základňami:
H2S + 2 NaOH (nadbytok) → Na2S + 2 H20
H2S (nadbytok) + NaOH → Na H S + H20
3) H 2 S má veľmi silné regeneračné vlastnosti:
H2S-2 + Br2 -> S° + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H20 →H2S +604 + 8HCl
3H2S-2 + 8HN03 (konc) → 3H2S +604 + 8NO + 4H20
H2S-2 + H2S +604 (konc) →S0 + S +402 + 2H20
(pri zahrievaní prebieha reakcia inak:
H2S-2 + 3H2S +604 (konc) → 4S +402 + 4H20
4) Sírovodík sa oxiduje:
v prípade nedostatku O 2
2H2S-2 + O2 -> 2S0 + 2 H20
s prebytkom O2
2H2S-2 + 302 → 2S +402 + 2H20
5) Striebro pri kontakte so sírovodíkom sčernie:
4 Ag + 2 H 2 S + O 2 → 2 Ag 2 S ↓ + 2 H 2 O
Stmavené predmety môžu byť obnovené tak, aby svietili. Za týmto účelom sa varia v smaltovanej miske s roztokom sódy a hliníkovej fólie. Hliník redukuje striebro na kov a roztok sódy zadržiava ióny síry.
6) Kvalitatívna reakcia na sírovodík a rozpustné sulfidy - tvorba tmavohnedej (takmer čiernej) zrazeniny PbS:
H2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3
Na2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2NaNO 3
Pb 2+ + S 2- → PbS ↓
Znečistenie ovzdušia spôsobuje sčernanie povrchu obrazov natretých olejovými farbami, ktoré obsahujú olovenú belobu. Jedným z hlavných dôvodov stmavnutia umeleckých obrazov starých majstrov bolo použitie olovnatej beloby, ktorá počas niekoľkých storočí interagovala so stopami sírovodíka vo vzduchu (vzniká v malom množstve pri hnití bielkovín; v atmosfére priemyselné regióny a pod.) sa mení na PbS. Olovnatá beloba je pigment, ktorým je uhličitan olovnatý ( II). Reaguje so sírovodíkom obsiahnutým v znečistenej atmosfére za vzniku sulfidu olovnatého ( II), čierne pripojenie:
PbCO 3 + H 2 S = PbS↓ + CO 2 + H 2 O
Pri spracovaní sulfidu olovnatého ( II) s peroxidom vodíka dochádza k reakcii:
PbS + 4 H 2 O 2 = PbSO 4 + 4 H 2 O,
tým vzniká síran olovnatý ( II), spojenie je biele.
Takto sa reštaurujú začiernené olejomaľby.
7) Reštaurovanie:
PbS + 4 H 2 O 2 → PbSO 4 (biely) + 4 H 2 O
Sulfidy
Príprava sulfidov
1) Mnoho sulfidov sa pripravuje zahrievaním kovu so sírou:
Hg + S → HgS
2) Rozpustné sulfidy sa získavajú pôsobením sírovodíka na alkálie:
H2S + 2 KOH -> K2S + 2 H20
3) Nerozpustné sulfidy sa získavajú výmennými reakciami:
CdCl2 + Na2S -> 2NaCl + CdS↓
Pb(NO 3) 2 + Na2S → 2NaNO 3 + PbS↓
ZnSO 4 + Na 2 S → Na 2 SO 4 + ZnS ↓
MnS04 + Na2S → Na2S04 + MnS ↓
2SbCl3 + 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3 ↓
SnCl2 + Na2S -> 2NaCl + SnS↓
Chemické vlastnosti sulfidov
1) Rozpustné sulfidy sú vysoko hydrolyzované, v dôsledku čoho majú ich vodné roztoky alkalickú reakciu:
K2S + H20 → KHS + KOH
S2- + H20 → HS - + OH -
2) Sulfidy kovov nachádzajúce sa v sérii napätia naľavo od železa (vrátane) sú rozpustné v silných kyselinách:
ZnS + H2S04 → ZnSO4 + H2S
3) Nerozpustné sulfidy možno premeniť na rozpustný stav pôsobením koncentrovaných HNO 3 :
FeS2 + 8HN03 → Fe(N03)3 + 2H2S04 + 5NO + 2H20
ZADÁVACIE ÚLOHY
Úloha č.1Napíšte reakčné rovnice, ktoré možno použiť na vykonanie nasledujúcich transformácií:
Cu→ CuS→ H2S→ TAK 2
Úloha č.2
Napíšte rovnice pre redoxné reakcie úplného a neúplného spaľovania sírovodíka. Usporiadajte koeficienty pomocou metódy elektronickej rovnováhy, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo pre každú reakciu, ako aj procesy oxidácie a redukcie.
Úloha č.3
Napíšte rovnicu chemickej reakcie sírovodíka s roztokom dusičnanu olovnatého v molekulovej, celkovej a krátkej iónovej forme. Všimnite si príznaky tejto reakcie, je reakcia reverzibilná?
Úloha č.4
Úloha č.5
Určte objem sírovodíka (n.s.) vzniknutého pri interakcii kyseliny chlorovodíkovej s 25 % roztokom sulfidu železnatého s hmotnosťou 2 kg?
Pri zahrievaní síra reaguje s vodíkom. Vzniká jedovatý plyn štipľavého zápachu – sírovodík. Inak sa nazýva sírovodík, sírovodík, dihydrosulfid.
Štruktúra
Sírovodík je binárna zlúčenina síry a vodíka. Vzorec sírovodíka je H 2 S. Štruktúra molekuly je podobná štruktúre molekuly vody. Síra však nevytvára vodíkovú väzbu s vodíkom, ale kovalentnú polárnu väzbu. Je to spôsobené tým, že na rozdiel od atómu kyslíka je atóm síry objemovo väčší, má nižšiu elektronegativitu a nižšiu hustotu náboja.
Ryža. 1. Štruktúra sírovodíka.
Potvrdenie
Sírovodík je v prírode zriedkavý. V malých koncentráciách je súčasťou pridružených, prírodných, vulkanických plynov. Moria a oceány obsahujú vo veľkých hĺbkach sírovodík. Napríklad sírovodík sa nachádza v hĺbke 200 metrov v Čiernom mori. Okrem toho sa pri hnilobe bielkovín obsahujúcich síru uvoľňuje sírovodík.
V priemysle sa získava niekoľkými spôsobmi:
- reakcia kyselín so sulfidmi:
FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S;
- vplyv vody na sulfid hlinitý:
A12S3 + 6H20 -> 2Al(OH)3 + 3H2S;
- fúziou síry s parafínom:
C18H38 + 18S -> 18H2S + 18C.
Najčistejší plyn sa získava priamou interakciou vodíka a síry. Reakcia prebieha pri 600 °C.
Fyzikálne vlastnosti
Dihydrosulfid je bezfarebný plyn s vôňou skazených vajec a sladkastou chuťou. Je to toxická látka, nebezpečná vo vysokých koncentráciách. Vďaka svojej molekulárnej štruktúre sírovodík za normálnych podmienok neskvapalňuje.
Všeobecné fyzikálne vlastnosti sírovodíka:
- slabo rozpustný vo vode;
- vykazuje supravodivé vlastnosti pri teplote -70°C a tlaku 150 GPa;
- horľavý;
- rozpustný v etanole;
- skvapalňuje pri -60,3 °C;
- zmení sa na pevnú látku pri -85,6 °C;
- topí sa pri -86 °C;
- vrie pri -60 °C;
- rozkladá sa na jednoduché látky (síra a vodík) pri 400°C.
Za normálnych podmienok môžete pripraviť roztok sírovodíka (sírovodíková voda). Sírovodík však s vodou nereaguje. Na vzduchu roztok rýchlo oxiduje a stáva sa zakaleným v dôsledku uvoľňovania síry. Sírovodíková voda má slabé kyslé vlastnosti.
Ryža. 2. Sírovodíková voda.
Chemické vlastnosti
Sírovodík je silné redukčné činidlo. Hlavné chemické vlastnosti látky sú popísané v tabuľke.
|
Reakcia |
Popis |
Rovnica |
|
S kyslíkom |
Horí na vzduchu modrým plameňom za vzniku oxidu siričitého. Pri nedostatku kyslíka vzniká síra a voda |
2H2S + 402 -> 2H20 + 2S02; 2H2S + 02 -> 2S + 2H20 |
|
S oxidačnými činidlami |
Oxiduje na oxid siričitý alebo síru |
3H2S + 4HCl03 -> 3H2S04 + 4HCl; 2H2S + S02 -> 2H20 + 3S; 2H2S + H2S03 -> 3S + 3H20 |
|
S alkáliami |
S nadbytkom alkálií sa tvoria stredné soli s pomerom 1: 1 - kyslé |
H2S + 2NaOH -> Na2S + 2H20; H2S + NaOH → NaHS + H20 |
|
Disociácie |
Disociuje postupne v roztoku |
H 2 S ⇆ H + + HS – ; HS – ⇆H++ S 2- |
|
Vysoká kvalita |
Vznik čiernej zrazeniny – sulfidu olovnatého |
H2S + Pb(NO 3) 2 → PbS↓ + 2HNO 3 |
Ryža. 3. Spaľovanie sírovodíka.
Sírovodík je toxický plyn, preto je jeho použitie obmedzené. Väčšina vyrobeného sírovodíka sa používa v priemyselnej chémii na výrobu síry, sulfidu a kyseliny sírovej.
Čo sme sa naučili?
Z témy hodiny sme sa dozvedeli o štruktúre, výrobe a vlastnostiach sírovodíka alebo sírovodíka. Je to bezfarebný plyn s nepríjemným zápachom. Je toxická látka. Vytvára sírovodíkovú vodu bez interakcie s vodou. V reakciách vykazuje vlastnosti redukčného činidla. Reaguje so vzdušným kyslíkom, silnými oxidačnými činidlami (oxidy, kyslíkaté kyseliny) a zásadami. Disociuje v roztoku v dvoch fázach. Sírovodík sa používa v chemickom priemysle na výrobu derivátov.
Test na danú tému
Vyhodnotenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.4. Celkový počet získaných hodnotení: 66.
Sírovodík - H2S - je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom po skazených vajciach. Zle rozpustný vo vode, toxický. Molekula sírovodíka má hranatý tvar. Molekula je polárna. Vzhľadom na to, že sírovodík nevytvára silné vodíkové väzby, za normálnych podmienok je sírovodík plyn.Vo vodnom roztoku tvorí sírovodík slabú kyselinu sírovodíkovú.
Potvrdenie
Vytesnenie solí silnými kyselinami:
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S (Kippov prístroj)
Reakcie sírovodíka: oxiduje sa vzdušným kyslíkom na síru alebo oxid siričitý
2H2S + 02 = 2S(S02) + 2H20
Kyselina sírovodíková – slabá, dvojsýtna
Kyselina sírovodík
Nerozpustné stredné soli kyseliny sulfidovej (sulfidy) sa získavajú reakciou síry s kovmi alebo výmennými reakciami medzi roztokmi solí:
Na2S + CuSO4 = CuS↓ + Na2S04
K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl
Rozpustné sulfidy sú tvorené alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín. Možno ich získať reakciou kyslých roztokov s kovmi alebo zásadami. V tomto prípade, v závislosti od molárneho pomeru medzi východiskovými látkami, môžu vznikať kyslé (hydrosulfidy) aj stredné soli.
H2S + NaOH = NaHS + H2O (s nedostatkom alkálií)
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O (v nadbytku alkálie)
Niektoré sulfidy (CuS, HgS, Ag2S, PbS) sa nerozkladajú roztokmi silných kyselín. Preto môže kyselina sírovodík vytesniť silné kyseliny z vodných roztokov ich solí vytvorených týmito kovmi:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
HgCl2 + H2S = HgS↓ + 2HCl
Kyselina sírovodík vo vzduchu sa pomaly oxiduje kyslíkom a uvoľňuje síru:
2H2S + 02 = 2S↓ + 2H20
Preto sa H2S riešenia časom počas skladovania zakaľujú.
Sulfidy kovov alkalických zemín vo vodnom roztoku sú v prvom stupni takmer 100% hydrolyzované a existujú vo forme rozpustných solí kyselín:
2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2
Sulfidy niektorých kovov (Al2S3, Fe2S3, Cr2S3) sú úplne hydrolyzované v H2O:
Al2S3 + 6 H20 = 2Al(OH)3 + 3 H2S
Väčšina sulfidov ťažkých kovov je veľmi zle rozpustná v H2O.
50) Fosfor. Alotropické modifikácie fosforu……
Fosfor je neoddeliteľnou súčasťou rastlinných a živočíšnych bielkovín. V rastlinách sa fosfor koncentruje v semenách, u zvierat - v nervovom tkanive, svaloch a kostre. Ľudské telo obsahuje asi 1,5 kg fosforu: 1,4 kg v kostiach,
130 g - vo svaloch a 13 g v nervovom tkanive. V prírode sa fosfor nachádza vo viazanej forme.
Esenciálne minerály:
apatit Ca5(PO4)3F a fosforit Ca3(PO4)2.
Fosfor možno získať zahrievaním zmesi fosforitu,
uhlie a piesok v špeciálnej peci:
Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 2P + 3CaSiO3 + 5CO
Fosfín je jedovatý plyn s cesnakovým zápachom, možno ho získať z fosfidu zinočnatého pôsobením kyselín alebo vody:
Zn3P2 + 6HCl -> 2PH3 + 3ZnCl2
Hlavné vlastnosti fosfínu sú slabšie ako vlastnosti amoniaku:
PH3 + HCl -> PH4Cl
Fosfóniové soli vo vodných roztokoch sú nestabilné:
PH4 + H2O → PH3 + H3O
Fosfín má redukčný stav (najnižší oxidačný stav fosforu), horí na vzduchu:
2PH3 + 402 -> P205 + 3H20
Fosfín je bezfarebný jedovatý plyn so zápachom zhnitých rýb. Na vzduchu sa samovznieti
2РН3 + 4О2 → P2O5 + 2Н2О
Je mierne rozpustný vo vode a na rozdiel od NH3 s ním nereaguje.
Vytvára fosfóniové soli podobne ako amoniak s veľmi silným kyslíkom a kyselinami.
PH3 + HI= PH4I
fosfóniumjodid
Difosfín (analóg hydrazínu) (P2H4) – je kvapalina,
samovznietenie na vzduchu.
Príprava: Z fosfátovej horniny fúziou s uhlíkom a oxidom kremičitým
Ca3(P04)2 + C +Si02 → P4 + CaSi03 + CO
Z fosforečnanu vápenatého pri teplotách nad 1500 °C: Ca3(PO4)2 + C → CaO + P4 + CO
Chemické vlastnosti: P + O2 = P2O3; P + 02 = P205; P + S = P2S3; P + Cl2 = PCl3; P+H2 nefunguje
Alotropické modifikácie: Biely fosfor je silný jed, dokonca aj v malých dávkach je smrteľný. Získava sa v pevnom stave rýchlym ochladením pár fosforu. Vo svojej čistej forme je úplne bezfarebný, priehľadný, vzhľadovo podobný vosku: v chlade je krehký, pri teplotách nad 15 °C je mäkký a dá sa ľahko krájať nožom.
Červený fosfor je červenohnedý prášok, netoxický, neprchavý, nerozpustný vo vode a v mnohých organických rozpúšťadlách a sírouhlíku; na vzduchu sa nezapáli a v tme nesvieti. Až pri zahriatí na 260 °C sa vznieti. Pri silnom zahriatí, bez prístupu vzduchu, bez topenia (obchádzania kvapalného skupenstva) sa odparuje – sublimuje. Po ochladení sa zmení na biely fosfor.
Čierny fosfor sa vyrába vysokým teplom a vysokým tlakom bieleho fosforu. Čierny fosfor je ťažší ako iné modifikácie. Používa sa veľmi zriedkavo - ako polovodič v zložení fosforečnanu gália a india v metalurgii.
Reaguje s kyselinami P + HNO3 = HPO4 + NO + H2O; P + H2SO4 = H3P04 + S02 + H2O
Reaguje s alkáliami P + KOH + H2O = KH 2PO2 + PH3
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Reakcia sulfidu hlinitého so studenou vodou
Al2S3 + 6H20 = 2Al(OH)3 + 3H2S
Priama syntéza z prvkov nastáva, keď vodík prechádza cez roztavenú síru:
H2+S = H2S.
Zahrievanie zmesi parafínu a síry.
1.9. Kyselina sírovodík a jej soli
Kyselina sírovodík má všetky vlastnosti slabých kyselín. Reaguje s kovmi, oxidmi kovov, zásadami.
Ako dvojsýtna kyselina tvorí dva typy solí - sulfidy a hydrosulfidy . Hydrosulfidy sú vysoko rozpustné vo vode, sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín tiež a sulfidy ťažkých kovov sú prakticky nerozpustné.
Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín nie sú zafarbené, ostatné majú charakteristickú farbu, napríklad sulfidy medi (II), niklu a olova - čierne, kadmium, indium, cín - žlté, antimón - oranžové.
Iónové sulfidy alkalických kovov M2S majú štruktúru fluoritového typu, kde každý atóm síry je obklopený kockou s 8 atómami kovu a každý atóm kovu je obklopený štvorstenom so 4 atómami síry. Sulfidy typu MS sú charakteristické pre kovy alkalických zemín a majú štruktúru typu chloridu sodného, kde každý atóm kovu a síry je obklopený oktaedrom atómov iného typu. Keď sa kovalentná povaha väzby kov-síra zvyšuje, vytvárajú sa štruktúry s nižšími koordinačnými číslami.
Sulfidy neželezných kovov sa v prírode nachádzajú ako minerály a rudy a slúžia ako suroviny na výrobu kovov.
Príprava sulfidov
Priama interakcia jednoduchých látok pri zahrievaní v inertnej atmosfére
Redukcia pevných solí oxokyselín
BaS04 + 4C = BaS + 4CO (pri 1000 °C)
SrS03 + 2NH3 = SrS + N2 + 3H20 (pri 800 °C)
CaC03 + H2S + H2 = CaS + CO + 2H20 (pri 900 °C)
Málo rozpustné sulfidy kovov sa z ich roztokov vyzrážajú pôsobením sírovodíka alebo sulfidu amónneho
Mn(N03)2 + H2S = MnS↓ + 2HN03
Pb(NO 3) 2 + (NH 4) 2 S = PbS↓ + 2NH 4 NO 3
Chemické vlastnosti sulfidov
Sulfidy rozpustné vo vode sú vysoko hydrolyzované a majú zásadité prostredie:
Na2S + H20 = NaHS + NaOH;
S2- + H20 = HS- + OH-.
Oxidované vzdušným kyslíkom, v závislosti od podmienok, je možná tvorba oxidov, síranov a kovov:
2CuS + 302 = 2CuO + 2S02;
CaS + 202 = CaS04;
Ag2S + O2 = 2Ag + SO2.
Sulfidy, najmä tie, ktoré sú rozpustné vo vode, sú silné redukčné činidlá:
2KMn04 + 3K2S + 4H20 = 3S + 2Mn02 + 8KOH.
1.10. Toxicita sírovodíka
Na vzduchu sa sírovodík vznieti pri teplote asi 300 °C. Výbušné sú jeho zmesi so vzduchom s obsahom od 4 do 45 % H 2 S. Toxicita sírovodíka sa často podceňuje a práca s ním sa vykonáva bez dostatočnej opatrnosti. Medzitým už 0,1 % H 2 S vo vzduchu rýchlo spôsobuje ťažkú otravu. Keď sa sírovodík vdýchne vo významných koncentráciách, môže okamžite dôjsť k mdlobám alebo dokonca k smrti v dôsledku paralýzy dýchania (ak obeť nebola včas vytiahnutá z otrávenej atmosféry). Prvým príznakom akútnej otravy je strata čuchu. Následne sa objaví bolesť hlavy, závraty a nevoľnosť. Niekedy po chvíli nastanú náhle mdloby. Protijed je v prvom rade čistý vzduch. Tí, ktorí sú silne otrávení sírovodíkom, dostanú kyslík, aby mohli dýchať. Niekedy je potrebné použiť umelé dýchanie. Chronická otrava malým množstvom H 2 S spôsobuje celkové zhoršenie zdravotného stavu, vychudnutie, bolesti hlavy a pod. Za maximálnu prípustnú koncentráciu H 2 S vo vzduchu priemyselných priestorov sa považuje 0,01 mg/l.
Vodný roztok H2S (vzorec kyseliny sírovodíkovej) sa tiež nazýva sírovodíková voda alebo kyselina sírovodík. Je to jedna z najslabších minerálnych kyselín (indikátory v nej nemenia svoju farbu), disociuje sa v 2 fázach:
H2S - H++ HS - K1 diss. ≈ 6 ∙ 10 -8
HS -- H++ S 2- K 2 diss. ≈ 1 ∙ 10 -14
Roztoky kyseliny sulfidovej sú zriedené, ich maximálna molárna koncentrácia pri 20 °C a atmosférickom tlaku nepresahuje 0,12 mol/l a stupeň disociácie v prvom kroku je ~ 0,011 %.
Kyselina sírovodík môže reagovať s kovmi v rozsahu napätia až do H2, pričom vykazuje oxidačné vlastnosti v dôsledku H+ iónov. Takéto reakcie však za normálnych podmienok prebiehajú veľmi pomaly kvôli nízkej koncentrácii iónov H + v roztoku a hlavne na povrchu kovu, pretože väčšina solí kyseliny sulfidovej je nerozpustná v H 2 O. Podobne H 2 S reaguje s oxidmi kovov a nerozpustnými hydroxidmi.
Nerozpustné médium hydrosulfidové soli(sulfidy) sa získavajú reakciou síry s kovmi alebo výmennými reakciami medzi soľnými roztokmi:
Na2S + CuS04 = CuS↓ + Na2S04
K2S + FeCl2 = FeS↓ + 2KCl
Rozpustný sulfidy tvorené alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín. Možno ich získať reakciou kyslých roztokov s kovmi alebo zásadami. V tomto prípade, v závislosti od molárneho pomeru medzi východiskovými látkami, môžu vznikať kyslé (hydrosulfidy) aj stredné soli.
H 2 S + NaOH = NaHS + H 2 O (s nedostatkom alkálií)
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H20 (v nadbytku alkálie)
Vo vodných roztokoch sú stredné soli silne hydrolyzované:
Na2S + HOH -- NaHS + NaOH
S2- + HOH - HS - + OH -
preto majú ich roztoky alkalickú reakciu.
Sulfidy kovov alkalických zemín vo vodnom roztoku sú v prvom stupni takmer 100% hydrolyzované a existujú vo forme rozpustných solí kyselín:
2CaS + 2HOH = Ca(HS)2 + Ca(OH)2
Sulfidy niektorých kovov (Al 2 S 3, Fe 2 S 3, Cr 2 S 3) v H 2 O sú úplne hydrolyzované:
Al2S3 + 6 H20 = 2Al(OH)3 + 3 H2S
Väčšina sulfidov ťažkých kovov je veľmi zle rozpustná v H2O.
Niektoré sulfidy (CuS, HgS, Ag 2 S, PbS) sa nerozkladajú roztokmi silných kyselín. Preto môže kyselina sírovodík vytesniť silné kyseliny z vodných roztokov ich solí vytvorených týmito kovmi:
CuS04 + H2S = CuS↓ + H2S04
HgCl2 + H2S = HgS↓ +2HCl
Kyselina sírovodík vo vzduchu sa pomaly oxiduje kyslíkom a uvoľňuje síru:
2H2S + 02 = 2S↓ + 2H20
Preto sa roztoky H 2 S časom počas skladovania zakaľujú.
Vďaka tejto reakcii sa sírovodík nehromadí v horných vrstvách vody Čierneho mora, ktoré obsahujú veľa rozpusteného kyslíka.
Kyselina sírovodík, podobne ako sírovodík, je silné redukčné činidlo a oxiduje sa rovnakými oxidačnými činidlami ako H 2 S, pričom vznikajú podobné produkty.
Sulfidy ťažkých kovov majú rôzne svetlé farby a používajú sa na získavanie minerálnych farieb používaných pri maľovaní.
Dôležitou vlastnosťou sulfidov je ich oxidácia kyslíkom pri výpale. Táto reakcia sa používa v metalurgii na získanie neželezných kovov zo sulfidových rúd:
2CuS + 302 -- 2CuO + 2SO2
Pri vypaľovaní sulfidov aktívnych kovov môžu vzniknuté SO2 a oxidy kovu navzájom reagovať za vzniku solí kyseliny sírovej.
