Sulfidi i hidrogjenit (H2S) është një gaz pa ngjyrë me erë veze të kalbur. Është më i dendur se hidrogjeni. Sulfidi i hidrogjenit është helmues vdekjeprurës për njerëzit dhe kafshët. Edhe përmbajtja e tij e lehtë në ajër shkakton marrje mendsh dhe të përziera, por më e keqja është se me thithjen e zgjatur kjo erë nuk ndihet më. Sidoqoftë, në rast të helmimit me sulfur hidrogjeni, ekziston një antidot i thjeshtë: duhet të mbështillni një copë zbardhues në një shall, më pas ta lagni dhe të nuhasni këtë pako për ca kohë. Sulfidi i hidrogjenit merret duke reaguar squfurin me hidrogjenin në një temperaturë prej 350 ° C:

H2 + S → H2S

Ky është një reaksion redoks: gjatë tij ndryshojnë gjendjet e oksidimit të elementëve të përfshirë në të.

Në kushte laboratorike, sulfuri i hidrogjenit prodhohet nga veprimi i acidit sulfurik ose klorhidrik në sulfurin e hekurit:

FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

Ky është një reaksion shkëmbimi: në të, substancat ndërvepruese shkëmbejnë jonet e tyre. Ky proces zakonisht kryhet duke përdorur një aparat Kipp.

aparat Kipp

Vetitë e sulfurit të hidrogjenit

Gjatë djegies së sulfurit të hidrogjenit, formohen oksidi i squfurit 4 dhe avujt e ujit:

2H2S + 3О2 → 2Н2О + 2SO2

H₂S digjet me një flakë kaltërosh dhe nëse mbani një gotë të përmbysur mbi të, në muret e tij do të shfaqet një kondensatë (ujë) transparente.

Sidoqoftë, me një ulje të lehtë të temperaturës, ky reagim vazhdon disi ndryshe: një shtresë tashmë e verdhë e squfurit të lirë do të shfaqet në muret e një gote të ftohur paraprakisht:

2H2S + О2 → 2Н2О + 2S

Ky reagim bazohet në metodën industriale të marrjes së squfurit.

Kur një përzierje e gaztë e përgatitur paraprakisht e sulfurit të hidrogjenit dhe oksigjenit ndizet, ndodh një shpërthim.

Reagimi i sulfurit të hidrogjenit dhe oksidit të squfurit (IV) gjithashtu ju lejon të merrni squfur të lirë:

2H2S + SO2 → 2H2O + 3S

Sulfidi i hidrogjenit është i tretshëm në ujë dhe tre vëllime të këtij gazi mund të treten në një vëllim uji, duke formuar një acid hidrosulfidi të dobët dhe të paqëndrueshëm (H2S). Ky acid quhet edhe ujë sulfid hidrogjeni. Siç mund ta shihni, formulat për gazin e sulfurit të hidrogjenit dhe acidin hidrosulfid janë shkruar në të njëjtën mënyrë.

Nëse acidit hidrosulfid i shtohet një tretësirë ​​kripe plumbi, do të formohet një precipitat i zi i sulfurit të plumbit:

H2S + Pb(NO3)2 → PbS + 2HNO3

Ky është një reagim cilësor për zbulimin e sulfurit të hidrogjenit. Ai gjithashtu demonstron aftësinë e acidit hidrosulfid për të hyrë në reaksione shkëmbimi me tretësirat e kripës. Kështu, çdo kripë e tretshme e plumbit është një reagent për sulfid hidrogjeni. Një ngjyrë karakteristike kanë edhe disa sulfide të tjera metalike, për shembull: sulfuri i zinkut ZnS - i bardhë, sulfuri i kadmiumit CdS - i verdhë, sulfuri i bakrit CuS - i zi, sulfuri i antimonit Sb2S3 - i kuq.

Nga rruga, sulfuri i hidrogjenit është një gaz i paqëndrueshëm dhe, kur nxehet, pothuajse plotësisht dekompozohet në hidrogjen dhe squfur të lirë:

H2S → H2 + S

Sulfidi i hidrogjenit ndërvepron intensivisht me tretësirat ujore të halogjeneve:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl

Sulfidi i hidrogjenit në natyrë dhe aktivitet njerëzor

Sulfidi i hidrogjenit është pjesë e gazeve vullkanike, gazit natyror dhe gazeve të lidhura me fushat e naftës. Ka gjithashtu shumë në ujërat minerale natyrore, për shembull, në Detin e Zi, ndodh në një thellësi prej 150 metrash e më poshtë.

Përdoret sulfuri i hidrogjenit:

• në mjekësi (trajtim me banja me sulfur hidrogjeni dhe ujëra minerale);
• në industri (përftimi i squfurit, acidit sulfurik dhe sulfureve);
• në kiminë analitike (për precipitimin e sulfideve të metaleve të rënda, të cilat zakonisht janë të patretshme);
• në sintezën organike (për të marrë analoge squfuri të alkooleve organike (merkaptanet) dhe tiofenit (hidrokarbur aromatik që përmban squfur). Një tendencë tjetër e fundit në shkencë është energjia e sulfurit të hidrogjenit. Prodhimi i energjisë nga depozitat e sulfurit të hidrogjenit nga fundi i Detit të Zi po bëhet seriozisht studiuar.

Natyra e reaksioneve redoks të squfurit dhe hidrogjenit

Reagimi i formimit të sulfurit të hidrogjenit është redoks:

H20 + S⁰→ H2⁺S2-

Procesi i ndërveprimit të squfurit me hidrogjenin shpjegohet lehtësisht nga struktura e atomeve të tyre. Hidrogjeni zë vendin e parë në sistemin periodik, prandaj ngarkesa e bërthamës atomike të tij është (+1), dhe 1 elektron qarkullon rreth bërthamës së atomit. Hidrogjeni e lëshon lehtësisht elektronin e tij tek atomet e elementeve të tjerë, duke u shndërruar në një jon hidrogjeni të ngarkuar pozitivisht - një proton:

H⁰ -1e⁻= H⁺

Squfuri është në pozitën e gjashtëmbëdhjetë në tabelën periodike. Prandaj, ngarkesa e bërthamës së atomit të tij është (+16), dhe numri i elektroneve në secilin atom është gjithashtu 16e-. Vendndodhja e squfurit në periudhën e tretë tregon se gjashtëmbëdhjetë elektronet e tij qarkullojnë rreth bërthamës atomike, duke formuar 3 shtresa, e fundit prej të cilave ka 6 elektrone valente. Numri i elektroneve valente të squfurit korrespondon me numrin e grupit VI, në të cilin ndodhet në sistemin periodik.

Pra, squfuri mund të dhurojë të gjashtë elektronet valente, si në rastin e formimit të oksidit të squfurit (VI):

2S⁰ + 3O2⁰ → 2S⁺6O₃⁻²

Përveç kësaj, si rezultat i oksidimit të squfurit, 4е- mund t'i jepet nga atomi i tij një elementi tjetër me formimin e oksidit të squfurit (IV):

S⁰ + O2⁰ → S⁺4 O2-²

Squfuri gjithashtu mund të dhurojë dy elektrone për të formuar klorur squfuri (II):

S⁰ + Cl2⁰ → S⁺² Cl2-

Në të tre reaksionet e mësipërme, squfuri dhuron elektrone. Rrjedhimisht, ai oksidohet, por në të njëjtën kohë vepron si një agjent reduktues për atomet e oksigjenit O dhe klorit Cl. Sidoqoftë, në rastin e formimit të H2S, oksidimi është fati i atomeve të hidrogjenit, pasi janë ata që humbasin elektronet, duke rivendosur nivelin e energjisë së jashtme të squfurit nga gjashtë elektrone në tetë. Si rezultat, çdo atom hidrogjeni në molekulën e tij bëhet një proton:

H2⁰-2e⁻ → 2H⁺,

dhe molekula e squfurit, përkundrazi, duke u reduktuar, kthehet në një anion të ngarkuar negativisht (S-2): S⁰ + 2е- → S-²

Kështu, në reaksionin kimik të formimit të sulfurit të hidrogjenit, është squfuri që vepron si një agjent oksidues.

Nga pikëpamja e manifestimit të gjendjeve të ndryshme të oksidimit nga squfuri, një ndërveprim tjetër i oksidit të squfurit (IV) dhe sulfurit të hidrogjenit është gjithashtu interesant - reagimi i marrjes së squfurit të lirë:

2H2⁺S-²+ S⁺4О2-²→ 2H2⁺O-²+ 3S⁰

Siç shihet nga ekuacioni i reaksionit, si agjenti oksidues ashtu edhe agjenti reduktues në të janë jone squfuri. Dy anione squfuri (2-) dhurojnë dy nga elektronet e tyre në atomin e squfurit në molekulën e oksidit të squfurit (II), si rezultat i së cilës të tre atomet e squfurit reduktohen në squfur të lirë.

2S-² - 4е⁻→ 2S⁰ - agjent reduktues, i oksiduar;

S⁺4 + 4е⁻→ S⁰ - oksidant, reduktohet.

Sulfidi i hidrogjenit H2S- më aktivi nga përbërjet që përmbajnë squfur. Në kushte normale, një gaz pa ngjyrë me një erë të pakëndshme vezësh të kalbura. Shumë helmues: helmimi akut i njeriut ndodh tashmë në përqendrime prej 0,2-0,3 mg / l, përqendrimet mbi 1 mg / l janë fatale. Sulfidi i hidrogjenit është shumë i tretshëm në ujë. Gama e përqendrimeve shpërthyese të përzierjes së saj me ajrin është mjaft e gjerë dhe varion nga 4 deri në 45% vol. Në kontakt me metalet (veçanërisht nëse gazi përmban lagështi), është shumë gërryes. Komponenti më i padëshirueshëm në gazrat e rafinerisë.

Rreziku i sulfurit të hidrogjenit për njerëzit.

Sulfidi i hidrogjenit është një gaz shumë toksik që ndikon drejtpërdrejt në sistemin nervor. Në një shkallë rreziku, ai klasifikohet si klasa 3. Sigurohuni që ta merrni parasysh këtë fakt sa herë që ndjeni erën e tij të veçantë. Por ajo që është veçanërisht e rrezikshme është vetia e sulfurit të hidrogjenit për të mërzitur nervin nuhatës, për shkak të të cilit një person thjesht pushon së dalluari avujt helmues që e rrethojnë dhe dehja mund të ndodhë papritmas.

Përqendrimi vdekjeprurës i këtij gazi në ajër është shumë i vogël - vetëm 0.1%. Kjo sasi e sulfurit të hidrogjenit mund të çojë një person në vdekje në 10 minuta. Duhet vetëm të rritet paksa përqendrimi - dhe vdekja ndodh menjëherë, pas frymëmarrjes së parë. Për shembull: në sistemin e kanalizimit, përqendrimi i sulfurit të hidrogjenit ndonjëherë arrin 16%.

Shenjat më të dukshme të helmimit të rëndë me sulfur hidrogjeni janë edema pulmonare, konvulsione, paraliza nervore dhe koma pasuese. Nëse sulfidi i hidrogjenit përmbahet në atmosferë në sasi më të vogla (nga 0,02%), simptomat nuk janë aq fatale, por shumë të pakëndshme: marramendje dhe dhimbje koke, të përzier dhe varësi të shpejtë ndaj erës së "vezëve të kalbura".

Njerëzit që punojnë ose jetojnë në afërsi të bimëve që emetojnë sulfid hidrogjeni përjetojnë atë që njihet si helmim kronik H2S. Në të njëjtën kohë, ata fillojnë të ndihen më keq, përjetojnë dhimbje koke, humbin shpejt peshë, rastet e të fikëtit bëhen më të shpeshta dhe shfaqet një shije metali në gojë. Sulfidi i hidrogjenit gjithashtu ka një efekt negativ në shikim, duke prekur mukozën e syrit dhe duke shkaktuar konjuktivit, fotofobi.

Helmimi me sulfur hidrogjeni mund të shërohet nëse masat e nevojshme merren shpejt: çoni viktimën në ajër të pastër, pasuroni mushkëritë e tij me oksigjen, futni analeptikë kardiak dhe respiratorë, preparate hekuri, glukozë dhe vitamina.

MPC (Përqendrimi maksimal i lejuar)

MPC e sulfurit të hidrogjenit (H2S) në ajër në zonën e punës - 10 mg/m3 (GN 2.2.5.1313-03 Përqendrimet maksimale të lejueshme (MPC) të substancave të dëmshme në ajrin e zonës së punës), e përzier me hidrokarbure - 3 mg /m3.

MPC e sulfurit të hidrogjenit (H2S) në ajrin e zonave të banuara është 0.008 mg/m3 (GN 2.1.6.1338-03 Përqendrimet maksimale të lejuara (MPC) të ndotësve në ajrin atmosferik të zonave të banuara).

Një erë e ndjeshme e sulfurit të hidrogjenit vërehet në një përqendrim të sulfurit të hidrogjenit prej 1,4-2,3 mg/m3, një erë e konsiderueshme në 4 mg/m3, një erë e rëndë në 7-11 mg/m3

Toksikologjia.

Shumë toksike. Thithja e ajrit me një përmbajtje të ulët të sulfurit të hidrogjenit shkakton marramendje, dhimbje koke, të përziera dhe me një përqendrim të konsiderueshëm çon në koma, konvulsione, edemë pulmonare dhe madje edhe vdekje. Në përqendrime të larta, një thithje e vetme mund të shkaktojë vdekje të menjëhershme. Kur thith ajrin me përqendrime të ulëta, një person shpejt përshtatet me erën e pakëndshme të "vezëve të kalbura" dhe ajo pushon së ndjeri. Ka një shije të ëmbël metalike në gojë.

Kur thithni ajër me një përqendrim të lartë, për shkak të paralizës së nervit të nuhatjes, era e sulfurit të hidrogjenit pothuajse menjëherë pushon të ndjehet.

Si formohet.

Në natyrë, është mjaft i rrallë në përbërjen e gazeve të naftës shoqëruese, gazit natyror, gazrave vullkanikë, në formë të tretur në ujërat natyrore (për shembull, në Detin e Zi, shtresat e ujit të vendosura më thellë se 150-200 m përmbajnë sulfur hidrogjeni të tretur) . Formohet gjatë kalbjes së proteinave, vetëm atyre që përmbajnë aminoacide që përmbajnë squfur metioninë dhe / ose cisteinë. Një sasi e vogël e sulfurit të hidrogjenit gjendet në gazrat e zorrëve të njerëzve dhe kafshëve. Gjendet edhe në naftën bruto.

Sulfidi i hidrogjenit është një frenues konkurrues i cyt c-oksidazës ETC; si rezultat i veprimit të tij, qelizat nuk përdorin oksigjen dhe vdesin nga mungesa e energjisë. Trupi e kompenson këtë me burimet e tij deri në një pikë të caktuar. Ky gaz është gjithashtu shumë irritues për mukozën dhe lëkurën. Nëse po flasim për përqendrime të larta të sulfurit të hidrogjenit, për shembull, afër vendit të një aksidenti në një fabrikë kimike, atëherë vdekja e shpejtë e trurit është e mundur. Organet e tjera vuajnë më pak, por pa trurin, kjo nuk është më e rëndësishme. Sigurisht, rezultati nuk është gjithmonë aq i trishtuar, jo të gjithë kanë një fabrikë kimike nën dritare. Në përqendrime të larta të H2S, do të ketë shira acid sulfurik që do të mbulojnë ndërmarrjet bujqësore, fushat, kopshtet e shtëpive. Do të ketë një erë vezësh të kalbura. Është e bezdisshme për të thënë të paktën. Mund të tregoj pak për ekologjinë dhe agronominë, por do të shpjegoj për mjekësinë.

Pse një person ka nevojë për oksigjen? Pse jo hidrogjen apo helium? Në fakt, nuk ka shumë rëndësi se cili gaz të përdoret, thjesht ndodhi që në atmosferën tonë oksigjeni ishte i përshtatshëm në të gjitha aspektet. Disa mikroorganizma nuk përdorin oksigjen dhe madje është i dëmshëm për ta - për shembull agjentët shkaktarë të botulizmit. Vetë energjia përmbahet në oksigjen dhe protone. Oksigjeni është një komponent i domosdoshëm i reagimit përfundimtar në zinxhirin e frymëmarrjes; pa të, kompleksi nuk do të funksionojë. Kur oksigjeni shndërrohet në ujë, çlirohet një sasi e madhe energjie. Ai dhe energjia e protoneve të ngrënë përdoren për të sintetizuar ATP - monedhën kryesore të energjisë. Nëse oksigjeni zhvendoset nga sulfuri i hidrogjenit, qeliza do të "mbytet". Sigurisht, mekanizmat rezervë për gjenerimin e energjisë do të ndizen, por ato nuk do të jenë të mjaftueshme ose do të ndizen jo mjaftueshëm shpejt. Kështu, qeliza vdes.

Me dehje të rënda, të vjella të tilla, marramendje, dhimbje koke janë të mundshme, pasi të gjitha këto substanca janë toksike. Dhe dehja serioze është e mundur nëse një person kalon më shumë se një orë në një zonë ku standardet MPC (përqendrimi maksimal i lejueshëm) tejkalohen me 20 ose më shumë herë. Për fat të mirë, nuk ndodh shpesh që standardet e MPC të tejkalohen për një periudhë të gjatë kohore. Sigurisht, disa njerëz mund të kenë dhimbje koke nga një erë e keqe, por zakonisht ajo nuk arrin probleme serioze.

Në të njëjtën kohë, është shumë e vështirë të identifikohet se cila ndërmarrje është fajtore: në të gjitha fushat ka ndërmarrje që ndotin ajrin. Për shembull, kur në vitin 2014 pati shumë zhurmë për shkak të erës së sulfurit të hidrogjenit, Roshydromet dhe Ministria e Situatave të Emergjencave deklaruan se çështja ishte në rafinerinë e naftës, përkatësisht në njësinë e përpunimit të sulfurit të hidrogjenit. Dhe një burim i paidentifikuar në administratën e qytetit "mëkatoi" kundër objekteve të trajtimit të Mosvodokanal. Por të dyja ndërmarrjet e dyshuara mohuan fajin e tyre. Fatkeqësisht, informacioni i hapur mjedisor për atë që po ndodh në ndërmarrjet e qytetit nuk mjafton. Në çfarë niveli është kontrolli mjedisor, është thjesht e trishtueshme të thuhet.

Për sa i përket sulfurit të hidrogjenit, nuk duhet të shqetësoheni, sepse është i rrallë në natyrë, kryesisht si gaz, ai gjendet në përbërjen e gazeve të naftës shoqëruese, gazit natyror dhe gazit vullkanik. Megjithëse përbërja H2S është pak e tretshme në ujë, ai gjendet në formë të tretur në Detin e Zi, i vendosur në shtresa ujore të rendit 150-200 metra. Ai gjendet gjithashtu, por në sasi të papërfillshme, në gazrat e zorrëve.
Jam dakord që ky gaz është vdekjeprurës dhe shpërthyes, por është i rrezikshëm nëse është më shumë se 5%, por.

sulfide hidrogjenit (H 2 S) është një gaz shumë kancerogjen, toksik. Ka një erë të fortë karakteristike të vezëve të kalbura.

Marrja e sulfurit të hidrogjenit.

1. Në laborator H 2 S të marra gjatë reaksionit midis sulfideve dhe acideve të holluara:

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

2. Ndërveprim Al 2 S 3 me ujë të ftohtë (sulfidi i hidrogjenit që rezulton është më i pastër se në metodën e parë të prodhimit):

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

Vetitë kimike të sulfurit të hidrogjenit.

sulfide hidrogjenit H 2 S - një përbërje kovalente që nuk formon lidhje hidrogjeni, si një molekulë H 2 O. (Dallimi është se atomi i squfurit është më i madh dhe më elektronegativ se atomi i oksigjenit. Prandaj, dendësia e ngarkesës së squfurit është më e ulët. Dhe për shkak të mungesës së lidhjeve hidrogjenore, pika e vlimit të H 2 S më i lartë se ai i oksigjenit. Gjithashtu H 2 S dobët i tretshëm në ujë, gjë që tregon edhe mungesën e lidhjeve hidrogjenore).

H 2 S + Br 2 \u003d S + 2HBr,

2. Sulfidi i hidrogjenit H 2 S- acid shumë i dobët, shpërndahet hap pas hapi në tretësirë:

H 2 S ⇆ H + + HS - ,

HS - ⇆ H + + S 2- ,

3. Ndërvepron me agjentë të fortë oksidues:

H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O \u003d H 2 SO 4 + 8HCl,

2 H 2 S + H 2 KËSHTU QË 3 = 3 S + 3 H 2 O,

2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S + 2 HCl,

4. Reagon me bazat, oksidet bazike dhe kripërat, duke formuar kripëra acide dhe mesatare (hidrosulfide dhe sulfide):

Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .

Ky reagim përdoret për të zbuluar sulfid hidrogjeni ose jonet sulfide. PbS- Sediment i zi.

Struktura kimike e molekulave H 2 S është e ngjashme me strukturën e molekulave H 2 O: (formë këndore)

Por, ndryshe nga uji, molekulat H 2 S janë me polaritet të ulët; lidhjet hidrogjenore midis tyre nuk formohen; forca e molekulave është shumë më e ulët.

Vetitë fizike

Në temperaturë normale, H 2 S është një gaz i pangjyrë me një erë jashtëzakonisht të pakëndshme mbytëse të vezëve të kalbura, shumë toksik (në një përqendrim > 3 g / m 3 shkakton helmim fatal). Sulfidi i hidrogjenit është më i rëndë se ajri, kondensohet lehtësisht në një lëng të pangjyrë.H 2 S është i tretshëm në ujë (në temperaturë normale, 2,5 litra gaz treten në 1 litër H 2 O).

Sulfidi i hidrogjenit në natyrë

H 2 S është i pranishëm në gazrat vullkanikë dhe nëntokësorë, në ujin e burimeve të squfurit. Formohet gjatë kalbjes së proteinave që përmbajnë squfur, dhe gjithashtu lirohet gjatë aktivitetit jetësor të mikroorganizmave të shumtë.

Se si të merrni

1. Sinteza nga substanca të thjeshta:

S + H 2 \u003d H 2 S

2. Veprimi i acideve jooksiduese në sulfide metalike:

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

3. Veprimi konc. H 2 SO 4 (pa tepricë) në tokë alkaline dhe alkaline Unë:

5H 2 SO 4 (konc.) + 8Na \u003d H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 O

4. Formohet gjatë hidrolizës së pakthyeshme të disa sulfideve:

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

Vetitë kimike të H2S

H 2 S - agjent i fortë reduktues

Ndërveprimi i H 2 S me agjentët oksidues çon në formimin e substancave të ndryshme (S, SO 2, H 2 SO 4),

Reaksionet me substanca të thjeshta oksiduese

Oksidimi i oksigjenit të ajrit

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

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

Oksidimi me halogjene:

H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr

Reaksionet me acidet oksiduese (HNO 3 , H 2 SO 4 (konk.).

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

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

Reaksionet me kripëra - agjentë oksidues

5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O

5H 2 S + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5SO 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14H 2 O

H 2 S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl

Një tretësirë ​​ujore e H 2 S shfaq vetitë e një acidi të dobët

Acidi hidrosulfid H 2 S 2-acidi bazë disociohet me hapa

Faza e parë: H 2 S → H + + HS -

Faza e dytë: HS - → H + + S 2-

H 2 S në tretësirën ujore karakterizohet nga reaksione të zakonshme për një klasë acidesh, në të cilat ai sillet si një acid i dobët. Ndërvepron:

a) me metale aktive

H 2 S + Mg \u003d H 2 + MgS

b) me metale me aktivitet të ulët (Ag, Cu, Hg) në prani të agjentëve oksidues

2H 2 S + 4Аg + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O

c) me oksidet bazike

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

d) me alkalet

H 2 S + NaOH (mungesë) = NaHS + H 2 O

e) me amoniak

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

Veçoritë e reaksioneve të H 2 S me kripërat e acideve të forta

Përkundër faktit se acidi hidrosulfid është shumë i dobët, ai reagon me disa kripëra të acideve të forta, për shembull:

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

Reaksionet vazhdojnë në rastet kur sulfidi Me që rezulton është i patretshëm jo vetëm në ujë, por edhe në acide të forta.

Reagimi cilësor ndaj anionit sulfid

Një nga këto reaksione përdoret për të zbuluar anionet S2- dhe sulfid hidrogjeni:

H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS ↓ precipitat i zi.

H 2 S i gaztë zbulohet duke përdorur letër të lagur të njomur në tretësirë ​​Pb(NO 3) 2, e cila bëhet e zezë në prani të H 2 S.

Sulfidet

Sulfidet janë komponime binar squfuri me më pak elementë EO, duke përfshirë disa jometale (C, Si, P, As, etj.).

Sulfidet e metaleve kanë rëndësinë më të madhe, pasi shumë prej tyre janë komponime natyrore dhe përdoren si lëndë të para për prodhimin e metaleve të lira, squfurit dhe dioksidit të squfurit.

Hidroliza e kthyeshme e sulfideve të tretshme

Sulfidet alkaline Me dhe amoniumi janë shumë të tretshëm në ujë, por në tretësirë ​​ujore ato i nënshtrohen hidrolizës në një masë shumë të madhe:

S 2- + H 2 O → HS - + OH -

Prandaj, tretësirat sulfide kanë një reaksion të fortë alkalik

Sulfidet e tokës alkaline Me dhe Mg, duke bashkëvepruar me ujin, i nënshtrohen hidrolizës së plotë dhe shndërrohen në kripëra acide të tretshme - hidrosulfide:

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

Kur solucionet sulfide nxehen, hidroliza vazhdon gjithashtu në fazën e dytë:

HS - + H 2 O → H 2 S + OH -

Hidroliza e pakthyeshme e sulfideve

Sulfidet e disa metaleve i nënshtrohen hidrolizës së pakthyeshme dhe dekompozohen plotësisht në tretësirat ujore, për shembull:

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

Cr 2 S 3, Fe 2 S 3 zbërthehen në mënyrë të ngjashme

Sulfidet e pazgjidhshme

Shumica e sulfideve të metaleve të rënda janë praktikisht të patretshme në ujë dhe për këtë arsye nuk i nënshtrohen hidrolizës. Disa prej tyre treten nën veprimin e acideve të forta, për shembull:

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

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

Sulfidet Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS janë të patretshme jo vetëm në ujë, por edhe në shumë acide.

Pjekja oksiduese e sulfideve

Oksidimi i sulfurit me oksigjen atmosferik në temperaturë të lartë është një fazë e rëndësishme në përpunimin e lëndëve të para sulfide. Shembuj:

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

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Metodat për marrjen e sulfideve

1. Lidhja e drejtpërdrejtë e substancave të thjeshta:

2. Ndërveprimi i H 2 S me tretësirat alkaline:

H 2 S + 2NaOH \u003d 2H 2 O + Na 2 S sulfur natriumi

H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS hidrosulfidi i natriumit

3. Ndërveprimi i H 2 S ose (NH 4) 2 S me tretësirat e kripës:

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

H 2 S + 2AgNO 3 \u003d Ag2S ↓ + 2HNO 3

4. Rikuperimi i sulfateve me kalcinim me qymyr:

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

Ky proces përdoret për të prodhuar sulfide të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline.