Решебник по химии 9 класс Габриелян | Страница 80

Проверьте свои знания

1. Составьте схему образования химической связи в молекуле сероводорода.

Молекула сероводорода (H₂S) состоит из атома серы и двух атомов водорода. Сера — элемент VI группы, на внешнем энергетическом уровне имеет 6 электронов, ей не хватает 2 электронов до завершения октета. Каждый атом водорода имеет один электрон и может образовать одну ковалентную связь. При взаимодействии атома серы с двумя атомами водорода образуются две ковалентные полярные связи. Электронная пара в каждой связи смещена в сторону более электроотрицательной серы.

Схема образования:

H· + ·S·· + ·H → H–S–H

(Точки — неспаренные электроны, черточки — образованные связи).

Таким образом, сероводород — это молекула с углом между связями около 92°, структура похожа на молекулу воды.

2. Охарактеризуйте физические и химические свойства сероводорода.

Сероводород (H₂S) — это бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц. Он ядовит, при вдыхании вызывает головокружение, головную боль и тошноту. При концентрации в воздухе выше 0,3 мг/л может наступить отравление, а при 1 мг/л — смертельный исход. Несмотря на токсичность, в малых дозах сероводород используется в медицине (например, в сероводородных ваннах). Газ плохо растворяется в воде, но раствор даёт слабую двухосновную кислоту — сероводородную кислоту (H₂S).

По химическим свойствам H₂S — типичный восстановитель. Он легко отдаёт электроны в реакциях с различными окислителями:

• (2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O) — сера выделяется в осадок.

• (H₂S + Br₂ → S↓ + 2HBr) — качественная реакция с бромной водой.

• (2H₂S + 3O₂(изб.) → 2SO₂ + 2H₂O) — полное окисление. Также H₂S вступает в реакции с солями тяжёлых металлов, образуя сульфиды, например:

• (H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃) — чёрный осадок сульфида свинца.

Таким образом, сероводород обладает типичными восстановительными свойствами и широко используется в химии и анализе.

3. Запишите сокращённые ионные уравнения качественных реакций на сульфид-ион и сульфат-ион.

Качественная реакция на сульфид-ион (S²⁻) основана на образовании малорастворимых сульфидов с ионами тяжёлых металлов: S²⁻ + Pb²⁺ → PbS↓

Также возможно взаимодействие с ионами водорода с выделением сероводорода: S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑

Качественная реакция на сульфат-ион (SO₄²⁻) — образование белого осадка с ионом бария: SO₄²⁻ + Ba²⁺ → BaSO₄↓

Таким образом, эти сокращённые ионные уравнения показывают основные признаки и подтверждают наличие соответствующих ионов в растворе.

Стр. 80

Примените свои знания

4. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций сероводородной кислоты с хлорной водой, гидроксидом лития, нитратом свинца(II), оксидом серы(IV). В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

1. С хлорной водой (реакция О.В.Р.):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + Cl₂ + H₂O → 2HCl + S↓)

Ионное уравнение:

(H₂S + Cl₂ → 2Cl⁻ + 2H⁺ + S↓)

Восстановитель: H₂S (S⁻² → S⁰), Окислитель: Cl₂ (Cl⁰ → Cl⁻)

Баланс:

S⁻² → S⁰ + 2e⁻

Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻

2. С гидроксидом лития (реакция нейтрализации):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2LiOH → Li₂S + 2H₂O)

Ионное уравнение:

(2OH⁻ + H₂S → S²⁻ + 2H₂O)

Тип реакции: ионный обмен, не О.В.Р.

3. С нитратом свинца(II) (качественная реакция на сульфид):

Молекулярное уравнение:

(H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃)

Ионное уравнение:

(Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓)

Тип реакции: ионный обмен, не О.В.Р.

4. С оксидом серы(IV) (реакция О.В.Р.):

Молекулярное уравнение:

(2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O)

Ионное уравнение не записывают, так как реакция между газами.

Восстановитель: H₂S (S⁻² → S⁰), Окислитель: SO₂ (S⁺⁴ → S⁰)

Баланс:

H₂S: S⁻² → S⁰ → отдал 2e⁻

SO₂: S⁺⁴ → S⁰ → принял 4e⁻

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O

5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующее превращение: ZnS → H₂S → S → FeS → SO₂

(ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑) — сульфид цинка реагирует с кислотой

(2H₂S + O₂ → 2S↓ + 2H₂O) — окисление сероводорода кислородом воздуха

(Fe + S → FeS) — получение сульфида железа

(4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑) — обжиг сульфида железа, реакция О.В.Р.

Окислитель: O₂, Восстановитель: FeS (S⁻² → S⁺⁴)

6. Напишите по одному молекулярному уравнению реакции, соответствующему каждому из следующих ионных уравнений:

а) H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O

б) HS⁻ + OH⁻ = S²⁻ + H₂O

в) H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O

г) H₂S + Cu²⁺ = S↓ + Cu₂S↓ + 2H⁺

д) SO₄²⁻ + Ca²⁺ = CaSO₄↓

а) H₂S + OH⁻ = HS⁻ + H₂O

Молекулярное уравнение:

(H₂S + NaOH → NaHS + H₂O)

б) HS⁻ + OH⁻ = S²⁻ + H₂O

Молекулярное уравнение:

(NaHS + NaOH → Na₂S + H₂O)

в) H₂S + 2OH⁻ = S²⁻ + 2H₂O

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O)

г) H₂S + Cu²⁺ = S↓ + Cu₂S↓ + 2H⁺

Молекулярное уравнение:

(H₂S + 2Cu(NO₃)₂ → Cu₂S↓ + 2HNO₃ + S↓)

д) SO₄²⁻ + Ca²⁺ = CaSO₄↓

Молекулярное уравнение:

(H₂SO₄ + CaCl₂ → CaSO₄↓ + 2HCl)

Все уравнения подтверждают кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводорода и сульфидов.

7. В химической реакции, протекающей по уравнению H₂S + Cl₂ = S + 2HCl, концентрация газообразного хлора за 3 мин уменьшилась с 0,063 моль/л до 0,027 моль/л. Рассчитайте скорость химической реакции в данный промежуток времени.

Скорость химической реакции по хлору рассчитывается по формуле:

v = (C₁ − C₂) / t

Где:

C₁ = 0,063 моль/л (начальная концентрация Cl₂),

C₂ = 0,027 моль/л (конечная концентрация Cl₂),

t = 3 мин = 180 секунд

ΔC = 0,063 − 0,027 = 0,036 моль/л

v = 0,036 / 180 = 0,0002 моль/(л·с)

Ответ: скорость реакции в данный промежуток времени составляет 0,0002 моль/(л·с).

8. В состав белой краски (свинцовых белил), нередко использовавшейся ранее для написания икон, входит сульфат свинца(II). Спустя длительное время белая краска таких икон чернела из-за взаимодействия сульфата свинца с сероводородом. Образующийся сульфид свинца(II) — соль чёрного цвета. Для восстановления белых тонов икону обрабатывали раствором перекиси водорода, при этом сульфид свинца(II) вновь окислялся до сульфата свинца(II). Составьте уравнение этой реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

Рассматриваемое превращение:

PbS → PbSO₄

Окислитель — H₂O₂ (перекись водорода),

Восстановитель — S²⁻ в составе PbS.

Молекулярное уравнение:

(PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O)

Электронный баланс:

S⁻² → S⁺⁶ (в составе SO₄²⁻): потеря 8e⁻

H₂O₂ → H₂O: каждая молекула принимает 2e⁻

Нужно 4H₂O₂, чтобы принять 8e⁻

Окислитель: H₂O₂

Восстановитель: PbS (S²⁻)

Ответ: уравнение реакции — (PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O).

Стр. 80

Используйте дополнительную информацию

9. Подготовьте сообщение о нахождении в природе, свойствах, области применения и получения сероводорода.

Сообщение

Сероводород: нахождение в природе, свойства, получение и применение

Сероводород (химическая формула H₂S) — это бесцветный газ с характерным запахом тухлых яиц, обладающий высокой токсичностью и при этом важный с химической, промышленной и биологической точек зрения. Он представляет собой одно из простейших соединений серы в степени окисления −2, в котором сера соединена с двумя атомами водорода.

Нахождение сероводорода в природе

Сероводород образуется в природе как продукт анаэробного (безкислородного) разложения органических веществ, содержащих серу. Он присутствует в природном газе, в попутных газах нефтяных месторождений, в вулканических газах, а также в воде некоторых минеральных источников. Особенно известны сероводородные источники в районе Пятигорска, Сочи и в других курортных регионах.

Также сероводород образуется при гниении органики, особенно в условиях недостатка кислорода, что характерно для илистых отложений водоёмов, болот, канализации. Он часто сопровождает процессы разложения белков и может присутствовать в воздухе вблизи сточных вод или при сжигании серосодержащего топлива.

В организмах человека и животных сероводород также образуется в небольших количествах и выполняет регуляторную роль, участвуя в различных биохимических процессах, в том числе регулируя тонус сосудов и нейромедиаторную активность.

Физические и химические свойства сероводорода

H₂S — это газ, малорастворимый в воде, но его раствор обладает слабокислой реакцией и называется сероводородной кислотой. Газ тяжёлый, в 1,2 раза плотнее воздуха. Легко воспламеняется, при сгорании образуется сернистый ангидрид (SO₂) и вода по уравнению:

(2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O).

Главная химическая особенность сероводорода — его восстановительные свойства. Сера в составе H₂S имеет степень окисления −2 и легко отдает электроны окислителям. При взаимодействии с бромной водой (Br₂ в H₂O), хлором и другими окислителями он образует элементную серу или даже серную кислоту, если используются сильные окислители.

Например:

(H₂S + Br₂ → S↓ + 2HBr) — качественная реакция на H₂S,

(H₂S + 4HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 4NO₂ + 2H₂O).

Сероводород взаимодействует с щелочами, образуя сульфиды и гидросульфиды:

(H₂S + NaOH → NaHS + H₂O),

(NaHS + NaOH → Na₂S + H₂O).

Одно из важнейших свойств — образование осадков с ионами тяжёлых металлов. Так, H₂S используется в аналитической химии для качественного определения ионов Pb²⁺, Cu²⁺, Cd²⁺, образующих характерные окрашенные сульфиды:

(Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ (чёрный осадок)).

Получение сероводорода

В лабораторных условиях H₂S получают действием разбавленной кислоты (чаще всего соляной или серной) на сульфиды металлов, например:

(FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑).

Этот способ используется при изучении химических свойств серы и сероводорода в школьных лабораториях.

Промышленно сероводород можно выделять из попутных газов нефтяных скважин, а также получать как побочный продукт переработки серосодержащих соединений нефти и угля. Его также получают при гидролизе тиосульфатов, обработке органических серосодержащих соединений кислотами и в других процессах.

Применение сероводорода

Несмотря на ядовитость, сероводород широко применяется. Наиболее известное направление — использование в медицине в виде сероводородных ванн. Они улучшают кровообращение, способствуют восстановлению кожи, суставов, сердечно-сосудистой и нервной систем. Такие процедуры применяются при кожных заболеваниях, ревматизме, невралгиях и болезнях опорно-двигательного аппарата.

В промышленности H₂S используется как восстановитель при получении некоторых металлов, в производстве серы, серной кислоты (через обжиг), в органическом синтезе. Он участвует в производстве тиолов и других серосодержащих органических соединений, в производстве пестицидов, инсектицидов и красителей.

В аналитической химии сероводород играет важную роль в качественном анализе: он помогает распознавать катионы различных металлов по осадкам их сульфидов. В частности, он помогает различать группы катионов в классическом аналитическом разделении (группы по сульфидной растворимости).

Заключение

Сероводород — это простое, но очень важное соединение серы. Он встречается в природе, связан с жизнедеятельностью организмов, используется в науке, промышленности и даже в медицине. При этом необходимо помнить о его токсичности: при высоких концентрациях H₂S опасен для жизни. Однако при грамотном применении он становится незаменимым помощником в химии и технологии.

Параграф 15. Кислородные соединения серы