Какие свойства проявляет h2s
СЕРОВОДОРОД
Физические свойства
Газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит,
растворим в воде (в 1V
H2O растворяется 3V H2S при н.у.); t°пл. = -86°C; t°кип. = -60°С.
Влияние сероводорода на организм:
Сероводород не толькоскверно
пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом
количестве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек
перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность
сероводорода.
Насчитывается
множество случаев отравления вредным газом, когда пострадавшими были
рабочие, на ремонте трубопроводов. Этот газ тяжелее, поэтому он
накапливается в ямах, колодцах, откуда быстро выбраться не так-то
просто.
Получение
1)
H2
+ S
→ H2S↑ (при t)
2)
FeS
+ 2HCl
→ FeCl2
+ H2S↑
Химические свойства
1) Раствор H2S в воде – слабая двухосновная кислота.
Диссоциация происходит в две ступени:
H2S → H+
+ HS-
(первая ступень, образуется гидросульфид – ион)
HS- → 2H+ + S2-
(вторая ступень)
Сероводородная
кислота образует два ряда солей – средние (сульфиды) и кислые (гидросульфиды):
Na2S – сульфид натрия;
CaS
– сульфид кальция;
NaHS
– гидросульфид натрия;
Ca(HS)2 – гидросульфид
кальция.
2)
Взаимодействует с основаниями:
H2S + 2NaOH(избыток) → Na2S + 2H2O
H2S (избыток) + NaOH → NaНS + H2O
3) H2S проявляет очень сильные
восстановительные свойства:
H2S-2
+ Br2 → S0 + 2HBr
H2S-2
+ 2FeCl3 → 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2
+ 4Cl2 + 4H2O →
H2S+6O4 + 8HCl
3H2S-2
+ 8HNO3(конц) → 3H2S+6O4
+ 8NO + 4H2O
H2S-2
+ H2S+6O4(конц) → S0 + S+4O2 +
2H2O
(при нагревании реакция идет по – иному:
H2S-2 + 3H2S+6O4(конц)
→ 4S+4O2 + 4H2O
4) Сероводород
окисляется:
при
недостатке O2
2H2S-2 +
O2
→ 2S0
+
2H2O
при избытке O2
2H2S-2
+ 3O2 → 2S+4O2 + 2H2O
5) Серебро при контакте с сероводородом
чернеет:
4Ag
+ 2H2S + O2
→ 2Ag2S↓ + 2H2O
Потемневшим
предметам можно вернуть блеск. Для этого в эмалированной посуде их кипятят с
раствором соды и алюминиевой фольгой. Алюминий восстанавливает серебро до
металла, а раствор соды удерживает ионы серы.
6) Качественная реакция на сероводород и
растворимые сульфиды – образование темно-коричневого (почти черного) осадка PbS:
H2S +
Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2HNO3
Na2S
+ Pb(NO3)2 → PbS↓ + 2NaNO3
Pb2+
+
S2-
→
PbS↓
Загрязнение атмосферы вызывает почернение
поверхности картин, написанных масляными красками, в состав которых входят
свинцовые белила. Одной
из основных причин потемнения художественных картин старых мастеров было
использование свинцовых белил, которые за несколько веков, взаимодействуя со
следами сероводорода в воздухе (образуются в небольших количествах при гниении
белков; в атмосфере промышленных регионов и др.) превращаются в PbS. Свинцовые белила – это пигмент, представляющий
собой карбонат свинца (II).
Он реагирует с сероводородом, содержащимся в загрязнённой атмосфере, образуя
сульфид свинца (II),
соединение чёрного цвета:
PbCO3 + H2S = PbS↓ + CO2 + H2O
При обработке сульфида свинца (II) пероксидом водорода происходит реакция:
PbS +
4H2O2 = PbSO4 + 4H2O,
при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.
Таким образом реставрируют почерневшие
масляные картины.
7) Реставрация:
PbS
+ 4H2O2
→ PbSO4(белый)
+ 4H2O
Сульфиды
Получение сульфидов
1) Многие сульфиды получают нагреванием
металла с серой:
Hg
+ S
→
HgS
2) Растворимые
сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:
H2S + 2KOH →
K2S + 2H2O
3) Нерастворимые
сульфиды получают обменными реакциями:
CdCl2
+ Na2S → 2NaCl + CdS↓
Pb(NO3)2
+ Na2S → 2NaNO3 + PbS↓
ZnSO4
+ Na2S → Na2SO4 + ZnS↓
MnSO4
+ Na2S → Na2SO4 + MnS↓
2SbCl3
+ 3Na2S → 6NaCl + Sb2S3↓
SnCl2
+ Na2S → 2NaCl + SnS↓
Химические свойства сульфидов
1) Растворимые
сульфиды сильно гидролизованы, вследствие чего их водные растворы имеют
щелочную реакцию:
K2S +
H2O → KHS + KOH
S2- +
H2O → HS- + OH-
2) Сульфиды
металлов, стоящих в ряду напряжений левее железа (включительно), растворимы в
сильных кислотах:
ZnS + H2SO4
→ ZnSO4 + H2S
3)
Нерастворимые сульфиды можно перевести в растворимое состояние действием
концентрированной HNO3:
FeS2
+ 8HNO3 → Fe(NO3)3 + 2H2SO4
+ 5NO + 2H2O
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Задание №1
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
Cu →CuS →H2S →SO2
Задание №2
Составьте
уравнения окислительно-восстановительных реакций полного и неполного
сгорания сероводорода. Расставьте коэффициенты методом электронного
баланса, укажите окислитель и восстановитель для каждой реакции, а так
же процессы окисления и восстановления.
Задание №3
Запишите
уравнение химической реакции сероводорода с раствором нитрата свинца
(II) в молекулярном, полном и кратком ионном виде. Отметьте признаки
этой реакции, является ли реакция обратимой?
Задание №4
Сероводород пропустили через 18%-ый раствор сульфата меди (II) массой
200 г. Вычислите массу осадка, выпавшего в результате этой реакции.
Задание №5
Определите объём сероводорода (н.у.), образовавшегося при взаимодействии
соляной кислоты с 25% – ым раствором сульфида железа (II) массой 2 кг?
Источник
Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H2S.
Сероводород, формула, молекула, строение, состав, вещество:
Сероводород (сернистый водород, сульфид водорода, дигидросульфид) – бесцветный газ со сладковатым вкусом с характерным неприятным тяжёлым запахом тухлых яиц (тухлого мяса).
Сероводород – бинарное химическое соединение водорода и серы, имеющее формулу H2S.
Химическая формула сероводорода H2S.
Строение молекулы сероводорода, структурная формула сероводорода:
Сероводород – наиболее активное из серосодержащих соединений.
Сероводород тяжелее воздуха. Его плотность составляет 1,539 кг/м3, по отношении к воздуху – 1,19. Поэтому скапливается в низких непроветриваемых местах.
Сероводород плохо растворяется в воде. Раствор сероводорода в воде – очень слабая сероводородная кислота. Хорошо растворим в бензоле и этаноле.
Термически устойчив при температурах менее 400 °C. При температурах более 400 °C разлагается на составляющие – простые вещества: водород и серу.
В отличие от воды, в сероводороде не образуются водородные связи, поэтому сероводород в обычных условиях не сжижается.
Сероводород является сверхпроводником при температуре 203 К (-70 °C) и давлении 150 ГПа.
Сероводород коррозионно активен, поэтому предъявляются дополнительные требования при разработке нефтяных, газовых и газоконденсатных месторождений, содержащий сероводород.
Чрезвычайно огнеопасен. Смеси сероводорода и воздуха взрывоопасны. Возможно возгорание на расстоянии. Горит синим пламенем.
Соли сероводородной кислоты (раствор сероводорода в воде) называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок в ходе химических реакций. Многие сульфиды ярко окрашены. Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).
Сероводород в природе встречается редко, в незначительных количествах в составе природного газа, попутного нефтяного газа, сланцевого газа, а также в вулканических газах, в растворённом виде – в нефти, сланцевой нефти и в природных водах. Например, в Чёрном море слои воды, расположенные глубже 150-200 м, содержат растворённый сероводород (концентрация 14 мл/л).
Образуется при гниении белков, которые содержат в составе серосодержащие аминокислоты метионин и (или) цистеин. Небольшое количество сероводорода содержится в кишечных газах человека и животных.
Сероводород высокотоксичен и ядовит. Предельно допустимая концентрация (ПДК) сероводорода в воздухе населенных пунктов в России – 0,008 мг/м3, в России – 0,007 мг/м3.
Порог ощутимости запаха составляет 0,012-0,03 мг/м3. При вдыхании воздуха с небольшими концентрациями у человека довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц» и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус. При вдыхании воздуха с большой концентрацией из-за паралича обонятельного нерва запах сероводорода почти сразу перестаёт ощущаться.
При острых отравлениях возникает жжение и боль в горле при глотании, конъюнктивит, одышка, головная боль, головокружение, слабость, рвота, тахикардия, возможны судороги. Смертельная концентрация составляет 830 мг/м3 в течение 30 минут или 1100 мг/м3 в течение 5 минут.
При высокой концентрации сероводорода однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть.
Физические свойства сероводорода:
| Наименование параметра: | Значение: |
| Химическая формула | H2S |
| Синонимы и названия иностранном языке | hydrogen sulfide (англ.) водород сернистый (рус.) водорода сульфид (рус.) сероводородная кислота (рус.) |
| Тип вещества | неорганическое |
| Внешний вид | бесцветный газ |
| Цвет | бесцветный |
| Вкус | сладковатый |
| Запах | неприятный тяжёлый запах тухлых яиц (тухлого мяса) |
| Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | газ |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при -86 °C), кг/м3 | 1120 |
| Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при -86 °C), г/см3 | 1,12 |
| Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), кг/м3 | 938 |
| Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), г/см3 | 0,938 |
| Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), кг/м3 | 1,539 |
| Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), г/см3 | 0,001539 |
| Температура кипения, °C | -60,28 |
| Температура плавления, °C | -85,6 |
| Температура самовоспламенения, °C | 260 |
| Критическая температура*, °C | 100,4 |
| Критическое давление, МПа | 9,01 |
| Критический удельный объём, м3/кг | 349 |
| Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных | 4,3 – 46 |
| Молярная масса, г/моль | 34,082 |
| Растворимость в воде (20 oС), г/100 г | 0,379 |
| Сверхпроводимость | -70 °C, давление 150 ГПа |
* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.
Получение сероводорода:
Сероводород в лаборатории получают в результате следующих химических реакций:
- 1. взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами, например, с сульфидом железа.
- 2. взаимодействия сульфида алюминия и воды:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S.
Данная реакция отличается чистотой полученного сероводорода
Химические свойства сероводорода. Химические реакции (уравнения) сероводорода:
Основные химические реакции сероводорода следующие:
1. реакция взаимодействия сероводорода и брома:
H2S + Br2 → 2HBr + S.
В результате реакции образуются бромоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
2. реакция взаимодействия сероводорода и йода:
H2S + I2 → 2HI + S.
В результате реакции образуются йодоводород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
3. реакция взаимодействия сероводорода и кислорода:
2H2S + O2 → 2S + 2H2O.
В результате реакции образуются сера и вода. Реакция протекает медленно на свету, в растворе или в газовой фазе. Сероводород в ходе реакции используется в виде насыщенного раствора. На данной реакции основан промышленный способ получения серы.
4. реакция горения сероводорода:
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O (t = 250-300 °C).
В результате реакции образуются оксид серы и вода. Реакция горения сероводорода на воздухе.
5. реакция взаимодействия сероводорода и озона:
H2S + O3 → SO2 + H2O.
В результате реакции образуются оксид серы и вода. Сероводород в ходе реакции используется в виде газа.
6. реакция взаимодействия сероводорода и кремния:
Si + 2H2S SiS2 + 2H2 (t = 1200-1300 °C).
В результате реакции образуются сульфид кремния и водород.
7. реакция взаимодействия сероводорода и цинка:
H2S + Zn ZnS + H2 (t = 400-800 °C).
В результате реакции образуются сульфид цинка и водород.
8. реакция взаимодействия сероводорода и алюминия:
2Al + 3H2S Al2S3 + 3H2 (t = 600-1000 °C).
В результате реакции образуются сульфид алюминия и водород.
9. реакция взаимодействия сероводорода и галлия:
2Ga + H2S → Ga2S + H2.
В результате реакции образуются сульфид галлия и водород.
10. реакция взаимодействия сероводорода и молибдена:
Mo + 2H2S MoS2 + 2H2 (t > 800 °C).
В результате реакции образуются сульфид молибдена и водород.
11. реакция взаимодействия сероводорода и бария:
Ba + H2S BaS + H2 (t > 350 °C).
В результате реакции образуются сульфид бария и водород.
12. реакция взаимодействия сероводорода и магния:
Mg + H2S MgS + H2 (t = 500 °C).
В результате реакции образуются сульфид магния и водород.
13. реакция взаимодействия сероводорода и германия:
Ge + H2S GeS + H2 (t = 600-800 °C).
В результате реакции образуются сульфид германия и водород.
14. реакция взаимодействия сероводорода и кобальта:
Co + H2S CoS + H2 (t = 700 °C).
В результате реакции образуются сульфид кобальта и водород.
15. реакция взаимодействия сероводорода и серебра:
2Ag + H2S → Ag2S + H2.
В результате реакции образуются сульфид серебра и водород.
16. реакция взаимодействия сероводорода и оксида лития:
Li2O + H2S Li2S + H2O (t = 900-1000 °C).
В результате реакции образуются сульфид лития и вода.
17. реакция взаимодействия сероводорода и оксида цинка:
ZnO + H2S ZnS + H2O (t = 450-550 °C).
В результате реакции образуются сульфид цинка и вода.
18. реакция взаимодействия сероводорода и оксида железа:
FeO + H2S FeS + H2O (t = 500 °C).
В результате реакции образуются сульфид железа и вода.
19. реакция взаимодействия сероводорода и оксида молибдена:
MoO2 + 2H2S MoS2 + 2H2O (t = 400 °C).
В результате реакции образуются сульфид молибдена и вода.
20. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида натрия:
H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O.
В результате реакции образуются сульфид натрия и вода. В ходе реакции используется концентрированный раствор гидроксида натрия.
21. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида бария:
Ba(OH)2 + H2S → BaS + 2H2O.
В результате реакции образуются сульфид бария и вода. В ходе реакции используется разбавленный раствор сероводорода.
22. реакция взаимодействия сероводорода и гидроксида меди:
Cu(OH)2 + H2S → CuS + 2H2O.
В результате реакции образуются сульфид меди и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и гидроксид меди в виде суспензии.
23. реакция взаимодействия сероводорода и азотной кислоты:
H2S + 2HNO3 → S + 2NO2 + 2H2O.
В результате реакции образуются сера, оксид азота и вода. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода и концентрированный холодный раствор азотной кислоты.
Аналогичные реакции протекают и с другими минеральными кислотами.
24. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната кальция:
CaCO3 + H2S CaS + H2O + CO2 (t = 900 °C).
В результате реакции образуются сульфид кальция, оксид углерода и вода.
25. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната бария:
BaCO3 + H2S BaS + CO2 + H2O (t = 1000 °C, kat = H2).
В результате реакции образуются сульфид бария, оксид углерода и вода.
26. реакция взаимодействия сероводорода и карбоната натрия:
H2S + Na2CO3 → NaHS + NaHCO3 (t = 1000 °C, kat = H2).
В результате реакции образуются гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
27. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата серебра:
2AgNO3 + H2S → Ag2S + 2HNO3.
В результате реакции образуются сульфид серебра и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
28. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата висмута:
2Bi(NO3)3 + 3H2S → Bi2S3 + 6HNO3.
В результате реакции образуются сульфид висмута и азотная кислота. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
29. реакция взаимодействия сероводорода и нитрата свинца:
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + HNO3.
В результате реакции образуются сульфид свинца и азотная кислота. Данная реакция является качественной реакцией на сероводород. В результате реакции образуются соль свинца – сульфид свинца черного цвета, который выпадает в осадок.
30. реакция термического разложения сероводорода:
H2S H2 + S (t = 400-1700 °C).
В результате реакции образуются водород и сера. В ходе реакции используется насыщенный раствор сероводорода.
Применение сероводорода:
Из-за своей токсичности сероводород находит ограниченное применение:
- в аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжёлых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы;
- в медицине в составе природных и искусственных сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод;
- в химической промышленности для получения серной кислоты, элементной серы, сульфидов;
- в органическом синтезе для получения тиофена и меркаптанов.
В последние годы рассматривается возможность использования сероводорода, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического (сероводородная энергетика) и химического сырья.
Ссылка на источник
Источник
Строение молекул H2S
Химическое строение молекул H2S аналогично строению молекул Н2O: (угловая форма)
Но, в отличие от воды, молекулы H2S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.
Физические свойства
При обычной температуре H2S – бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м3 вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H2S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H2O растворяется – 2,5 л газа).
Сероводород в природе
H2S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
S + Н2 = H2S
2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2HCI = H2S↑ + FeCl2
3.Действие конц. H2SO4 (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:
5H2SO4(конц.) + 8Na = H2S↑ + 4Na2SO4 + 4H2О
4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:
AI2S3 + 6Н2О = 3H2S↑ + 2Аl(ОН)3↓
Химические свойства H2S
Взаимодействие H2S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО2, H2SO4),
Окисление кислородом воздуха
2H2S + 3О2(избыток) = 2SО2↑ + 2Н2О
2H2S + О2(недостаток) = 2S↓ + 2Н2О
Окисление галогенами:
H2S + Br2 = S↓ + 2НВr
3H2S + 8HNО3(разб.) = 3H2SO4 + 8NO + 4Н2О
H2S + 8HNО3(конц.) = H2SO4 + 8NО2↑ + 4Н2О
H2S + H2SO4(конц.) = S↓ + SО2↑ + 2Н2О
5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5S↓ + 2MnSO4 + K2SO4 + 8Н2О
5H2S + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5SО2 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 14Н2О
H2S + 2FeCl3 = S↓ + 2FeCl2 + 2HCl
Сероводородная кислота H2S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато
1-я ступень: H2S → Н+ + HS-
2-я ступень: HS- → Н+ + S2-
Для H2S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:
а) с активными металлами
H2S + Mg = Н2↑ + MgS
б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей
2H2S + 4Аg + O2 = 2Ag2S↓ + 2Н2O
в) с основными оксидами
H2S + ВаО = BaS + Н2O
г) со щелочами
H2S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н2O
д) с аммиаком
H2S + 2NH3(избыток) = (NH4)2S
Несмотря на то, что сероводородная кислота – очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:
CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4
Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.
Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S2- и сероводорода:
H2S + Pb(NO3)2 = 2HNO3 + PbS↓ черный осадок.
Газообразный H2S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO3)2, которая чернеет в присутствии H2S.
Сульфиды
Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.
Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:
S2- + H2O → HS- + ОН-
Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию
Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли – гидросульфиды:
2CaS + 2НОН = Ca(HS)2 + Са(ОН)2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS- + H2O → H2S↑ + ОН-
Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:
Al2S3 + 6H2O = 3H2S↑ + 2AI(OH)3↓
Аналогичным образом разлагаются Cr2S3, Fe2S3
Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид
ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:
FeS + 2HCI = FeCl2 + H2S↑
ZnS + 2HCI = ZnCl2 + H2S↑
Сульфиды Ag2S, HgS, Hg2S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки
сульфидного сырья. Примеры:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
1. Непосредственное соединение простых веществ:
Fe + S = FeS
2.Взаимодействие H2S с растворами щелочей:
H2S + 2NaOH = 2H2O + Na2S сульфид натрия
H2S + NaOH = H2O + NaHS гидросульфид натрия
3.Взаимодействие H2S или (NH4)2S с растворами солей:
H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4
H2S + 2AgNO3 = Ag2S↓ + 2HNO3
4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:
Na2SO4 + 4С = Na2S + 4СО
Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.
Источник