Какие свойства проявляет сероводород

Какие свойства проявляет сероводород thumbnail

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 формулаH2S
Синонимы и названия иностранном языкеhydrogen sulfide (англ.)

водород сернистый (рус.)

водорода сульфид (рус.)

сероводородная кислота (рус.)

Тип веществанеорганическое
Внешний видбесцветный газ
Цветбесцветный
Вкуссладковатый
Запахнеприятный 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/м31120
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при -86 °C), г/см31,12
Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), кг/м3938
Плотность (состояние вещества – жидкость, при -81 °C), г/см30,938
Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), кг/м31,539
Плотность (состояние вещества – газ, при 0 °C), г/см30,001539
Температура кипения, °C-60,28
Температура плавления, °C-85,6
Температура самовоспламенения, °C260
Критическая температура*, °C100,4
Критическое давление, МПа9,01
Критический удельный объём,  м3/кг349
Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных4,3 – 46
Молярная масса, г/моль34,082
Растворимость в воде (20 oС), г/100 г0,379
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. 1. взаимодействия разбавленных кислот с сульфидами, например, с сульфидом железа.
  1. 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:

Читайте также:  Какое свойство имеет твердое вещество

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

Сера принадлежит к числу веществ, известных человечеству испокон веков. Ещё древние греки и римляне нашли ей разнообразное применение. Куски самородной серы использовались для совершения обряда изгнания злых духов. Так, по легенде, Одиссей, возвратившись в родной дом после долгих странствий, первым делом велел окурить его серой. Много упоминаний об этом веществе встречается в Библии.

Читайте также:  Какими свойствами должна обладать идеальная информация

В Средние века сера занимала важное место в арсенале алхимиков. Как они считали, все металлы состоят из ртути и серы: чем меньше серы, тем благороднее металл. Практический интерес к этому веществу в Европе возрос в XIII – XIV вв., после появления пороха и огнестрельного оружия. Главным поставщиком серы была Италия.

Кристаллы природной серыКристаллы природной серы

В наши дни сера используется как сырьё для производства серной кислоты, пороха, при вулканизации каучука, в органическом синтезе, а также для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Порошок серы применяют в медицине в качестве наружного дезинфицирующего средства.

Сера образует несколько аллотропных модификаций. Устойчивая при комнатной температуре ромбическая сера представляет собой жёлтый порошок, нерастворимый в воде. При кристаллизации из хлороформа CHCl3 или из сероуглерода CS2 она выделяется в виде прозрачных кристаллов октаэдрической формы. ромбическая сера состоит из циклических молекул S8, имеющих форму короны. При 113 оС она плавится, превращаясь в жёлтую легкоподвижную жидкость. При дальнейшем нагревании расплав загустевает, так как в нем образуются цепочки. А если нагреть серу до 445 оС, она закипает. Выливая кипящую серу  струйкой в холодную воду, можно получить пластическую серу – резиноподобную модификацию, состоящую из полимерных цепочек. При медленном охлаждении расплава образуются игольчатые кристаллы моноклинной серы (tпл = 119 оС). Подобно ромбической сере, эта модификация  состоит из молекул S8. При комнатной температуре пластическая и моноклинная сера неустойчивы и самопроизвольно превращаются в порошок ромбической серы.

Нахождение в природе

Минерал пиритМинерал пирит

В природе сера находится как в свободном состоянии, так и в виде соединений. Важнейшие из них следующие: FeS2 – пирит; или железный (серный) колчедан, CuS – медный блеск, Ag2S – серебряный блеск, PbS – свинцовый блеск. Сера часто встречается в виде сульфатов: гипса – CaSO4 ∙2H2O; мирабилита, или глауберовой соли Na2SO4∙10H2O; горькой (английской) соли MgSO4 ∙ 7H2O и др. Сера входит в состав нефти, каменного угля, содержится в растительных и животных организмах (в составе белков).

Получение 

Кристаллизация серы в вулканическом озереКристаллизация серы в вулканическом озере

Серу, содержащуюся в свободном состоянии (в виде включений) в горных породах, выплавляют из них в специальных аппаратах – автоклавах.

В лабораторных условиях свободную серу можно получить, например, при сливании растворов сероводородной и сернистой кислот, при неполном сгорании сероводорода:

H2SO3 + 2H2S = 3S + 3H2O

2H2S + O2 = 2H2O + 2S

Химические свойства серы

Сера – типичный активный неметалл. Она реагирует с простыми и сложными веществами. В химических реакциях сера может быть как окислителем, так и восстановителем. Это зависит от окислительно-восстановительных свойств веществ, с которыми она реагирует. Сера проявляет свойства окислителя при взаимодействии с простыми веществами – восстановителями (металлами, водородом, некоторыми неметаллами имеющими меньшую ЭО). Восстановителем сера является по отношению к более сильным окислителям (кислороду, галогенам и кислотам – окислителям).

Взаимодействие серы с простыми веществами

Взаимодействие серы с цинкомВзаимодействие серы с цинком

Сера реагирует как окислитель:

а) с металлами:

2Na + S = Na2S

Mg + S = MgS

2Al + 3S = Al2S3

б) с углеродом:

C + 2S = CS2

в) с фосфором:

2P + 3S = P2S3

г) с водородом:

H2 + S = H2S

как восстановитель:

а) с кислородом:

S + O2 = SO2

б) с хлором:

S + Cl2 = SCl2

в) с фтором:

S + 3F2 = SF6

Взаимодействие серы со сложными веществами

Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)Реакция серы с хлоратом натрия и хлоридом меди (II)

а) в воде сера не растворяется и даже не смачивается водой;

б) как восстановитель сера взаимодействует с кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) при нагревании:

S + 2H2SO4 = 3SO2↑ + 2H2O

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

в) проявляя свойства и окислителя, и восстановителя, сера вступает в реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) с растворами щелочей при нагревании:

3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

              Сероводород и сероводородная кислота

Сера с водородом образует летучее соединение – сероводород H2S. Сероводород – это бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. В природе сероводород образуется при гниении белковых веществ, содержится в воде минеральных источников. При комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объёма сероводорода.

Кислотно – основные свойства

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода – является слабой двухосновной кислотой. Сероводородная вода имеет все общие свойства кислот. Она реагирует с: а) основными оксидами, б) основаниями, в) солями, г) металлами:

а) H2S + CaO = CaS + H2O

б) H2S + NaOH = NaHS + H2O

в) CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4

г) Ca + H2S = CaS + H2↑

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли (т.е. на сульфид-ион S2-) является взаимодействие их с растворимыми солями свинца. При этом выделяется осадок сульфида свинца (II) PbS черного цвета:

Na2S + Pb(NO3)2 = PbS↓ + 2NaNO3

Окислительно – восстановительные свойства

В окислительно – восстановительных реакциях как газообразный сероводород, так и сероводородная кислота проявляют сильные восстановительные свойства, так как атом серы в H2S имеет низшую степень окисления – 2, а поэтому может только окисляться. Он легко окисляется:

Горение сероводородаГорение сероводорода

а) кислородом воздуха:

2H2S + O2 = 2H2O + 2S           (при недостатке О2)

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O     ( в избытке О2)

б) бромной водой Br2:

H2S + Br2 = 2HBr + S↓

Бромная вода, имеющая желто-оранжевый цвет, при пропускании через нее сероводорода обесцвечивается;

в) раствором перманганата калия KMnO4:

5H2S + 2KMnO4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5S↓ + 8H2O

Читайте также:  Какие свойства есть у пережженной кости

При пропускании сероводорода через раствор перманганата калия происходит его обесцвечивание.

Сероводородная кислота окисляется не только сильными окислителями, такими как кислород, галогены, перманганат калия, но и более слабыми, например солями железа (III), сернистой кислотой и т.д.:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S↓ + 2HCl

H2SO3 + 2H2S = 3S↓ + 3H2O

Применение

Сероводородная вода издавна применялся в медицине для лечения ревматизма и кожных заболеваний. Сероводород является одним из компонентов минеральных вод.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Сера» 
Сера.docx (56 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Источник

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 +
4
H2O2 = PbSO4 + 4H2O,

при этом образуется сульфат свинца (II), соединение белого цвета.

Таким образом реставрируют почерневшие
масляные картины.

Какие свойства проявляет сероводород

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