Інформація загального характеру.
Молекула Н2S має структуру рівнобедреного трикутника з атомом сірки в центрі [d (HS) = 133 пм, кут HSH = 92 °]. Сірководень є безбарвний і вельми отруйний газ, вже 1 частина якого на 100 000 частин повітря виявляється по його характерного запаху (тухлих яєць).
У рідкому стані Н2S проводить електричний струм незрівнянно гірше, ніж вода, тому що власна його електролітична дисоціація мізерно мала: [SH3 +] [HS-] = 3.10 -33. Рідкий, сірководень має низьку діелектричну проникність (e = 6 при 0 ° С) і як розчинник схожий радше на органічні рідини, ніж на воду. Так, він практично не розчиняє лід. Твердий Н2S має будову щільної упаковки з 12 найближчими сусідами у кожної молекули (тобто зовсім інше, ніж лід). Теплота плавлення сірководню дорівнює 2,5 кДж / моль, а теплота випаровування 18,8 кДж / моль.
tпл -85,54 ° С, t кип -60,35 ° С, при 0 ° С зріджується під тиском 1 МПа. Відновник.
Хімічні властивості.
Сірководень взаємодіє з підставами:
H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O
H2S проявляє дуже сильні відновні властивості:
H2S-2 + Br2 = S0 + 2HBr
H2S-2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + S0 + 2HCl
H2S-2 + 4Cl2 + 4H2O = H2S +6 O4 + 8HCl
3H2S-2 + 8HNO3 (конц) = 3H2S +6 O4 + 8NO + 4H2O
H2S-2 + H2S +6 O4 (конц) = S0 + S +4 O2 + 2H2O
(При нагріванні реакція йде по - іншому:
H2S-2 + 3H2S +6 O4 (конц) =- t ° = 4S +4 O2 + 4H2O)
Срібло при контакті із сірководнем чорніє:
4Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Якісна реакція на сірководень і розчинні сульфіди - утворення темно-коричневого (майже чорного) осаду PbS:
H2S + Pb (NO3) 2 = PbS (осад) + 2HNO3
Na2S + Pb (NO3) 2 = PbS (осад) + 2NaNO3
Pb2 + + S2-= PbS (осад)
Один обсяг води розчиняє в звичайних умовах близько 3 обсягів сірководню (з утворенням приблизно 0,1 М розчину (сірководневої води)). При нагріванні розчинність знижується. Підпалений на повітрі сірководень згоряє по одному з наступних рівнянь:
2 Н2S + 3 O2 = 2 H2O + 2 SO2 + 1125 кДж (при надлишку кисню) 2 Н2S + O2 = 2 H2O + 2 S + 531 кДж (при нестачі кисню).
Розчинність сірководню (обсяги на 1 обсяг води).
Легко окислюється сірководень і в розчині: при стоянні на повітрі сірководнева вода поступово каламутніє внаслідок виділення сірки (за другий з наведених вище реакцій). Бром і йод відновлюються до НВr і HI. Аналогічно діє і на багато інших речовин. Сірководень є, таким чином, сильним відновником.
У водному розчині Н2S веде себе як досить слабка кислота. Середні солі (з аніоном S2-) називаються сульфідами, кислі (з аніоном HS-) - гидросульфид. Незважаючи на безбарвність самих іонів S2-і HS-, багато солі сірководню пофарбовані в характерні кольору. Переважна більшість сульфідів практично нерастворимо у воді. А більша частина гидросульфид добре розчинна (але відома лише у розчині).
Охолодження насиченого водного розчину сірководню може бути отриманий кристалогідрат Н2S · 6Н2О. Розчинність Н2S в органічних розчинниках значно вище, ніж у воді. Наприклад, один об'єм спирту поглинає при звичайній температурі 7 обсягів сірководню. Розчинність його у розплавленої сірці різко зростає вище 130 ° С і досягає максимуму близько 350 ° С. Мабуть, це пов'язано з утворенням полісульфідів. У водному розчині сірководень легко окислюється йодом до вільної сірки: I2 + Н2S = 2 НI + S. Навпаки, в газовій фазі сірка окисляє іодістий водень до вільного йоду: S +2 НI = Н2S + I2 + 6 кДж.Ніже -50 ° С може існувати молекулярне з'єднання складу Н2S · I2. Сірководнева кислота характеризується константами дисоціації К1 = ([H +] * [HS-]) / [H2S] = 1.10 -7 і К2 = ([H +] * [S2-]) / [HS-] = 1.10 - 14, тобто вона дещо слабше вугільної промисловості ". Децінормальний розчин Н2S має рН = 4,1. Отримання.
З воднем сірка в звичайних умовах не з'єднується. Лише при нагріванні протікає оборотна реакція:
Н2 + S = Н2S + 21 кДж
рівновагу якої близько 350 ° С зміщений вправо, а при підвищенні температури зміщується вліво. Практично сірководень отримують зазвичай дією розбавлених кислот на сульфід заліза:
FeS + 2 HСl = FeCl2 + Н2S
Зручний спосіб одержання Н2S полягає в нагріванні вище 170 ° С сплаву порошкоподібної сірки з парафіном і подрібненим азбестом (приблизно 3: 5: 2 по масі). При охолодженні реакція припиняється, але знову викликається нагріванням. Вихідний сплав може заготовляти про запас і витрачатися у міру потреби (один грам дає близько 150 мл Н2S). Дуже чистий сірководень може бути отриманий пропусканням суміші Н2 з парами сірки над нагрітими до 600 ° С шматками пемзи. Критична температура Н2S дорівнює 100 ° С при критичному тиску 89 атм. Термічна дисоціація Н2S починається приблизно з 400 ° С і стає практично повної близько 1700 ° С.
Сульфгідрильні групи (HS) входять до складу деяких біологічно важливих органічних соедіненій.Прімененіе.
Застосовується у виробництві сірки, сірчаної кислоти, сульфідів, в органічному синтезі, хімічному аналізі, для приготування лікувальних сірководневих ванн.
Отруєння сірководнем.
На повітрі сірководень запалюється близько 300 ° С. Вибухонебезпечні його суміші з повітрям, що містять від 4 до 45 об'ємно. % Н2S. Отруйність сірководню часто недооцінюють і роботи з ним ведуть без дотримання достатніх запобіжних заходів. Тим часом вже 0,1% Н2S у повітрі швидко викликає тяжке отруєння. При вдиханні сірководню в значних концентраціях може миттєво наступити непритомний стан або навіть смерть від паралічу дихання (якщо потерпілий не був своєчасно винесено з отруєної атмосфери). Першим симптомом гострого отруєння служить втрата нюху. Надалі з'являються головний біль, запаморочення і нудота. Іноді через деякий час наступають раптові непритомність. Протиотрутою служить перш за все чисте повітря. Важко отруєним сірководнем дають вдихати кисень. Іноді доводиться застосовувати штучне дихання. Хронічне отруєння малими кількостями Н2S обумовлює загальне погіршення самопочуття, схуднення, поява головних болів і т. д. Гранично допустимою концентрацією Н2S у повітрі виробничих приміщень вважається 0,01 мг / л. Містять його балони повинні мати білу забарвлення з червоним написом "Сірководень" і червоною рискою під неї.