Страница 80 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Составьте схему образования химической связи в молекуле сероводорода.

Решение

Молекула сероводорода, химическая формула которой $H_2S$, состоит из одного атома серы (S) и двух атомов водорода (H). Чтобы составить схему образования химической связи, необходимо рассмотреть электронное строение этих атомов.

1. Атом водорода (H). Водород находится в первом периоде, первой группе, его порядковый номер 1. Электронная конфигурация атома водорода: $1s^1$. У него есть один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне. Для достижения стабильного состояния (завершенного электронного слоя, как у гелия) атому водорода необходимо получить еще один электрон.

2. Атом серы (S). Сера находится в третьем периоде, VIА группе, ее порядковый номер 16. Электронная конфигурация атома серы: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$. На внешнем (валентном) уровне у серы находится 6 электронов. Для достижения стабильного состояния (завершения внешнего слоя до октета, 8 электронов) атому серы необходимо принять два электрона. Из шести валентных электронов у серы есть две электронные пары и два неспаренных электрона.

Поскольку и водород, и сера являются неметаллами, связь между ними будет ковалентной. Она образуется за счет обобществления электронов. Атом серы имеет два неспаренных электрона и может образовать две ковалентные связи. Каждый из двух атомов водорода имеет по одному неспаренному электрону и может образовать по одной ковалентной связи.

Таким образом, атом серы образует две общие электронные пары с двумя атомами водорода. Каждый атом водорода предоставляет по одному электрону, а атом серы предоставляет два электрона.

Схематически образование связей можно изобразить с помощью электронных точек (формула Льюиса):

$H \cdot + \cdot \ddot{S} \cdot + \cdot H \longrightarrow H:\ddot{S}:H$

В результате образования двух общих электронных пар атом серы завершает свой внешний электронный слой до 8 электронов (октет), а каждый атом водорода — до 2 электронов (дуплет).

Структурная (графическая) формула молекулы сероводорода, где каждая общая электронная пара обозначается черточкой, выглядит так:

$H-S-H$

Электроотрицательность серы (2,6) немного выше, чем у водорода (2,2), поэтому общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома серы. Это приводит к тому, что на атоме серы возникает частичный отрицательный заряд ($ \delta- $), а на атомах водорода — частичные положительные заряды ($ \delta+ $). Следовательно, связь $S-H$ является ковалентной полярной.

Ответ: В молекуле сероводорода ($H_2S$) образуются две ковалентные полярные связи. Атом серы, имеющий 6 валентных электронов (из них 2 неспаренных), образует две общие электронные пары с двумя атомами водорода, каждый из которых имеет по одному валентному электрону. Схема образования связи: $H \cdot + \cdot \ddot{S} \cdot + \cdot H \longrightarrow H:\ddot{S}:H$.

2. Охарактеризуйте физические и химические свойства сероводорода.

Физические свойства

Сероводород ($H_2S$) — это бесцветный газ с характерным резким, неприятным запахом тухлых яиц. При больших концентрациях он токсичен и может вызвать паралич обонятельного нерва, из-за чего запах перестает ощущаться, что делает его особенно опасным.

• Агрегатное состояние: при стандартных условиях — газ.

• Молярная масса: $M(H_2S) = 34.08 \text{ г/моль}$.

• Плотность: тяжелее воздуха примерно в 1.17 раза. Плотность газа при нормальных условиях составляет $1.539 \text{ кг/м}^3$.

• Растворимость: умеренно растворим в воде (около 2.5 объемов газа в 1 объеме воды при 20°C), образуя слабую сероводородную кислоту. Также растворяется в этаноле.

• Температуры фазовых переходов: температура кипения $–60.28 \text{ °C}$, температура плавления $–85.7 \text{ °C}$.

• Токсичность: очень ядовит. Воздействует на нервную систему. Вдыхание воздуха с высокой концентрацией $H_2S$ может привести к мгновенной смерти.

Ответ: Сероводород — это бесцветный, ядовитый газ с запахом тухлых яиц, тяжелее воздуха, умеренно растворимый в воде.

Химические свойства

Сероводород проявляет свойства слабой кислоты и является сильным восстановителем, так как сера в нем находится в низшей степени окисления (–2).

1. Кислотные свойства:

Водный раствор сероводорода является очень слабой двухосновной кислотой (сероводородная кислота). Диссоциация происходит ступенчато:

$H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$ (первая ступень)

$HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$ (вторая ступень)

Как кислота, сероводород реагирует с основаниями, образуя два ряда солей: средние соли (сульфиды) и кислые соли (гидросульфиды).

• С избытком щелочи образуются сульфиды: $H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O$

• При недостатке щелочи (или при молярном соотношении 1:1) образуются гидросульфиды: $H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O$

2. Восстановительные свойства:

Сероводород — сильный восстановитель. Он легко окисляется многими окислителями. Продукт окисления серы зависит от силы окислителя и условий реакции.

• Горение в кислороде:

  • В избытке кислорода (полное сгорание) образуется оксид серы(IV): $2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2SO_2 + 2H_2O$

  • При недостатке кислорода образуется свободная сера: $2H_2S + O_2 \rightarrow 2S \downarrow + 2H_2O$

• Взаимодействие с галогенами (например, с хлором): $H_2S + Cl_2 \rightarrow S \downarrow + 2HCl$

• Взаимодействие с сильными окислителями, такими как перманганат калия или концентрированная азотная кислота, приводит к окислению серы до степени окисления +6:

  $5H_2S + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow 5S \downarrow + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O$ (в кислой среде)

  $H_2S + 8HNO_3(\text{конц.}) \rightarrow H_2SO_4 + 8NO_2 \uparrow + 4H_2O$

3. Реакции с солями тяжелых металлов:

Сероводород реагирует с растворами солей многих металлов (особенно тяжелых), образуя нерастворимые в воде и кислотах сульфиды, которые выпадают в осадок. Эти реакции используются в качественном анализе для обнаружения ионов металлов.

• $H_2S + CuSO_4 \rightarrow CuS \downarrow + H_2SO_4$ (черный осадок)

• $H_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS \downarrow + 2HNO_3$ (черный осадок)

• $H_2S + CdCl_2 \rightarrow CdS \downarrow + 2HCl$ (желтый осадок)

Ответ: Сероводород является слабой двухосновной кислотой и сильным восстановителем. Он реагирует со щелочами, горит в кислороде, окисляется сильными окислителями и образует нерастворимые сульфиды с солями тяжелых металлов.

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

Качественная реакция на сульфид-ион
Качественной реакцией для обнаружения сульфид-иона ($S^{2-}$) в растворе является реакция с ионами тяжелых металлов, например, с ионами свинца(II) $Pb^{2+}$ или меди(II) $Cu^{2+}$. В результате образуется характерный черный осадок сульфида соответствующего металла.
Например, при взаимодействии с ионами свинца(II) выпадает черный осадок сульфида свинца(II) ($PbS$). Суть реакции заключается во взаимодействии ионов свинца и сульфид-ионов, что отражает следующее сокращенное ионное уравнение:
$Pb^{2+} + S^{2-} \rightarrow PbS\downarrow$
Альтернативной качественной реакцией является взаимодействие сульфид-ионов с ионами водорода (сильной кислотой), при котором выделяется газ сероводород ($H_2S$) с неприятным запахом тухлых яиц. Сокращенное ионное уравнение для этой реакции:
$2H^{+} + S^{2-} \rightarrow H_2S\uparrow$
Ответ: $Pb^{2+} + S^{2-} \rightarrow PbS\downarrow$ (реакция с ионами свинца(II)) или $2H^{+} + S^{2-} \rightarrow H_2S\uparrow$ (реакция с сильной кислотой).

Качественная реакция на сульфат-ион
Качественной реакцией на сульфат-ион ($SO_4^{2-}$) служит его взаимодействие с ионами бария ($Ba^{2+}$). В качестве реагента обычно используют растворимую соль бария, например, хлорид бария ($BaCl_2$). В результате реакции образуется белый мелкокристаллический осадок сульфата бария ($BaSO_4$). Важным признаком является то, что этот осадок не растворяется в сильных кислотах (например, в $HCl$ или $HNO_3$), что позволяет отличить сульфат-ион от других анионов, также образующих белые осадки с барием (например, сульфит-иона $SO_3^{2-}$ или карбонат-иона $CO_3^{2-}$).
Сокращенное ионное уравнение, описывающее этот процесс, выглядит так:
$Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$
Ответ: $Ba^{2+} + SO_4^{2-} \rightarrow BaSO_4\downarrow$

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 окислители и восстановители.

Решение

1. Реакция с хлорной водой

Данная реакция является окислительно-восстановительной. Сероводород ($H_2S$) является восстановителем, а хлор ($Cl_2$) – окислителем. Сера окисляется от степени окисления -2 до +6 (в составе сульфат-иона $SO_4^{2-}$), а хлор восстанавливается от 0 до -1 (в составе хлорид-иона $Cl^-$).

Составим электронный баланс:

$S^{-2} - 8e^- \rightarrow S^{+6}$ | 1 (окисление, восстановитель $H_2S$)

$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1}$ | 4 (восстановление, окислитель $Cl_2$)

Молекулярное уравнение:

$H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O = H_2SO_4 + 8HCl$

Сероводородная кислота – слабая, вода – слабый электролит, хлор – неэлектролит. Серная и соляная кислоты – сильные электролиты.

Полное ионное уравнение:

$H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O = 2H^+ + SO_4^{2-} + 8H^+ + 8Cl^-$

Сокращенное ионное уравнение (после приведения подобных членов – ионов $H^+$):

$H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O = 10H^+ + SO_4^{2-} + 8Cl^-$

Ответ: Молекулярное уравнение: $H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O = H_2SO_4 + 8HCl$. Сокращенное ионное уравнение: $H_2S + 4Cl_2 + 4H_2O = 10H^+ + SO_4^{2-} + 8Cl^-$. Окислитель – $Cl_2$, восстановитель – $H_2S$.

2. Реакция с гидроксидом лития

Это реакция нейтрализации между слабой двухосновной кислотой ($H_2S$) и сильным основанием ($LiOH$). В зависимости от соотношения реагентов может образоваться кислая или средняя соль. Рассмотрим реакцию с образованием средней соли сульфида лития ($Li_2S$).

Молекулярное уравнение:

$H_2S + 2LiOH = Li_2S + 2H_2O$

Сероводородная кислота – слабая, гидроксид лития – сильный электролит (щелочь), сульфид лития – растворимая соль, вода – слабый электролит.

Полное ионное уравнение:

$H_2S + 2Li^+ + 2OH^- = 2Li^+ + S^{2-} + 2H_2O$

Сокращенное ионное уравнение (после сокращения ионов $Li^+$):

$H_2S + 2OH^- = S^{2-} + 2H_2O$

Ответ: Молекулярное уравнение: $H_2S + 2LiOH = Li_2S + 2H_2O$. Сокращенное ионное уравнение: $H_2S + 2OH^- = S^{2-} + 2H_2O$.

3. Реакция с нитратом свинца(II)

Это реакция ионного обмена, в результате которой образуется черный нерастворимый осадок сульфида свинца(II) ($PbS$).

Молекулярное уравнение:

$H_2S + Pb(NO_3)_2 = PbS \downarrow + 2HNO_3$

Сероводородная кислота – слабая, нитрат свинца(II) – растворимая соль, сульфид свинца(II) – нерастворимое вещество, азотная кислота – сильная.

Полное ионное уравнение:

$H_2S + Pb^{2+} + 2NO_3^- = PbS \downarrow + 2H^+ + 2NO_3^-$

Сокращенное ионное уравнение (после сокращения ионов $NO_3^-$):

$H_2S + Pb^{2+} = PbS \downarrow + 2H^+$

Ответ: Молекулярное уравнение: $H_2S + Pb(NO_3)_2 = PbS \downarrow + 2HNO_3$. Сокращенное ионное уравнение: $H_2S + Pb^{2+} = PbS \downarrow + 2H^+$.

4. Реакция с оксидом серы(IV)

Это окислительно-восстановительная реакция сопропорционирования, в которой сера из двух разных степеней окисления (-2 в $H_2S$ и +4 в $SO_2$) переходит в одну промежуточную (0 в $S$).

Составим электронный баланс:

$S^{-2} - 2e^- \rightarrow S^0$ | 2 (окисление, восстановитель $H_2S$)

$S^{+4} + 4e^- \rightarrow S^0$ | 1 (восстановление, окислитель $SO_2$)

Молекулярное уравнение:

$2H_2S + SO_2 = 3S \downarrow + 2H_2O$

Все участники реакции ($H_2S, SO_2, S, H_2O$) являются слабыми электролитами или неэлектролитами. Поэтому ионного уравнения для данной реакции не составляют, а молекулярное уравнение является одновременно и ионным.

Ответ: Молекулярное уравнение: $2H_2S + SO_2 = 3S \downarrow + 2H_2O$. Окислитель – $SO_2$, восстановитель – $H_2S$.

5. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

$ZnS \rightarrow H_2S \rightarrow S \rightarrow FeS \rightarrow SO_2$

Для окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислители и восстановители.

Решение

1. ZnS → H₂S

Для получения сероводорода из сульфида цинка можно использовать реакцию обмена с сильной кислотой, например, с соляной кислотой. Данная реакция не является окислительно-восстановительной, так как степени окисления элементов не изменяются.

$ZnS + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2S\uparrow$

Ответ: $ZnS + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2S\uparrow$.

2. H₂S → S

Получение серы из сероводорода возможно путем его неполного сгорания в недостатке кислорода. Это окислительно-восстановительная реакция.

$2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O$

Метод электронного баланса:

$S^{-2} - 2e^- \rightarrow S^0$ | 2 | окисление
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 1 | восстановление

$H_2S$ (за счет $S^{-2}$) является восстановителем, $O_2$ (за счет $O^0$) — окислителем.

Ответ: $2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O$. Восстановитель — $H_2S$, окислитель — $O_2$.

3. S → FeS

Сульфид железа(II) получают при непосредственном взаимодействии простых веществ — железа и серы — при нагревании. Это окислительно-восстановительная реакция.

$Fe + S \xrightarrow{t} FeS$

Метод электронного баланса:

$Fe^0 - 2e^- \rightarrow Fe^{+2}$ | 1 | окисление
$S^0 + 2e^- \rightarrow S^{-2}$ | 1 | восстановление

$Fe$ (за счет $Fe^0$) является восстановителем, $S$ (за счет $S^0$) — окислителем.

Ответ: $Fe + S \xrightarrow{t} FeS$. Восстановитель — $Fe$, окислитель — $S$.

4. FeS → SO₂

Диоксид серы образуется при обжиге сульфида железа(II) в избытке кислорода. Это окислительно-восстановительная реакция.

$4FeS + 7O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3 + 4SO_2$

Метод электронного баланса:

Определяем степени окисления и составляем электронные уравнения для элементов, изменяющих их:

$Fe^{+2} - 1e^- \rightarrow Fe^{+3}$ (окисление)
$S^{-2} - 6e^- \rightarrow S^{+4}$ (окисление)
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ (восстановление)

Восстановителем является $FeS$ (окисляются оба элемента), окислителем — $O_2$.

Одна формульная единица $FeS$ отдает $1 + 6 = 7$ электронов. Одна молекула $O_2$ принимает 4 электрона. Находим наименьшее общее кратное для чисел отданных (7) и принятых (4) электронов — это 28.

$7e^{-} \text{ (от }FeS\text{)} \times 4 = 28e^{-}$
$4e^{-} \text{ (к }O_2\text{)} \times 7 = 28e^{-}$

Таким образом, коэффициент перед $FeS$ равен 4, а перед $O_2$ — 7. Расставив эти коэффициенты, уравниваем остальные элементы и получаем итоговое уравнение.

Ответ: $4FeS + 7O_2 \xrightarrow{t} 2Fe_2O_3 + 4SO_2$. Восстановитель — $FeS$, окислитель — $O_2$.

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

a) $H_2S + OH^{-} = HS^{-} + H_2O$

б) $H_2S + 2OH^{-} = S^{2-} + 2H_2O$

в) $HS^{-} + OH^{-} = S^{2-} + H_2O$

г) $S^{2-} + Cu^{2+} = CuS\downarrow$

Решение

Для того чтобы составить молекулярное уравнение реакции по его сокращенной ионной форме, необходимо добавить к ионам, участвующим в реакции, противоионы (так называемые "ионы-наблюдатели"). Эти ионы присутствуют в растворе, но не принимают непосредственного участия в химическом превращении. В результате добавления противоионов должны получиться формулы электронейтральных веществ.

а) $H_2S + OH^{-} = HS^{-} + H_2O$

Данное ионное уравнение описывает реакцию между слабой кислотой (сероводород) и сильным основанием, взятым в эквимолярном соотношении. В результате образуется кислая соль и вода.

• $H_2S$ – слабая кислота, поэтому в ионном уравнении записывается в молекулярном виде.
• Ион $OH^{-}$ является частью сильного основания, например, гидроксида натрия ($NaOH$). В качестве противоиона (катиона) возьмем $Na^{+}$.
• Гидросульфид-ион $HS^{-}$ образует кислую соль с катионом натрия – гидросульфид натрия $NaHS$.
• $H_2O$ – вода, слабый электролит, записывается в молекулярном виде.

Для составления молекулярного уравнения добавим катион $Na^{+}$ в левую и правую части ионного уравнения к анионам:

$H_2S + (Na^{+} + OH^{-}) = (Na^{+} + HS^{-}) + H_2O$

Объединив ионы в формулы веществ, получим молекулярное уравнение:

$H_2S + NaOH = NaHS + H_2O$

Ответ: $H_2S + NaOH = NaHS + H_2O$.

б) $H_2S + 2OH^{-} = S^{2-} + 2H_2O$

Это реакция полной нейтрализации сероводорода избытком сильного основания (в мольном соотношении 1:2). В результате образуется средняя соль и вода.

• Два гидроксид-иона ($2OH^{-}$) могут быть получены из двух формульных единиц сильного основания, например, $2NaOH$ или $Ca(OH)_2$. Возьмем гидроксид натрия, тогда противоионами будут два катиона $Na^{+}$.
• Сульфид-ион $S^{2-}$ с двумя катионами натрия образует среднюю соль – сульфид натрия $Na_2S$.

Добавим два катиона $Na^{+}$ в обе части уравнения:

$H_2S + 2(Na^{+} + OH^{-}) = (2Na^{+} + S^{2-}) + 2H_2O$

Молекулярное уравнение реакции:

$H_2S + 2NaOH = Na_2S + 2H_2O$

Ответ: $H_2S + 2NaOH = Na_2S + 2H_2O$.

в) $HS^{-} + OH^{-} = S^{2-} + H_2O$

Это ионное уравнение описывает реакцию между кислой солью и щелочью, в результате которой образуется средняя соль и вода.

• Ион $HS^{-}$ входит в состав кислой соли, например, гидросульфида натрия $NaHS$. Противоионом является катион $Na^{+}$.
• Ион $OH^{-}$ входит в состав щелочи, например, $NaOH$. Противоионом также является катион $Na^{+}$.
• В продуктах реакции сульфид-ион $S^{2-}$ образует среднюю соль $Na_2S$ с двумя катионами натрия (один из исходной кислой соли, другой из щелочи).

Добавим противоионы:

$(Na^{+} + HS^{-}) + (Na^{+} + OH^{-}) = (2Na^{+} + S^{2-}) + H_2O$

Молекулярное уравнение реакции:

$NaHS + NaOH = Na_2S + H_2O$

Ответ: $NaHS + NaOH = Na_2S + H_2O$.

г) $S^{2-} + Cu^{2+} = CuS \downarrow$

Это реакция ионного обмена, приводящая к образованию нерастворимого осадка сульфида меди(II).

• Ион $S^{2-}$ является частью растворимого сульфида, например, сульфида натрия $Na_2S$. Противоионами являются два катиона $Na^{+}$.
• Ион $Cu^{2+}$ является частью растворимой соли меди(II), например, сульфата меди(II) $CuSO_4$ или хлорида меди(II) $CuCl_2$. Возьмем $CuSO_4$, тогда противоионом будет сульфат-анион $SO_4^{2-}$.
• $CuS$ – нерастворимый сульфид меди(II), записывается в молекулярном виде.
• Ионы-наблюдатели ($2Na^{+}$ и $SO_4^{2-}$) образуют в растворе сульфат натрия $Na_2SO_4$.

Запишем исходные вещества и продукты реакции в молекулярном виде:

$Na_2S + CuSO_4 = CuS \downarrow + Na_2SO_4$

Ответ: $Na_2S + CuSO_4 = CuS \downarrow + Na_2SO_4$.

7. В химической реакции, протекающей по уравнению

$ \text{H}_2\text{S} + \text{Cl}_2 = \text{S} + 2\text{HCl}, $

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.

Дано:

Уравнение реакции: $H_2S + Cl_2 = S + 2HCl$

Начальная концентрация хлора, $C_1(Cl_2) = 0,063$ моль/л

Конечная концентрация хлора, $C_2(Cl_2) = 0,027$ моль/л

Промежуток времени, $\Delta t = 3$ мин

Найти:

Скорость химической реакции, $v$

Решение:

Средняя скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, за единицу времени. Поскольку в задаче дано изменение концентрации реагента (хлора), который расходуется в ходе реакции, формула для расчета средней скорости реакции ($v$) имеет вид:

$v = - \frac{\Delta C}{\Delta t} = - \frac{C_2 - C_1}{\Delta t} = \frac{C_1 - C_2}{\Delta t}$

где $C_1$ — начальная концентрация, $C_2$ — конечная концентрация, а $\Delta t$ — промежуток времени.

Скорость реакции можно выразить через изменение концентрации любого из участников реакции, деленное на его стехиометрический коэффициент. Для данной реакции:

$v = - \frac{\Delta[H_2S]}{\Delta t} = - \frac{\Delta[Cl_2]}{\Delta t} = + \frac{\Delta[S]}{\Delta t} = + \frac{1}{2}\frac{\Delta[HCl]}{\Delta t}$

Так как стехиометрический коэффициент перед хлором ($Cl_2$) в уравнении реакции равен 1, то скорость реакции равна скорости изменения концентрации хлора.

Подставим данные из условия задачи. Время переведем в секунды для получения стандартной единицы измерения скорости (моль/(л·с)).

$\Delta t = 3 \text{ мин} = 180 \text{ с}$

Рассчитаем скорость реакции:

$v = \frac{C_1(Cl_2) - C_2(Cl_2)}{\Delta t} = \frac{0,063 \text{ моль/л} - 0,027 \text{ моль/л}}{180 \text{ с}}$

$v = \frac{0,036 \text{ моль/л}}{180 \text{ с}} = 0,0002$ моль/(л·с)

Ответ: скорость химической реакции равна $0,0002$ моль/(л·с).

8. В состав белой краски (свинцовых белил), нередко использовавшейся ранее для написания икон, входил $PbSO_4$. Спустя длительное время белая краска таких икон чернела из-за взаимодействия $PbSO_4$ с $H_2S$. Образующийся $PbS$ — соль чёрного цвета. Для восстановления белых тонов икону обрабатывали раствором $H_2O_2$, при этом $PbS$ вновь окислялся до $PbSO_4$. Составьте уравнение этой реакции, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

Решение

В задаче описан процесс реставрации иконы, где черный сульфид свинца(II) ($PbS$) окисляется раствором пероксида водорода ($H_2O_2$) до исходного белого сульфата свинца(II) ($PbSO_4$). Побочным продуктом реакции является вода ($H_2O$).

1. Составим схему химической реакции:

$PbS + H_2O_2 \rightarrow PbSO_4 + H_2O$

2. Для того чтобы расставить коэффициенты, воспользуемся методом электронного баланса. Сначала определим степени окисления элементов, которые изменяются в ходе реакции.

$Pb\stackrel{+2}{S}\stackrel{-2}{} + H_2\stackrel{+1}{O_2}\stackrel{-1}{} \rightarrow Pb\stackrel{+2}{S}\stackrel{+6}{O_4}\stackrel{-2}{} + H_2\stackrel{+1}{O}\stackrel{-2}{}$

Степени окисления изменяют:

а) Сера ($S$) повышает свою степень окисления с -2 до +6 (происходит окисление).

б) Кислород ($O$) в пероксиде водорода понижает свою степень окисления с -1 до -2 (происходит восстановление).

3. Составим уравнения полуреакций окисления и восстановления. Учтем, что в молекуле пероксида водорода ($H_2O_2$) содержатся два атома кислорода со степенью окисления -1.

$S^{-2} - 8e^- \rightarrow S^{+6}$

$2O^{-1} + 2e^- \rightarrow 2O^{-2}$

4. Найдем наименьшее общее кратное для числа отданных и принятых электронов (8) и определим коэффициенты для полуреакций:

$S^{-2} - 8e^- \rightarrow S^{+6}$ | 1

$2O^{-1} + 2e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 4

Таким образом, на одну формульную единицу $PbS$ приходится 4 молекулы $H_2O_2$.

5. Подставим коэффициенты в уравнение реакции:

$1 \cdot PbS + 4 \cdot H_2O_2 \rightarrow 1 \cdot PbSO_4 + H_2O$

6. Уравняем количество атомов водорода. Слева в 4 молекулах $H_2O_2$ содержится $4 \cdot 2 = 8$ атомов водорода. Следовательно, справа должно образоваться 4 молекулы воды ($4H_2O$).

Итоговое уравнение реакции:

$PbS + 4H_2O_2 = PbSO_4 + 4H_2O$

Проверим баланс атомов кислорода: слева $4 \cdot 2 = 8$. Справа в $PbSO_4$ — 4 атома и в $4H_2O$ — 4 атома, итого $4+4=8$. Баланс соблюден.

7. Определим окислитель и восстановитель.

Восстановитель — вещество, отдающее электроны ($PbS$ за счет $S^{-2}$).

Окислитель — вещество, принимающее электроны ($H_2O_2$ за счет $O^{-1}$).

Ответ:

Уравнение реакции: $PbS + 4H_2O_2 = PbSO_4 + 4H_2O$.
Электронный баланс:
$S^{-2} - 8e^- \rightarrow S^{+6}$ | 1 | окисление, восстановитель
$2O^{-1} + 2e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 4 | восстановление, окислитель
Окислитель: пероксид водорода, $H_2O_2$ (за счет $O^{-1}$).
Восстановитель: сульфид свинца(II), $PbS$ (за счет $S^{-2}$).

9. Подготовьте сообщение о нахождении в природе, свойствах, областях применения и получении сероводорода.

Нахождение в природе

Сероводород ($H_2S$) — газ, который довольно широко распространен в природе. Его образование связано в основном с процессами разложения серосодержащих органических веществ, в частности белков. Этот процесс, называемый гниением, происходит при отсутствии кислорода (в анаэробных условиях). Поэтому сероводород можно обнаружить в:

• Природных водоемах со стоячей водой, таких как болота, пруды, а также в глубоководных слоях морей и океанов. Ярким примером является Черное море, где на глубине более 150-200 метров вода насыщена сероводородом.
• Канализационных системах и сточных водах, где разлагаются органические отходы.
• В составе вулканических газов, выделяющихся при извержениях вулканов.
• В попутных нефтяных и природных газах, а также в некоторых месторождениях сырой нефти (так называемая "кислая" нефть).
• В минеральных водах, известных как сероводородные источники (например, в Мацесте, Пятигорске). Такие воды используются в лечебных целях (бальнеотерапия).
• В небольших количествах сероводород образуется в кишечнике человека и животных в процессе пищеварения.

Ответ: Сероводород встречается в природе в вулканических газах, в составе попутного нефтяного и природного газов, в водах сероводородных источников, а также образуется при гниении белковых веществ в анаэробных условиях (например, на дне водоемов или в канализации).

Свойства

Физические свойства:

Сероводород ($H_2S$) при нормальных условиях — это бесцветный газ с резким, очень неприятным запахом тухлых яиц. Он немного тяжелее воздуха (молярная масса $H_2S \approx 34$ г/моль, средняя молярная масса воздуха $\approx 29$ г/моль), поэтому может скапливаться в низинах и плохо проветриваемых помещениях. Сероводород умеренно растворим в воде, образуя слабую сероводородную кислоту. Температура кипения составляет $-60,3^\circ C$, температура плавления $-85,7^\circ C$. Важнейшим свойством сероводорода является его высокая токсичность. При вдыхании в малых концентрациях он вызывает раздражение дыхательных путей и глаз, головную боль, тошноту. В высоких концентрациях он парализует обонятельный нерв, из-за чего человек перестает ощущать его запах, что крайне опасно и может привести к тяжелому отравлению, потере сознания и смерти.

Химические свойства:

1. Кислотные свойства. Водный раствор сероводорода является очень слабой двухосновной кислотой (сероводородная кислота). Диссоциация идет в две ступени:

$H_2S \rightleftharpoons H^+ + HS^-$ (первая ступень)

$HS^- \rightleftharpoons H^+ + S^{2-}$ (вторая ступень)

Реагирует со щелочами, образуя средние соли (сульфиды) и кислые соли (гидросульфиды):

$H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O$ (сульфид натрия)

$H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O$ (гидросульфид натрия)

2. Восстановительные свойства. Сера в сероводороде имеет низшую степень окисления -2, поэтому $H_2S$ является сильным восстановителем. Он легко окисляется.

Горение в избытке кислорода:

$2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2SO_2 + 2H_2O$

Горение при недостатке кислорода (или медленное окисление на воздухе):

$2H_2S + O_2 \rightarrow 2S\downarrow + 2H_2O$

Взаимодействует с сильными окислителями, например, с галогенами или перманганатом калия:

$H_2S + Br_2 \rightarrow S\downarrow + 2HBr$

$3H_2S + 2KMnO_4 \rightarrow 3S\downarrow + 2MnO_2\downarrow + 2KOH + 2H_2O$

3. Реакции с солями металлов. Сероводород реагирует со многими солями металлов, образуя нерастворимые в воде (и часто в кислотах) сульфиды. Эти реакции используются в аналитической химии для обнаружения и разделения ионов металлов.

$CuSO_4 + H_2S \rightarrow CuS\downarrow + H_2SO_4$ (черный осадок)

$Pb(NO_3)_2 + H_2S \rightarrow PbS\downarrow + 2HNO_3$ (черный осадок)

$CdCl_2 + H_2S \rightarrow CdS\downarrow + 2HCl$ (желтый осадок)

Ответ: Сероводород — это токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц, проявляющий свойства слабой кислоты и сильного восстановителя.

Области применения

Несмотря на свою токсичность, сероводород находит применение в различных сферах:

• Химическая промышленность. Является основным сырьем для производства серной кислоты ($H_2SO_4$) по так называемому "мокрому" методу и элементарной серы (процесс Клауса). Также используется в органическом синтезе для получения сераорганических соединений, например, тиолов (меркаптанов).
• Аналитическая химия. Раствор сероводорода в воде (сероводородная вода) используется как реагент для качественного анализа катионов. Ионы многих металлов образуют с сероводородом сульфиды, имеющие характерную окраску и разную растворимость в кислотах, что позволяет разделять и идентифицировать их.
• Медицина. Природные и искусственные сероводородные ванны применяются в бальнеотерапии для лечения заболеваний кожи, суставов, нервной системы. В последние годы активно изучается роль сероводорода как газотрансмиттера — сигнальной молекулы в организме человека, регулирующей тонус сосудов и другие физиологические процессы.
• Производство тяжелой воды. Исторически сероводород использовался в процессе Гирдлера-Зульцера для получения тяжелой воды ($D_2O$), необходимой для ядерных реакторов.

Ответ: Основные области применения сероводорода — это производство серы и серной кислоты, использование в качестве реагента в аналитической химии, а также в медицине (сероводородные ванны).

Получение

В промышленности:

В промышленных масштабах сероводород в основном не производят специально, а получают как побочный продукт при очистке (гидродесульфуризации) природного газа, попутного нефтяного газа и продуктов нефтепереработки от сернистых соединений. Этот процесс необходим, так как соединения серы вызывают коррозию оборудования и загрязняют атмосферу при сжигании топлива. Полученный сероводород далее перерабатывают в элементарную серу или серную кислоту.

Также возможен прямой синтез из простых веществ при нагревании:

$H_2 + S \xrightarrow{150-200^\circ C} H_2S$

В лаборатории:

Наиболее распространенным лабораторным способом получения сероводорода является взаимодействие сульфида железа(II) с разбавленной кислотой (обычно соляной или серной) в аппарате Киппа.

$FeS + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2S\uparrow$

Нельзя использовать концентрированную серную или азотную кислоту, так как они являются сильными окислителями и окислят образующийся сероводород до серы или $SO_2$.

Еще один способ — гидролиз некоторых сульфидов, например, сульфида алюминия:

$Al_2S_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow$

Ответ: В промышленности сероводород получают как побочный продукт при очистке нефти и газа, а в лаборатории — действием сильных неокисляющих кислот на сульфиды металлов, например, сульфид железа(II).