44. Гідроген сульфід та сульфіди.

Сірководень H2S — безбарвний газ із запахом тухлих яєць. Він добре розчинний у воді (при 20°С в 1 об’ємі води розчиняється 2,5 об’єму сірководню).

Поширення в природі. Сірководень трапляється в природі у вулканічних газах і у водах деяких мінеральних джерел, наприклад П’ятигорська, Мацести. Він утворюється під час гниття сірковмісних органічних речовин різних рослинних і тваринних решток. Цим пояснюється характерний неприємний запах стічних вод, вигрібних ям і звалищ сміття.

Добування. Сірководень може бути добутий безпосереднім сполученням сірки з воднем при нагріванні:

Проте звичайно його добувають дією розведеної хлоридної або сульфатної кислот на сульфід феруму(ІІ):

2НСl + FeS = FeCl₂ + H₂S.

Цю реакцію часто проводять в апараті Кіппа.

Фізичні властивості. Сірководень — дуже отруйний газ, що уражає нервову систему. Тому працювати з ним потрібно у витяжній шафі або з приладами, що герметично закриваються. Допустимий вміст H₂S у промислових приміщеннях становить 0,01 мг в 1 л повітря.

Розчин сірководню у воді називається сірководневою водою, або сульфідною кислотою (вона виявляє властивості слабкої кислоти).

Хімічні властивості. H₂S — менш міцна сполука, ніж вода. Це зумовлено більшим розміром атома сульфуру порівняно з атомом оксигену (див. п. 6, табл. 9.1). Тому зв’язок Н—О коротший і міцніший, ніж зв’язок Н—S. При сильному нагріванні сірководень майже повністю розкладається на сірку і водень:

H₂S = S + Н₂.

Газуватий H2S горить на повітрі блакитним полум’ям з утворенням оксиду сульфуру(ІV) і води:

2H₂S + 3О₂ = 2SO₂ + 2Н₂О.

При недостатній кількості кисню утворюються сірка і вода:

2H₂S + О₂ = 2S + 2Н₂O.

Цю реакцію використовують для добування сірки із сірководню в промисловому масштабі.

Сірководень — досить сильний відновник. Цю його важливу хімічну властивість можна пояснити так. У розчині H₂S порівняно легко віддає електрони молекулам кисню повітря:

У цьому випадку H₂S окиснюється киснем повітря до сірки, яка робить сірководневу воду каламутною. Сумарне рівняння реакції:

2H₂S + О₂ = 2S ↓ + 2Н₂О.

Цим пояснюється і той факт, що сірководень не нагромаджується в дуже великих кількостях у природі під час гниття органічних речовин — кисень повітря окиснює його до вільної сірки.

Енергійно реагує сірководень з розчинами галогенів. Наприклад:

H₂S + l₂ = 2Нl + S.

Відбувається виділення сірки і знебарвлення розчину йоду.

Слабка сульфідна кислота дисоціює на іони Н⁺ і HS^- :

H₂S ⇆ Н⁺ + HS^-;

HS^- ⇆ Н⁺ + S^2-.

В її розчині сульфід-іони S^2- містяться в дуже малих кількостях.

Сульфіди. Сульфідна кислота, як двохосновна, утворює два ряди солей — середні (сульфіди) і кислі (гідросульфіди). Наприклад,Na₂S — сульфід натрію, NaHS — гідросульфід натрію.

Майже всі гідросульфіди добре розчиняються у воді. Сульфіди лужних і лужноземельних металів також розчинні у воді, а решта металів практично нерозчинні або малорозчинні; деякі з них не розчиняються і в розведених розчинах кислот. Тому такі сульфіди можна легко добути, пропускаючи сірководень крізь розчин солі відповідного металу, наприклад:

CuSO₄ + H₂S = CuS ↓ + H₂SO₄

або

Cu²⁺ + H₂S = CuS ↓ + 2Н⁺.

Деякі сульфіди мають характерне забарвлення : CuS і PbS — чорне, CdS — жовте, ZnS — біле, MnS — рожеве, SnS — коричневе,Sb₂S₃ — оранжеве тощо. На різній розчинності сульфідів і різному забарвленні багатьох з них базується якісний аналіз катіонів.