Образование сероводорода протекает по уравнению

Сероводород

Сероводород

Строение молекулы и физические свойства

Сероводород H₂S – это бинарное соединение водорода с серой, относится к летучим водородным соединениям. Следовательно, сероводород бесцветный ядовитый газ, с запахом тухлых яиц. Образуется при гниении. В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода похожа на структуру воды — уголковая молекула. Но валентный угол H-S-H меньше, чем угол H-O-H в воде и составляет 92,1 о .

Способы получения сероводорода

1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа.

Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑

Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы:

Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой.

Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь.

2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия:

Химические свойства сероводорода

1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды:

Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия:

H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
H₂S + NaOH → NaНS + H₂O

2. Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет):

В избытке кислорода:

3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей.

Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы:

H₂S + Br₂ → 2HBr + S↓

H₂S + Cl₂ → 2HCl + S↓

Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты:

Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы:

При кипячении сера окисляется до серной кислоты:

Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы.

Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород:

Соединения железа (III) также окисляют сероводород:

H₂S + 2FeCl₃ → 2FeCl₂ + S + 2HCl

Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы:

Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы:

Либо до оксида серы (IV):

4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах.

Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах:

Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь.

Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению H2(г)  Sромб  H2 S ; H  20,15 кДж/ моль.  Исходя из значений  S298 соответствующих веществ, определите  S298 и  G298 для этой реакции.

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

➕ Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

➕ Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

⚡ Условие + 37% решения:

Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению H2(г)  Sромб  H2 S ; H  20,15 кДж/ моль.  Исходя из значений  S298 соответствующих веществ, определите  S298 и  G298 для этой реакции.

Решение: Величина G называется изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Гиббса. Связь изменения энергии Гиббса с изменениями энтальпии и энтропии    G  H T S Энтальпия (H) является функцией состояния, то есть её изменение (ΔH) являются разностью конечного и начального состояний системы. Находим изменение энтальпии данной реакции при стандартных условиях, используя табличные значения изменений энтальпий веществ.

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института

Задачи по химии

161. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая по уравнению
Н ₂ (г) + СO ₂ (г) = СО (г) + Н₂O (ж); ΔН = — 2,85 кДж ?
Вывод сделайте на основании качественного изменения энтропии. Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствую­щих веществ, определите Δ G °₂₉₈ этой реакции. Ответ: +19,91
кДж. Решение.
162. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стан­дартных энтропий соответствующих веществ вычислите Δ G °₂₉₈ реакции
СO₂ (г) + 4Н₂ (г) = СН₄ (г) + 2Н₂O (ж)
Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ : -130,89 кДж. Решение.
163. Определите Δ G °₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению
4NH₃ (г) + 5O₂ (г) = 4NO (г) + 6Н₂O (г)
Вычисления сделайте на основании стандартных теплот образования и абсо­лютных стандартных энтропий соответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях? Ответ : — 957,77 кДж. Решение.
164. Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравне­нию
Н ₂ (г) + S (ромб) = Н₂ S (г); ΔН = — 20,15 кДж.
Исходя из значений S °₂₉₈ соответствующих веществ, вычислите Δ S °₂₉₈ и Δ G °₂₉₈ для этой реакции. Возможно ли образование Н₂ S из простых веществ при стандартных условиях? Ответ: 43,15 Дж/(моль·К); -33,01 кДж. Решение.
165. Уменьшится или увеличится энтропия при переходе: а) воды в пар; б) графита в алмаз? почему? Вычислите Δ S ° для каждого превращения. Δ S ° с температурой изменяется незначительно. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях. Ответ : а) 118,78 Дж/(моль·К); б) -3,25 Дж/(моль·К). Решение.
166. При некоторой температуре константа равновесия гомогенной системы
N ₂ + O₂ ↔ 2 NO
равна 4,1·10 -4 . Вычислите равновесную концентрацию кислорода, если равно­весные концентрации N ₂ и NO соответственно равны 0,10 и 0,05 моль/л. Ответ: 61 моль/л. Решение.
167. Начальные концентрации NO, Н₂, и Н₂O в гомогенной системе
2NO + 2Н ₂ ↔ N ₂ + 2Н₂O
соответственно равны 0,10, 0,05 и 0,10 моль/л. Вычислите равновесные концен­трации Н₂, N ₂ и Н₂O, если равновесная концентрация [NO]=0,07 моль/л. Че­му равна константа равновесия? Ответ : 0,02 моль/л; 0,015 моль/л; 0,13 моль/л; 129. Решение.
168. Исходные концентрации NO и Сl₂ в гомогенной системе
2NO +Сl ₂ ↔ 2NOCl
составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO. Ответ : 0,416. Решение.
169. При некоторой температуре константа равновесия гомогенной системы
N ₂ +3Н ₂ ↔ 2NН₃
равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно рав­ны 0,2 и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и начальную концентрации азо­та. Ответ : 8 моль/л; 8,04 моль/л. Решение.
170. При некоторой температуре константа равновесия гетерогенной сис­темы FеО + СО ↔ Fе+СO₂ равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации СО и СO₂, если начальные концентрации [СО] =0,05 моль/л, [СO₂] = 0,01 моль/л. Ответ: 0,04 моль/л; 0,02 моль/л. Решение.
171. Равновесие гомогенной системы
2 NO + O₂ ↔ 2 NO ₂
установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [NO] = 0,08 моль/л; [О ₂ ] = 0,03 моль/л; [NO₂]=0,01 моль/л. Вычислите кон­станту равновесия и исходные концентрации NO и O₂. Ответ : 0,52; 0,09; 0,035 моль/л. Решение.
172. Равновесие гомогенной системы
СО + Сl₂ ↔ СOСl₂
установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [СО] = [Сl₂] = [СОСl₂] = 0,001 моль/л. Определите константу равновесия и исход­ные концентрации СО и хлора. Ответ: 1000 ; [СО] _исх = [С l ₂ ] _исх = 0,002 моль/л. Решение.
173. Рассчитайте, как изменится скорость прямой и обратной реакций в гомогенной системе
2 S O₂ + O₂ ↔ 2SO₃
если уменьшить объем, занимаемый газами, в 2 раза. Сместится ли при этом равновесие системы? Решение.
174. При некоторой температуре константа скорости реакции
Н₂ + I₂ = 2НI
равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были [Н₂] = 0,04 моль/л, [I₂] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и ее скорость при [Н₂] = 0,03 моль/л. Ответ: 3,2·10 -4 ; 1,92·10 -4 . Решение.
175. Как влияет, на равновесие гетерогенной системы
С (к) + СO₂ (г) ↔ 2СО (г); ΔH = + 119,8 кДж:
а) добавление СO₂ (г); б) добавление С(к); в) повышение температуры;
г) повышение давления; д) введение катализатора; е) удаление СО(г)? Решение.
176. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора проте­кает по уравнению
РСl₅(г) = РСl₃(г) +Сl₂(г); ΔH = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения РСl₅? Решение.
177. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции, протекаю­щей в газовой фазе, если температуру повысить от 10 до 100°С ? Температур­ный коэффициент скорости реакции равен 2. Ответ: в 512 раз. Решение.
178. Начальные концентрации NO и O₂ в гомогенной системе
2 NO + O₂ ↔ 2 NO ₂
соответственно равны 0,02 и 0,03 моль/л. Вычислите равновесные концентрации NO и O₂, если равновесная концентрация NO₂ равна 2,2·10 -3 моль/л. Чему равна константа равновесия? Ответ : 1,78·10 -2 моль/л;
2,89·10 -2 моль/л; 0,52. Решение.
179. Почему изменение давления смещает равновесие системы
N ₂ + 3Н ₂ ↔ 2 NH ₃
и не смещает равновесие системы
N ₂ + O₂ ↔ 2 NO?
Ответьте на основании расчета скорости прямой и обратной реакции в этих системах до и после изменения давления. Решение.
180. При 80°С некоторая реакция заканчивается за 16 мин. Сколько по­требуется времени для проведения той же реакции: а) при 120°С; б) при 60°С? Температурный коэффициент данной реакции у = 2. Ответ : а) 1 мин, б) 64 мин. Решение.