§ 33. Водородные соединения кислорода и серы

Важнейшими водородными соединениями кислорода и серы являются вода H₂O и сероводород H₂S. Кроме того, существуют и другие бинарные соединения кислорода и серы, например пероксид водорода Н₂О₂.

Вода

Вода — второе по распространённости на Земле химическое соединение. Запасы воды на Земле оцениваются в 1,4 млрд км³. Она составляет от 50 до 99 % массы растений, животных, человека.

Строение молекулы. Молекула воды имеет угловое строение, которое определяют четыре электронные орбитали внешнего электронного слоя атома кислорода: две из них образуют ковалентные полярные связи с атомами водорода, другие две содержат неподелённые электронные пары (рис. 77). Как вам известно, угол между направлениями связей Н—О в молекуле водяного пара составляет 104,5° и молекулы представляют собой диполи (§ 14, рис. 33).

Особенности физических свойств. Вода не имеет цвета, вкуса, запаха, обладает высокой теплоёмкостью. Вода существует в природе в трёх агрегатных состояниях (жидком, твёрдом, газообразном). Её температура плавления — 0 °С, кипения — 100 °С при p = 101,325 кПа. Между молекулами воды в жидком и твёрдом состояниях существуют прочные водородные связи (25 кДж/моль) (§ 17, рис. 43).

Вода, являясь очень слабым электролитом, практически не проводит электрический ток. На ионы распадаются приблизительно две молекулы из миллиарда (при 25 °С): .

Химические свойства воды. Вода вступает в реакции со многими веществами как при комнатной температуре, так и при нагревании: металлами, основными и кислотными оксидами, органическими веществами. Рассмотрим некоторые особенности этих взаимодействий.

1. Характер взаимодействия воды с металлами зависит от активности металла. Так, щелочные и щёлочноземельные (Са, Ва, Sr, Ra) металлы реагируют при комнатной температуре с образованием водорода и щёлочи:

Большинство металлов, расположенных в ряду активности между алюминием и водородом, вступают в реакцию с парами воды с образованием водорода и оксидов металлов. Металлы, расположенные после водорода, ни при каких условиях с водой не реагируют. Более детально вы изучите реакции взаимодействия металлов с водой в главе 7.

2. Взаимодействие воды с кислотными оксидами приводит к образованию кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

3. Основные оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов в реакциях с водой образуют щёлочи:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂↓.

4. С органическими веществами вода вступает в реакции гидратации (ненасыщенных соединений) и гидролиза (сложных эфиров, углеводов, белков). Например:

Гидролиз белков, ди- и полисахаридов, жиров — это первый этап усвоения (переваривания) пищи.

Сероводород

Строение молекулы. Строение молекулы сероводорода можно объяснить перекрыванием атомных 3р-орбиталей серы и 1s-орбитали атомов водорода (§ 14, рис. 32). При этом происходит отталкивание областей повышенной электронной плотности, возникших при образовании σ-связи. Вследствие этого валентный угол немного увеличивается — возрастает от 90° до 92° (рис. 78).

Физические свойства. Сероводород — бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Он тяжелее воздуха и имеет более низкие температуры кипения (–60 °С) и плавления (–86 °С) по сравнению с водой. В одном объёме воды растворяется три объёма сероводорода. При этом образуется раствор очень слабой кислоты — сероводородной:

Из уравнений диссоциации следует, что кислоте соответствуют два ряда солей — кислые (гидросульфиды, например NaHS, Ca(HS)₂) и средние (сульфиды, например Na₂S, CaS).

Влияние на организм человека. Сероводород очень ядовит. При его вдыхании быстро наступает паралич дыхательных нервов, человек перестаёт ощущать запахи, что таит в себе смертельную угрозу. Попадая в кровь, сероводород разрушает гемоглобин и образует сульфид железа чёрного цвета — «кровь чернеет». Работать с сероводородом в лабораториях можно только в вытяжном шкафу.

В природе сероводород образуется в небольших количествах при гниении белков, содержится в вулканических газах, в атмосфере промышленных регионов. Сероводород тяжелее воздуха, поэтому скапливается в канализационных колодцах, ямах. Насчитывается немало случаев, когда пострадавшими становились рабочие, обслуживающие трубопроводы.

В организме сероводород образуется из аминокислоты — цистеина. Эндогенный (вырабатываемый внутри организма) сероводород является спазмолитиком — расслабляет гладкие мышцы, а также считается одним из важных факторов, защищающих организм от сердечно-сосудистых заболеваний.

Применение сероводорода и сульфидов. Сероводород находит ограниченное применение. Сероводородную воду и газообразный сероводород используют в аналитической химии для определения (осаждения) катионов металлов, сульфиды которых малорастворимы и нерастворимы.

Сульфиды многих металлов ярко окрашены: HgS, Ag₂S, PbS, CuS — чёрные, Sb₂S₃ — оранжевый, CdS — жёлтый, MnS — розовый, ZnS — белый. Сульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов бесцветны.

Одной из основных причин потемнения картин старых мастеров является использование ими свинцовых белил. Взаимодействуя даже со следовым количеством сероводорода в воздухе, белила за несколько веков превращаются в чёрный сульфид свинца(II) PbS. При реставрации его окисляют пероксидом водорода: PbS_{(чёрный)} + 4H₂O₂ = PbSO_{4(белый)} + 4H₂O.

В технике сульфиды применяют как источники нетеплового излучения — люминофоры (CdS, ZnS), смазочные материалы (МоS₂), полупроводники (CuS, CdS, PbS и другие).

В медицине используют искусственные и природные сероводородные ванны, сероводородную минеральную воду.

В химической промышленности сероводород служит сырьём для получения серы, серной кислоты, сульфидов и серосодержащих органических соединений. Например, меркаптаны как одни из самых зловонных веществ служат добавкой к природному газу для обнаружения его утечки в трубопроводах.

*Химические свойства сероводорода

Для сероводорода наиболее характерны восстановительные свойства за счёт атомов серы в степени окисления –2. Примером может служить взаимодействие сероводорода с кислородом и оксидом серы(IV).

1. При взаимодействии с кислородом (горение) в избытке кислорода образуется оксид серы(IV), а при его недостатке — сера:

;

.

2. При взаимодействии с оксидом серы(IV) образуется свободная сера:

.

Эти процессы лежат в основе промышленного получения серы при нефтепереработке, а также из отходящих газов металлургических и коксовых печей.

Сероводородная кислота и её соли

Слабая двухосновная сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот: реагирует с металлами, основными оксидами, основаниями и солями. Вступая в реакции обмена, она образует два ряда солей — сульфиды и гидросульфиды:

2NaOH + H₂S = Na₂S + 2H₂O (cульфид натрия, средняя соль);

NaOH + H₂S = NaHS + H₂O (гидросульфид натрия, кислая соль).

Сульфиды и гидросульфиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaHS, KНS, Ba(HS)₂) хорошо растворяются в воде. Сульфиды других металлов в подавляющем большинстве нерастворимы. Сульфиды свинца, меди, ртути, серебра и некоторых других металлов не растворяются даже в соляной и серной кислотах. По этой причине сульфиды можно осаждать сероводородом из растворов солей:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄.

Сульфид-ионы легко обнаружить, используя качественную реакцию на сероводородную кислоту и её соли. Реактивом на сероводородную кислоту и её растворимые в воде соли могут быть, например, сульфат меди(II) или нитрат свинца(II), при взаимодействии с которыми из раствора выпадает чёрный осадок сульфида меди(II) или свинца(II):

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = PbS↓ + 2NaNO₃;

Pb²⁺ + S^2– = PbS↓.

Сульфиды большинства металлов, причём даже нерастворимые в воде, обнаруживают по их взаимодействию с кислотой, в результате которого выделяется сероводород, имеющий специфический неприятный запах.

Вопросы, задания, задачи

1. Назовите химические формулы водородных соединений кислорода и серы.

2. Перечислите физические свойства:

• а) воды;
• б) сероводорода.

Каково физиологическое воздействие сероводорода на организм?

3. Опишите пространственное строение:

• а) молекулы воды;
• б) молекулы сероводорода.

Сравните валентные углы в данных молекулах.

4. Назовите вещества и укажите степени окисления атомов:

Н₂S, H₂O₂, ZnS, FeS, Al₂S₃, NaHS.

5. Составьте уравнения реакций:

• а) Na + H₂O →;    Ba + H₂O →;    P₂O₅ + H₂O →;    SO₂ + H₂O →;
• б) H₂S + FeCl₂ →;    H₂S + NaOH →;    H₂S + Ba(OH)₂ →;    H₂S + CuSO₄ →.

На основании составленных уравнений реакций сделайте вывод о химических свойствах водородного соединения.

6. Составьте схему образования водородных связей:

• а) между молекулами воды;
• б) молекулами воды и метанола.

Объясните, почему не растворяются в воде бензол, гексан.

7. Используя данные рисунка 44 из § 17, объясните:

• а) изменение температуры кипения веществ в ряду H₂S — H₂Sе — H₂Те;
• б) аномально высокое значение температуры кипения воды.

8. Рассчитайте массовую долю сероводорода в сероводородной воде, полученной при растворении газа (н. у.) объёмом 3 дм³ в воде объёмом 1 дм³ (4 °С).

9. Через раствор, содержащий гидроксид натрия массой 20 г, пропустили сероводород объёмом 11,2 дм³ (н. у.). Определите молярную концентрацию соли в конечном растворе, если известно, что объём раствора равен 2,5 дм³.

10. Cероводород объёмом 1,12 дм³ (н. у.) пропустили через раствор массой 125 г с массовой долей сульфата меди(II), равной 10 %. Рассчитайте массовую долю соли в образовавшемся растворе.

*Самоконтроль

1. К водородным соединениям элементов VIA-группы относятся:

• а) H₂O;
• б) H₂O₂;
• в) H₂S₂;
• г) H₂S.

2. Назовите вещество, которое при попадании в кровь разрушает гемоглобин:

• а) H₂O;
• б) O₂;
• в) С₆H₁₂О₆ (глюкоза);
• г) H₂S.

3. При комнатной температуре реагируют:

• а) вода и калий;
• б) сероводородная кислота и гидроксид натрия;
• в) магний и вода;
• г) вода и оксид бария.

4. Реагирует с водой с образованием гидроксида:

• а) цинк;
• б) кальций;
• в) железо;
• г) медь.

5. Перекрыванию электронных орбиталей в молекуле воды соответствует схема:

а) 

б) 

в) 

г)