§ 33. Вадародныя злучэнні кіслароду і серы

Найважнейшымі вадароднымі злучэннямі кіслароду і серы з’яўляюцца вада H₂O і серавадарод H₂S. Акрамя таго, існуюць і іншыя бінарныя злучэнні кіслароду і серы, напрыклад пераксіду вадароду Н₂О₂.

Вада

Вада — другое па распаўсюджанасці на Зямлі хімічнае злучэнне. Запасы вады на Зямлі ацэньваюцца ў 1,4 млрд км³. Яна складае ад 50 да 99 % масы раслін, жывёл, чалавека.

Будова малекулы. Малекула вады мае вуглавую будову, якую вызначаюць чатыры электронныя арбіталі знешняга электроннага слоя атама кіслароду: дзве з іх утвараюць кавалентныя палярныя сувязі з атамамі вадароду, іншыя дзве ўтрымліваюць непадзеленыя электронныя пары (мал. 77). Як вам вядома, вугал паміж напрамкамі сувязей Н—О ў малекуле вадзяной пары складае 104,5° і малекулы ўяўляюць сабой дыполі (§ 14, мал. 33).

Асаблівасці фізічных уласцівасцей. Вада не мае колеру, смаку, паху, валодае высокай цеплаёмістасцю. Вада існуе ў прыродзе ў трох агрэгатных станах (вадкім, цвёрдым, газападобным). Яе тэмпература плаўлення — 0 °С, кіпення — 100 °С пры p = 101,325 кПа. Паміж малекуламі вады ў вадкім і цвёрдым станах існуюць трывалыя вадародныя сувязі (25 кДж/моль) (§ 17, мал. 43).

Вада, з’яўляючыся вельмі слабым электралітам, практычна не праводзіць электрычны ток. На іоны распадаюцца прыблізна дзве малекулы з мільярда (пры 25 °С): .

Хімічныя ўласцівасці вады. Вада ўступае ў рэакцыі з многімі рэчывамі як пры пакаёвай тэмпературы, так і пры награванні: металамі, асноўнымі і кіслотнымі аксідамі, арганічнымі рэчывамі. Разгледзім некаторыя асаблівасці гэтых узаемадзеянняў.

1. Характар узаемадзеяння вады з металамі залежыць ад актыўнасці металу. Так, шчолачныя і шчолачназямельныя (Са, Ва, Sr, Ra) металы рэагуюць пры пакаёвай тэмпературы з утварэннем вадароду і шчолачы:

Большасць металаў, размешчаных у радзе актыўнасці паміж алюмініем і вадародам, уступаюць у рэакцыю з парамі вады з утварэннем вадароду і аксідаў металаў. Металы, размешчаныя пасля вадароду, ні пры якіх умовах з вадой не рэагуюць. Больш дэталёва вы вывучыце рэакцыі ўзаемадзеяння металаў з вадой у раздзеле 7.

2. Узаемадзеянне вады з кіслотнымі аксідамі прыводзіць да ўтварэння кіслот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

3. Асноўныя аксіды шчолачных і шчолачназямельных металаў у рэакцыях з вадой утвараюць шчолачы:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂↓.

4. З арганічнымі рэчывамі вада ўступае ў рэакцыі гідратацыі (ненасычаных злучэнняў) і гідролізу (складаных эфіраў, вугляводаў, бялкоў). Напрыклад:

Гідроліз бялкоў, ды- і поліцукрыдаў, тлушчаў — гэта першы этап засваення (стрававання) ежы.

Серавадарод

Будова малекулы. Будову малекулы серавадароду можна растлумачыць перакрыццём атамных 3р-арбіталей серы і 1s-арбіталі атамаў вадароду (§ 14, мал. 32). Пры гэтым адбываецца адштурхоўванне абласцей павышанай электроннай шчыльнасці, якія ўзніклі пры ўтварэнні σ-сувязі. У выніку гэтага валентны вугал крыху павялічваецца — узрастае ад 90°

Фізічныя ўласцівасці. Серавадарод — бясколерны газ з пахам тухлых яек. Ён цяжэйшы за паветра і мае больш нізкія тэмпературы кіпення (–60 °С) і плаўлення (–86 °С) у параўнанні з вадой. У адным аб’ёме вады раствараюцца тры аб’ёмы серавадароду. Пры гэтым утвараецца раствор вельмі слабай кіслаты — серавадароднай:

З ураўненняў дысацыяцыі вынікае, што кіслаце адпавядаюць два рады солей — кіслыя (гідрасульфіды, напрыклад NaHS, Ca(HS)₂) і сярэднія (сульфіды, напрыклад Na₂S, CaS).

Уплыў на арганізм чалавека. Серавадарод вельмі атрутны. Пры яго ўдыханні хутка адбываецца параліч дыхальных нерваў, чалавек перастае адчуваць пахі, што тоіць у сабе смяротную пагрозу. Трапляючы ў кроў, серавадарод разбурае гемаглабін і ўтварае сульфід жалеза чорнага колеру — «кроў чарнее». Працаваць з серавадародам у лабараторыях можна толькі ў выцяжной шафе.

У прыродзе серавадарод утвараецца ў невялікіх колькасцях пры гніенні бялкоў, утрымліваецца ў вулканічных газах, у атмасферы прамысловых рэгіёнаў. Серавадарод цяжэйшы за паветра, таму збіраецца ў каналізацыйных калодзежах, ямах. Налічваецца нямала выпадкаў, калі пацярпелымі станавіліся рабочыя, якія абслугоўваюць трубаправоды.

У арганізме серавадарод утвараецца з амінакіслаты — цыстэіну. Эндагенны (які выпрацаваўся ўнутры арганізма) серавадарод з’яўляецца спазмалітыкам — расслабляе гладкія мышцы, а таксама лічыцца адным з важных фактараў, якія абараняюць арганізм ад сардэчна-сасудзiстых захворванняў.

Прымяненне серавадароду і сульфідаў. Серавадарод знаходзіць абмежаванае прымяненне. Серавадародную ваду і газападобны серавадарод выкарыстоўваюць у аналітычнай хіміі для вызначэння (асаджэння) катыёнаў металаў, сульфіды якіх маларастваральныя і нерастваральныя.

Сульфіды многіх металаў ярка афарбаваныя: HgS, Ag₂S, PbS, CuS — чорныя, Sb₂S₃ — аранжавы, CdS — жоўты, MnS — ружовы, ZnS — белы. Сульфіды шчолачных і шчолачназямельных металаў бясколерныя.

Адной з асноўных прычын пацямнення карцін старых майстроў з’яўляецца выкарыстанне імі свінцовых бялілаў. Узаемадзейнічаючы нават са следавымі колькасцямі серавадароду ў паветры, бялілы за некалькі стагоддзяў ператвараюцца ў чорны сульфід свінцу(II) PbS. Пры рэстаўрацыі яго акісляюць пераксідам вадароду: PbS_(чорны) + 4H₂O₂ = PbSO_4(белы) + 4H₂O.

У тэхніцы сульфіды ўжываюць як крыніцы нецеплавога выпраменьвання — люмінафоры (CdS, ZnS), змазачныя матэрыялы (МоS₂), паўправаднікі (CuS, CdS, PbS і іншыя).

У медыцыне выкарыстоўваюць штучныя і прыродныя серавадародныя ванны, серавадародную мінеральную ваду.

У хімічнай прамысловасці серавадарод служыць сыравінай для атрымання серы, сернай кіслаты, сульфідаў і серазмяшчальных арганічных злучэнняў. Напрыклад, меркаптаны як адны з самых смуродных рэчываў служаць дадаткам да прыроднага газу для выяўлення яго ўцечкі ў трубаправодах.

*Хімічныя ўласцівасці серавадароду

1. Для серавадароду найбольш характэрныя аднаўленчыя ўласцівасці за кошт атамаў серы ў ступені акіслення –2. Прыкладам можа служыць узаемадзеянне серавадароду з кіслародам і аксідам серы(IV).

2. Пры ўзаемадзеянні з кіслародам (гарэнне) у лішку кіслароду ўтвараецца аксід серы(IV), а пры яго недахопе — сера:

;

.

3. Пры ўзаемадзеянні з аксідам серы(IV) утвараецца свабодная сера:

.

Гэтыя працэсы ляжаць у аснове прамысловага атрымання серы пры нафтаперапрацоўцы, а таксама з адыходных газаў металургічных і коксавых печаў.

Серавадародная кіслата і яе солі

Слабая двухасноўная серавадародная кіслата выяўляе ўсе агульныя ўласцівасці кіслот: рэагуе з металамі, асноўнымі аксідамі, асновамі і солямі. Уступаючы ў рэакцыі абмену, яна ўтварае два рады солей — сульфіды і гідрасульфіды:

2NaOH + H₂S = Na₂S + 2H₂O (cульфід натрыю, сярэдняя соль);

NaOH + H₂S = NaHS + H₂O (гідрасульфід натрыю, кіслая соль).

Сульфіды і гідрасульфіды шчолачных і шчолачназямельных металаў — NaHS, KНS, Ba(HS)₂ — добра раствараюцца ў вадзе. Сульфіды іншых металаў у пераважнай большасці нерастваральныя. Сульфіды свінцу, медзі, ртуці, серабра і некаторых іншых металаў не раствараюцца нават у салянай і сернай кіслотах.

З гэтай прычыны сульфіды можна асаджваць серавадародам з раствораў солей:

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄.

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄.

Сульфід-іоны лёгка выявіць, выкарыстоўваючы якасную рэакцыю на серавадародную кіслату і яе солі. Рэактывам на серавадародную кіслату і яе растваральныя ў вадзе солі могуць быць, напрыклад, сульфат медзі(II) або нітрат свінцу(II), пры ўзаемадзеянні з якімі з раствору выпадае чорны асадак сульфіду медзі(II) або свінцу(II):

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = PbS↓ + 2NaNO₃;

Pb²⁺ + S^2– = PbS↓.

Сульфіды большасці металаў, прычым нават нерастваральныя ў вадзе, выяўляюць з іх узаемадзеяння з кіслатой, у выніку якога вылучаецца серавадарод са спецыфічным непрыемным пахам.

Пытанні, заданні, задачы

1. Назавіце хімічныя формулы вадародных злучэнняў кіслароду і серы.

2. Пералічыце фізічныя ўласцівасці:

• а) вады;
• б) серавадароду.

Якое фізіялагічнае ўздзеянне серавадароду на арганізм?

3. Апішыце прасторавую будову:

• а) малекулы вады;
• б) малекулы серавадароду.

Параўнайце валентныя вуглы ў гэтых малекулах.

4. Назавіце рэчывы і пакажыце ступені акіслення атамаў:

Н₂S, H₂O₂, ZnS, FeS, Al₂S₃, NaHS.

5. Складзіце ўраўненні рэакцый:

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

На падставе складзеных ураўненняў рэакцый зрабіце выснову пра хімічныя ўласцівасці вадароднага злучэння.

6. Складзіце схему ўтварэння вадародных сувязей:

• а) паміж малекуламі вады;
• б) малекуламі вады і метанолу.

Растлумачце, чаму не раствараюцца ў вадзе бензол, гексан.

7. Выкарыстоўваючы звесткі малюнка 44 з § 17, растлумачце:

• а) змяненне тэмпературы кіпення рэчываў у радзе H₂S — H₂Sе — H₂Те;
• б) анамальна высокае значэнне тэмпературы кіпення вады.

8. Разлічыце масавую долю серавадароду ў серавадароднай вадзе, атрыманай пры растварэнні газу (н. у.) аб’ёмам 3 дм³ у вадзе аб’ёмам 1 дм³ (4 °С).

9. Праз раствор, які змяшчае гідраксід натрыю масай 20 г, прапусцілі серавадарод аб’ёмам 11,2 дм³ (н. у.). Вызначце малярную канцэнтрацыю солі ў канчатковым растворы, калі вядома, што аб’ём раствору роўны 2,5 дм³.

10. Cеравадарод аб’ёмам 1,12 дм³ (н. у.) прапусцілі праз раствор масай 125 г з масавай доляй сульфату медзі(II), роўнай 10 %. Разлічыце масавую долю солі ва ўтвораным растворы.

*Самакантроль

1. Да вадародных злучэнняў элементаў VIA-групы адносяцца:

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

2. Назавіце рэчыва, якое пры траплянні ў кроў разбурае гемаглабін:

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

3. Пры пакаёвай тэмпературы рэагуюць:

• а) вада і калій;
• б) серавадародная кіслата і гідраксід натрыю;
• в) магній і вада;
• г) вада і аксід барыю.

4. Рэагуе з вадой з утварэннем гідраксіду:

• а) цынк;
• б) кальцый;
• в) жалеза;
• г) медзь.

5. Перакрыванню электронных арбіталей у малекуле вады адпавядае схема:

а) 

б) 

в) 

г)