Химическое строение молекул H 2 S аналогично строению молекул Н 2 O: (угловая форма)
Но, в отличие от воды, молекулы H 2 S малополярны; водородные связи между ними не образуются; прочность молекул значительно ниже.
Физические свойства
При обычной температуре H 2 S - бесцветный газ с чрезвычайно неприятным удушливым запахом тухлых яиц, очень ядовитый (при концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление). Сероводород тяжелее воздуха, легко конденсируется в бесцветную жидкость.H 2 S растворим в воде (при обычной температуре в 1 л H 2 O растворяется - 2,5 л газа).
Сероводород в природе
H 2 S присутствует в вулканических и подземных газах, в воде серных источников. Он образуется при гниении белков, содержащих серу, а также выделяется в процессе жизнедеятельности многочисленных микроорганизмов.
Способы получения
1. Синтез из простых веществ:
S + Н 2 = H 2 S
2. Действие неокисляющих кислот на сульфиды металлов:
FeS + 2HCI = H 2 S + FeCl 2
3.Действие конц. H 2 SO 4 (без избытка) на щелочные и щелочно-земельные Me:
5H 2 SO 4 (конц.) + 8Na = H 2 S + 4Na 2 SO 4 + 4H 2 О
4. Образуется при необратимом гидролизе некоторых сульфидов:
AI 2 S 3 + 6Н 2 О = 3H 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓
Химические свойства H 2 S
H 2 S - сильный восстановитель
Взаимодействие H 2 S с окислителями приводит к образованию различных веществ (S, SО 2 , H 2 SO 4),
Реакции с простыми веществами окислителями
Окисление кислородом воздуха
2H 2 S + 3О 2 (избыток) = 2SО 2 + 2Н 2 О
2H 2 S + О 2 (недостаток) = 2S↓ + 2Н 2 О
Окисление галогенами:
H 2 S + Br 2 = S↓ + 2НВr
Реакции с окисляющими кислотами (HNО 3 , H 2 SO 4 (конц.).
3H 2 S + 8HNО 3 (разб.) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4Н 2 О
H 2 S + 8HNО 3 (конц.) = H 2 SO 4 + 8NО 2 + 4Н 2 О
H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = S↓ + SО 2 + 2Н 2 О
Реакции с солями - окислителями
5H 2 S + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5S↓ + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8Н 2 О
5H 2 S + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5SО 2 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 14Н 2 О
H 2 S + 2FeCl 3 = S↓ + 2FeCl 2 + 2HCl
Водный раствор H 2 S проявляет свойства слабой кислоты
Сероводородная кислота H 2 S 2-основная кислота диссоциирует ступенчато
1-я ступень: H 2 S → Н + + HS -
2-я ступень: HS - → Н + + S 2-
Для H 2 S в водном растворе характерны реакции, общие для класса кислот, в которых она ведет себя как слабая кислота. Взаимодействует:
а) с активными металлами
H 2 S + Mg = Н 2 + MgS
б) с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) в присутствии окислителей
2H 2 S + 4Аg + O 2 = 2Ag 2 S↓ + 2Н 2 O
в) с основными оксидами
H 2 S + ВаО = BaS + Н 2 O
г) со щелочами
H 2 S + NaOH(недостаток) = NaHS + Н 2 O
д) с аммиаком
H 2 S + 2NH 3 (избыток) = (NH 4) 2 S
Особенности реакций H 2 S с солями сильных кислот
Несмотря на то, что сероводородная кислота - очень слабая, она реагирует с некоторыми солями сильных кислот, например:
CuSO 4 + H 2 S = CuS↓ + H 2 SO 4
Реакции протекают в тех случаях, если образующийся сульфид Me нерастворим не только в воде, но и в сильных кислотах.
Качественная реакция на сульфид-анион
Одна из таких реакций используется для обнаружения анионов S 2- и сероводорода:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = 2HNO 3 + PbS↓ черный осадок.
Газообразный H 2 S обнаруживают с помощью влажной бумаги, смоченной раствором Pb(NO 3) 2 , которая чернеет в присутствии H 2 S.
Сульфиды
Сульфидами называют бинарные соединения серы с менее ЭО элементами, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).
Наибольшее значение имеют сульфиды металлов, поскольку многие из них представляют собой природные соединения и используются как сырье для получения свободных металлов, серы, диоксида серы.
Обратимый гидролиз растворимых сульфидов
Сульфиды щелочных Me и аммония хорошо растворимы в воде, но в водном растворе они подвергаются гидролизу в очень значительной степени:
S 2- + H 2 O → HS - + ОН -
Поэтому растворы сульфидов имеют сильнощелочную реакцию
Сульфиды щелочно-земельных Me и Mg, взаимодействуя с водой, подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли - гидросульфиды:
2CaS + 2НОН = Ca(HS) 2 + Са(ОН) 2
При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:
HS - + H 2 O → H 2 S + ОН -
Необратимый гидролиз сульфидов
Сульфиды некоторых металлов подвергаются необратимому гидролизу и полностью разлагаются в водных растворах, например:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 3H 2 S + 2AI(OH) 3↓
Аналогичным образом разлагаются Cr 2 S 3 , Fe 2 S 3
Нерастворимые сульфиды
Большинство сульфидов тяжелых металлов в воде практически не растворяются и поэтому гид ролизу не подвергаются. Некоторые из них растворяются под действием сильных кислот, например:
FeS + 2HCI = FeCl 2 + H 2 S
ZnS + 2HCI = ZnCl 2 + H 2 S
Сульфиды Ag 2 S, HgS, Hg 2 S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.
Окислительный обжиг сульфидов
Окисление сульфидов кислородом воздуха при высокой температуре является важной стадией переработки сульфидного сырья. Примеры:
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Способы получения сульфидов
1. Непосредственное соединение простых веществ:
2.Взаимодействие H 2 S с растворами щелочей:
H 2 S + 2NaOH = 2H 2 O + Na 2 S сульфид натрия
H 2 S + NaOH = H 2 O + NaHS гидросульфид натрия
3.Взаимодействие H 2 S или (NH 4) 2 S с растворами солей:
H 2 S + CuSO 4 = CuS↓ + H 2 SO 4
H 2 S + 2AgNO 3 = Ag2S↓ + 2HNO 3
4. Восстановление сульфатов прокаливанием с углем:
Na 2 SO 4 + 4С = Na 2 S + 4СО
Этот процесс используют для получения сульфидов щелочных и щелочно-земельных металлов.
Hydrogen Sulphide (H2S) – сероводород – опасный природный газ, с которым можно столкнуться в нефтегазовой промышленности. Проще говоря, на буровых платформах и местах хранения нефти, как offshore, так и onshore. Нас больше интересует оффшор. И здесь делаю дополнение, что под риск попадают не только те, кто работают на платформах, но и те, кто их обслуживает: суда снабжения, якорезаводки, даже те, кто проводят работы на нефтяных полях (DSV, ROV), FPSO и т.д. Знать свойства H2S и проводить подготовки должным образом – жизненно необходимо.
И так, H2S токсичен .
H2S газ, после того, как его вдохнул человек, попадает в лёгкие, далее переносится кровью и парализует нервные центры мозга, которые отвечают за дыхание. Человек умирает от удушья, поскольку лёгкие прекращают работать, что неминуемо ведёт к отмиранию тканей.
- H2S присущ характерный запах .
По запаху H2S напоминает тухлые яйца (rotten eggs). От сюда этот газ ещё называют “Rotten Egg gas” или “sour gas”. Однако этот запах можно распознать только при низкой концентрации. В средней и высокой концентрации H2S притупляет обоняние и запах невозможно распознать. Поэтому не следует доверять своему носу в попытках определить присутствие сероводорода.
- H2S бесцветный газ.
И этот факт делает H2S газ ещё более опасным. Зрительно этот газ определить нельзя.
- H2S тяжелее воздуха .
Удельный вес H2S относительно воздуха составляет 1,189, что означает, что H2S тяжелее воздуха на 20% и во время утечки при отсутствии ветра он будет стелиться внизу. Таким образом, более безопасным местом, в таком случае, будет считаться мостик (если говорить о судне), где и назначают место сбора во время H2S тревоги.
- H2S взрывоопасен .
При определенной концентрации H2S становится взрывоопасным. Верхняя и нижняя границы этой концентрации соответственно 4,3% – 46%.
- H2S воспламеняемый .
Продуктом горения H2S является также опасный газ – SO2. Однако SO2 тяжелее, чем H2S, и соответственно тяжелее воздуха.
- H2S растворим в воде .
В результате комбинации H2S и воды получается кислота. Что объяснят ощущение жжения в области глаз у людей, в случаях утечки H2S.
- H2S является коррозийным .
H2S разъедает железо, сталь, латунь с высоким содержанием цинка, природный каучук и даже некоторые виды пластика.
- H2S переносится ветром .
Ветер может подхватить H2S газ и переносить его даже вертикально вверх (если из-за конструктивных особенностей объектов ветер приобретает такую направленность). Во время опасности утечки H2S, правильным будет уходить от места утечки против ветра.
Теперь поговорим о единицах измерения и вреде H2S при разных концентрациях.
H2S измеряется в ppm (parts per million). И переход от ppm к % следующий:
1 ppm = 0.0001% 10 ppm = 0.001% 100 ppm = 0.01% 1000 ppm = 0.1% 10000 ppm = 1%
То, как долго человек может пребывать в присутствии H2S в воздухе, зависит от физиологического состояния самого человека. Безопасным считается пребывание около 8 часов в день, не более 5 дней в неделю при 10 ppm H2S.
У человека, который длительный срок подвергается воздействию H2S, наблюдаются: нарушение нормальной работы лёгких; головная боль, тошнота, депрессия, слабость; нарушение сердечно-сосудистой системы.
Признаки и опасность различных концентраций H2S.
0.13 ppm – нижний порог, при котором распознаётся запах тухлых яиц;
10 ppm – возможна головная боль, начинается болезненная чувствительность глаз;
27 ppm – верхний порог запаха. Ощущается очень сильный и неприятный запах;
20-50 ppm – ощущается боль в дыхательных путях, глазах (также слёзоточивость и чувствительность к свету) и лёгких;
100-200 ppm – пропадает обоняние;
250-500 ppm – отёк лёгких (лёгкие набираются жидкости);
500 ppm – постепенная потеря сознания;
700-1000 ppm – стремительная потеря сознания, остановка дыхания с последующим летательным исходом;
1000 ppm и выше – смерть.
И следует упомянуть, что смерть от отравления H2S газом наступает в районе 1000 ppm, что составляет всего лишь 0,1%, а свойство взрывоопасности H2S присутствует при концентрации 4,3% – 46%. Именно по этому токсичность рассматривают как первоочередную опасность. Так как пока дело дойдёт до взрыва, уже никого может не остаться в живых.
Чтобы обезопасить себя от опасностей , связанных с H2S , нужно:
Знать, что нельзя доверять своему носу в попытках определить присутствие H2S газа;
Следовать процедурам (проводить замеры газа приборами, следовать проверочным листам);
Регулярно проверять фиксированные и портативные газ детекторы;
Портативные газ детекторы не должны находиться в кармане во время работы в потенциально опасных местах;
Портативные газ детекторы должны подавать визуальное и звуковое оповещение при концентрации H2S в 10ppm и выше;
Уметь надевать дыхательный аппарат в течение 30 секунд;
Запрещено проводить поиково-спасательные операции в дыхательных аппаратах, предназначенных только для покидания мест (предназначенные на 10-15 минут использования) с содержанием H2S в воздухе. Для поиска и спасения должны быть специальные дыхательные аппараты продолжительного использования.
Оказание первой помощи:
Как можно скорее переместить пострадавшего в безопасное место;
Если пострадавший без сознания, то сделать искусственное дыхание и непрямой массаж сердца;
Если пострадавший в сознании, то проводить меры по необходимости (кислород для облегчения дыхания, промыть глаза в течение 10-15 минут, если ощущается боль);
Снять одежду, которая могла пропитаться H2S газом (например, если человек потел, и одежда влажная). При раздражении кожи, также промыть участки кожи под струёй воды (при необходимости предоставить душ) в течение 10-15 минут.
Здесь отдельный акцент сделаю на том, что мы упомянули, что носу доверять нельзя. А что же тогда может послужить индикатором? Газ детектор – это понятно, но если он неисправен или отсутствует? Мы говорили, что H2S в соединении с водой образует кислоту. Если человек вспотел, то он будет ощущать дискомфорт (раздражение кожи, чесаться), также ощущается жжение в области глаз. Поэтому Ваше собственное тело или люди вокруг могут послужить тем верным индикатором, который укажет на опасность.
С уважением Евгений Богаченко
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Сероводород представляет собой бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка.
Он немного тяжелее воздуха, сжижается при температуре -60,3 o С и затвердевает при -85,6 o С. На воздухе сероводород горит голубоватым пламенем, образуя диоксид серы и воду:
2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 .
Если внести в пламя сероводорода какой-нибудь холодный предмет, например фарфоровую чашку, то температура пламени значительно понижается и сероводород окисляется только до свободной серы, оседающей на чашке в виде желтого налета:
2H 2 S + O 2 = 2H 2 O + 2S.
Сероводород легко воспламеняется; смесь его с воздухом взрывает. Сероводород очень ядовит. Длительное вздыхание воздуха, содержащего этот газ даже в небольших количествах, вызывает тяжелые отравления.
При 20 o С один объем воды растворяет 2,5 объема сероводорода. Раствор сероводорода в воде называется сероводородной водой. При стоянии на воздухе, особенно на свету, сероводородная воды скоро становится мутной от выделяющейся серы. Это происходит в результате окисления сероводорода кислородом воздуха.
Получение сероводорода
При высокой температуре сера взаимодействует с водородом, образуя газ сероводород.
Практически сероводород обычно получают действием разбавленных кислот на сернистые металлы, например на сульфид железа:
FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S.
Более чистый сероводород можно получитьпри гидролизе CaS, BaS или A1 2 S 3 . Чистейший газполучается прямой реакцией водорода и серы при 600 °С.
Химические свойства сероводорода
Раствор сероводорода в воде обладает свойствами кислота. Сероводород - слабая двухосновная кислота. Она диссоциирует ступенчато и в основном по первой ступени:
H 2 S↔H + + HS — (K 1 = 6×10 -8).
Диссоциация по второй ступени
HS — ↔H + + S 2- (K 2 = 10 -14)
протекает в ничтожно малой степени.
Сероводород - сильный восстановитель. При действии сильных окислителей он окисляется до диоксида серы или до серной кислоты; глубина окисления зависит от условий: температуры, рН раствора, концентрации окислителя. Например, реакция с хлором обычно протекает до образования серной кислоты:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl.
Средние соли сероводорода называют сульфидами.
Применение сероводорода
Применение сероводорода довольно ограничено, что, в первую очередь связано с его высокой токсичностью. Он нашел применение в лабораторной практике в качестве осадителя тяжелых металлов. Сероводород служит сырьем для получения серной кислоты, серы в элементарном виде и сульфидов
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | Определите во сколько раз тяжелее воздуха сероводород H 2 S. |
| Решение | Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Данная величина показывает, во сколько раз первый газ тяжелее или легче второго газа.
Относительную молекулярную массу воздуха принимают равной 29 (с учетом содержания в воздухе азота, кислорода и других газов). Следует отметить, что понятие «относительная молекулярная масса воздуха» употребляется условно, так как воздух - это смесь газов. D air (H 2 S) = M r (H 2 S) / M r (air); D air (H 2 S) = 34 / 29 = 1,17. M r (H 2 S) = 2 ×A r (H) + A r (S) = 2 × 1 + 32 = 2 + 32 = 34. |
| Ответ | Сероводород H 2 S тяжелее воздуха в 1,17 раз. |
ПРИМЕР 2
| Задание | Найдите плотность по водороду смеси газов, в которой объемная доля кислорода составляет 20%, водорода - 40%, остальное - сероводород H 2 S. |
| Решение | Объемные доли газов будут совпадать с молярными, т.е. с долями количеств веществ, это следствие из закона Авогадро. Найдем условную молекулярную массу смеси:
M r conditional (mixture) = φ (O 2) ×M r (O 2) + φ (H 2) ×M r (H 2) + φ (H 2 S) ×M r (H 2 S); |
- Молекулярная масса: 34,076
- Температура плавления (при 760 мм рт. ст.), °С: -82,9
- Температура кипения (при 760 мм рт. ст.), °C: -60,33
- Температура воспламенения, °С: 260
- Предельная объемная концентрация воспламенения, %: 4,3
- Плотность при 760 мм рт. ст. и 0 °С, кг/м3: 1,5392
- Плотность жидкого газа при 760 мм рт. ст., кг/м3: 950
- Теплоёмкость газа при 760 мм рт. ст. и 0 °С, ккал/(кг °С):
- при постоянном давлении: 0,254
- при постоянном объеме: 0,192
- Теплота сгорания при 760 мм рт. ст. и 15 °С, ккал/кг: 4156
Важнейшие соединения серы
Соединения серы со степенью окисления -2
Сероводород H 2 S.
Сероводород H 2 S встречается в природе в водах некоторых минеральных источников, в вулканических газах, в попутных газах месторождения нефти. Бесцветный газ с неприятным запахом тухлых яиц, t пл = -86 °С, t кип = -60 °С. Ядовит. В твердом состоянии существует в трех различных модификациях. Мало растворим в воде, водный раствор H 2 S - это слабая кислота. К 1 = 0,87 10-7, К 2 = 10-14. Сильный восстановитель. Получают в промышленности как побочный продукт при очистке нефти, природного и коксового газа. В лаборатории часто получают в аппарате Киппа при взаимодействии FeS c HC l . Применяют в производстве H 2 SO 4 , S; для получения сульфидов, сераорганических соединений; в аналитической химии для осаждения сульфидов; для приготовления лечебных, сероводородных ванн. Раздражает слизистые оболочки и дыхательные органы.
Соединения серы со степенью окисления +1
Оксид серы (I) S 2 O.
Оксид серы (I) S 2 O это желтый газ, который может несколько часов сохраняться при комнатной температуре (в чистом и сухом сосуде) лишь под давлением не выше 40 мм. рт. ст. Молекула SO 2 полярна. Сильное охлаждение переводит закись серы в оранжево-красное твердое вещество. Молекулярным кислородом при обычной температуре не окисляется, а водой легко разлагается. Более или менее легко реагирует с большинством металлов. Получают при взаимодействии SO 2 с серой.
Хлористая сера S 2 Cl 2 .
Хлористая сера S 2 Cl 2 это бесцветная жидкость, t пл = -77 °С, t кип = 138 °С. Получают в больших количествах прямым действием сухого хлора на избыток серы. Применяют для получения двухлористой серы.
Соединения серы со степенью окисления +2
Серноватистая (тиосерная) кислота H 2 S 2 O 3 .
Сильная кислота (по силе близка к серной кислоте). При комнатной температуре неустойчива и разлагается на H 2 O, SO 2 и S. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 874,4 Cм см 2 /моль.
Двухлористая сера SCl 2 .
Жидкость красного цвета, t пл = -78 °С, t кип = 60 °С. Молекула SCl 2 имеет форму равнобедренного треугольника. Получается при взаимодействии хлористой серы с хлором. В обычных условиях медленно разлагается на хлористую серу и хлор.
Соединения серы со степенью окисления +3
Дитионистая кислота H 2 S 2 O 4 .
Неустойчива и в свободном состоянии не получена.
Соединения серы со степенью окисления +4
Сернистая кислота H 2 SO 3 .
Двухосновная кислота средней силы. Неустойчива. В свободном состоянии не выделена. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 843,6 Cм см 2 /моль.
Хлористый тионил SOCl 2 .
Бесцветная жидкость с резким запахом, t пл = -100 °С, t кип = 76 °С. Является плохим растворителем типичных солей, но хорошим для многих менее полярных веществ. Взаимодействует с водой. Применяется для изготовления красителей, фармацевтических препаратов. Им удобно пользоваться для получения безводных хлоридов металлов из их кристаллогидратов.
Соединения серы со степенью окисления +6
Оксид серы (VI) SO 3 .
Известен в трех модификациях: a, b, g. При конденсации паров SO 3 образуется бесцветные, прозрачные как лед кристаллы (t пл = 62 °С), это g-форма, которая при хранении переходит в b-форму, похожую на асбест (t пл = 32 °С). a-форма (t пл = 17 °С, t кип = 44,8 °С) образуется при особых условиях. Из этих трех форм наиболее высоким давлением пара обладает g-форма. Полученный серный ангидрид может быть твердым или частично жидким. Жадно соединяясь с водой, дымит на воздухе. В воде он растворяется с образованием серной кислоты. Образует соединения с водой, аммиаком или его органическими производными. Получают окислением сернистого газа.
Серная кислота H 2 SO 4 .
Безводная серная кислота - бесцветная маслянистая жидкость, без запаха, t пл = 10 °С, t кип = 296 °С. Концентрированная серная кислота вызывает ожоги кожи. Серная кислота может быть различной чистоты и концентрации. Плотность увеличивается с концентрацией и достигает максимального значения при концентрации 98,3%, при дальнейшем повышении концентрации плотность кислоты снижается. Растворение в воде сопровождается выделением большого количества тепла и уменьшением объема. При давлении 760 мм рт. ст. все водные растворы кипят при температуре выше 100 °С, точка кипения повышается с увеличением концентрации. Мало летуча. Концентрированная серная кислота действует почти на все металлы без выделения водорода. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25 °С равна 859,6 Cм см 2 /моль. Для промышленного получения применяются два способа: нитрозный и контактный. Основным исходным продуктом в обоих случаях является сернистый газ. Является важнейшим химическим продуктом. Применяется почти во всех отраслях химической промышленности и в целом ряде других отраслей народного хозяйства.
Хлористый сульфурил SO 2 Cl 2 .
Представляет собой бесцветную жидкость с резким запахом, t пл = -54 °С, t кип = 69 °С. Холодная вода действует на него медленно, но горячей он быстро разлагается с образованием серной и соляной кислот.
Сероводород (H 2 S ) - очень канцерогенный, токсичный газ. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.
Получение сероводорода.
1. В лаборатории H 2 S получают в ходе реакции между сульфидами и разбавленными кислотами:
FeS + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 S ,
2. Взаимодействие Al 2 S 3 с холодной водой (образующийся сероводород более чистый, чем при первом способе получения):
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
Химические свойства сероводорода.
Сероводород H 2 S - ковалентное соединение, не образующее водородных связей, как молекула Н 2 О . (Разница в том, что атом серы больший по размеру и более электроотрицательный, чем атом кислорода. Поэтому плотность заряда у серы меньше. И из-за отсутствия водородных связей температура кипения у H 2 S выше, чем у кислорода . Также H 2 S плохо растворим в воде, что также указывает на отсутствие водородных связей).
H 2 S + Br 2 = S + 2HBr,
2. Сероводород H 2 S - очень слабая кислота, в растворе ступенчато диссоциирует:
H 2 S ⇆ H + + HS - ,
HS - ⇆ H + + S 2- ,
3. Взаимодействует с сильными окислителями:
H 2 S + 4Cl 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl,
2 H 2 S + H 2 SO 3 = 3 S + 3 H 2 O ,
2 FeCl 3 + H 2 S = 2 FeCl 2 + S + 2 HCl ,
4. Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):
Pb(NO 3) 2 + 2S = PbS↓ + 2HNO 3 .
Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS - осадок черного цвета.
