сероводород
СЕРОВОДОРОД H2S
мол. м. 34,082; бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц; молекула H2 S имеет угловую форму, длина связи S —H 0,1336 нм, угол HSH 92,06°, μ 0,34∙10−29 Кл∙м; плотн. 1,538 г/л (25 °C);
С. затвердевает в бесцветные кристаллы кубич. сингонии, при — 146,95 °C претерпевает фазовый переход второго рода (при −169,5 °C а = 0,580 нм, z = 4, пространственная группа Ра3), ниже −169,65 °C переходит в тетрагон. форму, ΔH перехода 1,53 кДж/моль; т. пл. −85,7 °C, плотн. твердого H2S 1,217 г/см3 ( −195 °C), 1,12 г/см3 ( −86 °C);
При обычной температуре С. устойчив, в вакууме начинает диссоциировать выше 500 °C, при ~ 1690 °C полностью разлагается. Растворимость газообразного H2S в воде (% по массе, 0,1 МПа): 0,694 (0 °C), 0,378 (20 °C), 0,232 (40 °C), 0,076 (80 °C); или 4,37 (0 °C) и 2,91 (20 °C) объемов H2 S на 1 объем воды. Водный раствор С. — сероводородная кислота-слабая кислота (K1 = 9,5∙10−8, K2 = 1∙10−14), образующая соли-сульфиды и гидросульфиды (см. сульфиды неорганические). Известен клатрат H2S ∙ 6H2O. Лучше, чем в воде, С. раств. в органических растворителях; напр., в одном объеме этанола раств. 17,89 (0 °C) и 7,42 (20 °C) объемов H2S.
Электролитич. диссоциация жидкого Н, S (2H2S
С. — сильный восстановитель. При натр. на воздухе постепенно окисляется, при ~ 250 °C воспламеняется. Горит, при избытке O2 образует SO2 и воду, при недостатке-S и воду (пром. способ получения S). С. легко окисляется в водном растворе кислородом, галогенами; на восстановлении I2 до HI в растворе основано определение H2S методом иодометрии. Сильные окислители (HNO3, Cl2) окисляют С. до H2SO4. С. взаимод. с большинством металлов и их оксидов при натр. в присутствии влаги и воздуха с образованием сульфидов металлов. С олефииами, спиртами, хлорароматич. соединениями, эпоксидами дает тиолы, с нитрилами — тиоамиды. Др. соед. S с водородом -сульфоны H2Sx.
В природе H2S встречается гл. обр. в месторождениях нефти и прир. газа, а также в вулканич. газах и водах минер. источников; он растворен в глубоких (ниже 150–200 м) слоях воды Черного моря (концентрация С. у дна достигает 11–14 мл/л). С. постоянно образуется в природе при разложении белковых веществ.
В промышленности С. получают как побочный продукт при очистке нефти, прир. и пром. газов. Осн. методы очистки этих газов с получением С. — моноэтаноламиновый, вакуум-карбонатный, содовый. Принципиальная схема выделения С. из прир. и пром. газов заключается в следующем: газ вводится в ниж. часть абсорбера, который сверху орошается раствором абсорбента, затем насыщенный H2S раствор поступает в отгонную колонну, где при нагр. горячим паром происходит десорбция С. из раствора. В лаборатории С. получают действием H2 SO4 на FeS; м. б. получен из H2 и паров S при 500–600 °C в присутствии катализатора (пемза); удобный метод получения H2S-нагревание серы с парафином.
С. применяют в осн. для производства S и H2SO4. Его используют также для получения разл. сульфидов (в частности, сульфидов и гидросульфидов Na, NH4 ), сераорг. соед. (тиофены, тиолы и т. п.), тяжелой воды, для приготовления лечебных сероводородных ванн, в аналит. химии для осаждения сульфидов металлов. H2S м. б. рабочим веществом мол. газовых лазеров. Взрывоопасен, КПВ в воздухе 4,5–45,5% по объему.
С. токсичен, поражает слизистые оболочки, дыхат. органы, ПДК в воздухе рабочей зоны 10 мг/м3, в атм. воздухе 0,008 мг/м3. При концентрации С., напр. 6 мг/м3, уже через 4 ч появляются головные боли, слезотечение. С. отравляет окружающую среду. Он содержится в горючих газах (прир. нефтепереработки, генераторный, коксовый) и отходящих газах (в производстве вискозы, хвостовые газы в производстве S). О методах очистки пром. газов от С. см. газов очистка.
И. Н. Один
Химическая энциклопедия