В курсе химии для ЕГЭ существует четкое разделение сульфидов на две группы, и непонимание этого различия — прямой путь к потере баллов. Речь идет о сульфидах, которые нерастворимы в кислотах-неокислителях.
Давайте разберем эту тему подробно, с примерами реакций и четким объяснением, что и почему происходит.
Группа 1: Растворимые в кислотах (стандартное правило)
Это сульфиды, которые подчиняются общему правилу: сульфид + сильная кислота-неокислитель ⟶ соль + сероводород.
К этой группе относятся сульфиды металлов, стоящих в ряду активности до железа, а также железа и марганца.
Ключевые примеры:
- ZnS + 2HCl ⟶ ZnCl₂ + H₂S↑
- FeS + H₂SO₄ (разб.) ⟶ FeSO₄ + H₂S↑
- MnS + 2HBr ⟶ MnBr₂ + H₂S↑
- Cr₂S₃ + 6HCl ⟶ 2CrCl₃ + 3H₂S↑
- Al₂S₃ + 6H₂O ⟶ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ (гидролиз, так как Al₂S₃ неустойчив в воде)
Группа 2: Сульфиды, устойчивые к кислотам-неокислителям
А вот это — главные герои нашей статьи. Это очень прочные соединения, которые НЕ реагируют с кислотами-неокислителями, такими как HCl, HBr, HI и разбавленная H₂SO₄.
Список, который нужно выучить наизусть:
- CuS (Сульфид меди(II))
- PbS (Сульфид свинца(II))
- Ag₂S (Сульфид серебра(I))
- HgS (Сульфид ртути(II))
- CdS (Сульфид кадмия)
- Bi₂S₃ (Сульфид висмута(III))
Примеры «реакций, которые не идут»:
CuS + HCl ⟶ реакция не идет
PbS + H₂SO₄ (разб.) ⟶ реакция не идет
Почему так происходит? Причина кроется в чрезвычайно низкой растворимости этих сульфидов (очень малое значение произведения растворимости, ПР). Их кристаллическая решетка настолько прочна, что концентрация сульфид-ионов (S²⁻) в растворе ничтожно мала. Протонам H⁺ из обычных кислот просто не удается «вытянуть» ионы серы из решетки, чтобы связать их в H₂S.
Растворение устойчивых сульфидов: только с помощью ОВР
Чтобы разрушить эти прочные сульфиды, нужен более мощный инструмент — кислота-окислитель. Такие кислоты не просто поставляют протоны, они окисляют сульфид-ион S²⁻, заставляя его отдавать электроны. Это полностью меняет химию процесса.
Реакции с концентрированной азотной кислотой (HNO₃)
Концентрированная азотная кислота окисляет сульфид-ион S²⁻ до высшей степени окисления +6, то есть до сульфат-иона SO₄²⁻.
- Ag₂S + 10HNO₃ (конц.) ⟶ 2AgNO₃ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
- PbS + 8HNO₃ (конц.) ⟶ PbSO₄↓ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Нюанс с CuS: нитрат или сульфат?
Рассмотрим реакцию CuS + HNO₃ (конц.). В результате ОВР в растворе образуются ионы Cu²⁺ и SO₄²⁻. Что с ними будет дальше?
- Наиболее строгий подход (избыток кислоты): Реакция проводится в большом избытке азотной кислоты. В растворе преобладают ионы H⁺ и NO₃⁻. Поэтому катион Cu²⁺ свяжется с нитрат-ионом, а анион SO₄²⁻ — с протоном.
CuS + 10HNO₃ (конц.) ⟶ Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O - Суммарное уравнение (недостаток кислоты): Если проводить реакцию при других соотношениях (например, приливая кислоту к избытку сульфида), образовавшаяся серная кислота может прореагировать с нитратом меди. Часто в учебниках и справочниках для простоты приводят суммарное уравнение, которое отражает образование сульфата меди.
CuS + 8HNO₃ (конц.) ⟶ CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O - Для ЕГЭ: Оба варианта считаются допустимыми. Однако первый вариант (образование нитрата и серной кислоты) более точно отражает суть реакции, так как реакцию проводят в избытке кислоты.
Реакции с разбавленной азотной кислотой (HNO₃)
Разбавленная азотная кислота — тоже сильный окислитель, но действует «мягче». Сера обычно окисляется до простого вещества S⁰.
- 3CuS + 8HNO₃ (разб.) ⟶ 3Cu(NO₃)₂ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O
Реакции с концентрированной серной кислотой (H₂SO₄)
Концентрированная серная кислота также может окислять эти сульфиды.
- CuS + 4H₂SO₄ (конц.) ⟶ CuSO₄ + 4SO₂↑ + 4H₂O (здесь окисляется только сера S²⁻ до SO₂)
Главный вывод для ЕГЭ:
- Запомните список «устойчивых» сульфидов: CuS, PbS, Ag₂S, HgS и др.
- Знайте, что они НЕ реагируют с HCl, HBr, разб. H₂SO₄.
- Помните, что их можно растворить только с помощью кислот-окислителей (HNO₃, H₂SO₄ конц.), и это всегда будет ОВР.
А можете ли вы написать уравнение реакции самого «прочного» сульфида, HgS, с царской водкой (смесью конц. HNO₃ и HCl)? Поделитесь своим вариантом в комментариях!
