Определите массовые доли элементов в веществе h2s.

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

H
2
S
→
H
S
−
+
H
+
\mathsf{H_2S \rightarrow HS^- + H^+} Ka = 6,9·10−7 ; pKa = 6,89.
Реагирует со щелочами:

H
2
S
+
2
N
a
O
H
→
N
a
2
S
+
2
H
2
O
\mathsf{H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O } (средняя соль, при избытке NaOH)
H
2
S
+
N
a
O
H
→
N
a
H
S
+
H
2
O
\mathsf{H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O } (кислая соль, при отношении 1:1)
Сероводород — сильный восстановитель. Окислительно-восстановительные потенциалы:

S
+
2
e
−
→
S
2
−
(
E
h
=
−
0.444
B
)
\mathsf{S + 2e^- \rightarrow S^{2-} (Eh = -0.444B) }
S
+
2
H
+
+
2
e
−
→
H
2
S
(
E
h
=
0.144
B
)
{\displaystyle {\mathsf {S+2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}S(Eh=0.144B)}}}
В воздухе горит синим пламенем:

2
H
2
S
+
3
O
2
→
2
H
2
O
+
2
S
O
2
\mathsf{2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SO_2 }
при недостатке кислорода:

2
H
2
S
+
O
2
→
2
S
+
2
H
2
O
\mathsf{2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O } (на этой реакции основан промышленный получения серы).
Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион SO42−, например:

3
H
2
S
+
4
H
C
l
O
3
→
3
H
2
S
O
4
+
4
H
C
l
\mathsf{3H_2S + 4HClO_3 \rightarrow 3H_2SO_4 + 4HCl}
2
H
2
S
+
S
O
2
→
2
H
2
O
+
3
S
\mathsf{2H_2S + SO_2 \rightarrow 2H_2O + 3S }
Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например[4]:

H
2
S
+
P
b
(
N
O
3
)
2
→
P
b
S
↓
+
2
H
N
O
3
\mathsf{H_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS{\downarrow} + 2HNO_3}
При пропускании сероводорода через человеческую кровь она чернеет, поскольку гемоглобин разрушается и железо, входящее в его состав и придающее крови красный цвет, вступает в реакцию с сероводородом и образует чёрный сульфид железа[4].