Сероводород является аналогом воды. Его электронная формула показывает, что в образовании связей Н—S—H участвуют два р-электрона внешнего уровня атома серы. Молекула H2S имеет угловую форму, поэтому она полярна. 

Сероводород встречается в природе в вулканических газах и в водах некоторых минеральных источников, например Пятигорска, Мацесты. Он образуется при гниении серосодержащих орга-нических веществ различных животных и растительных остатков. Этим объясняется характерный неприятный запах сточных вод, выгребных ям и свалок мусора. 

1. Сероводород может быть получен непосредственным соединением серы с водородом при нагревании:
S+Н2=H2S
2. Но обычно его получают действием разбавленной соляной или серной кислоты на сульфид железа (III):
2HCl+FeS=FeCl2+H2S 2H++FeS=Fe2++H2S Эту реакцию часто проводят в аппарате Киппа. 

Химические свойства

1, При сильном нагревании сероводород почти полностью разлагается с образованием серы и водорода.
2. Газообразный сероводород горит на воздухе голубым пламенем с образованием оксида серы (IV) и воды:
2H2S+3O2=2SO2+2Н2О
При недостатке кислорода образуется сера и вода: 2H2S+О2=2S+2Н2O
3. Сероводород — довольно сильный восстановитель. Это его важное химическое свойство можно объяснить так. В растворе H2S сравнительно легко отдает электроны молекулам кислорода воздуха:
При этом кислород воздуха окисляет сероводород до серы, которая делает сероводородную воду мутной:
2H2S+O2=2S+2H2O

Этим объясняется и то, что сероводород не накапливается в очень больших количествах в природе при гниении органических веществ — кислород воздуха окисляет его в свободную серу.
4, Сероводород энергично реагирует с растворами галогенов, например:
H2S+I2=2HI+S Происходит выделение серы и обесцвечивание раствора йода.
5. Различные окислители энергично реагируют с сероводородом: при действии азотной кислоты образуется свободная сера.

6. Раствор сероводорода имеет кислую реакцию из-за диссоциаций:
H2SН++HS-HS-H++S-2
Обычно преобладает первая ступень. Он является очень слабой кислотой: слабее угольной, которая обычно вытесняет H2S из сульфидов.

Сульфиды и гидросульфиды

Сероводородная кислота, как двухосновная, образует два ряда солей:
— средние — сульфиды (Na2S);
— кислые — гидросульфиды (NaHS).
Эти соли могут быть получены: — взаимодействием гидроксидов с сероводородом: 2NaOH+H2S=Na2S+2Н2О
— непосредственным взаимодействием серы с металлами:
Fe+S=FeS
— обменной реакцией солей с H2S или между солями:
Pb(NO3)2+Na2S=PbS+2NaNO3
CuSO4+H2S=CuS+H2SO4 Cu2++H2S=CuS+2H+
Гидросульфиды почти все хорошо растворимы в воде.
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов также легко растворимы в воде, бесцветны.
Сульфиды тяжелых металлов практически нерастворимы или малорастворимы в воде (FeS, MnS, ZnS); некоторые из них не растворяются и в разбавленных кислотах (CuS, PbS, HgS).
Как соли слабой кислоты, сульфиды в водных растворах сильно гидролизованы. Например, сульфиды щелочных металлов при растворении в воде имеют щелочную реакцию:
Na2S+НОНNaHS+NaOH
Все сульфиды, как и сам сероводород, являются энергичными восстановителями:
3PbS-2+8HN+5O3(разб.)=3PbS+6O4+4Н2O+8N+2O

Некоторые сульфиды имеют характерную окраску: CuS и PbS — черную, CdS — желтую, ZnS — белую, MnS — розовую, SnS — коричневую, Al2S3 — оранжевую. На различной растворимости сульфидов и различной окраске многих из них основан качественный анализ катионов.