H₂S – Hydrogen sulfide

Tên cũ: hiđro sunfua · Còn gọi là: sunfua hiđro; acid sunfuhiđric (dung dịch)

Acid yếu, chất khử mạnh
Khí, không màu
Ít tan trong nước
M = 34

Hydrogen sulfide (H₂S, tên cũ: hiđro sunfua; còn gọi: sunfua hiđro) là acid, chất khí không màu, ít tan trong nước; phân tử khối 34. Dung dịch H₂S là acid yếu hai nấc (yếu hơn H₂CO₃); H₂S có tính khử mạnh vì S ở số oxi hoá thấp nhất (S⁻²).

Cấu tạo của H₂S

S
H
electron
Mô hình lớp electron (Bohr) — sơ đồ, không theo tỉ lệ thật

1 · Mỗi nguyên tử còn thiếu e ở lớp ngoài
2 · Góp chung electron thành cặp
3 · Mỗi nguyên tử đủ 8e (H: 2e) → phân tử H₂S

Thông số vật lý của H₂S

Đại lượng	Giá trị	Ghi chú
Phân tử khối	34	tính theo nguyên tử khối làm tròn trong SGK (H 1, S 32)
Khối lượng mol chính xác	34,076 g/mol	theo nguyên tử khối IUPAC (H 1,008, S 32,06)
Trạng thái, màu	khí, không màu, mùi trứng thối, rất độc
Nhiệt độ nóng chảy	−85,5 °C	Wikipedia/CRC (NIST tra cứu 190,85 K, Beckmann 1910; điểm ba 187,66 K)
Nhiệt độ sôi	−60 °C	ở 1 atm (NIST: 212,87 K; Wikipedia/CRC: −59,55 °C) — thấp hơn nước 160 °C dù phân tử nặng gần gấp đôi, vì H₂S không có liên kết hydrogen giữa các phân tử; nhiệt độ tới hạn 100,2 °C (NIST: 373,3 K)
Khối lượng riêng (khí)	1,539 g/L	ở 0 °C, 1 atm; nặng hơn không khí khoảng 1,2 lần (M = 34 so với 29, quy ước SGK) nên tích tụ ở cống, hố ga, hầm biogas, giếng
Độ tan trong nước	0,40 g/100 mL	ở 20 °C dưới 1 atm H₂S (Wikipedia dẫn PubChem: 3 980 mg/L; hằng số Henry của NIST cho ≈ 0,38 g/100 g) — khoảng 2,5 thể tích khí trong 1 thể tích nước; dung dịch là "hydrosulfuric acid", để ngoài không khí bị oxi hoá dần thành S vẩn đục
Hằng số acid	pKa = 7,0	ở 25 °C cho H₂S ⇌ H⁺ + HS⁻: acid yếu hơn H₂CO₃ (pKa1 biểu kiến 6,35); nấc hai rất yếu — theo tài liệu tham khảo, ion S²⁻ hầu như không tồn tại trong nước, ở phổ thông H₂S vẫn được trình bày là acid hai nấc tạo được muối Na₂S với NaOH dư
Hình dạng phân tử	gấp khúc, góc H–S–H 92°	gần với góc 90° giữa hai orbital p của S; momen lưỡng cực 0,97 D (nước: 104,5°, 1,85 D)
Giới hạn cháy trong không khí	4,3–46 % thể tích	nhiệt độ tự bốc cháy 232 °C; cháy với ngọn lửa xanh: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

Số liệu làm tròn cho phổ thông; nguồn ghi ở mục Tài liệu tham khảo.

Thành phần nguyên tố của H₂S

Nguyên tố	NTKNguyên tử khối	Số ng.tửSố nguyên tử	KLKhối lượng	% khối lượng
H hydrogen	1	2	2	5,88 %
S sulfur	32	1	32	94,12 %
TổngPhân tử khối H₂S		3	34	100 %

NTK = nguyên tử khối (làm tròn như trong bài tập phổ thông), KL = khối lượng. Ví dụ: %H = 2 ÷ 34 × 100 % = 5,9 %.

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Số mol

Khối lượng (g)

Thể tích dung dịch (mL)

Khối lượng: m = n × M = 0,25 × 34; 8,5 g
Số phân tử: N = n × N_A = 0,25 × 6,022 × 10²³; 1,506 × 10²³
Nồng độ mol: C_M = n / V = 0,25 / 0,25; 1 M

M = phân tử khối (g/mol); N_A = 6,022 × 10²³ là số Avogadro — số phân tử có trong 1 mol của bất kỳ chất nào; V là thể tích dung dịch tính bằng lít.

Điều chế H₂S

Phòng thí nghiệm: FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S↑ (không dùng HNO₃, H₂SO₄ đặc vì H₂S bị oxi hoá). Trong tự nhiên sinh ra khi protein phân huỷ, trong khí núi lửa, nước suối khoáng.

Tính chất hoá học của H₂S

Dung dịch H₂S là acid yếu hai nấc (yếu hơn H₂CO₃); H₂S có tính khử mạnh vì S ở số oxi hoá thấp nhất (S⁻²).

Tính acid — với kiềm (tuỳ tỉ lệ): H₂S + NaOH → NaHS + H₂O; H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O.
Tính acid — với dung dịch muối tạo sulfide không tan trong acid: H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS↓ + 2HNO₃; H₂S + CuSO₄ → CuS↓ + H₂SO₄.
Tính khử — cháy trong oxygen: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O (dư oxygen); 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O (thiếu oxygen, để lâu dung dịch vẩn đục).
Tính khử — với halogen: H₂S + Br₂ → S↓ + 2HBr; H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl.
Tính khử — với SO₂: 2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O.

Lỗi thường gặp với H₂S

Điều chế H₂S bằng FeS + HNO₃ hoặc H₂SO₄ đặc. H₂S có tính khử mạnh, bị acid có tính oxi hoá oxi hoá ngay thành S hoặc SO₂. Phải dùng acid không có tính oxi hoá: FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S.
Viết H₂S + NaOH mà không xét tỉ lệ mol. Như CO₂, SO₂: n(NaOH)/n(H₂S) ≤ 1 → NaHS; ≥ 2 → Na₂S; ở giữa → hai muối: H₂S + NaOH → NaHS + H₂O; H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O.
Viết H₂S + Br₂ tạo SO₂ hoặc H₂S + Cl₂ chỉ tạo S. Với nước bromine thường viết H₂S + Br₂ → S + 2HBr; Br₂ dư cũng oxi hoá tới H₂SO₄ như Cl₂. Với Cl₂ dư trong nước (chất oxi hoá mạnh hơn, có nước) S bị oxi hoá tới +6: H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl.
Cho H₂S đẩy được acid mạnh khỏi muối, hoặc không tạo được kết tủa với muối acid mạnh. H₂S là acid yếu nhưng vẫn kết tủa được sulfide rất ít tan ngay trong dung dịch acid mạnh: H₂S + CuSO₄ → CuS + H₂SO₄; H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃ — vì CuS, PbS không tan trong acid loãng. Ngược lại FeS tan trong HCl (chính là cách điều chế H₂S) nên không kết tủa được FeS từ dung dịch FeCl₂ bằng H₂S.
Tin vào mũi để phát hiện H₂S. Mùi trứng thối chỉ nhận thấy ở nồng độ rất thấp; từ khoảng 100 ppm dây thần kinh khứu giác bị tê liệt sau vài hơi thở, nạn nhân không còn ngửi thấy gì đúng lúc nồng độ đã chết người (xem mục An toàn).

Ứng dụng của H₂S

Ứng dụng	Dựa trên tính chất nào
Sản xuất lưu huỳnh từ khí thiên nhiên, dầu mỏ (quá trình Claus)	H₂S tách ra khi khử lưu huỳnh trong dầu được đốt một phần thành SO₂ rồi chính H₂S khử SO₂: 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O; đây là nguồn lưu huỳnh chính hiện nay cho sản xuất H₂SO₄
Thuốc thử trong phân tích định tính cation kim loại	H₂S tạo sulfide kim loại rất ít tan, thường có màu sẫm (PbS, CuS đen): H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃; kết tủa hay không tuỳ pH nên tách được các nhóm cation
Làm giàu nước nặng D₂O (quá trình Girdler)	H₂S và H₂O trao đổi proton (kể cả deuterium) với nhau rất nhanh, và H₂S dễ tách khỏi nước bằng chưng cất, nên được dùng làm chất trung gian để làm giàu D₂O từ nước thường
Chỉ dấu nhận biết phân huỷ, xử lý mùi trong nước và khí thải	H₂S sinh ra khi protein và sulfate bị vi khuẩn kị khí phân huỷ (cống rãnh, ao đầm, giếng khoan); nó bị oxi hoá thành S không mùi bởi chlorine (dạng nước Javel), O₂ hoặc bị hấp thụ bằng dung dịch kiềm

Nhận biết H₂S

Mùi trứng thối đặc trưng; làm đen giấy tẩm dung dịch Pb(NO₃)₂ hoặc Pb(CH₃COO)₂ do tạo PbS; làm mất màu nước bromine và dung dịch KMnO₄.

An toàn và bảo quản H₂S

Khí dễ cháy (GHS02), khí nén (GHS04), độc (GHS06), nguy hại môi trường (GHS09) — H220: khí cực kì dễ cháy; H330: tử vong nếu hít phải; H400: rất độc với sinh vật thuỷ sinh

Phân loại trên là phân loại hài hoà của hydrogen sulfide dạng khí (ECHA C&L, chỉ số 016-001-00-4). Độc tương tự HCN: ức chế hô hấp tế bào. Ngưỡng ngửi thấy chỉ 0,5 ppb; 10–20 ppm bắt đầu rát mắt; 100–150 ppm tê liệt khứu giác sau vài hơi thở (mất mùi cảnh báo); 320–530 ppm phù phổi có thể tử vong; 800 ppm gây chết một nửa số người tiếp xúc trong 5 phút; trên 1 000 ppm gục ngã ngay sau một hơi thở. Ngưỡng nguy hiểm tức thời (IDLH) 100 ppm. Khí nặng hơn không khí nên tích tụ dưới cống, hố ga, hầm ủ phân, hầm biogas, giếng, khoang tàu; hỗn hợp 4,3–46 % với không khí nổ.

Không xuống cống, hầm, giếng cứu người khi chưa có bình thở và dây kéo — người cứu không có bảo hộ thường tử vong theo. Kéo nạn nhân ra chỗ thoáng, thở oxygen, hô hấp nhân tạo nếu ngừng thở (dùng mặt nạ, tránh hít hơi thở nạn nhân), gọi cấp cứu. Vào mắt: rửa nước ít nhất 15 phút. Rò rỉ nhỏ trong phòng thí nghiệm: làm trong tủ hút, hấp thụ khí bằng dung dịch NaOH hoặc dung dịch chất oxi hoá (nước Javel, KMnO₄), không dùng lửa.

Bảo quản: Trong phòng thí nghiệm không lưu trữ H₂S: điều chế lượng nhỏ từ FeS + HCl trong tủ hút, khí dư dẫn vào dung dịch NaOH; dung dịch H₂S pha xong dùng ngay vì bị O₂ không khí oxi hoá dần thành S (vẩn đục vàng). Bình H₂S nén: nơi mát, thoáng, xa lửa, chất oxi hoá và acid có tính oxi hoá; kiểm tra rò rỉ bằng máy đo, không bằng mũi. Nơi có nguy cơ (giếng dầu, nhà máy xử lý nước thải, hầm biogas) bắt buộc đeo máy đo H₂S cá nhân.

Phản ứng tiêu biểu của H₂S (16)

Xem tất cả 16 phản ứng →

Tự luyện về H₂S

Gom từ bài tập của các phản ứng có hydrogen sulfide và câu hỏi riêng cho chất.

1. Khi đốt H₂S trong điều kiện dư oxi, sản phẩm thu được là

A. S và H₂OB. SO₂ và H₂OC. SO₃ và H₂OD. H₂SO₄

Đáp án B. Dư O₂: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O; thiếu O₂ hoặc nhiệt độ thấp mới tạo S.

2. Trong phản ứng S + H₂ → H₂S, chất oxi hoá là

A. SB. H₂C. H₂SD. không có

Đáp án A. S nhận 2 electron (0 → −2) là chất oxi hoá; H₂ là chất khử.

3. Tổng hệ số (nguyên, tối giản) của phương trình H₂S + SO₂ → S + H₂O là

A. 6B. 7C. 8D. 9

Đáp án C. 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O: 2 + 1 + 3 + 2 = 8.

4. Để điều chế H₂S trong phòng thí nghiệm, cho FeS tác dụng với dung dịch

A. HNO₃ đặcB. H₂SO₄ đặcC. HClD. H₂SO₄ đặc, nóng

Đáp án C. FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S. HNO₃ và H₂SO₄ đặc là acid có tính oxi hoá mạnh, oxi hoá H₂S (S⁻²) thành S hoặc SO₂ nên không thu được H₂S.

5. Sục 0,3 mol H₂S vào dung dịch chứa 0,4 mol NaOH. Muối thu được là

A. chỉ Na₂SB. chỉ NaHSC. NaHS và Na₂SD. Na₂S và NaOH dư

Đáp án C. Tỉ lệ n(NaOH)/n(H₂S) = 0,4/0,3 ≈ 1,33, nằm giữa 1 và 2 nên tạo cả NaHS và Na₂S (H₂S + NaOH → NaHS + H₂O; H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O). Giải hệ: 0,2 mol NaHS và 0,1 mol Na₂S.

6. Dẫn khí H₂S vào dung dịch CuSO₄ thấy có kết tủa đen. Kết luận nào sau đây đúng?

A. H₂S là acid mạnh hơn H₂SO₄B. CuS không tan trong dung dịch acid loãngC. H₂S đã khử Cu²⁺ thành CuD. Phản ứng không xảy ra

Đáp án B. H₂S + CuSO₄ → CuS + H₂SO₄ xảy ra dù H₂S là acid rất yếu, vì CuS cực kì ít tan và không tan trong acid loãng, kéo cân bằng về phía tạo kết tủa. Cu vẫn ở +2 trong CuS nên không phải phản ứng oxi hoá – khử.

Câu hỏi thường gặp về H₂S

Khí H₂S có độc không?

Rất độc: hydrogen sulfide xếp loại "tử vong nếu hít phải" (H330), cơ chế giống HCN — ức chế hô hấp tế bào. Vài trăm ppm đã gây phù phổi, trên 1 000 ppm gục ngã sau một hơi thở (ngưỡng ở mục An toàn). Điểm nguy hiểm nhất: ở nồng độ cao khứu giác bị tê liệt nên nạn nhân không còn ngửi thấy mùi trứng thối. Tai nạn thường xảy ra ở cống, hầm biogas, hầm ủ phân, giếng.

H₂S là axit mạnh hay yếu?

Là acid yếu (tên cũ: axit yếu), yếu hơn cả H₂CO₃: trong nước chỉ phân li một phần, H₂S ⇌ H⁺ + HS⁻ với pKa = 7,0. Dung dịch làm quỳ tím hoá đỏ nhạt; tác dụng với base tạo hai loại muối (NaHS, Na₂S). Dù yếu, H₂S vẫn kết tủa được CuS, PbS ngay trong môi trường acid vì các sulfide này cực kì ít tan.

Khí H₂S có mùi gì, sinh ra từ đâu?

Mùi trứng thối đặc trưng, nhận ra ở nồng độ chỉ vài phần tỉ. H₂S sinh ra khi protein (chứa lưu huỳnh) và sulfate bị vi khuẩn phân huỷ trong điều kiện thiếu oxygen: trứng ung, cống rãnh, đầm lầy, hầm biogas, nước giếng khoan; ngoài ra có trong khí núi lửa, suối nước nóng, khí thiên nhiên và dầu mỏ chưa tinh chế.

H₂S nặng hay nhẹ hơn không khí?

Nặng hơn một chút: M(H₂S) = 34 so với không khí ≈ 29 (quy ước SGK), tỉ khối ≈ 1,2; khối lượng riêng 1,539 g/L ở 0 °C, 1 atm. Vì vậy khí tích tụ ở chỗ thấp, kín gió như cống, hố ga, hầm, khoang tàu — và trong phòng thí nghiệm thu H₂S bằng cách đẩy không khí, bình để ngửa (không đẩy nước vì H₂S tan và phản ứng với O₂ tan trong nước).

Nhận biết khí H₂S bằng cách nào?

Dùng giấy tẩm dung dịch Pb(NO₃)₂ hoặc Pb(CH₃COO)₂: giấy hoá đen do tạo PbS (H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃). H₂S cũng làm mất màu nước bromine (H₂S + Br₂ → S + 2HBr) và dung dịch KMnO₄, làm quỳ ẩm hoá đỏ nhạt; cùng hiện tượng đó SO₂ không làm đen giấy chì nên phân biệt được hai khí. Trong thực tế dùng máy đo, không dựa vào mùi.

Vì sao dung dịch H₂S để lâu bị vẩn đục?

Vì H₂S có tính khử mạnh (S ở −2, số oxi hoá thấp nhất) và bị O₂ hoà tan trong nước oxi hoá thành lưu huỳnh đơn chất không tan: 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O. Lưu huỳnh sinh ra làm dung dịch đục màu vàng nhạt; cùng lí do, đồ bạc để trong không khí có H₂S bị xỉn đen do tạo Ag₂S.

H₂S và H₂O

	H₂S	H₂O
Phân tử khối	34	18
Trạng thái ở 25 °C	khí, mùi trứng thối	lỏng, không mùi
Nhiệt độ sôi (1 atm)	−60 °C	100 °C
Góc liên kết	92°	104,5°
Độ âm điện của nguyên tử trung tâm	S 2,58 → liên kết kém phân cực, momen 0,97 D	O 3,44 → phân cực mạnh, momen 1,85 D
Liên kết hydrogen giữa các phân tử	không đáng kể	có, quyết định nhiệt độ sôi cao và nước đá nổi
Tính acid trong nước	acid yếu (pKa = 7,0)	trung tính, pH 7
Tính khử	mạnh (S⁻²): cháy, mất màu Br₂, KMnO₄	không
Độc tính	tử vong nếu hít (H330)	không xếp loại

Tài liệu tham khảo

Bộ GD&ĐT, Hoá học 11 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2023 — bài 7 Sulfur và sulfur dioxide (H₂S trong tự nhiên, phản ứng SO₂ + H₂S thu hồi lưu huỳnh).
Bộ GD&ĐT, Hoá học 10 (Kết nối tri thức), NXB Giáo dục Việt Nam, 2022 — bài 12 Liên kết cộng hoá trị (phân tử H₂S), bài 13 Liên kết hydrogen và tương tác van der Waals (so sánh nhiệt độ sôi H₂S và H₂O), bài 15 Phản ứng oxi hoá – khử.
NIST Chemistry WebBook, "Hydrogen sulfide", Phase change data, webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7783064 — nhiệt độ sôi 212,87 K, nhiệt độ nóng chảy 190,85 K, điểm ba 187,66 K, nhiệt độ tới hạn 373,3 K; Henry's Law data — k°H 0,10 mol/(kg·bar) ở 25 °C, hệ số nhiệt 2 100 K (độ tan tính ra g/100 mL và thể tích khí ở 20 °C).
Wikipedia, "Hydrogen sulfide" (infobox dẫn CRC Handbook 97th, PubChem, Patnaik 2002, Perrin 1982, NIOSH; mục Properties, Oxidation, Acid-base properties, Reactions with metals, Occurrence, Safety), en.wikipedia.org — nhiệt độ nóng chảy −85,5 °C, nhiệt độ sôi −59,55 °C, khối lượng riêng 1,539 g/L (0 °C), độ tan 3 980 mg/L (20 °C), pKa 7,0, S²⁻ không tạo thành trong nước, momen lưỡng cực 0,97 D, giới hạn cháy 4,3–46 %, tự bốc cháy 232 °C, ngọn lửa xanh, IDLH 100 ppm, ngưỡng mùi 0,47 ppb, các mốc 10–20 / 100–150 / 320–530 / 800 / 1 000 ppm, cơ chế độc như HCN, Ag₂S làm xỉn bạc, kết tủa PbS, CuS trong phân tích định tính, quá trình Claus, nguồn phát sinh (vi khuẩn kị khí, núi lửa, giếng nước, lọc dầu), xử lý bằng chlorine.
Wikipedia, "Molecular geometry" (bảng VSEPR), en.wikipedia.org — góc H–S–H 92°, H–O–H 104,48°.
Wikipedia, "Electronegativities of the elements (data page)" (thang Pauling), en.wikipedia.org — độ âm điện S 2,58; O 3,44.
Wikipedia, "Carbon dioxide" (infobox) và "Properties of water", en.wikipedia.org — pKa1 biểu kiến của H₂CO₃ 6,35; momen lưỡng cực của nước 1,85 D (so sánh).
ECHA CHEM, C&L Inventory: hydrogen sulphide, EC 231-977-3, chỉ số 016-001-00-4 (ATP21), chem.echa.europa.eu — phân loại hài hoà Flam. Gas 1A (H220), Press. Gas, Acute Tox. 2 (H330), Aquatic Acute 1 (H400), hình đồ GHS02, GHS04, GHS06, GHS09; water, EC 231-791-2 — không có phân loại (bảng so sánh).

Cùng nhóm acid

Xem tất cả hợp chất →

Cập nhật: 23/9/2026

H2S – Hydrogen sulfide

Cấu tạo của H2S

Thông số vật lý của H2S

Thành phần nguyên tố của H2S

Tính nhanh: mol – khối lượng – nồng độ

Điều chế H2S

Tính chất hoá học của H2S

Lỗi thường gặp với H2S

Ứng dụng của H2S

Nhận biết H2S

An toàn và bảo quản H2S

Phản ứng tiêu biểu của H2S (16)

Tự luyện về H2S

Câu hỏi thường gặp về H2S

H2S và H2O