Сулфурводород

Сулфурводородот е малку погуст од воздухот, а смеса од H₂S и воздух може да биде експлозивна. Сулфурводородот гори во кислород со син пламен формирајќи сулфур диоксид (SO₂) и вода. Во принцип, сулфурводородот делува како редуктор, особено во присуство на база, која формира SH⁻.

На високи температури или во присуство на катализатори, сулфур диоксидот реагира со сулфурводородот за да формира елементарен сулфур и вода. Оваа реакција се користи во Клаусовиот процес, кој е важен индустриски метод за отстранување на сулфурводород.

Сулфурводородот е слабо растворлив во вода и делува како слаба киселина (pK_a = 6,9 во раствор со концентрација од 0,01–0,1 mol/l, на температура од 18 °C), при што се ослободува хидросулфиден јон HS⁻ (или SH⁻). Сулфурводородот и неговите раствори се безбојни. Кога е изложен на воздух, полека оксидира за да формира елементарен сулфур, кој не е растворлив во вода. Во воден раствор не се добива сулфиден анјон S²⁻.^[10]

Сулфурводородот реагира со метални јони за да формира метални сулфиди, кои се нерастворливи цврсти супстанци кои често се црни по боја. Олово (II) ацетатна хартија се користи за откривање на сулфурводород, бидејќи лесно се претвора во олово (II) сулфид, кој е црн по боја. При реакција на металните сулфиди со силна киселина често се ослободува сулфурводород.

На притисоци поголеми од 90 GPa (гигапаскали) сулфурводородот станува метален спроводник на електрична струја. Кога се лади под критична температура почнува да добива својства на суперспроводник. Критичната температура се зголемува со зголемување на притисокот, почнувајќи од 23 К (Келвини) на притисок од 100 GPa, до температура од 150 К на притисок од 200 GPa. Ако сулфурводородот се стави под притисок на повисоки температури, а потоа се излади, критичната температура достигнува 203 K (−70 °C), која е највисоката прифатена критична температура за суперспроводливост заклучно со 2015 година. Со замена на мали количини на сулфур со фосфор и употреба на уште поголеми притисоци, се предвидува дека критичната температура може да се зголеми на температури над 0 °C (273 K) и да се постигне суперпроводливост на собна температура.^[11]

Сулфурводородот најчесто се добива со негово одвојување од т.н. кисел гас, што е земен гас со голема содржина на H₂S. Може исто така да се добие и со третирање на водород со стопен елементарен сулфур на температура од околу 450 °C. Како извор на водород во овој процес може да послужат јаглеводородите.^[12]

Сулфат-редуцирачките и сулфур-редуцирачките бактерии создаваат корисна енергија во анаеробни услови со употреба на сулфати или елементарен сулфур за оксидација на органски соединенија или водород; овој процес продуцира сулфурводород како отпаден производ.

Стандардно лабораториско добивање на ова соединение е со реакција на железо сулфид со силна киселина во Кипов генератор (Кипов апарат):

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Во квалитативната неорганска анализа се користи тиоацетамид за добивање на H₂S:

CH₃C(S)NH₂ + H₂O → CH₃C(O)NH₂ + H₂S

Многу метални и неметални сулфиди, на пример, алуминиум сулфид, фосфор пентасулфид, силициум дисулфид, ослободуваат сулфурводород при реакција со вода:^[13]

6H₂O + Al₂S₃ → 3H₂S + 2Al(OH)₃

Овој гас, исто така, може да се добие со загревање на сулфур со цврсти органски соединенија и со редукција на сулфурни органски соединенија со водород.

Биосинтеза во организмот

Сулфурводородот може да се создаде во клетките по ензимски или неензимски пат. Во телото тој делува како гасовита сигнална молекула за која е познато дека го инхибира комплексот IV на митохондријалниот електронски транспортен синџир, што доведува до намалување на генерацијата на ATP и со тоа целокупната биохемиска активност во клетките.^[14] Познати се три ензими кои го синтетизираат H₂S: цистатионин γ-лиаза (CSE), цистатионин β-синтетаза (CBS) и 3-меркаптопируват сулфуртрансфераза (3-MST).^[15] Овие ензими се идентификувани во мноштво на биолошки клетки и ткива, а забележано е дека нивната активност е индуцирана кај многу заболувања.^[16] Сѐ повеќе станува јасно дека H₂S е важен медијатор на широк спектар на функции во клетките и кај здравите и кај болните поединци. Ензимите CBS и CSE се главните создавачи на H₂S во организмот, по механизам на транссулфурација.^[17] Овие ензими се одликуваат со трансфер на сулфурен атом од метионин на серин, за да формираат молекула на цистеин. 3-MST, исто така, придонесува за продукција на сулфурводород преку катаболниот пат на цистеинот. Аминокиселините метионин и цистеин служат како примарни супстрати за патеките на транссулфурација и во продукцијата на сулфурводород. Сулфурводородот, исто така, може да се синтетизира по неензиматски пат.^[18]

Сулфурводородот учествува и во физиолошки процеси како вазодилатација кај животните, 'ртење на семињата и одговор на стрес кај растенијата.^[14] Сигнализирањето со сулфурводород е исто така тесно поврзано со физиолошки процеси за кои се знае дека се посредувани од реактивни кислородни видови и реактивни азотни видови. Се покажало дека H₂S стапува во интеракција со NO што резултира со неколку клеточни ефекти, како и создавањето на нов сигнал наречен нитрозотиол. Познато е дека сулфурводородот ги зголемува нивоата на глутатион, кој пак ги намалува нивоата на реактивните кислородни видови во клетките. Полето на H₂S-биологија произлегло од полето за токсикологија на животната средина во истражување на улогите на ендогено-продуцираниот H₂S во физиолошки услови и во различни патофизиолошки состојби.^[19] Според моменталната класификација може да се идентификуваат патофизиолошки состојби со преголема продукција на H₂S (на пример, карцином и Даунов синдром) и патофизиолошки состојби со дефицит на H₂S (на пример кај васкуларни заболувања).^[20] Иако нашето разбирање за биологијата на сулфурводородот има значително напреднато во текот на последнава деценија,^[21][22][23] сепак многу прашања остануваат неразјаснети.^[16]

Производство на сулфур, тиооргански соединенија и сулфиди на алкални метали

Главната употреба на сулфурводородот е како претходник на елементарниот сулфур. Неколку органосулфурни соединенија се произведуваат со помош на сулфурводород, како на пример, метантиол, етантиол и тиогликолна киселина.^[12]

При реакција на сулфурводород со бази на алкални метали се добиваат алкални хидросулфиди, како што се натриум хидросулфид и натриум сулфид:

H₂S + NaOH → NaSH + H₂O NaSH + NaOH → Na₂S + H₂O

Овие соединенија се користат во индустријата за производство на хартија.^[12]

Натриум сулфидот при реакција со киселини дава хидросулфиди и сулфурводород; оваа реакција служи како извор на хидросулфиди во производството на тиофенол.^[24]

Аналитичка хемија

Повеќе од еден век, сулфурводородот бил важен во аналитичката хемија при квалитативната неорганска анализа на метални јони. Во овие анализи, јони на тешки метали (и неметали) (на пр., Pb(II), Cu(II), Hg(II), As(III)) се таложат од растворот со помош на H₂S). Компонентите на добиениот талог се раствораат со одредена селективност и на тој начин се идентификуваат.

Претходник на метални сулфиди

Како што е наведено погоре, многу метални јони реагираат со сулфурводород за да создадат метални сулфиди. Ова се користи, на пример, во прочистувањето на гасовите или водите загадени со сулфурводород. При прочистување на металните руди со флотација, минералните прашоци често се третираат со сулфурводород за да се зајакне сепарацијата. Катализаторите кои се користат во хидродесулфоризацијата рутински се активираат со сулфурводород, а однесувањето на металните катализатори што се користат во другите делови на рафинеријата исто така се менува со употреба на сулфурводород.

Наоѓање во природата

Мали количини на сулфурводород се наоѓаат во нафтата, а во земниот гас може да го има и до 30%.^[25] Вулканите и некои топли извори (како и некои ладни извори) испуштаат H₂S, каде што веројатно се јавува преку хидролиза на сулфидните минерали. Сулфурводородот може природно да биде присутен во бунарска вода, најчесто како резултат на дејството на сулфат-редуцирачките бактерии. Сулфурводородот се создава и во цревниот тракт на човечкото тело во многу мали количини, преку бактериското разградување на белковините што содржат сулфур. Исто така се создава и во устата и е една од причините за непријатен здив (халитоза).^[26]

Дел од глобалните емисии на H₂S се резултат на човековата активност. Најголем индустриски извор на H₂S се рафинериите на нафта. Процесот на хидродесулфоризација го ослободува сулфурот од нафтата со дејство на водород. Добиениот H₂S се претвора во елементарен сулфур со помош на делумно согорување во Клаусовиот процес, кој е главен извор на елементарен сулфур. Други антропогени извори на сулфурводород се печките за јаглен, фабриките за хартија (со употреба на Крафтовиот процес) и канализациите. H₂S се јавува секаде каде постои контакт помеѓу елементарен сулфур и органски материјал, особено при високи температури. Во зависност од условите на животната средина, тој е одговорен за расипување на материјали преку дејството на некои микроорганизми кои го оксидираат сулфурот и ова се нарекува биогена сулфидна корозија.

Граѓаните може да бидат изложени на сулфурводород доколку живеат во близина на постројки за третман на отпадни води, депонии, фарми каде се складира ѓубриво, како и во близина на нафтени и гасни полиња. Изложеноста се јавува преку вдишување на загаден воздух или пиење на контаминирана вода.^[27]

Отстранување од водата

Постојат голем број на процеси за отстранување на сулфурводородот од водата за пиење.^[28]

Континуирано хлорирање

За нивоа на сулфурводород до 75 mg/L, во процесот на прочистување се користи хлор како оксидирачки агенс, кој стапува во реакција со сулфурводородот. При оваа реакција се добива цврст сулфур. Обично, хлорот кој се употребува е во форма на натриум хипохлорит.^[29]

Аерација

За концентрации на сулфурводород помали од 2 mg/L идеален процес за прочистување е аерацијата. Кислород се додава во водата за да реагира со сулфурводородот при што се добива безмирисен сулфат.^[30]

Додавање на нитрати

Може да се користи калциум нитрат за да се спречи создавање на сулфурводород во отпадните води.

Отстранување од гасови кои се користат како гориво

Сулфурводородот често се наоѓа во земниот гас и во биогасот, од каде се отстранува со технологии кои користат амини. При ваквите процеси, сулфурводородот најпрво се претвора во амониумова сол, а земниот гас останува непроменет.

Сулфидниот анјон последователно се регенерира со загревање на растворот на амин сулфид. Сулфурводородот добиен со овој процес обично се претвора во елементарен сулфур со помош на Клаусовиот процес.

Сулфурводородот е многу токсичен и запалив гас (граници на запалливост: 4,3–46%). Бидејќи е потежок од воздухот, тој има тенденција да се акумулира на дното од слабо проветрени простории. Иако на почеток иритира со својот мирис, типичен на расипани јајца, тој брзо го затапува сетилото за мирис,^[31] па жртвите може да не бидат свесни за неговото присуство сè додека не биде предоцна.

Токсичност

Сулфурводородот е отров со широк спектар, што значи дека може да делува на неколку различни системи во организмот, иако нервниот систем е најмногу засегнат. Токсичноста на H₂S е споредлива со онаа на јаглерод моноксидот.^[32] Тој се врзува за железото во митохондријалните цитохромни ензими, со што го спречува клеточното дишење.

Бидејќи сулфурводородот се јавува природно во организмот, околината и во цревата, постојат ензими за негова неутрализација. Прагот на презаситеност на овие ензими просечно е околу 300-350 ppm. Многу детектори за токсични гасови, како што се оние што ги користат комуналните услуги, работниците во канализациони системи и петрохемиски постројки, се подесени да алармираат на нивоа од 5 до 10 ppm и да даваат јак аларм на нивоа од 15 ppm. Детоксикацијата се изведува со оксидација на сулфурводородот до сулфат, кој е безопасен.^[33]

Третманот на луѓе изложени на сулфурводород вклучува итно вдишување на амил нитрит, инјекции на натриум нитрит или администрација на 4-диметиламинофенол во комбинација со вдишување на чист кислород, администрација на бронходилататори за надминување на евентуалниот бронхоспазам, а во некои случаи и хипербарична терапија со кислород.^{[32][34][35][36]}

Изложеноста на пониски концентрации може да резултира со иритација на очите, болка во грлото и кашлица, гадење, недостаток на здив и течност во белите дробови (пулмонален едем).^[32] Овие ефекти се верува дека се должат на реакцијата на сулфурводородот со јони на алкални метали присутни во влажните површински ткива, при што се создава натриум сулфид, кој делува како каустик.^[37] Овие симптоми обично исчезнуваат по неколку недели.

Долготрајната изложеност на ниски нивоа на сулфурводород може да резултира со појава на замор, губење на апетит, главоболки, раздразливост, лоша меморија и вртоглавица.^[38]

Краткотрајната изложеност на високи нивоа може да предизвика колабирање, престанок на дишење и голема веројатност за смрт. Доколку не дојде до смрт, може да се јави кортикална псевдоламинарна некроза, дегенерација на базалните ганглии и церебрален едем.^[32] Иако респираторната парализа може да настане веднаш, таа може да се јави во период и до 72 часа.^[39]

Циклус на сулфурот

Сулфурводородот е централно соединение во сулфурниот циклус, кој е биогеохемискиот циклус на сулфурот на Земјата.^[40]

Во отсуство на кислород, сулфат-редуцирачките и сулфур-редуцирачките бактерии добиваат енергија со оксидација на водородот или органските соединенија и истовремена редукција на сулфатот или сулфурот до сулфурводород. Други бактерии го ослободуваат сулфурводородот од аминокиселини кои содржат сулфур; ова придонесува за мирисот на флатуленцијата.

При распаѓање на органската материја во хипоксични услови (како на пример во мочуриштата, еутрофичните езера или мртвите зони на океаните), сулфат-редуцирачките бактериите ги користат сулфатите присутни во водата за да ја оксидираат органската материја, создавајќи сулфурводород како отпад. Вака создадениот сулфурводородот реагира со метални јони во водата и создава метални сулфиди, кои не се растворливи во вода. Овие метални сулфиди, како што е железо сулфидот FeS, често се црни или кафеави по боја, и придонесуваат за темната боја на тињата.

Неколку групи на бактерии можат да го користат сулфурводородот како гориво, оксидирајќи го до елементарен сулфур или сулфат со помош на растворен кислород, метални оксиди (на пр. Fe оксихидроксиди и Mn оксиди), или нитрати како акцептори на електрони.^[41]

Пурпурните сулфурни бактерии и зелените сулфурни бактерии го користат сулфурводородот како дарител на електрони во фотосинтезата, со што се создава елементарен сулфур.

Присуство во меѓуsвездениот простор и другите планети

Сулфурводородот често се среќава како компонента на меѓуѕвездениот простор.^[42] Исто така е детектиран во облаците на планетите во нашиот сончев Систем.^[43][44]

Масовни изумирања

Сулфурводородот се претпоставува дека бил еден од факторите кои придонеле за неколку масовни изумирања на животинскиот свет на Земјата во минатото. Се претпоставува дека масовното изумирање на животинскиот свет пред околу 252 милиони години (Пермско-тријаско изумирање) се должело делумно на зголеменото ниво на сулфурводородот во океаните и во воздухот.^[45]

• Водород халкогенид
• Вода
• Селеноводород
• Телуроводород
• Водород дисулфид
• Канализациски гас
• Гасотрансмитер

•  Committee on Medical and Biological Effects of Environmental Pollutants (1979). Hydrogen Sulfide. Baltimore: University Park Press. ISBN 978-0-8391-0127-7.

• Меѓународна картичка за хемиска безбедност 0165 (англиски)
• Концизен меѓународен документ за хемиска проценка 53 (англиски)
• Национален инвентар за загадување - список со факти за сулфурводородот (англиски)
• Џебен водич NIOSH за хемиски опасности (англиски)
• NACE International (англиски)