Сярна киселина (H2S): свойства, рискове и употреба
Водородният сулфид е общоприетото наименование на сероводорода (H 2 S). Може да се разглежда като хидразидна киселина в разтвор (H2S (aq)).
Разглеждането на сулфхидрилната киселина се дава въпреки ниската разтворимост във вода на това химично съединение. Неговата структура е представена на фигура 1 (EMBL-EBI, 2005).
Следователно, сероводородът е слабо разтворим във вода. При разтваряне, той образува киселинния сулфиден йон или хидросулфиден йон (HS-). Водният разтвор на сероводород, или сероводород, е безцветен и когато е изложен на въздух, бавно окислява елементарната сяра, която не е разтворима във вода.
Серен диянион S2 - съществува само в силно алкални водни разтвори; Изключително основно е с pKa> 14.
H 2 S възниква от мястото, където елементарна сяра влиза в контакт с органичен материал, особено при високи температури. Сероводородът е ковалентен хидрид, химически свързан с вода (H 2 O), тъй като кислород и сяра се произвеждат в една и съща група с периодичната таблица.
Това често води до това, че бактериите разграждат органичната материя в отсъствието на кислород, като например в блатата и канализацията (заедно с процеса на анаеробно разлагане). Той се среща и при вулканични газове, природен газ и някои води от кладенци.
Важно е също да се има предвид, че сероводородът е централен участник в цикъла на сярата, биогеохимичния цикъл на сярата на Земята (фигура 2).
Както е споменато по-горе, серен-редуциращите и редуциращите сулфата бактерии получават окислителна енергия от водород или органични молекули в отсъствието на кислород чрез редуциране на сяра или сулфат до сероводород.
Други бактерии освобождават сероводород от аминокиселини, които съдържат сяра. Няколко групи бактерии могат да използват сероводород като гориво, окислявайки го до елементарна сяра или сулфат, използвайки кислород или нитрат като окислител.
Чистите серни бактерии и зелените серни бактерии използват сероводород като донор на електрони при фотосинтезата, като по този начин произвеждат елементарна сяра.
В действителност, този режим на фотосинтеза е по-стар от режима на цианобактерии, водорасли и растения, които използват вода като донор на електрони и освобождават кислород (Human Metabolome Database, 2017).
Къде се произвежда сероводород?
Сероводород (H 2 S) се среща естествено в суров нефт, природен газ, вулканични газове и горещи извори. Той може да бъде резултат и от бактериалното разграждане на органичната материя. Той се произвежда и от човешки и животински отпадъци.
Бактериите, открити в устата и стомашно-чревния тракт, произвеждат сероводород от бактерии, които разграждат материали, които съдържат растителни или животински протеини.
Сероводород може да се получи и от промишлени дейности, като преработка на храни, коксови пещи, фабрики за крафт хартия, цехове за щавене на кожи и нефтопреработвателни заводи (Агенция за регистрация на токсични вещества и болести, 2011).
Физични и химични свойства
Сероводородът е безцветен газ със силна миризма на развалени яйца. Водният разтвор на сероводород е безцветен, без характерен аромат.
Съединението има молекулно тегло 34.1 g / mol, водният разтвор има плътност 1.343 g / ml. Точката на топене е -82 ° С и температурата на кипене -60 ° С. Той е слабо разтворим във вода, като може да разтвори само 4 грама на литър от този разтворител при 20 ° C (Royal Society of Chemistry, 2015).
Сероводородът реагира като киселина и като редуциращ агент. Избухва в контакт с кислородния дифлуорид, бром пентафлуорид, хлорен трифлуорид, дихлорид оксид и сребърен фулминат. Той може да се запали и експлодира, когато е изложен на меден прах, в присъствието на кислород.
Той може да реагира по подобен начин с други метали на прах. Запалва се при контакт с метални оксиди и пероксиди (бариев пероксид, хромов триоксид, меден оксид, оловен диоксид, манганов диоксид, никелов оксид, сребърен оксид, сребърен диоксид, талиев триоксид, натриев пероксид, живачен оксид, калциев оксид).
Запалва се със сребърен бромат, оловен (II) хипохлорит, меден хромат, азотна киселина, оловен оксид (IV) и оксид. Може да се запали, ако преминава през ръждясали железни тръби. Реагира екзотермично с основи.
Топлината на реакцията със сода, натриев хидроксид, калиев хидроксид, бариев хидроксид може да предизвика запалване или експлозия на нереагиралата част в присъствието на въздух / кислород (HYDROGEN SULFIDE, 2016).
Реактивност и опасности
H 2 S се счита за стабилно съединение, въпреки че е силно запалимо и изключително токсично.
Съединението е по-тежко от въздуха и може да премине значително разстояние до източника на запалване и да се върне обратно. Той може да образува експлозивни смеси с въздух в широк диапазон.
Той също реагира експлозивно с бром пентафлуорид, хлорен трифлуорид, азотен трииодид, азотен трихлорид, кислороден дифлуорид и фенил диазониев хлорид.
Когато се нагрява до разлагане, той отделя силно токсични пари на серни оксиди. Несъвместими с много материали, включително силни окислители, метали, силна азотна киселина, бром пентафлуорид, хлорен трифлуорид, азотен трииодид, азотен трихлорид, кислороден дифлуорид и фенил диазониев хлорид.
Водородният сулфид (H 2 S) е отговорен за много случаи на токсична експозиция на работното място, особено в петролната индустрия. Клиничните ефекти на H 2 S зависят от неговата концентрация и продължителността на експозиция.
H 2 S е незабавно фатален, когато концентрациите са повече от 500-1000 части на милион (ppm), но излагането на по-ниски концентрации, като 10-500 ppm, може да предизвика различни респираторни симптоми, вариращи от ринит до недостатъчност. остра респираторна
H 2 S може също да повлияе на множество органи, причинявайки временни или постоянни нарушения в нервната, сърдечно-съдовата, бъбречната, чернодробната и хематологичната системи.
Представяме случай на професионално излагане на H 2 S, което води до включване на няколко органа, остра дихателна недостатъчност, организиране на пневмония и шок, подобни на острия сепсис. В този случай, пациентът също развива слабо рестриктивно и обструктивно белодробно заболяване и периферна невропатия (Al-Tawfiq, 2010).
инхалация
В случай на вдишване, извадете го навън и го оставете в покой, за да дишате. Ако не дишате, прилагайте изкуствено дишане. Ако дишането е затруднено, обученият персонал трябва да дава кислород.
Контакт с кожата
В случай на контакт с кожата, тя трябва да се измие обилно с вода. Течността под налягане може да причини измръзване. В случай на излагане на течност под налягане, зоната на замръзване трябва да се загрее незабавно с топла вода, която не превишава 41 ° C.
Температурата на водата трябва да бъде поносима за нормалната кожа. Загряването на кожата трябва да се поддържа поне 15 минути или докато нормалното оцветяване и усещане се върнат в засегнатата област. В случай на масивна експозиция, дрехите се отстраняват, докато се къпят с топла вода.
Контакт с очите
В случай на контакт с очите, изплакнете обилно с вода в продължение на най-малко 15 минути. Дръжте клепачите отворени и далеч от очните ябълки, за да се уверите, че всички повърхности се изплакват добре.
Поглъщането не се счита за възможен път на експозиция. За всички останали случаи трябва незабавно да се получи медицинска помощ (Praxair, 2016).
приложения
1 - Производство на сяра
Съоръжението за извличане на сяра от Claus се състои от горивна пещ, котел за отпадъчна топлина, серен кондензатор и серия от каталитични етапи, всяка от които използва загряване, катализаторно легло и серен кондензатор. Обикновено се използват два или три каталитични етапа.
Процесът на Клаус превръща сероводорода в елементарна сяра чрез двуетапна реакция.
Първият етап включва контролирано изгаряне на захранващия газ за превръщане на около една трета от сероводорода в серен диоксид и некаталитичната реакция на сероводорода не изгаря със серен диоксид.
Във втория етап реакцията на Клаус, сероводородът и серен диоксид реагират на катализатор за получаване на сяра и вода.
Количеството въздух за горене се контролира плътно, за да се максимизира извличането на сяра, т.е. да се поддържа подходящата стехиометрия на реакцията на 2: 1 сероводород до серен диоксид през реактори надолу по веригата.
Обикновено може да се постигне възстановяване на сярата до 97% (US National Library of Medicine, 2011).
2- Аналитична химия
В продължение на повече от век сероводородът е важен за аналитичната химия, в качествения неорганичен анализ на металните йони.
В тези анализи тежки (и неметални) метални йони се утаяват (например, Pb (II), Cu (II), Hg (II), As (III) от разтвора след излагане на H2S. Получената утайка се разтваря отново с определена селективност и по този начин се идентифицира.
3- Други употреби
Това съединение се използва също за отстраняване на деутериевия оксид или тежка вода от нормалната вода чрез процеса на сулфида на Girdler.
Учените от Университета в Ексетър откриха, че клетъчната експозиция на малки количества газ сероводород може да предотврати увреждането на митохондриите.
Когато клетката е подложена на стрес с болестта, ензимите се привличат в клетката, за да се получат малки количества сероводород. Това проучване би могло да има повече последици в превенцията на инсулти, сърдечни заболявания и артрит (Stampler, 2014).
Водородният сулфид може да има свойства против стареене, като блокира разрушителни химикали в клетката, притежаващи свойства, подобни на ресвератрол, антиоксидант, намерен в червено вино.
