Egenskaper för väte sulfid (H2S), risker och användningar



den vätesulfid är det vanliga namnet av vätesulfid (H2S). Det kan betraktas som en hydrazidsyra i lösning (H2S (aq)).

Betraktandet av sulfhydrylsyra ges trots den låga lösligheten i vatten av denna kemiska förening. Dess struktur presenteras i figur 1 (EMBL-EBI, 2005).

Därför är vätesulfid lätt löslig i vatten. När det löser sig bildar den sura sulfidjonen eller hydrosulfiden (HS-). Den vattenhaltiga lösningen av vätesulfid eller vätesulfid är färglös och oxiderar långsamt elementärt svavel, som inte är lösligt i vatten.

Svavel dianion S2- den existerar endast i starkt alkaliska vattenhaltiga lösningar; Det är utomordentligt grundläggande med en pKa> 14.

H2S härrör från praktiskt taget där elementärt svavel kommer i kontakt med det organiska materialet, speciellt vid höga temperaturer. Vätesulfid är en kovalent hydrid som är kemiskt relaterad till vatten (H2O), eftersom syre och svavel produceras i samma grupp som det periodiska bordet.

Det resulterar ofta när bakterier bryter ner organiskt material i frånvaro av syre, såsom i kärr och avlopp (tillsammans med den anaeroba digereringsprocessen). Det förekommer också i vulkaniska gaser, naturgas och vissa brunnsvatten.

Det är också viktigt att komma ihåg att vätesulfid är en central deltagare i svavelcykeln, den biogeokemiska cykeln av svavel på jorden (figur 2).

Som nämnts ovan härleder svavelreducerande och sulfatreducerande bakterier oxidationsenergi från väte eller organiska molekyler i frånvaro av syre genom reduktion av svavel eller sulfat till vätesulfid.

Andra bakterier släpper ut vätesulfid från aminosyror som innehåller svavel. Flera grupper av bakterier kan använda vätesulfid som bränsle, oxidera den till elementärt svavel eller sulfat med användning av syre eller nitrat som oxidant.

Rena svavelbakterier och gröna svavelbakterier använder vätesulfid som en elektrondonator vid fotosyntes och producerar sålunda elementärt svavel.

Faktum är att det här sättet för fotosyntes är äldre än cyanobakterier, alger och växter som använder vatten som en elektrondonator och släpper ut syre (Human Metabolome Database, 2017).

index

  • 1 Där vätesulfid produceras?
  • 2 Fysikaliska och kemiska egenskaper
  • 3 Reaktivitet och faror
    • 3.1 Inandning
    • 3.2 Hudkontakt
    • 3.3 Ögonkontakt
  • 4 användningsområden
    • 4.1 1- Produktion av svavel
    • 4.2 2- Analytisk kemi
    • 4.3 3- Övriga användningsområden

Där vätesulfid produceras?

Vätesulfid (H2S) förekommer naturligt i råolja, naturgas, vulkaniska gaser och heta källor. Det kan också härröra från bakteriell nedbrytning av organiskt material. Det produceras också av avfall från människor och djur.

Bakterier som finns i munnen och mag-tarmkanalen producerar vätesulfid från bakterier som bryter ner material som innehåller växt- eller djurproteiner.

Vätesulfid kan också härröra från industriella aktiviteter, som livsmedelsförädling, koksugnar, kraftpappersbruk, garverier och petroleumraffinaderier (Agency for Toxic Substances and Disease Registry, 2011).

Fysikaliska och kemiska egenskaper

Vätesulfid är en färglös gas med stark lukt av ruttna ägg. Den vattenhaltiga lösningen av vätesulfid är färglös utan karaktäristisk arom.

Föreningen har en molekylvikt av 34,1 g / mol, den vattenhaltiga lösningen har en densitet av 1,343 g / ml. Den har en smältpunkt av -82 ° C och en kokpunkt på -60 ° C. Det är lite lösligt i vatten, att kunna lösa upp bara 4 gram per liter av detta lösningsmedel vid 20 ° C (Royal Society of Chemistry, 2015).

Vätesulfid reagerar som en syra och som ett reduktionsmedel. Det exploderar i kontakt med syre difluorid, brompentafluorid, klortrifluorid, dikloridoxid och silvervolminat. Det kan antända och explodera när det exponeras för kopparpulver, i närvaro av syre.

Det kan reagera på liknande sätt med andra pulverformiga metaller. Den antänds vid kontakt med metalloxider och peroxider (bariumperoxid, kromtrioxid, kopparoxid, blydioxid, mangandioxid, nickeloxid, silveroxid, silver dioxid, trioxid tallium, natriumperoxid, kvicksilveroxid, kalciumoxid).

Det antänds med silverbromat, bly (II) -hypoklorit, kopparkromat, salpetersyra, blyoxid (IV) och oxid. Det kan antända om det passerar genom rostiga järnrör. Reagerar exotermt med baser.

Reaktionsvärmet med natronkalk, natriumhydroxid, kaliumhydroxid, kan bariumhydroxid orsaka antändning eller explosion av den oreagerade delen i närvaro av luft / syre (vätesulfid, 2016).

Reaktivitet och faror

H2S anses vara en stabil förening även om den är mycket brandfarlig och extremt giftig.

Föreningen är tyngre än luften och kan röra sig avsevärt till tändkällan och backa upp. Kan bilda explosiva blandningar med luft i ett brett område.

Det reagerar också explosivt med brompentafluorid, klortrifluorid, kvävedriiodid, kvävetriklorid, syre-difluorid och fenyldiazoniumklorid.

Vid uppvärmning till sönderdelning avger den mycket giftiga rök av svaveloxider. Oförenliga med många material, inklusive starka oxidationsmedel, metaller, stark salpetersyra, brompentafluorid, klortrifluorid, kvävetrijodid, triklorid kväve, syre difluorid och fenyl diazoniumklorid.

Vätesulfid (H2S) ansvarar för många incidenter av yrkeshygienisk exponering, särskilt i oljeindustrin. De kliniska effekterna av H2S beror på dess koncentration och varaktigheten av exponeringen.

H2S är omedelbart dödlig när koncentrationerna är mer än 500-1000 delar per miljon (ppm), men exponering för lägre koncentrationer, såsom 10-500 ppm, kan orsaka olika respiratoriska symptom som sträcker sig från rinit till akut respiratorisk misslyckande.

H2S kan också påverka flera organ, vilket orsakar tillfälliga eller permanenta störningar i nervsystemet, hjärt-, kärl-, lever- och hematologiska system.

Ett fall av yrkesmässig exponering för H presenteras2S som leder till involvering av flera organ, akut andningssvikt, organisering av lunginflammation och chock som liknar akut sepsis. I detta fall utvecklade patienten också en mild obstruktiv och restriktiv lungsjukdom och perifer neuropati (Al-Tawfiq, 2010).

inhalation

Vid inandning, ta den utomhus och håll den i vila i ett bekvämt läge att andas. Om inte andas, använd artificiell andning. Om andningen är svår, bör utbildad personal ge syre.

Hudkontakt

Vid kontakt med huden ska den tvättas med mycket vatten. Trycksatt vätska kan orsaka frostskador. Vid exponering för tryckvätska bör frysningszonen upphettas omedelbart med varmt vatten som inte överstiger 41 ° C.

Vattnets temperatur måste vara tolererbar mot normal hud. Uppvärmning av huden bör bibehållas i minst 15 minuter eller tills normal färgning och känsla återvänder till det drabbade området. Vid massiv exponering avlägsnas kläderna vid duscha med varmt vatten.

Ögonkontakt

Vid kontakt med ögonen, skölj ögonen noggrant med vatten i minst 15 minuter. Håll ögonlocken öppen och borta från ögonbollarna för att se till att alla ytor sköljs ordentligt.

Förtäring betraktas inte som en möjlig exponeringsväg. För alla andra fall måste omedelbar läkarvård erhållas (Praxair, 2016).

tillämpningar

1- Produktion av svavel

En Claus svaveluppsamlingsenhet består av en förbränningsugn, en spillvärmepanna, en svavelkondensor och en serie katalytiska steg, som var och en sysslar med uppvärmning, katalysatorbädd och svavelkondensor. Typiskt används två eller tre katalytiska steg.

Claus-processen omvandlar vätesulfid till elementär svavel genom en tvåstegsreaktion.

Det första steget involverar den kontrollerade förbränningen av matgasen för att omvandla ungefär en tredjedel av vätesulfiden till svaveldioxid och den icke-katalytiska reaktionen av vätesulfiden som inte bränns med svaveldioxid.

I det andra steget reagerar Claus-reaktionen, vätesulfid och svaveldioxid på en katalysator för framställning av svavel och vatten.

Mängden förbränningsluft styrs tätt för att maximera svavelåtervinningen, det vill säga upprätthålla lämplig reaktionsstökiometri av 2: 1 vätesulfid till svaveldioxid genom nedströms reaktorer.

Typiskt kan svavelutvinningar upp till 97% uppnås (U.S. National Library of Medicine, 2011).

2- Analytisk kemi

Under mer än ett sekel var vätesulfid viktig i analytisk kemi, vid kvalitativ oorganisk analys av metalljoner.

I dessa analyser utfälls järnhaltiga (och icke-metalliska) joner (t.ex. Pb (II), Cu (II), Hg (II), As (III) från lösningen efter exponering för H2S. Den resulterande fällningen löses igen med viss selektivitet och identifieras sålunda.

3- Andra användningsområden

Denna förening används också för att separera deuteriumoxid eller tungt vatten från normalt vatten genom Girdlersulfidprocessen.

Forskare vid University of Exeter upptäckte att cellulär exponering för små mängder av vätesulfidgas kan förhindra mitokondriellskada.

När cellen är stressad med sjukdomen, lockas enzymerna till cellen för att producera små mängder vätesulfid. Denna studie kan få mer implikationer vid förebyggande av stroke, hjärtsjukdomar och artrit (Stampler, 2014).

Vätesulfid kan ha anti-aging egenskaper genom att blockera destruktiva kemikalier i cellen, med egenskaper som liknar resveratrol, en antioxidant som finns i rött vin.

referenser

  1. Byrån för giftiga ämnen och sjukdomsregister. (2011, 3 mars). Vätesulfidkarbonylsulfid. Hämtad från atsdr.cdc.gov.
  2. Al-Tawfiq, B. D. (2010). Väte sulfid exponering hos en vuxen man. Annalier av Saudisk Med. 30 (1) , 76-80.
  3. EMBL-EBI. (2005, 13 december). vätesulfid. Återställd från ebi.ac.uk.
  4. encyklopedi britannica. (S.F.). Vätesulfid. Återställd från britannica.com.
  5. Human Metabolome Database. (2017, mars 2). Vätesulfid . Hämtad från hmdb.ca.
  6. HYDROGENSULFID. (2016). Hämtat från cameochemicals.noaa.gov.
  7. (2016, 17 oktober). Säkerhetsdatablad för vätesulfid. Återställd från praxair.com.
  8. Royal Society of Chemistry. (2015). Vätesulfid. Hämtad från chemspider.com.
  9. Stampler, L. (2014, 11 juli). En stinkig förening kan skydda mot cellskada, finner studier. Hämtad från time.com.
  10. S. National Library of Medicine. (2011, 22 september). Svavel, Elemental. Hämtad från toxnet.nlm.nih.gov.