Сірководень

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Сірководень
Hydrogen-sulfide-2D-dimensions.svg
Hydrogen-sulfide-3D-vdW.png
Інші назви Гідроген сульфіт[1]
Ідентифікатори
Номер CAS 7783-06-4
PubChem 402
Назва MeSH Hydrogen+sulfide
Властивості
Молекулярна формула H2S
Молярна маса 33,987720754 г/моль
Зовнішній вигляд Безбарвний газ
Тпл -82
Ткип -60
Розчинність (вода) 0,25 (40 °C) г/100 мл
Кислотність (pKa) 7,0[2]
Небезпеки
Індекс ЄС 016-001-00-4
Класифікація ЄС Надзвичайно вогненебезпечно F+ Дуже токсично T+
Небезпечно для навколишнього середовища N
Якщо не зазначено інше, дані приведені для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Сірководень — хімічна сполука з формулою H2S. Це безбарвний, дуже отруйний, горючий газ з характерним неприємним запахом тухлих яєць.[3] Запах відчувається за таких низьких концентрацій, як 0,00047 часток на мільйон. Цей газ утворюється в результаті вулканічної активності, входить до складу природного газу, і деяких вод. Людське тіло виробляє невелику кількість H2S в якості сигнальної молекули.

Знаходження в природі[ред.ред. код]

Сірководень зустрічається у вулканічних газах, а також у воді деяких мінеральних джерел — П'ятигорська і Мацести (на Кавказі), Любеня-Великого (Львівська область) і інших. Природні сірководневі води використовуються для лікування. Сірководень завжди утворюється при гнитті залишків рослинних і тваринних організмів і розкладі інших органічних речовин, до яких входить сірка. Тому неприємний запах сірководню поширюється від вигрібних ям, стічних вод і особливо від тухлих яєць. Але у великих кількостях у природі сірководень не накопичується, бо він легко окиснюється киснем повітря і розкладається.

Властивості[ред.ред. код]

Сірководень трохи важчий за повітря, суміш H2S і повітря — вибухонебезпечна. Сірководень у кисні горить синім полум'ям, з утвореннм SO2 і води.Загалом сірководень діє як відновник.При високій температурі або в присутності каталізатора, сірководень розкладається на елементарну сірку та воду. Ця реакція відома процес Клауса, основний спосіб перетворення сірководню в елементарну сірку.Сірководень мало розчинний у воді і діє як слабка кислота, дисоціюючи на гідросульфід іон HS і сульфід іон S.Сірководень реагує з іонами металів з утворенням сульфідів, які можуть бути розглянуті як солі сірководню. Деякі руди є сульфідами. Сульфіди металів частіше за все мають чорний колір. Папір з ацетату свинцю використовується для виявлення сірководню, оскільки він реагує з сіркою в присутності газу з утворенням сульфіду свинцю. Сульфіди металів реагуючи з сильною кислотою утворюють сірководень. Сірководень реагує зі спиртами з утворенням тіолів.

Одержання[ред.ред. код]

Хоч сірководень і утворюється при взаємодії водню із сіркою при нагріванні, але його зручніше добувати при дії хлоридної кислоти на сульфід заліза:

\mathrm{FeS + 2 \ HCl \longrightarrow \ FeCl_2 + \ H_2S \uparrow}

  • Взаємодією сульфіду алюмінію з водою (ця реакція відрізняється чистотою отриманого сірководню):

\mathrm{Al_2S_3 + 6 \ H_2O \longrightarrow 2 \ Al(OH)_3 \downarrow + 3 \ H_2S \uparrow}

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Хімічний зв'язок сірки з воднем у молекулі сірководню ковалентний. Спільні електронні пари зміщені від атомів водню до атомів сірки, тому сірка виявляє негативну валентність. У водному розчині це зміщення є ще більшим. У хімічному відношенні сірководень — сильний відновник. Відновні властивості його обумовлюються тим, що іон сірки S2− порівняно легко втрачає два електрони і перетворюється в нейтральний атом сірки S0, а під впливом сильних окисників втрачає шість електронів і перетворюється в позитивно заряджені іони S4+. Так, при достатньому доступі кисню сірководень горить на повітрі з утворенням двоокису сірки і водяної пари:

  • \mathrm{2 \ H_2\stackrel{-2}{S} + 3 \ \stackrel{0}{O_2} \longrightarrow 2 \ S\stackrel{-2}{O_2} \uparrow + 2 \ H_2\stackrel{-2}{O} }

При недостатньому доступі кисню, або при охолодженні його полум'я він згоряє з утворенням води і виділенням вільної сірки:

  • \mathrm{H_2\stackrel{-2}{S} + \ \stackrel{0}{O_2} \longrightarrow 2 \ \stackrel{0}{S}\downarrow + 2 \ H_2\stackrel{-2}{O} }

За цією самою реакцією сірководень повільно окиснюється у водному розчині.Тому коли сірководневу воду залишити на тривалий час в дотику з повітрям, то H2S повністю окисниться і вільна сірка виділиться у вигляді осаду. У водному розчині сірководень легко окиснюється також галогенами й іншими окиснювачами. Наприклад:

  • \mathrm{H_2S + \ Cl_2 \longrightarrow \ S\downarrow + 2 \ HCl }

Фізіологічні властивості[ред.ред. код]

Сірководень утворюється в невеликих кількостях в деяких клітинах ссавців і має ряд біологічних сигнальних функцій. (Тільки два інших гази мають таку ж функцію: оксид азоту (NO) і оксид вуглецю (СО). Газ утворюється з цистеїну під впливом ферменті: цістатіонін бета-синтази і цістатіонін гамма-ліази. Він діє як розслаблювач гладких м'язів і, як судинорозширювач,0 також бере активну участь в роботі мозку, де він збільшує реакцію рецепторів NMDA, [4] і полегшує довгострокове потенціювання, яке бере участь у формуванні пам'яті. Сульфати виводяться із сечею. Завдяки своїм ефектам близький до окису азоту, сірководень в наш час[Коли?] визнаний як потенційний захисник від серцево-судинних захворювань . Хоча обидва оксиду азоту і сірководень, як було сказано розслабляють кровоносні судини, їх механізми дії різні: в той час як NO активує фермент гуанілін-циклазу, H2S активує АТФ-чутливі калієві канальці у клітинах гладкої мускулатури. Як оксид [[азот]у, сірководень бере участь в розслаблення гладких м'язів, що викликає ерекцію статевого члена, це дає нові можливості для терапії еректильної дисфункції. При хворобі Альцгеймера кількість сірководню в мозку сильно знижується. У трисомії 21 (найпоширеніша форма синдрому Дауна) організм виробляє надлишок сірководню. Сірководень також бере участь в процесі 1 типу діабету. Бета-клітин підшлункової залози при цукровому діабеті 1 типу виробляють надлишок сірководню, що призводить до загибелі бета-клітин і зниження вироблення інсуліну тими, які залишились.

Участь у кругообігу сірки[ред.ред. код]

Сірководень є центральним учасником сірчаного циклу, біогеохімічного циклу сірки на Землі. У відсутність кисню, сіркобактерії та сульфат-відновлюючі мікроорганізми отримують енергію з окиснення водню або органічних молекул з елементарної сірки або сульфатів до сірководню. Інші бактерії звільняють сірководень з сірковмісних амінокислот, це призводить до виникнення запаху тухлих яєць і запаху продуктів метеоризму.

Осад у ставку, чорний колір пов'язаний з наявністю сульфіді металів

В результаті органічного розпаду речовини при низькому вмісті кисню (гіпоксичні умови) (наприклад, в болотах, евтрофних озерах або мертвих зонах океанів), сульфатредукуючі бактерії використовують сульфати, які містяться у воді для окиснення органічних речовин, утворюючи сірководень як побічний продукт. Деякі молекули сірководню вступають в реакцію з іонами металів розчинених у воді з утворенням сульфідів металів, які не розчиняються у воді. Ці сульфіди металів, такі як сірчисте залізо FeS, часто мають чорний або коричневий колір, що призводить утворення темного мулу на дні водойм. Кілька груп бактерій можуть використовувати сірководень як паливо, окислюючи його до елементарної сірки або сульфатів за допомогою розчиненого у воді кисню, або використовувати оксиди металів (наприклад, Fe гідроксиди і оксиди Mn) та селітру в якості окислювача. [5] Пурпурні сірчані бактерії та зелені сірчані бактерії використовують сірководень, як донор електронів в фотосинтезі, таким чином утворюючи елементарну сірку. (Насправді, цей фотосинтезу старше ніж фотосинтези ціанобактерій, водоростей та рослин, які використовують воду в якості донора електронів з утворенням вільного кисню.)

Цікаві факти[ред.ред. код]

  • Характерною особливістю Чорного моря є повна (за винятком ряду анаеробних бактерій) відсутність життя на глибинах понад 150-200 м за рахунок насиченості глибинних шарів води сірководнем.[3]
  • Сірководень може використовуватись для виділення водню з води, з лікувальною метою, як резервне паливо та ін.[3]
  • В енергетичному відношенні (за теплотою згорання) 1 м3 сірководню еквівалентний 1,49 м3 побутового газу.[3]

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. «Hydrogen Sulfide - PubChem Public Chemical Database». The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information. Архів оригіналу за 2013-06-25. 
  2. Perrin, D.D., Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution, 2nd Ed., Pergamon Press: Oxford, 1982.
  3. а б в г Андрушків Б., Вовк І., Погайдак О. Удосконалення економічного інструментарію пошуку нових ресурсів в умовах пострадянського суспільства // Галицький економічний вісник. Науковий журнал. — 2012. № 3 (36)
  4. Kimura, Hideo (2002). «Hydrogen sulfide as a neuromodulator». Molecular Neurobiology 26 (1). с. 13–19. doi:10.1385/MN:26:1:013. PMID 12392053. 
  5. Біогеохімія сірки - минуле і сьогодення. Геологічне суспільство Америки.

Джерела[ред.ред. код]

  • Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968
Розчинність кислот, основ і солей у воді
H+ Li+ K+ Na+ NH+4 Ba2+ Ca2+ Mg2+ Sr2+ Al3+ Cr3+ Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg2+ Hg2+2 Pb2+ Sr2+ Sn2+ Cu+
OH P P P - P М Н М Н Н Н - Н Н Н Н - - - Н Н - Н
F P Н P P Р М Н Н М Р Н Н Н Р Р М Р Р М М Н Р Р ?
Cl P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н Р Н М - Н Р
Br P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Н М Н М Р H Р
I P P P P Р Р Р Р Р Р ? Р - Р Р Р Р Н Н Н Н М Н -
S2− P P P P - Р М Н Р - - Н - Н Н Н Н Н Н - Н Н Н Н
SO2−3 P P P P Р М М М Н ? ? М ? Н Н Н М Н Н Н Н ? Н ?
SO2−4 P P P P Р Н М Р Н Р Р Р Р Р Р Р Р М - Н Н Р Р Р
NO3 P P P P Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р Р - Р - Р Р
NO2 P P P P Р Р Р Р Р ? ? ? ? Р М ? ? М ? ? ? ? ? ?
PO3−4 P Н P P - Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н Н ? Н Н Н Н
CO2−3 М Р P P Р Н Н Н Н - - - - Н Н - - Н - Н - - ? -
CH3COO P Р P P Р Р Р Р Р - Р Р - Р Р Р Р Р Р М Р - Р Р
CN P Р P P Р Р Р Р Р ? Н Н - Н Н Н Н Н Р Н Р - - Н
SiO2−3 H Н P P ? Н Н Н Н ? ? Н ? ? ? Н Н ? ? ? Н ? ? ?