Сероводород

Сероводород
	Сероводород
Имена
По IUPAC	водороден сулфид
Свойства
Формула	H2S
Моларна маса	34,08 g·mol−1
Външен вид	безцветен газ
Плътност	1,363 g dm−3
Точка на топене	−82 °C
Точка на кипене	−60 °C
Парно налягане	1740 kPa
Разтворимост във вода	4 g dm−3
pKa	7,04
Магнитна възприемчивост	−25,5·10−6 cm3/mol
Показател на пречупване	1,000644
Дипол	0,97 D
Диполен момент	0,97 D
Термохимия
Стандартна моларна ентропия	206 J mol−1 K−1
Специфичен топлинен капацитет	1,003 J K−1 g−1
Опасности
ЕС класификация	F+ T+ N
Основни опасности	запалим, токсичен
NFPA 704	4 4 0 ;
Точка на запалване	−82,4 °C
LD50	713 ppm (плъх, 1 ч.)
Идентификатори
CAS номер	7783-06-4
PubChem	402
ChemSpider	391
Номер на ЕК	231-977-3
Номер на ООН	1053
KEGG	C00283
MeSH	Hydrogen+sulfide
ChEBI	16136
ChEMBL	1200739
RTECS	MX1225000
SMILES	[H]S[H]
InChI	1S/H2S/h1H21/H2S/h1H2
InChI ключ	RWSOTUBLDIXVET-UHFFFAOYSA-NRWSOTUBLDIXVET-UHFFFAOYAJ
Beilstein	3535004
UNII	YY9FVM7NSN
Gmelin	303
3DMet	B01206
	Данните са при стандартно състояние на материалите (25 °C, 100 kPa), освен ако не е указано друго.
	Сероводород в Общомедия

Сероводородът е токсична, безцветна газ със задушлива миризма на развалени яйца. Тя е отровна, защото се свързва с хемоглобина на кръвта и парализира дихателните пътища.^[1] Формулата на сероводорода е H₂S. Има молекулен строеж.

Открит е през 1777 г. от шведския химик Карл Вилхелм Шееле.

В природата

В природата сероводород се среща в състава на природния газ, вулканичния газ, а в разтворен вид и в естествени водоеми, като например в Черно море^[2]^[3] на дълбочина под 200 m. Образува се при гниенето на протеини, съдържащи аминокиселините метионин и/или цистеин.^[4] Малко количество сероводород се съдържа и в чревните газове при животните и хората.^[5] Образува се и при разлагане на органични материали, като например в блатата, тропическите гори и в морските дълбочини.

Получаване

FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S

Химични свойства

Сероводородът се разтваря във вода, като се получава слабата сероводородна киселина

H₂S + H₂O → H₃O + HS

В силно алкална среда протича и следващата дисоциация

HS^- + H₂O → H₃O + S

При обикновена температура сероводородът се окислява. Получават се сяра и вода.

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O

Запален H₂S гори със синкав пламък. Усеща се остра задушлива миризма, която се дължи на отделящия се при процеса серен диоксид. Този процес се използва за получаване на серен диоксид в промишлени количества.

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

При висока температура сероводородът се разлага.

H₂S → S + H₂

Приложение

Производство на сяра – сероводородът се използва за производство на сяра, който е важен компонент на много промишлени процеси, включително производството на киселини и бензин.
Нефтена и газова промишленост – сероводородът е често срещан при извличането на нефт и газ от земята. Той може да бъде използван за оценка на качеството на газа и за поддържане на сигурността на работниците в газовите месторождения.
Производство на хартия, текстил и други материали – сероводородът може да бъде използван в производството на различни материали, включително хартия, текстил, кожи и други.
Лечение на определени заболявания – сероводородът се използва в медицината за лечение на някои заболявания, включително артрит, астма и други.
Хранителна промишленост – сероводородът може да се използва в хранителната промишленост за подобряване на хранителните добавки и за консервиране на храни.

Физиологично действие

Когато се вдишва сероводород в големи количества, той може да дразни дихателните пътища и да доведе до затруднено дишане, кашлица, задух и в крайна сметка до задържане на дишането и задухване. Също така сероводородът може да доведе до неврологични проблеми като главоболие, гадене, възпаление на очите и кожата и дори до смърт.

Сероводородът може да се абсорбира и през кожата. При излагане на кожата на големи количества сероводород може да доведе до раздразнение и дерматит.

Влияние върху околната среда

Въздухът: Сероводородът е отговорен за замърсяване на въздуха в някои индустриални зони, където се използват горива с високо съдържание на сяра.

Водите: Водните организми могат да бъдат сериозно засегнати от сероводород. Високите концентрации на сероводород могат да убиват рибата и други водни организми, като могат да доведат и до изменения в химичния баланс на водите. Сероводородът също така може да доведе до разрушаване на водните инфраструктури, като метални тръби и други материали.

Почвите: Сероводородът може да бъде намерен в почвите като резултат от дейността на бактерии, които разграждат органични вещества. Високите концентрации на сероводород могат да бъдат токсични за растенията, като могат да доведат и до изменения във физичните и химичните ѝ свойства.

Интересни и любопитни факти

Мирисът на сероводорода се появява при разграждането на белтъчните храни, като яйца, месо и риба. Това е причината да се появява мирисът на гнило яйце или гнило месо, когато тези храни се разграждат.
Сероводородът има много важна роля в биологичните процеси. Той е важен за разграждането на органични вещества от бактерии, като помага за поддържането на екологичната равновесие в природата.
Сероводородът е използван за производство на препарати за лечение на някои заболявания, като се използва като газов инхалатор.
Сероводородът е отличен изолатор на електричество и е най-слабият кислороден агент в химията.
Сероводородът може да се съхранява като течен газ при температура под -60 градуса по Целзий.
Високите концентрации на сероводород във въздуха могат да предизвикат загуба на миризмата на хората, което може да има сериозни последици за тяхното здраве.
Голямото червено петно на Юпитер е най-големият атмосферен вихър в Слънчевата система. Съдържа големи количества сероводород, който придава червено-оранжев цвят на петното.

Източници

↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
↑ Димитров Д. 2010. Геология и нетрадиционни ресурси на Черно море. Издателство „Онгъл“, Варна. ISBN 978-954-8279-25-3. 269 с.
↑ Пейчев В., Д. Димитров. 2012. Океанология. Варна. Изд. Онгъл. ISBN 978-954-8279-82-6. 476 с.
↑ Hydrogen Sulphide In Well Water // Посетен на 4 септември 2018.
↑ Hydrogen sulfide: Physiological properties and therapeutic potential in ischaemia // British Journal of Pharmacology 172 (6). 2015. DOI:10.1111/bph.12869. с. 1479 – 1493.

Външни препратки

Тази статия, свързана с неорганична химия, все още е мъниче. Помогнете на Уикипедия, като я редактирате и разширите.

[1] Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.

[2] Димитров Д. 2010. Геология и нетрадиционни ресурси на Черно море. Издателство „Онгъл“, Варна. ISBN 978-954-8279-25-3. 269 с.

[3] Пейчев В., Д. Димитров. 2012. Океанология. Варна. Изд. Онгъл. ISBN 978-954-8279-82-6. 476 с.

[4] Hydrogen Sulphide In Well Water // Посетен на 4 септември 2018.

[5] Hydrogen sulfide: Physiological properties and therapeutic potential in ischaemia // British Journal of Pharmacology 172 (6). 2015. DOI:10.1111/bph.12869. с. 1479 – 1493.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]