Sulfeto de hidrogênio (H2S): propriedades, riscos e usos

O sulfureto de hidrogénio é o nome comum de sulfureto de hidrogio (H 2 S). Pode ser considerado como uma solução de ácido hidro-hálico (H 2 S (aq)).

A consideração do ácido sulfídrico é dada apesar da baixa solubilidade em água deste composto químico. Sua estrutura é apresentada na Figura 1 (EMBL-EBI, 2005).

Sulfeto de hidrogênio (H2S): propriedades, riscos e usos 1

Figura 1: estrutura do sulfeto de hidrogênio ou sulfeto de hidrogênio.

Portanto, o sulfeto de hidrogênio é levemente solúvel em água. Quando dissolvido, forma o íon sulfeto ácido ou hidrosulfeto (HS ). A solução aquosa de sulfeto de hidrogênio, ou sulfeto de hidrogênio, é incolor e, quando exposta ao ar, oxida lentamente o enxofre elementar, que não é solúvel em água.

Enxofre dianião S 2 existe apenas em soluções aquosas fortemente alcalinas; É excepcionalmente básico com um pKa> 14.

O H 2 S provém virtualmente onde o enxofre elementar em contacto com o material orgânico, especialmente a altas temperaturas. O sulfureto de hidrogénio é um hidreto covalente quimicamente relacionado com ua (H 2 O), e que o oxigénio e o enxofre são produzidos no mesmo grupo da tabela periódica.

Geralmente ocorre quando as bactérias decompõem a matéria orgânica na ausência de oxigênio, como em pântanos e esgotos (junto com o processo de digestão anaeróbica). Também ocorre em gases vulcânicos, gás natural e algumas águas de poço.

Também é importante ter em mente que o sulfeto de hidrogênio é um participante central do ciclo do enxofre, o ciclo biogeoquímico do enxofre na Terra (Figura 2).

Como mencionado anteriormente, as bactérias redutoras de enxofre e redutoras de sulfato derivam energia de oxidação de hidrogênio ou moléculas orgânicas na ausência de oxigênio, reduzindo o enxofre ou sulfato em sulfeto de hidrogênio.

Outras bactérias liberam sulfeto de hidrogênio a partir de aminoácidos que contêm enxofre. Vários grupos de bactérias podem usar sulfeto de hidrogênio como combustível, oxidando-o em enxofre ou sulfato elementar usando oxigênio ou nitrato como oxidante.

Bactérias de enxofre puro e bactérias de enxofre verde usam sulfeto de hidrogênio como doador de elétrons na fotossíntese , produzindo assim enxofre elementar.

De fato, esse modo de fotossíntese é mais antigo que o modo de cianobactérias, algas e plantas que usam a água como doador de elétrons e libera oxigênio (Human Metabolome Database, 2017).

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Figura 2: Ciclo de enxofre. Imagem recuperada da Lenntech.

Onde é produzido o sulfeto de hidrogênio?

sulfureto de hidrogénio (H 2 S) ocorre naturalmente no petróleo bruto, gás natural, gases vulcânicos e fontes termais. Também pode resultar da degradação bacteriana da matéria orgânica. Também é produzido por resíduos humanos e animais.

As bactérias encontradas na boca e no trato gastrointestinal produzem sulfeto de hidrogênio a partir de bactérias que decompõem materiais que contêm proteínas vegetais ou animais.

O sulfeto de hidrogênio também pode resultar de atividades industriais, como processamento de alimentos, fornos de coque, fábricas de papel kraft, curtumes e refinarias de petróleo (Agência de Registro de Doenças e Substâncias Tóxicas, 2011).

Propriedades físicas e químicas

O sulfeto de hidrogênio é um gás incolor com um forte cheiro de ovo podre. A solução aquosa de sulfeto de hidrogênio é incolor sem aroma característico.

O composto tem um peso molecular de 34,1 g / mol, a solução aquosa tem uma densidade de 1.363 g / ml. Tem um ponto de fusão de – 82 ° C e um ponto de ebulição de -60 ° C. É ligeiramente solúvel em água e pode dissolver apenas 4 gramas por litro deste solvente a 20 ° C (Royal Society of Chemistry, 2015).

O sulfeto de hidrogênio reage como um ácido e como um agente redutor. Explode em contato com difluoreto de oxigênio, pentafluoreto de bromo, trifluoreto de cloro, dicloróxido e fulminato de prata. Pode inflamar e explodir quando exposto ao pó de cobre, na presença de oxigênio.

Pode reagir de maneira semelhante com outros metais em pó. Ele inflama em contato com óxidos e peróxidos metálicos (peróxido de bário, trióxido de cromo, óxido de cobre, dióxido de chumbo, dióxido de manganês, óxido de níquel, óxido de prata, dióxido de prata, dióxido de tálio, peróxido de sódio, óxido de mercúrio, óxido de cálcio).

É inflamado com bromato de prata, hipoclorito de chumbo (II), cromato de cobre, ácido nítrico, óxido e óxido de chumbo (IV). Pode inflamar se passar por tubos de ferro enferrujados. Reage exotermicamente com bases.

O calor da reação com cal sodada, hidróxido de sódio, hidróxido de potássio e hidróxido de bário pode causar ignição ou explosão da porção não reagida na presença de ar / oxigênio (HYDROGEN SULFIDE, 2016).

Reatividade e perigos

O H 2 S é considerado um composto estável mas que é altamente inflamável e extremamente tóxico.

O composto é mais pesado que o ar e pode percorrer uma distância considerável até a fonte de ignição e retroceder. Pode formar misturas explosivas com o ar em uma ampla gama.

Também reage explosivamente com pentafluoreto de bromo, trifluoreto de cloro, triiodeto de nitrogênio, tricloreto de nitrogênio, difluoreto de oxigênio e cloreto de fenil diazônio.

Quando aquecido até a decomposição, emite fumaça altamente tóxica de óxidos de enxofre. Incompatível com muitos materiais, incluindo oxidantes fortes, metais, ácido nítrico forte, pentafluoreto de bromo, trifluoreto de cloro, triiodeto de nitrogênio, tricloreto de nitrogênio, difluoreto de oxigênio e cloreto de fenil diazônio.

O sulfureto de hidrogénio (H 2 S) é responsável por muitos incidentes de trabalho exposição a substâncias tóxicas, especialmente na indústria do petróleo. Os efeitos clínicos do H 2 S dependem da sua concentração e da duração da exposição.

O H 2 S é imediatamente fatal quando as concentrações são mais de 500 a 1000 partes por milhão (ppm), mas a exposição a concentrações mais baixas, tais como 10 a 500 ppm, podem causar vários sintomas respiratórios que variam de rinite para falha respiratório agudo

Os H 2 S também pode afectar vários órgãos, causando perturbações temporárias ou permanentes no sistema nervoso, cardiovascular, renal, hepática e sistemas hematológicos.

Uma exposição ocupacional caso ocorre H 2 S leva ao envolvimento de vários órgãos, insuficiência respiratória aguda, pneumonia e organização semelhante ao choque sepse aguda. Nesse caso, o paciente também desenvolveu doença pulmonar obstrutiva e restritiva leve e neuropatia periférica (Al-Tawfiq, 2010).

Inalação

Em caso de inalação, retire para o ar fresco e mantenha-o em repouso em uma posição confortável para respirar. Se você não respirar, administre respiração artificial. Se a respiração for difícil, pessoal treinado deve fornecer oxigênio.

Contato com a pele

Em caso de contato com a pele, lave-a com bastante água. Líquido pressurizado pode causar congelamento. Em caso de exposição a líquidos pressurizados, a área de congelamento deve ser imediatamente aquecida com água morna não superior a 41 ° C.

A temperatura da água deve ser tolerável à pele normal. O aquecimento da pele deve ser mantido por pelo menos 15 minutos ou até que a coloração e a sensação normal retornem à área afetada. Em caso de exposição maciça, as roupas são removidas durante o banho com água morna.

Contato com os olhos

Em caso de contato com os olhos, lave abundantemente com água por pelo menos 15 minutos. Mantenha as pálpebras abertas e afastadas dos globos oculares para garantir que todas as superfícies enxaguem bem.

A ingestão não é considerada uma via possível de exposição. Para todos os outros casos, deve-se obter atendimento médico imediato (Praxair, 2016).

Usos

1- Produção de enxofre

Uma unidade de recuperação de enxofre Claus consiste em um forno de combustão, uma caldeira de calor residual, um condensador de enxofre e uma série de etapas catalíticas, cada uma das quais utiliza reaquecimento, leito catalisador e condensador de enxofre. Tipicamente, dois ou três estágios catalíticos são empregados.

O processo de Claus converte sulfeto de hidrogênio em enxofre elementar através de uma reação em duas etapas.

A primeira etapa envolve a combustão controlada do gás de alimentação para converter aproximadamente um terço do sulfeto de hidrogênio em dióxido de enxofre e a reação não catalítica do sulfeto de hidrogênio não queimado com dióxido de enxofre.

No segundo estágio, a reação de Claus, o sulfeto de hidrogênio e o dióxido de enxofre reagem a um catalisador para produzir enxofre e água.

A quantidade de ar de combustão é controlada de perto para maximizar a recuperação de enxofre, ou seja, mantendo a estequiometria da reação apropriada de 2: 1 de sulfeto de hidrogênio em dióxido de enxofre através de reatores a jusante.

Normalmente, é possível obter recuperações de enxofre de até 97% (US National Library of Medicine, 2011).

2- Química analítica

Por mais de um século, o sulfeto de hidrogênio foi importante na química analítica, na análise qualitativa inorgânica dos íons metálicos.

Nessas análises, íons de metais pesados ​​(e não metálicos) são precipitados (por exemplo, Pb (II), Cu (II), Hg (II), As (III) da solução após exposição ao H2S. O precipitado resultante se dissolve novamente com alguma seletividade e é assim identificado.

3- Outros usos

Este composto também é usado para separar o óxido de deutério ou água pesada da água normal através do processo de sulfeto de Girdler.

Os cientistas da Universidade de Exeter descobriram que a exposição das células a pequenas quantidades de gás sulfeto de hidrogênio pode impedir danos mitocondriais.

Quando a célula está estressada com a doença, as enzimas são atraídas para a célula para produzir pequenas quantidades de sulfeto de hidrogênio. Este estudo pode ter mais implicações na prevenção de derrames, doenças cardíacas e artrite (Stampler, 2014).

O sulfeto de hidrogênio pode ter propriedades antienvelhecimento, bloqueando substâncias químicas destrutivas no interior da célula, tendo propriedades semelhantes ao resveratrol, um antioxidante encontrado no vinho tinto .

Referências

  1. Agência de Registro de Substâncias Tóxicas e Doenças. (3 de março de 2011). Sulfeto de hidrogênio Sulfeto de carbonila . Recuperado de atsdr.cdc.gov.
  2. Al-Tawfiq, BD (2010). Exposição ao sulfeto de hidrogênio em um homem adulto. Anais da Saudi Med. 30 (1) , 76–80.
  3. EMBL-EBI. (13 de dezembro de 2005). sulfureto de hidrogénio . Recuperado de ebi.ac.uk.
  4. Enciclopédia britânica. (SF). sulfureto de hidrogénio . Recuperado de britannica.com.
  5. Banco de Dados de Metaboloma Humano. (2 de março de 2017). sulfureto de hidrogénio . Recuperado de hmdb.ca.
  6. SULFIDO DE HIDROGÊNIO . (2016). Recuperado de cameochemicals.noaa.gov.
  7. (17 de outubro de 2016). Folha de dados de segurança de sulfeto de hidrogênio. Recuperado de praxair.com.
  8. Sociedade Real de Química. (2015). sulfureto de hidrogénio . Recuperado de chemspider.com.
  9. Stampler, L. (2014, 11 de julho). Um composto fedido pode proteger contra danos celulares, segundo estudo . Recuperado de time.com.
  10. S. Biblioteca Nacional de Medicina. (22 de setembro de 2011). Enxofre Elementar . Recuperado de toxnet.nlm.nih.gov.

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