Structura hidrogenului sulfurat (H2S), proprietăți, utilizări, importanță

sulfat de hidrogen sau hidrogen sulfurat este un gaz format prin unirea unui atom de sulf (S) și a doi atomi de hidrogen (H). Formula sa chimică este H_DouăS. De asemenea, cunoscut sub numele de hidrogen sulfurat gazos. Este un gaz incolor al cărui miros este evident în ouăle putrede.

Este prezent în vulcani și izvoare termale sulfuroase, în gaze naturale și în țiței. De asemenea, se formează în timpul descompunerii anaerobe (fără oxigen) a materiei organice vegetale și animale. Apare în mod natural în corpul mamiferelor, prin acțiunea anumitor enzime asupra cisteinei, un aminoacid neesențial.

Soluții apoase de H_DouăS sunt corozive pentru metale precum oțelul. H_DouăS este un compus reducător care, atunci când reacționează cu SO_Două , se oxidează la sulf elementar în timp ce se reduce la SO_Două de asemenea, sulf.

În ciuda faptului că este un compus extrem de toxic și fatal pentru oameni și animale, importanța sa într-o serie de procese importante din organism a fost studiată de câțiva ani..

Reglează o serie de mecanisme legate de generarea de noi vase de sânge și funcționarea inimii.

Protejează neuronii și se crede că acționează împotriva bolilor precum Parkinson și Alzheimer.

Datorită capacității sale de reducere chimică, poate combate speciile oxidative, acționând astfel împotriva îmbătrânirii celulare. Din aceste motive, se studiază posibilitatea producerii de medicamente care, atunci când sunt administrate pacienților, pot fi eliberate lent în organism..

Acest lucru ar servi pentru tratarea patologiilor precum ischemia, diabetul și bolile neurodegenerative. Cu toate acestea, mecanismul său de acțiune și siguranța sa nu au fost încă investigate cu atenție..

Indice articol

• 1 Structură
• 2 Nomenclatură
• 3 Proprietăți fizice
  • 3.1 Starea fizică
  • 3.2 Greutate moleculară
  • 3.3 Punctul de topire
  • 3.4 Punctul de fierbere
  • 3.5 Densitate
  • 3.6 Solubilitate
• 4 Proprietăți chimice
  • 4.1 În soluție apoasă
  • 4.2 Reacția cu oxigenul
  • 4.3 Reacția cu metalele
  • 4.4 Reacția cu dioxidul de sulf
  • 4.5 Descompunerea cu temperatura
• 5 Amplasarea în natură
• 6 Sinteza în organismul mamiferelor
• 7 Obținut în laborator sau industrial
• 8 Utilizarea industrială a H2S pentru a produce sulf
• 9 Utilitatea sau importanța H2S endogen în organism
  • 9.1 Sistemul cardiovascular
  • 9.2 Sistem gastrointestinal
  • 9.3 Sistemul nervos central
  • 9.4 Organul vederii
  • 9.5 Împotriva îmbătrânirii
  • 9.6 Potențial de vindecare a H2S furnizat exogen
• 10 Riscuri
• 11 Referințe

Structura

Molecula H_DouăS este analog cu cel al apei, adică au o formă similară, deoarece hidrogenii sunt situați într-un unghi cu sulful.

Sulful în H_DouăS are următoarea configurație electronică:

1s^Două, 2s^Două 2 P⁶, 3s^Două 3p⁶,

Ei bine, împrumută un electron de la fiecare hidrogen pentru a-și completa coaja de valență..

Nomenclatură

- Sulfat de hidrogen

- Sulfat de hidrogen

- Hidrură de sulf.

Proprietăți fizice

Starea fizică

Gaz incolor cu miros foarte neplăcut.

Greutate moleculară

34,08 g / mol.

Punct de topire

-85,60 ºC.

Punct de fierbere

-60,75 ºC.

Densitate

1,1906 g / L.

Solubilitate

Solubil moderat în apă: 2,77 volume în 1 de apă la 20 ° C. Poate fi scos din soluție apoasă complet prin fierbere.

Proprietăți chimice

În soluție apoasă

Când hidrogenul sulfurat se află în soluție apoasă se numește hidrogen sulfurat. Este un acid slab. Are doi protoni ionizabili:

H_DouăS + H_DouăO ⇔ H₃SAU⁺ + HS^-,       K_a1 = 8,9 x 10^-8

HS^- + H_DouăO ⇔ H₃SAU⁺ + S^Două-,     K_a2 ∼ 10^-14

Primul proton ionizează ușor, după cum se poate deduce din prima sa constantă de ionizare. Al doilea proton ionizează foarte puțin, dar soluții de H_DouăS conține o parte din anionul sulfurat S^Două-.

Dacă soluția de H_DouăS este expus la aer, O_Două se oxidează la anionul sulfurat și precipită sulful:

2 S^Două- + 4 ore⁺ + SAU_Două → 2 H_DouăO + 2 S⁰↓ (1)

În prezența clorului Cl_Două, brom Br_Două și iodul I_Două se formează halogenura de hidrogen și sulful:

H_DouăS + fr_Două → 2 HBr + S⁰↓ (2)

Soluții apoase de H_DouăS sunt corozive, produc crăpături de stres sulfurat în oțelurile cu duritate ridicată. Produsele de coroziune sunt sulfura de fier și hidrogenul.

Reacția cu oxigenul

H_DouăS reacționează cu oxigenul din aer și pot apărea următoarele reacții:

2 ore_DouăS + 3 O_Două → 2 H_DouăO + 2 SO_Două                                               (3)

2 ore_DouăS + O_Două → 2 H_DouăO + 2 S⁰↓ (4)

Reacția cu metalele

Reacționează cu diferite metale care înlocuiesc hidrogenul și formează sulfura metalică:

H_DouăS + Pb → PbS + H_Două↑ (5)

Reacția cu dioxidul de sulf

În gazele vulcanice, H_DouăS și ​​SO_Două, care reacționează între ele și formează sulf solid:

H_DouăS + SO_Două → 2 H_DouăO + 3 S⁰↓ (6)

Descompunerea cu temperatura

Sulfura de hidrogen nu este foarte stabilă, se descompune ușor atunci când este încălzită:

H_DouăS → H_Două↑ + S⁰↓ (7)

Locație în natură

Acest gaz se găsește în mod natural în izvoarele termale sulfuroase sau sulfuroase, în gazele vulcanice, în țițeiul și în gazele naturale..

Când petrolul (sau gazul) conține urme semnificative de H_DouăS se spune că este „acru”, spre deosebire de „dulce”, care este atunci când nu îl conține.

Cantități mici de H_DouăS în petrol sau gaze sunt nocive din punct de vedere economic, deoarece trebuie instalată o instalație de spălare pentru a o îndepărta, atât pentru a preveni coroziunea, cât și pentru a face ca gazele reziduale să fie sigure pentru uz casnic ca combustibil.

Se produce ori de câte ori materia organică care conține sulf se descompune în condiții anaerobe (absența aerului), cum ar fi deșeurile umane, animale și vegetale.

Bacteriile prezente în gură și în tractul gastrointestinal o produc din materialele degradabile conținute în plante sau proteine ​​animale..

Mirosul său caracteristic îl face vizibil în ouăle putrede.

H_DouăS este, de asemenea, produs în anumite activități industriale, cum ar fi rafinăriile de petrol, cuptoarele de cocs, fabricile de hârtie, tăbăcăriile și prelucrarea alimentelor.

Sinteza în organismul mamiferelor

H_DouăS endogen poate fi produs în țesuturile mamiferelor, inclusiv la om, pe două căi, una enzimatică și una neenzimatică.

Calea neenzimatică constă în reducerea sulfului elementar S⁰ la H_DouăS prin oxidarea glucozei:

2 C₆H₁₂SAU₆ (glucoză) + 6 S⁰ (sulf) + 3H_DouăO → 3 C₃H₆SAU₃ + 6 ore_DouăS + 3 CO_Două         (8)

Calea enzimatică constă în producerea de H_DouăS din L-cisteină, care este un aminoacid sintetizat de organism. Procesul este asigurat de mai multe enzime, cum ar fi cistationina-β-sintaza și cistationina-γ-liasa, printre altele..

Obținerea în laborator sau industrial

Hidrogen gazos (H_Două) și elementul sulf (S) nu reacționează la temperaturi ambientale normale, dar peste acestea încep să se combine, 310 ° C fiind temperatura optimă.

Cu toate acestea, procesul este prea lent, deci sunt utilizate alte metode pentru a-l obține, inclusiv următoarele.

Sulfurile metalice (cum ar fi sulfura feroasă) reacționează cu acizi (cum ar fi clorhidricul) în soluție diluată.

FeS + 2 HCI → FeCl_Două + H_DouăS ↑ (9)

În acest fel, gazul H_DouăS care, având în vedere toxicitatea sa, trebuie colectată în siguranță.

Utilizarea industrială a H_DouăS pentru a produce sulf

Depozitare și transport în cantități mari de H_DouăSepararea de gazul natural prin spălarea aminei este dificilă, astfel încât procesul Claus este utilizat pentru a-l transforma în sulf.

Două reacții apar în acest proces. În primul H_DouăS reacționează cu oxigenul pentru a da SO_Două, așa cum s-a menționat mai sus (a se vedea reacția 3).

Al doilea este o reacție catalizată de oxid de fier în care SO_Două este redus și H_DouăS oxidează și ambele produc sulf S (vezi reacția 6).

În acest fel, se obține sulf care poate fi ușor depozitat și transportat, precum și destinat pentru utilizări multiple..

Utilitatea sau importanța lui H_DouăS endogen în organism

H_DouăS endogen este cel care apare în mod natural în organism ca parte a metabolismului normal la om, mamifere și alte ființe vii.

În ciuda reputației sale de lungă durată ca gaz toxic și otrăvitor asociat cu descompunerea materiei organice, mai multe studii recente din anii 2000 până în prezent au stabilit că H_DouăS endogen este un regulator important al anumitor mecanisme și procese din ființa vie.

H_DouăS are o lipofilicitate sau o afinitate ridicată față de grăsimi, astfel încât traversează cu ușurință membranele celulare, pătrunzând toate tipurile de celule.

Sistemul cardiovascular

La mamifere, hidrogenul sulfurat promovează sau reglează o serie de semnale care reglează metabolismul, funcția cardiacă și supraviețuirea celulelor..

Are un efect puternic asupra inimii, vaselor de sânge și elementelor circulante ale sângelui. Modulează metabolismul celular și funcția mitocondrială.

Apără rinichii de leziunile cauzate de ischemie.

Sistemul gastrointestinal

Acesta joacă un rol important ca factor de protecție împotriva deteriorării mucoasei gastrice. Se estimează că poate fi un important mediator al motilității gastro-intestinale.

Este probabil implicat în controlul secreției de insulină.

Sistem nervos central

De asemenea, acționează în funcții importante ale sistemului nervos central și protejează neuronii de stresul oxidativ.

Se estimează că poate proteja împotriva bolilor neurodegenerative, cum ar fi Parkinson, Alzheimer și boala Hungtinton..

Organ al vederii

Protejează celulele fotoreceptoare ale retinei de degenerescența indusă de lumină.

Împotriva îmbătrânirii

H_DouăDeoarece este o specie reducătoare, poate fi consumată de o varietate de agenți oxidanți care circulă în organism. Combate speciile oxidante, cum ar fi speciile de oxigen reactiv și speciile de azot reactiv din organism.

Limită reacțiile radicalilor liberi prin activarea enzimelor antioxidante care protejează împotriva efectelor îmbătrânirii.

Potențialul de vindecare al lui H_DouăS-a furnizat exogen

Biodisponibilitatea H_DouăS endogen depinde de anumite enzime implicate în biosinteza cisteinei la mamifere.

Unele studii sugerează că terapia medicamentoasă a donatorului de H_DouăS ar putea fi benefic pentru anumite patologii.

De exemplu, ar putea fi util la pacienții diabetici, deoarece s-a observat că vasele de sânge ale animalelor diabetice se îmbunătățesc cu medicamente care furnizează H_DouăS exogen.

H_DouăS furnizat în mod exogen crește angiogeneza sau formarea vaselor de sânge, deci ar putea fi utilizat pentru tratamentul bolilor ischemice cronice.

Sunt concepute droguri care pot elibera H_DouăS încet pentru a putea acționa benefic asupra diferitelor boli. Cu toate acestea, eficacitatea, siguranța și mecanismele acțiunii sale nu au fost încă investigate..

Riscuri

H_DouăS este o otravă fatală dacă este inhalată îngrijită sau chiar diluată 1 parte de gaz în 200 de părți de aer. Păsările sunt foarte sensibile la H_DouăS și ​​mor chiar și în diluarea a 1 din 1500 părți de aer.

H_DouăS este un inhibitor puternic al anumitor enzime și procese de fosforilare oxidativă, ducând la sufocarea celulară. Majoritatea oamenilor îl miros la concentrații mai mari de 5 ppb (părți pe miliard). Concentrațiile de 20-50 ppm (părți la milion) sunt iritante pentru ochi și căile respiratorii.

O inhalare de 100-250 ppm timp de câteva minute poate provoca incoordonare, tulburări de memorie și tulburări motorii. Când concentrația este în jur de 150-200 ppm, apare oboseala olfactivă sau anosmia, ceea ce înseamnă că ulterior mirosul caracteristic al H nu poate fi detectat._DouăS. Dacă o concentrație de 500 ppm este inhalată timp de 30 de minute, pot apărea edem pulmonar și pneumonie..

Concentrațiile mai mari de 600 ppm pot fi fatale în primele 30 de minute, deoarece sistemul respirator este paralizat. Și 800 ppm este concentrația care este imediat letală pentru oameni..

Prin urmare, trebuie evitat că există scurgeri de H_DouăS în laboratoare, sedii sau în orice loc sau situație.

Este important să rețineți că multe decese apar deoarece oamenii intră în spații închise pentru a salva colegii de muncă sau membrii familiei care s-au prăbușit din cauza otrăvirii cu H._DouăDa, trecându-le și pe ele.

Este un gaz inflamabil.

Referințe

1. Panthi, S. și colab. (2016). Importanța fiziologică a sulfurii de hidrogen: Neuroprotector și neuromodulator puternic emergent. Medicină oxidativă și longevitate celulară. Volumul 2016. ID articol 9049782. Recuperat de pe hindawi.com.
2. Shefa, U. și colab. (2018). Funcțiile antioxidante și de semnalizare celulară ale sulfurii de hidrogen în sistemul nervos central. Medicină oxidativă și longevitate celulară. Volumul 2018. ID articol 1873962. Recuperat de pe hindawi.com.
3. Tabassum, R. și colab. (2020). Importanța terapeutică a hidrogenului sulfurat în bolile neurodegenerative asociate vârstei. Neural Regen Res 2020; 15: 653-662. Recuperat de la nrronline.org.
4. Martelli, A. și colab. (2010). Sulfura de hidrogen: Oportunitate nouă pentru descoperirea medicamentelor. Medicinal Research Reviews. Volumul 32, numărul 6. Recuperat de pe onlinelibrary.wiley.com.
5. Wang, M.-J. și colab. (2010). Mecanisme de angiogeneză: Rolul hidrogenului sulfurat. Farmacologie și fiziologie clinică și experimentală (2010) 37, 764-771. Recuperat de la onlinelibrary.wiley.com.
6. Dalefield, R. (2017). Fum și alți toxici inhalatori. Sulfat de hidrogen. În Toxicologia veterinară pentru Australia și Noua Zeelandă. Recuperat de la sciencedirect.com.
7. Selley, R.C. și Sonnenberg, S.A. (2015). Proprietățile fizice și chimice ale petrolului. Sulfat de hidrogen. În Elements of Petroleum Geology (Ediția a treia). Recuperat de la sciencedirect.com.
8. Hocking, M.B. (2005). Sulf și acid sulfuric. Conversia procesului Claus a sulfurii de hidrogen în sulf. În Manualul de tehnologie chimică și controlul poluării (ediția a treia). Recuperat de la sciencedirect.com.
9. Lefer, D.J. (2008). Importanța potențială a modificărilor hidrogenului sulfurat (H_DouăS) biodisponibilitatea în diabet. British Journal of Pharmacology (2008) 155, 617-619. Recuperat de la bpspubs.onlinelibrary.wiley.com.
10. S.U.A. Biblioteca Națională de Medicină. (2019). Sulfat de hidrogen. Recuperat de la: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov.
11. Babor, J.A. și Ibarz, J. (1965). Chimie generală modernă. Ediția a VII-a. Editorial Marín, S.A.