Сероводород

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Сероводород
Сероводород
Сероводород
Общие
Систематическое
наименование
сульфид водорода
Хим. формула H2S
Физические свойства
Состояние газ
Молярная масса 34.082 г/моль
Плотность 1.5206 (н.у.)г/литр
Термические свойства
Т. плав. −82.30 °C
Т. кип. −60.28 °C
Химические свойства
pKa 6.89, 19±2
Растворимость в воде 0.025 (40 °C)
Классификация
Рег. номер CAS 7783-06-4
PubChem 402
SMILES
ChemSpider 391
Безопасность
Токсичность
NFPA 704.svg

Hazard F.svg Hazard TT.svg Hazard N.svg

Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иначе.

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфи́д водоро́да, дигидросульфи́д) — бесцветный газ с запахом протухших куриных яиц и сладковатым вкусом. Бинарное химическое соединение водорода и серы. Химическая формула — H2S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. При больших концентрациях взаимодействует со многими металлами. Огнеопасен. Концентрационные пределы воспламенения в смеси с воздухом составляют 4,5—45 % сероводорода. Используется в химической промышленности для синтеза некоторых соединений, получения элементарной серы, серной кислоты, сульфидов. Сероводород также используют в лечебных целях, например, в сероводородных ваннах[1].

Нахождение в природе[править | править исходный текст]

В природе встречается довольно редко в составе попутных нефтяных газов, природного газа, вулканических газах, в растворённом виде в природных водах (например, в Чёрном море слои воды, расположенные глубже 150—200 м содержат растворённый сероводород). Образуется при гниении белков, только тех, которые содержат в составе серосодержащие аминокислоты метионин и/или цистеин. Небольшое количество сероводорода содержится в кишечных газах человека и животных.

Физические свойства[править | править исходный текст]

Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2). Молекула сероводорода имеет изогнутую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34·10−29 Кл·м). В отличие от молекул воды, атомы водорода в молекуле не образуют прочных водородных связей, поэтому сероводород является газом. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота.

Химические свойства[править | править исходный текст]

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой:

\mathsf{H_2S \rightarrow HS^- + H^+} Ka = 6,9·10−7 моль/л; pKa = 6,89.

Реагирует со щелочами:

\mathsf{H_2S + 2NaOH \rightarrow Na_2S + 2H_2O  } (обычная соль, при избытке NaOH)
\mathsf{H_2S + NaOH \rightarrow NaHS + H_2O  } (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. Окислительно-восстановительные потенциалы:

\mathsf{S + 2e^- \rightarrow S^{2-} (Eh = -0.444B) }
\mathsf{S + 2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2S (Eh = -0.144B) }

В воздухе горит синим пламенем:

\mathsf{2H_2S + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SO_2  }

при недостатке кислорода:

\mathsf{2H_2S + O_2 \rightarrow 2S + 2H_2O  } (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион SO42−, например:

\mathsf{3H_2S + 4HClO_3 \rightarrow 3H_2SO_4 + 4HCl}
\mathsf{2H_2S + SO_2 \rightarrow 2H_2O + 3S  }

Качественной реакцией на сероводород, сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например[2]:

\mathsf{H_2S + Pb(NO_3)_2 \rightarrow PbS{\downarrow} + 2HNO_3}

При пропускании сероводорода через человеческую кровь она чернеет, поскольку гемоглобин разрушается, и железо, входящее в его состав и придающее крови красный цвет, вступает в реакцию с сероводородом и образует чёрный сульфид железа[2].

Сульфиды[править | править исходный текст]

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора растворимой соли сероводородной кислоты, например, сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M+HS и M2+(HS)². Гидросульфиды Са²+ и Sr2+ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al2S3, Cr2S3 и др.) часто проходит необратимо — с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.

Сульфиды применяются в технике, например, полупроводники и люминофоры (сульфид кадмия, сульфид цинка), смазочные материалы (дисульфид молибдена) и др.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

Пример окисления сульфида перекисью водорода:

\mathsf{PbS + 4H_2O_2 = PbSO_4 + 4H_2O}

Получение[править | править исходный текст]

  • Взаимодействием разбавленных кислот с сульфидами:

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

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

  • Сплавлением парафина с серой.

Соединения, генетически связанные с сероводородом[править | править исходный текст]

Является первым членом в ряде полисульфидов (сульфанов) — H2Sn (n=1±9).

Применение[править | править исходный текст]

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

Биологическая активность[править | править исходный текст]

Сероводород является газотрансмиттером, в микромолярных концентрациях имеет цитопротекторные свойства (антинекротические и антиапоптические). В малых концентрациях стимулирует продукцию cAMP, активирует антиоксидантные системы, имеет противовоспалительное действие. В миллимолярных концентрациях цитотоксичен[3].

Токсикология[править | править исходный текст]

Очень токсичен. Вдыхание воздуха с небольшим содержанием сероводорода вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительной концентрацией приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При вдыхании воздуха с небольшими концентрациями у человека довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц», и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус[4].

При вдыхании воздуха с большой концентрацией, из-за паралича обонятельного нерва, запах сероводорода почти сразу перестаёт ощущаться.

Примечания[править | править исходный текст]

  1. Польза сероводородных ванн
  2. 1 2 Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 88. Сероводород // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 206—207. — 240 с. — 1 630 000 экз.
  3. Szabó C. Hydrogen sulphide and its therapeutic potential. Nature Reviews 2007;6: 918—935
  4. Long-term effects on the olfactory system of exposure to hydrogen sulphide / AR Hirsch and G Zavala Smell and Taste Treatment and Research Foundation, Chicago, IL 60611, USA.

Литература[править | править исходный текст]

  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Малин К. М. Справочник сернокислотчика. — М.: Химия, 1971.

Ссылки[править | править исходный текст]