Ácido Sulfúrico (H2S): Propriedades, Riscos e Usos

Sulfeto de hidrogênio é o nome comum do sulfeto de hidrogênio (H 2 S). Pode ser considerado como um ácido hidrazida em solução (H 2 S (aq)).

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

Portanto, o sulfeto de hidrogênio é ligeiramente solúvel em água. Após a dissolução, forma o íon sulfeto ácido ou o íon hidrossulfeto (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.

O dianion de enxofre S 2 - existe somente em soluções aquosas fortemente alcalinas; É excepcionalmente básico com um pKa> 14.

O H2S surge virtualmente quando o enxofre elementar entra em contato com o material orgânico, especialmente em altas temperaturas. O sulfeto de hidrogênio é um hidreto covalente quimicamente relacionado à água (H 2 O), uma vez que o oxigênio e o enxofre são produzidos no mesmo grupo que a tabela periódica.

Frequentemente resulta quando as bactérias quebram a matéria orgânica na ausência de oxigênio, como nos pântanos e esgotos (juntamente com o processo de digestão anaeróbica). Também ocorre em gases vulcânicos, gás natural e água de poço.

Também é importante ter em mente que o sulfeto de hidrogênio é um participante central no ciclo do enxofre, o ciclo biogeoquímico do enxofre na Terra (figura 2).

Como mencionado acima, 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 o sulfato ao sulfeto de hidrogênio.

Outras bactérias liberam sulfeto de hidrogênio a partir de aminoácidos que contêm enxofre. Vários grupos de bactérias podem usar o 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 o sulfeto de hidrogênio como doador de elétrons na fotossíntese, produzindo assim enxofre elementar.

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

Onde é produzido o sulfeto de hidrogênio?

Sulfeto de hidrogênio (H 2 S) ocorre naturalmente em 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.

Bactérias encontradas na boca e no trato gastrointestinal produzem sulfeto de hidrogênio a partir de bactérias que quebram 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 para Substâncias Tóxicas e Registro de Doenças, 2011).

Propriedades físicas e químicas

O sulfeto de hidrogênio é um gás incolor com forte odor de ovos podres. 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, 343 g / ml. Tem um ponto de fusão de -82 ° C e um ponto de ebulição de -60 ° C. É ligeiramente solúvel em água, sendo capaz de 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 agente redutor. Explode em contato com o difluoreto de oxigênio, pentafluoreto de bromo, trifluoreto de cloro, óxido de dicloreto e fulminato de prata. Pode inflamar e explodir quando exposto a pó de cobre, na presença de oxigênio.

Pode reagir de maneira semelhante com outros metais em pó. Ele é inflamado em contato com óxidos e peróxidos de metais (peróxido de bário, trióxido de cromo, óxido de cobre, dióxido de manganês, óxido de níquel, óxido de prata, dióxido de prata, trióxido 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 de chumbo (IV) e óxido. Pode inflamar se passar por canos enferrujados de ferro. Reage exotermicamente com bases.

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

Reatividade e Perigos

H 2 S é considerado um composto estável, embora seja 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 voltar. Pode formar misturas explosivas com o ar em uma ampla faixa.

Ele 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 a decomposição, emite fumos altamente tóxicos 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 sulfeto de hidrogênio (H 2 S) é responsável por muitos incidentes de exposição ocupacional tóxica, 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 superiores a 500-1.000 partes por milhão (ppm), mas a exposição a concentrações mais baixas, como 10-500 ppm, pode causar vários sintomas respiratórios que variam de rinite a insuficiência. respiratório agudo

O H2S também pode afetar vários órgãos, causando distúrbios temporários ou permanentes nos sistemas nervoso, cardiovascular, renal, hepático e hematológico.

Apresentamos um caso de exposição ocupacional ao H 2 S que leva ao envolvimento de vários órgãos, insuficiência respiratória aguda, organização de pneumonias e choque semelhante à sepse aguda. Neste caso, o paciente também desenvolveu uma doença pulmonar restritiva e obstrutiva leve e neuropatia periférica (Al-Tawfiq, 2010).

Inalação

Em caso de inalação, leve-a para o exterior e mantenha-a em repouso numa posição confortável para respirar. Se não estiver respirando, administre respiração artificial. Se a respiração for difícil, o pessoal treinado deve fornecer oxigênio.

Contato com a pele

Em caso de contato com a pele, deve ser lavado com bastante água. Líquido pressurizado pode causar queimaduras. Em caso de exposição a líquido pressurizado, a zona de congelamento deve ser aquecida imediatamente 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 normal e a sensação 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, enxágüe bem os olhos com água por pelo menos 15 minutos. Mantenha as pálpebras abertas e longe dos globos oculares para garantir que todas as superfícies sejam bem enxaguadas.

A ingestão não é considerada uma possível rota de exposição. Para todos os outros casos, a atenção médica imediata deve ser obtida (Praxair, 2016).

Usos

1- Produção de enxofre

Uma unidade de recuperação de enxofre Claus consiste de um forno de combustão, uma caldeira de calor residual, um condensador de enxofre e uma série de estágios catalíticos, cada um dos quais emprega o reaquecimento, o leito de catalisador e o condensador de enxofre. Normalmente, dois ou três passos catalíticos são empregados.

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

O primeiro estágio envolve a combustão controlada do gás de alimentação para converter cerca de 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 em um catalisador para produzir enxofre e água.

A quantidade de ar de combustão é rigorosamente controlada para maximizar a recuperação de enxofre, isto é, manter a estequiometria de reacção apropriada de 2: 1 de sulfureto de hidrogénio em dióxido de enxofre através de reactores a jusante.

Normalmente, recuperações de enxofre de até 97% podem ser alcançadas (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 inorgânica qualitativa de íons metálicos.

Nessas análises, íons metálicos 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 dissolve-se novamente com certa seletividade e é assim identificado.

3- Outros usos

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

Cientistas da Universidade de Exeter descobriram que a exposição celular a pequenas quantidades de gás sulfídrico pode prevenir 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 poderia ter mais implicações na prevenção de acidentes vasculares cerebrais, doenças cardíacas e artrite (Stampler, 2014).

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