Propriétés, risques et utilisations de l'acide chlorhydrique (H2S)

Le sulfure d'hydrogène est le nom commun de l'hydrogène sulfuré (H₂S). Il peut être considéré comme un acide hydrazide en solution (H₂S (aq)).

La considération de l'acide sulfhydryle est donnée malgré la faible solubilité dans l'eau de ce composé chimique. Sa structure est présentée à la figure 1 (EMBL-EBI, 2005).

Par conséquent, le sulfure d'hydrogène est légèrement soluble dans l'eau. Lorsqu'il est dissous, il forme l'ion sulfure acide ou hydrosulfure (HS^-). La solution aqueuse de sulfure d'hydrogène, ou sulfure d'hydrogène, est incolore et, lorsqu'elle est exposée à l'air, elle oxyde lentement le soufre élémentaire, qui n'est pas soluble dans l'eau.

Dioxyde de soufre S₂^- il n'existe que dans les solutions aqueuses fortement alcalines; Il est exceptionnellement basique avec un pKa> 14.

Le H₂S provient de pratiquement où le soufre élémentaire entre en contact avec des matières organiques, en particulier à des températures élevées. Le sulfure d'hydrogène est un hydrure covalent lié chimiquement à l'eau (H₂O), puisque l'oxygène et le soufre sont produits dans le même groupe du tableau périodique.

Cela se produit souvent lorsque les bactéries décomposent la matière organique en l'absence d'oxygène, comme dans les marais et les égouts (avec le processus de digestion anaérobie). Il se produit également dans les gaz volcaniques, le gaz naturel et certaines eaux de puits.

Il est également important de garder à l'esprit que le sulfure d'hydrogène est un élément central du cycle du soufre, le cycle biogéochimique du soufre sur Terre (figure 2).

Comme mentionné ci-dessus, les bactéries réductrices de soufre et réductrices de sulfates tirent de l'énergie d'oxydation de l'hydrogène ou de molécules organiques en l'absence d'oxygène en réduisant le soufre ou le sulfate en hydrogène sulfuré.

D'autres bactéries libèrent du sulfure d'hydrogène à partir d'acides aminés contenant du soufre. Plusieurs groupes de bactéries peuvent utiliser l'hydrogène sulfuré comme combustible, l'oxydant en soufre ou en sulfate élémentaire en utilisant de l'oxygène ou du nitrate comme oxydant.

Les bactéries de soufre pur et les bactéries de soufre vertes utilisent l'hydrogène sulfuré comme donneur d'électrons dans la photosynthèse, produisant ainsi du soufre élémentaire.

En fait, ce mode de photosynthèse est plus ancien que celui des cyanobactéries, des algues et des plantes qui utilisent l'eau comme donneur d'électrons et libère de l'oxygène (Base de données sur les métabolomes humains, 2017).

Index

• 1 Où l'hydrogène sulfuré est-il produit?
• 2 propriétés physiques et chimiques
• 3 Réactivité et dangers
  • 3.1 Inhalation
  • 3.2 Contact avec la peau
  • 3.3 Contact avec les yeux
• 4 utilisations
  • 4.1 1- Production de soufre
  • 4.2 2- Chimie analytique
  • 4.3 3- Autres utilisations

Où est produit le sulfure d'hydrogène?

Sulfure d'hydrogène (H₂S) est naturellement présent dans le pétrole brut, le gaz naturel, les gaz volcaniques et les sources chaudes. Il peut également résulter de la dégradation bactérienne de la matière organique. Il est également produit par les déchets humains et animaux.

Les bactéries présentes dans la bouche et le tractus gastro-intestinal produisent de l'hydrogène sulfuré à partir de bactéries qui décomposent les matières contenant des protéines végétales ou animales.

Le sulfure d'hydrogène peut également résulter d'activités industrielles, telles que la transformation des aliments, des fours à coke, usines de pâte kraft, tanneries et des raffineries de pétrole (Agence pour les substances toxiques et des maladies du Registre, 2011).

Propriétés physiques et chimiques

Le sulfure d'hydrogène est un gaz incolore à forte odeur d'œufs pourris. La solution aqueuse de sulfure d'hydrogène est incolore sans arôme caractéristique.

Le composé a un poids moléculaire de 34,1 g / mol, la solution aqueuse a une densité de 1,363 g / ml. Il a un point de fusion de -82 ° C et un point d'ébullition de -60 ° C. Il est légèrement soluble dans l'eau, pouvant dissoudre seulement 4 grammes par litre de ce solvant à 20 ° C (Royal Society of Chemistry, 2015).

Le sulfure d'hydrogène réagit sous forme d'acide et d'agent réducteur. Il explose au contact du difluorure d'oxygène, du pentafluorure de brome, du trifluorure de chlore, de l'oxyde de dichlorure et du fulminate d'argent. Il peut s'enflammer et exploser lorsqu'il est exposé à la poudre de cuivre, en présence d'oxygène.

Il peut réagir de manière similaire avec d'autres métaux en poudre. Il met à feu au contact avec des oxydes métalliques et des peroxydes (peroxyde de baryum, le trioxyde de chrome, oxyde de cuivre, le dioxyde de plomb, le dioxyde de manganèse, l'oxyde de nickel, l'oxyde d'argent, de dioxyde d'argent, thallium trioxyde, le peroxyde de sodium, oxyde de mercure, oxyde de calcium).

Il est enflammé avec du bromate d'argent, de l'hypochlorite de plomb (II), du chromate de cuivre, de l'acide nitrique, de l'oxyde de plomb (IV) et de l'oxyde. Il peut s'enflammer s'il traverse des tuyaux de fer rouillés. Réagit de manière exothermique avec les bases.

La chaleur de réaction avec la chaux sodée, l'hydroxyde de sodium, l'hydroxyde de potassium, l'hydroxyde de baryum peut provoquer une inflammation ou d'explosion de la partie qui n'a pas réagi en présence d'air / oxygène (sulfure d'hydrogène, 2016).

Réactivité et dangers

Le H₂S est considéré comme un composé stable, bien qu'il soit hautement inflammable et extrêmement toxique.

Le composé est plus lourd que l'air et peut parcourir une distance considérable jusqu'à la source d'inflammation et reculer. Il peut former des mélanges explosifs avec l'air dans une large gamme.

Il réagit également de manière explosive avec le pentafluorure de brome, le trifluorure de chlore, le triiodure d'azote, le trichlorure d'azote, le difluorure d'oxygène et le chlorure de phényl diazonium.

Lorsque chauffé à la décomposition, il émet des fumées hautement toxiques d'oxydes de soufre. Incompatible avec de nombreux matériaux, y compris les oxydants forts, les métaux, l'acide nitrique fort, le pentafluorure de brome, le trifluorure de chlore, le triiodure d'azote, l'azote, le trichlorure de difluorure d'oxygène et de chlorure de diazonium de phényle.

Sulfure d'hydrogène (H₂S) est responsable de nombreux cas d'exposition à des substances toxiques d'origine professionnelle, en particulier dans l'industrie pétrolière. Les effets cliniques de H₂S dépend de sa concentration et de la durée de l'exposition.

Le H₂S est immédiatement fatale lorsque les concentrations sont plus de 500-1000 parties par million (ppm), mais l'exposition à la plus faible, comme 10 à 500 ppm, la concentration peut provoquer divers symptômes respiratoires allant de la rhinite à une insuffisance respiratoire aiguë.

Le H₂S peut également affecter plusieurs organes, provoquant des troubles temporaires ou permanents dans les systèmes nerveux, cardiovasculaire, rénal, hépatique et hématologique.

Un cas d'exposition professionnelle à H est présenté₂S qui entraîne l'implication de plusieurs organes, une insuffisance respiratoire aiguë, l'organisation d'une pneumonie et un choc similaire à la septicémie aiguë. Dans ce cas, le patient a également développé une maladie pulmonaire obstructive et restrictive légère et une neuropathie périphérique (Al-Tawfiq, 2010).

L'inhalation

En cas d'inhalation, le prendre à l'extérieur et le maintenir au repos dans une position confortable pour respirer. En cas de non respiration, administrer la respiration artificielle. Si la respiration est difficile, le personnel formé doit donner de l'oxygène.

Contact avec la peau

En cas de contact avec la peau, il convient de le laver avec beaucoup d’eau. Le liquide sous pression peut provoquer des gelures. En cas d'exposition à un liquide sous pression, la zone de congélation doit être chauffée immédiatement avec de l'eau chaude ne dépassant pas 41 ° C.

La température de l'eau devrait être tolérable pour la peau normale. L'échauffement de la peau doit être maintenu pendant au moins 15 minutes ou jusqu'à ce que la coloration et la sensation normales reviennent dans la zone touchée. En cas d'exposition massive, les vêtements sont retirés lors de la douche avec de l'eau chaude.

Contact visuel

En cas de contact avec les yeux, rincer soigneusement les yeux avec de l'eau pendant au moins 15 minutes. Gardez les paupières ouvertes et éloignées des globes oculaires pour vous assurer que toutes les surfaces sont bien rincées.

L'ingestion n'est pas considérée comme une voie d'exposition possible. Pour tous les autres cas, une attention médicale immédiate doit être obtenue (Praxair, 2016).

Utilise

1- Production de soufre

Une unité Claus de récupération du soufre est constitué d'un four à combustion d'une chaudière à chaleur perdue, un atome de soufre du condenseur et un certain nombre d'étages catalytiques, dont chacune utilise un réchauffage, lit de catalyseur et d'un condenseur de soufre. Typiquement, deux ou trois étapes catalytiques sont utilisées.

Le processus Claus convertit le sulfure d'hydrogène en soufre élémentaire par une réaction en deux étapes.

La première étape implique la combustion contrôlée du gaz d'alimentation pour convertir environ un tiers du sulfure d'hydrogène en dioxyde de soufre et la réaction non catalytique du sulfure d'hydrogène non brûlé avec du dioxyde de soufre.

Dans la deuxième étape, la réaction de Claus, le sulfure d'hydrogène et le dioxyde de soufre réagissent sur un catalyseur pour produire du soufre et de l'eau.

La quantité d'air de combustion est étroitement contrôlée pour maximiser la récupération du soufre, à savoir le maintien de l'hydrogène sulfuré de la stœchiométrie de la réaction appropriée 2: 1 à l'anhydride sulfureux à travers les réacteurs en aval.

En règle générale, des taux de récupération du soufre atteignant 97% peuvent être obtenus (Bibliothèque nationale de médecine des États-Unis, 2011).

2- Chimie analytique

Pendant plus d'un siècle, le sulfure d'hydrogène était important en chimie analytique, dans l'analyse inorganique qualitative des ions métalliques.

Dans ces analyses, lourds (et non métalliques) des ions métalliques sont précipités (par exemple, Pb (II), Cu (II), Hg (II), As (III) à partir de la solution après l'exposition au H2S. Les composants de Le précipité résultant se dissout à nouveau avec une certaine sélectivité et est ainsi identifié.

3- Autres utilisations

Ce composé est également utilisé pour séparer l'oxyde de deutérium ou l'eau lourde de l'eau normale par le procédé au sulfure de Girdler.

Les scientifiques de l'Université d'Exeter ont découvert que l'exposition cellulaire à de petites quantités de sulfure d'hydrogène pouvait prévenir les dommages aux mitochondries.

Lorsque la cellule est stressée par la maladie, les enzymes sont attirées vers la cellule pour produire de petites quantités de sulfure d'hydrogène. Cette étude pourrait avoir plus d’implications dans la prévention des accidents vasculaires cérébraux, des maladies cardiaques et de l’arthrite (Stampler, 2014).

Le sulfure d'hydrogène peut avoir des propriétés anti-âge en bloquant les substances chimiques destructrices présentes dans la cellule, qui ont des propriétés similaires à celles du resvératrol, un antioxydant présent dans le vin rouge.

Références

1. Agence pour le registre des substances toxiques et des maladies. (3 mars 2011). Sulfure d'Hydrogène Sulfure de Carbonyle. Récupéré de atsdr.cdc.gov.
2. Al-Tawfiq, B. D. (2010). Exposition au sulfure d'hydrogène chez un homme adulte. Annales de l'Arabie saoudite 30 (1) , 76-80.
3. EMBL-EBI (2005, 13 décembre). sulfure d'hydrogène. Récupéré de ebi.ac.uk.
4. encyclopédie britannica. (S.F.). Sulfure d'hydrogène. Récupéré de britannica.com.
5. Base de données sur les métabolomes humains. (2017, 2 mars). Sulfure d'hydrogène . Récupéré de hmdb.ca.
6. SULFURE D'HYDROGÈNE. (2016). Récupéré de cameochemicals.noaa.gov.
7. (2016, 17 octobre). Fiche de données de sécurité sur le sulfure d'hydrogène. Récupéré de praxair.com.
8. Société royale de chimie. (2015). Sulfure d'hydrogène. Récupéré de chemspider.com.
9. Stampler, L. (2014, 11 juillet). Un composé puant peut protéger contre les dommages cellulaires, selon une étude. Récupéré de time.com.
10. S. Bibliothèque nationale de médecine. (2011, 22 septembre). Soufre, élémentaire. Récupéré de toxnet.nlm.nih.gov.