황화수소 또는 디 하이드로겐 황화수소로도 알려진 하이드로 황산은 썩은 알의 냄새가 나는 무색 가스입니다. 황화수소는 독성, 가연성 및 부식성으로 알려져 있습니다. 황화수소의 화학적 공식은 H2S입니다.
황화수소에 대한 일반적인 사실
화학식 :H2S
외관 :황화수소는 완전히 무색 가스입니다.
끓는점 :-60도 섭씨
용융점 :-82도 섭씨
산도 :7.0
밀도 :1.363 g DM-3
구별되는 특성 :썩은 계란 냄새
황화수소의 특성
황화수소는 2 개의 수소 원자와 1 개의 황 원자로 만들어집니다. 황화수소는 일반 공기보다 밀도가 높으며 산소로 태울 때 푸른 불꽃이 생성됩니다. 황화수소의 연소는 물과 이산화황을 생성합니다. 황화수소는 산화 환원 화학 반응 과정에서 전자를 다른 화학 물질로 흘리는 환원제, 화합물 또는 원소로서 작용한다.
.촉매와 결합되거나 고온에서 황화수소와 황화수소는 서로 반응하여 물과 황을 형성합니다. 이 반응은 산업 운영에서 황화수소를 폐기하는 데 사용됩니다.
황화수소는 약산으로서 기능하며 수용성은 많지 않지만 수용성입니다. 공기와 결합되면 용액은 산화되어 유황이 생성되며, 이는 수용성이 없습니다. 황화수소는 물과 유사한 구조를 가지고 있지만 황은 산소가하는 전기 음성 수준에 가까운 곳이 없으므로 황화수소는 물보다 극성이 훨씬 적다는 것을 의미합니다. 황화수소의 극성 특성이 적기 때문에 황화수소의 용융 및 끓는점은 물의 끓는점보다 실질적으로 낮습니다. 황화수소는 -60.7 ° C에서 끓는 반면 물은 100 ° C에서 끓습니다.
순수한 황화수소는 무색이며 그것을 포함하는 용액도 있습니다. 황화수소는 금속 이온과 반응 할 때 금속 황화물을 형성합니다. 이 금속 황화물은 일반적으로 착색이 어둡고 물 불용성입니다. 금속 황화물이 강산으로 처리되면 황화수소를 제거합니다.
90 기가 파스 칼 이상 가압되면 황화수소 분자는 전기를 전도 할 수 있습니다. 고압 수소 황화수소는 임계 온도 아래에서 냉각 될 때 초전도율을 나타냅니다. 압력이 증가함에 따라 임계 온도도 증가합니다. 황화수소의 임계 온도는 100 기가 파스 칼에서 23K, 200 기가 파스칼에서 150K 사이에 있습니다.
황화수소의 냄새는 너무 강력하여 약 2 ppb 수준에서 검출 될 수 있습니다. 참고로, 20 ppb의 농도는 100 석의 대학 강당에 고르게 분포 된 가스의 1 ml 일 것입니다.
황화수소의 생산
황화수소는 일반적으로 분자를 사워 가스로부터 분리하여 생산되며, SOUR 가스는 그 안에 황화수소가 높은 천연 가스입니다. 그러나, 질소 황화물은 또한 약 450 ℃의 온도에서 용융 황을 수소와 결합하여 생성 될 수있다. 이 수술 중에 탄화수소에서 수소를 얻을 수 있습니다.
황산염 감소 박테리아는 또한 폐기물로서 황산 수소를 생성합니다. 이 박테리아는 다양한 설페이트를 사용하여 수소 또는 다양한 유기 화합물을 산화시켜 낮은 산소 환경에서 에너지를 만듭니다. 황화수소를 생산하는 또 다른 방법은 황화염 및 황화 알루미늄과 같은 비금속 및 금속 황화물로부터 해방되는데, 황화물을 물에 노출시켜 수행 할 수 있습니다. 황화수소를 생산할 황 박테리아를 위해 지속 가능한 따뜻한 환경이 생성된다는 사실 덕분에 물 히터를 사용하는 경우 황산염으로부터 황화수소 가스를 더 쉽게 얻을 수 있습니다.
.천연 가스는 최대 90%의 황화수소로 구성 될 수 있으며, 이는 천연 가스의 수집을 황화수소를 얻는 주요 방법 중 하나로 만듭니다. 황화수소는 또한 원유 석유에서 더 적은 양으로 발견 될 수 있습니다. 일부 천연 온천과 화산은 또한 많은 양의 황화수소를 방출하여 가수 분해 생성물 일 가능성이 높습니다. 황산염 감소 박테리아는 또한 잘 물에서 황화수소를 생성 할 수 있습니다. 석유 정유소는 황화수소의 가장 큰 산업 공급원입니다.
황화수소는 비 효소 또는 효소 경로를 통해 신체의 세포에 의해 생성 될 수있다. 신체 내부에서 생성 된 대부분의 황화수소는 효소 경로로 만들어 지지만, 비 효소 경로는 리 세케 단백질 및 페레 독신과 같은 단백질을 사용하여 황화수소를 생성합니다. 인체는 황로 단백질을 분해하여 소량으로 황화수소를 생성합니다.
황화수소의 사용
황화수소는 주로 원소 황을 얻기위한 촉매로서 이용된다. 황화수소는 에탄에 티올 및 메탄에 티올을 포함한 소수의 상이한 유기 황 화합물의 생산에 사용된다. 황화수소가 알칼리 금속 염기와 결합되면, 수소 설파이드 나트륨 및 황화물과 같은 알칼리 수소 설파이드로 전환됩니다. 황화 나트륨 및 기타 알칼리 하이드로 술 피드의 주요 용도 중 하나는 종이 표시 과정입니다.
많은 금속 황화물은 금속 이온과 황화수소의 조합을 통해 생성됩니다. 이 금속 황화물 전환의 용도에는 오염 된 물 또는 가스 세척이 포함됩니다. 황화수소는 종종 미네랄 분말을 치료하고 부양 과정에서 금속 광석의 분리를 장려하는 데 사용됩니다.
황화수소 가스는 소량의 세포에 적용될 때 미토콘드리아 손상을 막을 수 있습니다. 황화수소는 또한 일반 물에서 중수소 또는 중수소를 분리하는 데 자주 사용됩니다.
황화수소 위험
황화수소는 가연성, 때로는 폭발성, 부식성 및 독성입니다.
황화수소는 넓은 스펙트럼 독이기 때문에 신체의 다양한 시스템과 장기를 손상시킬 수 있습니다. 그러나 황화수소는 신경계에 가장 심하게 영향을 미치는 경향이 있습니다. 황화수소 중독은 손상 측면에서 일산화탄소 중독과 비슷하며, 세포 호흡을 유사하게 방지합니다.
신체는 자연적으로 황화수소를 생성하기 때문에 신체에는 장 내에 존재하는 몇 가지 효소가 있습니다. 황화수소는 50ppm 정도의 신체에 상당한 손상을 일으키는 것으로 생각되며, 산업 안전 위험 협회에 따르면 20ppm은 허용 가능한 천장 농도입니다. 황화수소는 공기보다 무겁기 때문에 통풍이 잘되지 않는 지역에서 자주 축적되어 치명적인 농도로 바닥을 따라 모입니다.
황화수소의 저농도는 호흡 곤란, 폐부종, 기침, 인후통 및 눈 자극과 같은 문제를 일으킬 수 있습니다. 이러한 증상은 일반적으로 며칠에서 몇 주 안에 스스로 해결됩니다. 그러나 장기간에 대한 황화수소 노출 수준이 낮 으면 두통, 기억력, 현기증 및 피로가 발생할 수 있습니다. 심한 폐 부종, 호흡 상실 및 사망 가능성은 300 ppm 이상의 농도에서 발생할 수 있습니다.
황화수소의 환경 효과
황화수소는 황주기에서 주요 성분 화학 물질 중 하나이며, 지구를 통해 황을 순환하는 비 생물 적 및 생물 경로를 지칭합니다.
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유황주기에는 4 단계가 있습니다. 첫 번째 단계는 유기 황에서 황화수소와 같은 무기 형태의 황의 생성을 포함한다. 두 번째 단계는 황화물, 원소 황 및 설페이트가 자주색 및 녹색 황 박테리아에 의해 산화되는 무기 형태의 황의 산화를 포함한다. 그 후, 황화물이 황화물로의 감소, 특히 유발 성 황 감소가있다. 마지막으로, 황화물은 금속을 함유하는 황화물 유도체를 포함하는 다양한 다른 유기 화합물에 포함됩니다.
유기 물질이 낮은 산소 조건에서 붕괴되면 황 또는 설페이트를 감소시키는 박테리아는 환경에 존재하는 황산염을 사용 하여이 유기 물질을 산화시키고 분해하게됩니다. 이 과정은 부산물로 황화수소를 생성합니다. 이 황화수소는 금속 이온과 결합하여 금속 황화물을 형성합니다.
한편, 다른 형태의 박테리아는 황을 함유하는 아미노산으로부터 황화수소를 제거합니다. 녹색 황 박테리아와 보라색 황 박테리아
황화수소에 노출되어 대부분의 동물이 손상되지만, 몇 종의 극단성은 황화물이 풍부한 환경에서 살고 번성 할 수 있습니다. 예를 들어, 많은 박테리아와 물고기는 황화수소를 배출하는 열수 통풍구 주위에 산다. 마찬가지로, 황화수소 수준이 높은 담수 스프링이 있으며,이 스프링은 소수의 어종과 무척추 동물이 있습니다.
