ไฮโดรเจนซัลไฟด์
ไฮโดรเจนซัลไฟด์ (อังกฤษ: hydrogen sulfide หรือ hydrogen sulphide) หรือ แก๊สไข่เน่า เป็นสารประกอบที่มีสูตรเคมีเป็น H2S ไม่มีสี, เป็นพิษ และเป็นแก๊สไวไฟ มีกลิ่นเน่าเหม็นคล้ายไข่เน่า[11] บ่อยครั้งเป็นผลจากแบคทีเรียย่อยสลายซัลไฟต์ในสารอนินทรีย์ในสภาวะขาดออกซิเจน เช่นใน หนองน้ำและท่อระบายน้ำ (การย่อยสลายแบบไม่ใช้ออกซิเจน) นอกจากนั้นยังพบในแก๊สจากภูเขาไฟ ก๊าซธรรมชาติ และบ่อน้ำบางบ่อ กลิ่นของ H2S ไม่ใช่คุณสมบัติโดยทั่วไปของกำมะถัน ซึ่งในความจริงแล้วไม่มีกลิ่น
| |||
ชื่อ | |||
---|---|---|---|
Systematic IUPAC name
Hydrogen sulfide[1] | |||
ชื่ออื่น
| |||
เลขทะเบียน | |||
3D model (JSmol)
|
|||
3DMet | |||
3535004 | |||
ChEBI | |||
ChEMBL | |||
เคมสไปเดอร์ | |||
ECHA InfoCard | 100.029.070 | ||
EC Number |
| ||
303 | |||
KEGG | |||
MeSH | Hydrogen+sulfide | ||
ผับเคม CID
|
|||
RTECS number |
| ||
UNII | |||
UN number | 1053 | ||
CompTox Dashboard (EPA)
|
|||
| |||
| |||
คุณสมบัติ | |||
H2S | |||
มวลโมเลกุล | 34.08 g·mol−1 | ||
ลักษณะทางกายภาพ | แก๊สไร้สี | ||
กลิ่น | เหม็นฉุนเหมือนไข่เน่า | ||
ความหนาแน่น | 1.539 g.L−1 (0°C)[2] | ||
จุดหลอมเหลว | −85.5[3] องศาเซลเซียส (−121.9 องศาฟาเรนไฮต์; 187.7 เคลวิน) | ||
จุดเดือด | −59.55[3] องศาเซลเซียส (−75.19 องศาฟาเรนไฮต์; 213.60 เคลวิน) | ||
3.980 g dm−3 (ที่ 20 °C) [4] | |||
ความดันไอ | 1740 kPa (at 21 °C) | ||
pKa | 7.0[5][6] | ||
กรด | Sulfonium | ||
เบส | Bisulfide | ||
−25.5·10−6 cm3/mol | |||
ดัชนีหักเหแสง (nD)
|
1.000644 (0 °C)[2] | ||
โครงสร้าง | |||
C2v | |||
โค้ง | |||
0.97 D | |||
อุณหเคมี | |||
ความจุความร้อน (C)
|
1.003 J K−1 g−1 | ||
Std molar
entropy (S⦵298) |
206 J mol−1 K−1[7] | ||
Std enthalpy of
formation (ΔfH⦵298) |
−21 kJ mol−1[7] | ||
ความอันตราย | |||
อาชีวอนามัยและความปลอดภัย (OHS/OSH): | |||
อันตรายหลัก
|
ติดไฟและเป็นพิษสูง | ||
GHS labelling: | |||
อันตราย | |||
H220, H330, H400 | |||
P210, P260, P271, P273, P284, P304+P340, P310, P320, P377, P381, P391, P403, P403+P233, P405, P501 | |||
NFPA 704 (fire diamond) | |||
จุดวาบไฟ | −82.4 องศาเซลเซียส (−116.3 องศาฟาเรนไฮต์; 190.8 เคลวิน)[10] | ||
232 องศาเซลเซียส (450 องศาฟาเรนไฮต์; 505 เคลวิน) | |||
ขีดจำกัดการระเบิด | 4.3–46% | ||
ปริมาณหรือความเข้มข้น (LD, LC): | |||
LC50 (median concentration)
|
| ||
LCLo (lowest published)
|
| ||
NIOSH (US health exposure limits): | |||
PEL (Permissible)
|
C 20 ppm; 50 ppm [สูงสุด 10 นาที][8] | ||
REL (Recommended)
|
C 10 ppm (15 mg/m3) [10 นาที][8] | ||
IDLH (Immediate danger)
|
100 ppm[8] | ||
สารประกอบอื่นที่เกี่ยวข้องกัน | |||
hydrogen chalcogenidesที่เกี่ยวข้อง
|
|||
สารประกอบที่เกี่ยวข้อง
|
ฟอสฟีน | ||
หากมิได้ระบุเป็นอื่น ข้อมูลข้างต้นนี้คือข้อมูลสาร ณ ภาวะมาตรฐานที่ 25 °C, 100 kPa
|
คาร์ล วิลเฮ็ล์ม เชเลอ นักเคมีชาวสวีเดนเป็นผู้ค้นพบไฮโดรเจนซัลไฟด์ในปี 1777
คุณสมบัติ
แก้ไฮโดรเจนซัลไฟด์หนาแน่นกว่าอากาศเล็กน้อย ส่วนผสมระหว่าง H2S กับอากาศ สามารถระเบิดได้ เมื่อไฮโดรเจนซัลไฟด์เผาไหม้ในออกซิเจนจะให้เปลวไฟสีน้ำเงินและเกิดซัลเฟอร์ไดออกไซด์กับน้ำเป็นผลิตภัณฑ์ดังสมการ
2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O
โดยทั่วไปแล้วไฮโดรเจนซัลไฟด์มีฤทธิ์เป็นตัวรีดิวซ์ โดยเฉพาะเมื่ออยู่ในสภาวะเบส ซึ่งจะอยู่ในรูป SH-
ในอุณหภูมิสูง หรือเมื่อมีตัวเร่งปฏิกิริยาไฮโดรเจนซัลไฟด์สามารถทำปฏิกิริยากับซัลเฟอร์ไดออกไซด์เกิดเป็นกำมะถันและน้ำดังสมการ
2H2S + SO2 → 3S + 2H2O
ปฏิกิริยาดังกล่าว ใช้ในกระบวนการเคลาส์ ซึ่งเป็นกระบวนการสำคัญสำหรับกำจัดไฮโดรเจนซัลไฟด์ในภาคอุตสากรรม
ไฮโดรเจนซัลไฟด์ละลายน้ำได้เล็กน้อย และสามารถแสดงฤทธิ์เป็นกรดได้ (pKa = 6.9 ในสารละลาย 0.01-0.1M ที่ 18 °C) สารละลายของไฮโดรเจนซัลไฟด์ไม่มีสี แต่เมื่อถูกอากาศ จะถูกออกซิไดส์อย่างช้า ๆ เกิดความขุ่นจากกำมะถันซึ่งไม่ละลายน้ำ
ไฮโดรเจนซัลไฟด์ทำปฏิกิริยากับโลหะหลายชนิดเกิดเป็นเกลือซัลไฟด์ ซึ่งมักเป็นสีดำและไม่ละลายน้ำ ดังนั้นจึงมักใช้กระดาษชุบเลด(II)แอซิเตตในการทดสอบไฮโดรเจนซัลไฟด์ การนำโลหะซัลไฟด์ไปใส่กรดมักเกิดแก๊สไฮโดรเจนซัลไฟด์
การผลิต
แก้ไฮโดรเจนซัลไฟด์ โดยทั่วไปแล้วผลิตโดยการแยกจากแก๊สธรรมชาติที่มี H2S ปน นอกจากนี้ยังอาจผลิตโดยปฏิกิริยาระหว่างไฮโดรเจนกับกำมะถันเหลวที่อุณหภูมิที่ 450 °C ซึ่งอาจใช้ไฮโดรคาร์บอนเป็นแหล่งคาร์บอนได้[12]
แบคทีเรียที่รีดิวซ์ซัลเฟตหรือซัลเฟอร์ สามารถสร้างพลังงานในสภาวะออกซิเจนต่ำโดยใช้ซัลเฟตหรือซัลเฟอร์เพื่อออกซิไดส์สารประกอบอินทรีย์ของไฮโดรเจน และเกิด H2S เป็นผลพลอยได้
วิธีการสังเคราะห์ปกติในห้องปฏิบัติการ ใช้ไอเอิร์น(II)ซัลไฟด์กับกรดแก่ ดังสมการ
FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S
ในการวิเคราะห์สารอนินทรีย์เชิงคุณภาพ สามารถใช้ไทโออะเซตาไมด์ในการผลิต H2S:
CH3C(S)NH2 + H2O → CH3C(O)NH2 + H2S
ซัลไฟด์ของธาตุโลหะและอโลหะหลายชนิด เช่น อะลูมิเนียมซัลไฟด์ ฟอสฟอรัสเพนตะซัลไฟด์ และซิลิคอนไดซัลไฟด์ เมื่อโดนน้ำแล้วจะให้ไฮโดรเจนซัลไฟด์:
Al2S3 + 6 H2O → 3 H2S + 2 Al(OH)3
P4S10 + 16 H2O → 10 H2S + 4 H3PO4
SiS2 + 2 H2O → 2 H2S + SiO2
นอกจากนี้ไฮโดรเจนซัลไฟด์ยังผลิตได้จากการให้ความร้อนกับกำมะถันกับสารอินทรีย์ หรือการรีดิวซ์สารอินทรีย์ที่มีกำมะถันด้วยไฮโดรเจน
การใช้งาน
แก้การผลิตกำมะถัน สารประกอบอินทรีย์ที่มีกำมะถัน และซัลไฟด์ของโลหะแอลคาไล
แก้ประโยชน์สำคัญของไฮโดรเจนซัลไฟด์ คือการเป็นสารตั้งต้นในการผลิตธาตุกำมะถัน สารออร์กาโนซัลเฟอร์หลายชนิดก็ผลิตจากไฮโดรเจนซัลไฟด์ เช่น มีเทนไทออล อีเทนไทออล และกรดไทโอไกลโคลิก
เมื่อทำปฏิกิริยากับเบสของโลหะแอลคาไล ไฮโดรเจนซัลไฟด์จะเกิดเป็นเกลือไฮโดรซัลไฟด์และซัลไฟด์ตามลำดับ เช่น:
- H2S + NaOH → NaSH + H2O
- NaSH + NaOH → Na2S + H2O
ซึ่ง NaSH และ Na2S มีประโยชน์ในอุตสาหกรรมกระดาษ โดยไปทำลายพันธะในเยื่อเคมีในกระบวนการคราฟท์
ในทางกลับกัน เกลือเหล่านี้สามารถเกิดปฏิกิริยากลับไปเป็นไฮโดรเจนซัลไฟด์ในกรดได้ จึงใช้เป็นแหล่งให้ไฮโดรเจนซัลไฟด์ในการสังเคราะห์สารอินทรีย์บางตัว
อ้างอิง
แก้- ↑ "Hydrogen Sulfide - PubChem Public Chemical Database". The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
- ↑ 2.0 2.1 Patnaik, Pradyot (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8.
- ↑ 3.0 3.1 William M. Haynes (2016). CRC Handbook of Chemistry and Physics (97th ed.). Boca Raton: CRC Press. pp. 4–87. ISBN 978-1-4987-5429-3.
- ↑ "Hydrogen sulfide". pubchem.ncbi.nlm.nih.gov (ภาษาอังกฤษ).
- ↑ Perrin, D.D. (1982). Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution (2nd ed.). Oxford: Pergamon Press.
- ↑ Bruckenstein, S.; Kolthoff, I.M., in Kolthoff, I.M.; Elving, P.J. Treatise on Analytical Chemistry, Vol. 1, pt. 1; Wiley, NY, 1959, pp. 432–433.
- ↑ 7.0 7.1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6th ed.). Houghton Mifflin Company. p. A23. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ↑ 8.0 8.1 8.2 NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards. "#0337". National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ↑ 9.0 9.1 "Hydrogen sulfide". Immediately Dangerous to Life and Health Concentrations (IDLH). National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH).
- ↑ "Hydrogen sulfide". npi.gov.au.
- ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd ed.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ↑ Francois Pouliquen; Claude Blanc; Emmanuel Arretz; Ives Labat; Jacques Tournier-Lasserve; Alain Ladousse; Jean Nougayrede; Gérard Savin; Raoul Ivaldi; Monique Nicolas; Jean Fialaire; René Millischer; Charles Azema; Lucien Espagno; Henri Hemmer; Jacques Perrot (200). "Hydrogen Sulfide". Ullmann's Encyclopedia of Chemical Industry. doi:10.1002/14356007.a13_467. ISBN 978-3527306732.
ข้อมูลเพิ่มเติม
แก้- Committee on Medical and Biological Effects of Environmental Pollutants (1979). Hydrogen Sulfide. Baltimore: University Park Press. ISBN 978-0-8391-0127-7.
- Siefers, Andrea (2010). A novel and cost-effective hydrogen sulfide removal technology using tire derived rubber particles (วิทยานิพนธ์ MS). Iowa State University. สืบค้นเมื่อ 8 February 2013.