- 구조
- 명명법
- 물리적 특성
- 몸 상태
- 분자 무게
- 녹는 점
- 비점
- 밀도
- 용해도
- 화학적 특성
- 수용액에서
- 산소와의 반응
- 금속과의 반응
- 이산화황과의 반응
- 온도에 따른 분해
- 자연의 위치
- 포유류 유기체의 합성
- 실험실에서 또는 산업적으로 획득
- H의 산업용
- H의 유용성 또는 중요성
- 심혈 관계
- 위장 시스템
- 중추 신경계
- 비전 기관
- 노화 방지
- H의 치유 잠재력
- 위험
- 참고 문헌
황화수소 또는 황화수소 가스는 황 원자 (S)과 두 개의 수소 원자 (H)의 조합에 의해 형성된다. 화학 공식은 H 2 S입니다. 황화수소 가스라고도합니다. 썩은 계란에서 냄새가 뚜렷한 무색의 가스입니다.
화산과 유황 온천, 천연 가스 및 원유에 존재합니다. 또한 식물 및 동물 유기물의 혐기성 분해 (산소없이) 중에 형성됩니다. 비 필수 아미노산 인 시스테인에 대한 특정 효소의 작용을 통해 포유류 신체에서 자연적으로 발생합니다.
황화수소 또는 황화수소의 화학식. 사란 퐁 임 클란. 출처 : Wikimedia Commons.
수성 H 2 S 용액 은 강철과 같은 금속을 부식시킵니다. H 2 S는 SO 2 와 반응 할 때 원소 황으로 산화되는 동시에 SO 2 를 황으로 환원시키는 환원 화합물입니다 .
인간과 동물에게 매우 독성이 있고 치명적인 화합물 임에도 불구하고 신체의 일련의 중요한 과정에서 그 중요성이 몇 년 동안 연구되었습니다.
그것은 새로운 혈관의 생성 및 심장 기능과 관련된 일련의 메커니즘을 조절합니다.
그것은 뉴런을 보호하고 파킨슨 병 및 알츠하이머 병과 같은 질병에 대해 작용하는 것으로 생각되었습니다.
화학적 환원 능력으로 인해 산화제 종과 싸울 수 있으므로 세포 노화에 대해 작용합니다. 이러한 이유로 환자에게 투여하면 천천히 체내로 방출 될 수있는 약물을 생산할 수있는 가능성이 연구되고있다.
이것은 허혈, 당뇨병 및 신경 퇴행성 질환과 같은 병리를 치료하는 데 도움이 될 것입니다. 그러나 그 작용 메커니즘과 안전성은 아직 철저히 조사되지 않았습니다.
구조
H 2 S 의 분자는 물의 분자와 유사합니다. 즉, 수소가 황과 비스듬히 배치 될 때 형태가 유사합니다.
황화수소 분자 H 2 S. Bangin 의 각 구조 . 출처 : Wikimedia Commons.
H 2 S의 황은 다음과 같은 전자 구성을 갖습니다.
1s 2 , 2s 2 2p 6 , 3s 2 3p 6 ,
음, 그것은 원자가 껍질을 완성하기 위해 각 수소에서 하나의 전자를 빌립니다.
황화수소의 3D 구조. 노란색 : 유황. 흰색 : 수소. Benjah-bmm27. 출처 : Wikimedia Commons.
명명법
- 황화수소
- 황화수소
-수소화 황.
물리적 특성
몸 상태
매우 불쾌한 냄새가 나는 무색 가스.
분자 무게
34.08g / 몰.
녹는 점
-85.60 ° C
비점
-60.75 ° C
밀도
1.1906g / L.
용해도
물에 적당히 용해 됨 : 20ºC에서 물 1 개에 2.77 부피. 끓여서 수용액에서 완전히 제거 할 수 있습니다.
화학적 특성
수용액에서
황화수소가 수용액에 있으면 황화수소라고합니다. 약산입니다. 두 개의 이온화 가능한 양성자가 있습니다.
H 2 S + H 2 O ⇔ H 3 O + + HS - , K의 A1 = 8.9 × 10 -4
HS - + H 2 O ⇔ H 3 O + + S (2) - , K (A2) ~ (10) -14
첫 번째 양성자는 첫 번째 이온화 상수에서 추론 할 수 있듯이 약간 이온화됩니다. 두번째 양성자 거의 이온화되지만 용액 H 2 S는 황화물 음이온 중 일부가 포함 S 2 - .
H 2 S 용액 이 공기에 노출되면 O 2 는 황화물 음이온을 산화시키고 황 침전물을 생성합니다.
2 S 2 - + 4 H + + O 2 → 2 H 2 O 2 S + 0 ↓ (1)
염소 Cl 2 , 브롬 Br 2 및 요오드 I 2 의 존재하에 상응하는 할로겐화 수소 및 황이 형성됩니다.
H 2 S + Br 2 → 2 HBr + S 0 ↓ (2)
수성 H 2 S 용액 은 부식성이있어 고경도 강에서 황화물 응력 균열을 일으 킵니다. 부식 생성물은 황화철과 수소입니다.
산소와의 반응
H 2 S는 공기 중의 산소와 반응하며 다음과 같은 반응이 발생할 수 있습니다.
2 H 2 S + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 SO 2 (3)
2 H 2 S + O 2 → 2 H 2 O + 2 S 0 ↓ (4)
금속과의 반응
수소를 대체하고 금속 황화물을 형성하는 다양한 금속과 반응합니다.
H 2 S + Pb → PbS + H 2 ↑ (5)
이산화황과의 반응
화산 가스에는 H 2 S와 SO 2 가 존재 하며 서로 반응하여 고체 황이 형성됩니다.
H 2 S + SO 2 → 2 H 2 O + 3 S 0 ↓ (6)
온도에 따른 분해
황화수소는 매우 안정적이지 않으며 가열하면 쉽게 분해됩니다.
고 2 S → H 2 ↑ + S 0 ↓ (7)
자연의 위치
이 가스는 유황 또는 유황 온천, 화산 가스, 원유 및 천연 가스에서 자연적으로 발견됩니다.
유황 온천. Николай Максимович. 출처 : Wikimedia Commons.
기름 (또는 가스)에 상당량의 H 2 S가 포함되어있는 경우,이를 포함하지 않는 "단맛"과는 대조적으로 "신맛"이라고합니다.
오일이나 가스에 소량의 H 2 S는 부식을 방지하고 폐가스를 연료로 안전하게 사용하기 위해 제거하기 위해 스크러빙 플랜트를 설치해야하기 때문에 경제적으로 해 롭습니다.
황을 포함하는 유기물이 인간, 동물 및 식물 폐기물과 같은 혐기성 조건 (공기 없음)에서 분해 될 때마다 생성됩니다.
NASA가 촬영 한 나미비아 해안의 H 2 S 배출량 (청록색). 이러한 배출은 유기 폐기물에서 발생합니다. NASA의 지구 천문대. 출처 : Wikimedia Commons.
입과 위장관에 존재하는 박테리아는 식물 또는 동물 단백질에 포함 된 분해 가능한 물질에서 생성합니다.
특유의 냄새로 인해 썩은 계란에서 그 존재를 볼 수 있습니다.
H 2 S는 또한 정유소, 코크스 오븐, 제지 공장, 제혁 소, 식품 가공과 같은 특정 산업 활동에서 생산됩니다.
포유류 유기체의 합성
내인성 H 2 S는 인간을 포함한 포유류 조직에서 두 가지 방식으로 생성 될 수 있습니다. 하나는 효소 적 방식이고 다른 하나는 비 효소 적 방식입니다.
비 효소 적 경로는 황 원소의 환원 (S)의 구성되어 0 H로 2 포도당의 산화를 통해 S :
2 C 6 H 12 O 6 (포도당) + 6 S 0 (황) + 3 H 2 O 3 → C 3 H 6 O 3 + 6 H 2 S + 3 CO 2 (8)
효소 경로는 신체에서 합성되는 아미노산 인 L- 시스테인으로부터 H 2 S 의 생성으로 구성됩니다 . 이 과정은 cystathionine-β-synthase 및 cystathionine-γ-lyase와 같은 다양한 효소에 의해 보장됩니다.
황화수소는 소의 뇌에서 발견되었습니다. 저자 : ArtTower. 출처 : Pixabay.
실험실에서 또는 산업적으로 획득
수소 가스 (H 2 )와 황 원소 (S)는 정상적인 주변 온도에서 반응하지 않지만이 온도 이상에서는 결합하기 시작하며 310ºC가 최적 온도입니다.
그러나 프로세스가 너무 느리기 때문에 다음과 같은 다른 방법을 사용하여 가져옵니다.
금속 황화물 (예 : 황화철)은 묽은 용액에서 산 (예 : 염산)과 반응합니다.
FeS + 2 HCl → FeCl 2 + H 2 S ↑ (9)
이런 식으로 H 2 S 가스가 얻어 지며 독성을 고려할 때 안전하게 수집해야합니다.
H의 산업용
가 H의 대량의 저장 및 운송 2 아민 세정하여 천연 가스로부터 분리되는 S는 따라서 클로스 프로세스 황으로 변환하는 데 사용되는 것은 어렵다.
정유 공장에서 H 2 S 는 아민으로 세척하여 천연 가스에서 분리 된 다음 황으로 전환됩니다. 저자 : SatyaPrem. 출처 : Pixabay.
이 과정에서 두 가지 반응이 발생합니다. 첫 번째에서 H 2 S는 산소와 반응하여 위에서 언급했듯이 SO 2 를 생성합니다 (반응 3 참조).
두번째 SO 산화철 촉매 반응이다 (2)가 감소되고, H 2 S는 황을 S (반응 6 참조)를 생성 둘, 산화된다.
이러한 방식으로 쉽게 저장 및 운송 될 수있을뿐만 아니라 여러 용도로 사용될 수있는 유황이 얻어집니다.
H의 유용성 또는 중요성
내인성 H 2 S는 인간, 포유류 및 기타 생명체의 정상적인 신진 대사의 일부로 체내에서 자연적으로 발생하는 것입니다.
유기물의 분해와 관련된 독성 및 유독 가스라는 오랜 명성에도 불구하고, 2000 년대부터 현재까지의 여러 최근 연구에서 내인성 H 2 S가 특정 메커니즘의 중요한 조절 자임 을 확인했습니다 . 그리고 살아있는 존재의 과정.
H 2 S는 지방에 대한 친 유성 또는 친 화성이 높기 때문에 세포막을 쉽게 통과하여 모든 유형의 세포를 관통합니다.
심혈 관계
포유류에서 황화수소는 신진 대사, 심장 기능 및 세포 생존을 조절하는 일련의 신호를 촉진하거나 조절합니다.
그것은 심장, 혈관 및 혈액 순환 요소에 강력한 영향을 미칩니다. 세포 신진 대사와 미토콘드리아 기능을 조절합니다.
허혈로 인한 손상으로부터 신장을 보호합니다.
위장 시스템
위 점막 손상에 대한 보호 요소로서 중요한 역할을합니다. 위장 운동의 중요한 매개체가 될 수 있다고 믿어집니다.
인슐린 분비 조절에 관여 할 가능성이 높습니다.
중추 신경계
또한 중추 신경계의 중요한 기능에 작용하고 산화 스트레스로부터 뉴런을 보호합니다.
뉴런은 내인성 H 2 S에 의해 보호됩니다 . 저자 : Gerd Altmann. 출처 : Pixabay.
파킨슨 병, 알츠하이머 병, 훙 틴톤 병과 같은 신경 퇴행성 질환으로부터 보호 할 수있는 것으로 추정됩니다.
비전 기관
그것은 빛에 의한 변성으로부터 망막의 광 수용체 세포를 보호합니다.
노화 방지
환원 종인 H 2 S는 체내에서 순환하는 다양한 산화제에 의해 소비 될 수 있습니다. 그것은 신체의 활성 산소 종 및 활성 질소 종과 같은 산화 종과 싸 웁니다.
그것은 노화의 영향으로부터 보호하는 항산화 효소의 활성화를 통해 자유 라디칼의 반응을 제한합니다.
H의 치유 잠재력
내인성 H 2 S 의 생체 이용률은 포유류에서 시스테인의 생합성에 관여하는 특정 효소에 따라 다릅니다.
일부 연구는 H 2 S 기증자 약물 요법 이 특정 병리에 유익 할 수 있음을 시사합니다 .
예를 들어, 당뇨병 동물의 혈관이 외인성 H 2 S 를 공급하는 약물로 개선되는 것으로 관찰 되었기 때문에 당뇨병 환자에게 유용 할 수 있습니다 .
외인성으로 공급되는 H 2 S는 혈관 신생이나 혈관 형성을 증가시켜 만성 허혈성 질환 치료에 사용될 수 있습니다.
다양한 질병에 유익하게 작용하기 위해 H 2 S를 천천히 방출 할 수있는 약물이 고 안되고 있습니다 . 그러나 그 작용의 효능, 안전성 및 메커니즘은 아직 조사되지 않았습니다.
위험
H 2 S는 공기의 200 부분에서 가스의 1 부분을 깔끔하게 흡입하거나 희석하면 치명적인 독입니다. 새는 H 2 S에 매우 민감하며 공기의 1500 분의 1이 희석 되어도 죽습니다.
황화수소 또는 황화수소 H 2 S는 강력한 독입니다. 저자 : OpenIcons. 출처 : Pixabay.
H 2 S는 특정 효소와 산화 적 인산화 과정의 강력한 억제제로 세포 질식을 유발합니다. 대부분의 사람들은 5ppb (10 억분의 1) 이상의 농도에서 냄새를 맡습니다. 20-50ppm (백만 분율)의 농도는 눈과 호흡기를 자극합니다.
몇 분 동안 100-250ppm을 흡입하면 협응 장애, 기억 장애 및 운동 장애가 발생할 수 있습니다. 농도가 150 ~ 200ppm이면 후각 피로 나 후각 후각이 발생하여 이후 H 2 S 특유의 냄새를 감지 할 수 없으며 500ppm 농도를 30 분간 흡입하면 폐부종이 발생할 수 있습니다. 및 폐렴.
600 ppm 이상의 농도는 호흡기가 마비되어 처음 30 분 내에 치명적일 수 있습니다. 800ppm은 인간에게 즉시 치명적인 농도입니다.
따라서 H 2 S 는 실험실, 구내 또는 어떤 장소 나 상황 에서 탈출하지 않도록해야합니다 .
사람들이 H 2 S 중독으로 인해 쓰러진 동료 나 가족을 구출하기 위해 밀폐 된 공간에 들어가서 그들도 죽어 가기 때문에 많은 사망자가 발생한다는 점에 유의하는 것이 중요합니다 .
인화성 가스입니다.
참고 문헌
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