H2S er den kemiske formel for stoffet hydrogensulfid. Svovlbrinte er en kovalent forbindelse, der er sammensat af 2 hydrogenatomer bundet til et centralt svovlatom. Ligesom vand (H20) er hydrogensulfid et hydrogenkalkogenid – en forbindelse fremstillet af hydrogen og et gruppe 16-element (oxygen, svovl, selen, tellur. Svovlbrinte er upolær på grund af sine upolære H-S-bindinger. EN-differencen mellem hydrogen og svovl er 0,4, så hydrogen og svovl danner upolære bindinger. Selv om det har en asymmetrisk molekylær geometri, er hele molekylet upolært på grund af fraværet af polære bindinger.

Sulfidrogen er mest almindeligt forekommende som et produkt af den anaerobe respiration af sulfidogene organismer. F.eks. bruger nogle bakterier, der opererer i fravær af ilt, sulfationer (SO4-) som den terminale elektronacceptor under den cellulære respiration, som reducerer det til H2S. Med andre ord indånder sulfidogene organismer svovl og udånder svovlbrinte. Omvendt fungerer molekylær oxygen (O2) i aerobe organismer som den terminale elektronacceptor under respirationen, som reduceres til H2O. Det er også et produkt af processer i vulkaner og naturgasformationer.

Sulfidbrinte er kendt for sin stikkende lugt, der beskrives som rådnende æg. Det er brændbart og vil reagere med varme og ilt for at producere svovldioxid (SO2) og vand. Svovlbrinte er giftig for mennesker i store mængder. dens giftighed er sammenlignelig med den for kulilte (CO). Ved indånding binder svovlbrinte sig til enzymer i mitokondrierne, hvilket forhindrer celleatmningen.

Polaritet i en nøddeskal

Polaritet i kemi er i bund og grund et mål for, hvor jævnt fordelte elektronerne i et molekyle er. Når to atomer danner en kovalent binding, gør de det ved at dele valenselektroner. Hvert grundstof har en elektronegativitet, som er et mål for, hvor hårdt de trækker på elektronerne. Når to grundstoffer, der er meget forskellige i deres elektronegativitet, danner en kovalent binding, vil det mere elektronegative grundstof trække hårdere på de delte elektroner end det mindre elektronegative grundstof. Resultatet er, at de delte elektroner trækkes tættere på det mere elektronegative element.

Den ujævne forskydning af de elektriske ladninger i molekylet giver det mere elektronegative element en delvis negativ ladning og det mindre elektronegative element en delvis positiv ladning. Dette er, hvad det betyder for et molekyle at være polært; det har en delvist ladet dipol på tværs af sin struktur på grund af den ujævne rumlige fordeling af elektroner.

Hvorvidt to atomer vil danne en polær eller upolær binding afhænger af disse elementers respektive elektronegativitet. Hvis to grundstoffer har en EN-forskel mellem 0,5 og 2, anses bindingen generelt for at være polær. Hvis forskellen er mindre end 0,5, betragtes den som funktionelt upolær. Hvis forskellen er større end 2, er bindingen fuldstændig polær og betegnes mere korrekt som en ionbinding.

Til eksempel er et vandmolekyle polært i kraft af dets H-O-bindinger. Brint har en EN-værdi på 2,1, og ilt har en EN-værdi på 3,5. Forskellen mellem disse to værdier er 1,4, så H-O-bindinger betragtes som polære, med en delvis negativ ladning på ilten.

Svovlbrintsulfidets polaritet

Ved anvendelse af den foregående lektion om polaritet kan vi finde ud af, om svovlbrinte er en polær forbindelse. Brint har en EN-værdi på 2,1 og svovl har en EN-værdi på 2,5. Forskellen mellem disse to værdier er mindre end 0,5, så H-S-bindinger er klassificeret som upolære. Da svovlbrinte udelukkende består af upolære H-S-bindinger, er hele molekylet upolært.

Strengt taget er H-S-bindinger ikke helt upolære. Svovl er lidt mere elektronegativ end brint, så det trækker lidt hårdere på de delte elektroner. Denne polaritet er dog meget svag, og praktisk set er det nyttigt at behandle meget svagt polære bindinger som om de slet ikke er polære. Så selv om H-S-bindinger teknisk set er en lille smule polære, er det for det meste sikkert at behandle dem som om de er upolære. De eneste virkelig upolære bindinger dannes mellem atomer med identiske EN-værdier (som de diatomare molekyler) Svovlbrints meget svage polaritet har betydelige virkninger på små skalaer, så under visse omstændigheder vil det være hensigtsmæssigt at behandle H-S-bindinger som polære.

Svovlbrinte som en forbindelse

Svovlbrinte er et triatomært (3-atomært) molekyle, der består af et centralt svovlatom og 2 terminale hydrogenatomer. Ligesom et vandmolekyle har svovlbrinte en bøjet geometrisk struktur med en bindingsvinkel på 92,1° og bindingslængder på 136 picometer (1 picometer = 1 billiontedel af en meter). Det er en smule tættere end luft og er eksplosivt i nærværelse af ilt og varme. Svovlbrinte er let opløseligt i vand og vil dissocieres i en enkelt proton (H+) og en svovlbrinteion (HS-). Denne adfærd gør svovlbrinte til en svag syre.

Svovlbrinte er brændbart og vil reagere med ilt og varme under dannelse af svovldioxid og vand. Ved høj temperatur vil svovldioxid blive omdannet til elementært svovl og vand, så forbrænding af svovlbrinte anvendes ofte som et af trinene til fremstilling af rent elementært svovl. Det reagerer med metalioner for at danne metalsulfider, oftest med bly (Pb) for at danne bly(II)sulfid (PbS). Omvendt resulterer behandling af metalsulfider med en stærk syre i produktion af svovlbrinte.

Forekomst af svovlbrinte

Anaerob respiration

En af de primære naturlige kilder til svovlbrinte er aktiviteten af sulfidogene bakterier. Sulfidogene bakterier bruger svovl i stedet for ilt til deres metabolisme. Under sulfidogen respiration bruger bakterierne sulfat-ioner som et reduktionsmiddel til at transportere elektroner på elektrontransporttoget. Ved slutningen af denne reaktion reduceres sulfationerne til svovlbrinte, som frigives i miljøet. Aktiviteten af sulfidogene bakterier og deres svovlbrinteprodukter er ansvarlige for den rådne lugt, der er forbundet med steder med store mængder rådnende organisk materiale, som f.eks. moser eller kloakker.

Aktiviteten af sulfidogene bakterier er af afgørende betydning for jordens svovlkredsløb. Svovlbrinte er således en af hovedbestanddelene i svovlkredsløbet. Svovlkredsløbet er den proces, hvormed svovl cirkulerer gennem miljøet, ind i levende organismer og tilbage i miljøet. Svovl er et nødvendigt sporstof for levende organismer, så det er svovlkredsløbet, der sørger for en konstant forsyning af elementært svovl, som de levende organismer kan bruge. De sulfidogene bakteriers produktion af svovlbrinte udgør et vigtigt skridt i dette kredsløb; produktionen af det svovl, der i sidste ende vil finde vej til levende organismer.

Geologisk aktivitet

Små mængder svovlbrinte produceres også i geokemiske reaktioner i jordskorpen. Jordskorpen;r indeholder store mængder svovl og svovlholdige mineraler. Under tilstedeværelse af varme og tryk vil metalsulfidforbindelser undergå hydrolyse med vand for at danne et metaloxid og svovlbrintegas. Som sådan er svovlbrinte et naturligt produkt af den proces, der skaber naturgas. Faktisk produceres der en stor mængde svovlbrinte ved at udskille den fra naturgasforekomster. Lignende mekanismer resulterer også i dannelsen af svovlbrinte i termiske havventiler.

I mennesker

Og selv om svovlbrinte er ekstremt giftigt for mennesker i store mængder, spiller små mængder svovlbrinte en afgørende rolle i menneskets biologi. Svovlbrinte i kroppen fungerer ofte som et signalmolekyle, der regulerer mængden af ATP-produktion under den cellulære respiration. Svovlbrinte synes også at være involveret i vasokonstriktion i dyrs blodkar og i hastigheden af frøspiring hos planter.

Toksicitet af svovlbrinte

Svovlbrinte er generelt meget giftig for obligate iltåndere. Dets virkningsmekanismer svarer til virkningsmekanismerne for carbonmonoxid. Svovlbrinte vil binde sig til vigtige enzymer og cofaktorer og forhindre dem i at udføre deres arbejde under celleatmningen. Da svovlbrinte produceres naturligt i den menneskelige krop, har kroppen mekanismer til at fjerne svovlbrinte, selv om disse mekanismer kan blive overhalet af en tilstrækkelig stor dosis.

Symptomerne på svovlbrinteforgiftning ligner symptomerne på kulilteforgiftning; træthed, svimmelhed, manglende evne til at koncentrere sig, hukommelsestab og irritabilitet. Selv om det i begyndelsen er en stikkende lugt, vænner kroppen sig hurtigt til lugten, hvilket kan gøre folk uvidende om dens tilstedeværelse. Det er lidt tættere end luft, så det har en tendens til at ophobe sig nær bunden af dårligt ventilerede rum. Menneskekroppen kan tåle lave koncentrationer af svovlbrinte i et stykke tid. I høje koncentrationer kan indånding af svovlbrinte være umiddelbart dødelig eller forårsage alvorlige hjerneskader.

Historisk set har læger diagnosticeret ekstreme tilfælde af svovlbrinteforgiftning ved at lægge en kobbermønt i lommen på offeret. Hvis patienten har store mængder svovlbrinte i kroppen, vil det reagere med kobbermønten i lommen, oxidere den og gøre den grøn.