H2S is de chemische formule voor de verbinding waterstofsulfide. Waterstofsulfide is een covalente verbinding die is opgebouwd uit 2 waterstofatomen gebonden aan een centraal zwavelatoom. Net als water (H20) is waterstofsulfide een waterstofchalcogenide-een verbinding gemaakt van waterstof en een groep 16 element (zuurstof, zwavel, selenium, tellurium. Waterstofsulfide is apolair vanwege de apolaire H-S bindingen. Het EN-verschil tussen waterstof en zwavel is 0,4, dus waterstof en zwavel vormen apolaire bindingen. Hoewel het een asymmetrische moleculaire geometrie heeft, is het gehele molecuul apolair door de afwezigheid van polaire bindingen.
Waterstofsulfide wordt het meest aangetroffen als een product van de anaërobe ademhaling van sulfidogene organismen. Zo gebruiken sommige bacteriën die in afwezigheid van zuurstof werken, sulfaationen (SO4-) als eindelektronenacceptor tijdens de celademhaling, waardoor het wordt gereduceerd tot H2S. Met andere woorden, sulfidogene organismen ademen zwavel in en ademen waterstofsulfide uit. Omgekeerd treedt in aërobe organismen moleculaire zuurstof (O2) op als de uiteindelijke elektronenacceptor tijdens de ademhaling, die wordt gereduceerd tot H2O. Het is ook het product van processen in vulkanen en natuurlijke gasformaties.
Waterstofsulfide staat bekend om zijn penetrante geur die wordt beschreven als rottende eieren. Het is brandbaar en zal reageren met warmte en zuurstof om zwaveldioxide (SO2) en water te produceren. Waterstofsulfide is in grote hoeveelheden giftig voor de mens. De giftigheidsgraad is vergelijkbaar met die van koolmonoxide (CO). Bij inademing bindt waterstofsulfide zich aan enzymen in de mitochondriën, waardoor de celademhaling wordt verhinderd.
Polariteit in een notendop
In wezen is polariteit in de scheikunde een maat voor hoe gelijkmatig de elektronen in een molecuul zijn verdeeld. Wanneer twee atomen een covalente verbinding vormen, doen zij dit door valentie-elektronen te delen. Elk element heeft een elektronegativiteit, die aangeeft hoe sterk het aan elektronen trekt. Wanneer twee elementen die sterk verschillen in hun elektronegativiteit een covalente binding vormen, zal het meer elektronegatieve element harder aan de gedeelde elektronen trekken dan het minder elektronegatieve element. Het resultaat is dat de gedeelde elektronen dichter naar het meer elektronegatieve element worden getrokken.
De ongelijke verplaatsing van elektrische ladingen in het molecuul geeft het meer elektronegatieve element een gedeeltelijke negatieve lading en het minder elektronegatieve element een gedeeltelijke positieve lading. Dit betekent dat een molecuul polair is; het heeft een gedeeltelijk geladen dipool over zijn structuur als gevolg van de ongelijke ruimtelijke verdeling van elektronen.
Of twee atomen een polaire of niet-polaire binding zullen vormen, hangt af van de respectieve elektronegativiteiten van die elementen. Als twee elementen een EN-verschil tussen 0,5 en 2 hebben, wordt de binding in het algemeen als polair beschouwd. Als het verschil kleiner is dan 0,5, wordt de binding als functioneel apolair beschouwd. Is het verschil groter dan 2, dan is de binding volledig polair, en wordt beter een ionische binding genoemd.
Zo is bijvoorbeeld een watermolecuul polair op grond van zijn H-O bindingen. Waterstof heeft een EN-waarde van 2,1 en zuurstof heeft een EN-waarde van 3,5. Het verschil tussen deze twee waarden is 1,4, dus worden de H-O bindingen als polair beschouwd, met een partiële negatieve lading op de zuurstof.
De polariteit van waterstofsulfide
Als we de vorige les over polariteit toepassen, kunnen we nagaan of waterstofsulfide een polaire verbinding is. Waterstof heeft een EN-waarde van 2,1 en zwavel heeft een EN-waarde van 2,5. Het verschil tussen deze twee waarden is minder dan 0,5, dus H-S bindingen worden geclassificeerd als niet-polair. Omdat waterstofsulfide geheel uit apolaire H-S bindingen bestaat, is het gehele molecuul apolair.
Strikt genomen zijn H-S bindingen niet geheel apolair. Zwavel is iets elektronegatiever dan waterstof, dus trekt het iets harder aan de gedeelde elektronen. Deze polariteit is echter zeer zwak, en praktisch gezien is het nuttig om zeer zwak polaire bindingen te behandelen alsof ze helemaal niet polair zijn. Dus ook al zijn H-S bindingen technisch gezien een beetje polair, meestal is het veilig om ze te behandelen alsof ze niet-polair zijn. De enige echt apolaire bindingen worden gevormd tussen atomen met identieke EN-waarden (zoals de diatomeeënmoleculen) De zeer geringe polariteit van waterstofsulfide heeft aanzienlijke effecten op kleine schaal, dus in bepaalde omstandigheden zou het juist zijn om H-S bindingen als polair te behandelen.
Waterstofsulfide als verbinding
Waterstofsulfide is een triatomisch (3-atoom) molecuul dat bestaat uit een centraal zwavelatoom en 2 eindatomen waterstof. Net als een watermolecuul heeft waterstofsulfide een gebogen geometrische structuur met een bindingshoek van 92,1° en bindingslengtes van 136 picometer (1 picometer = 1 triljoenste van een meter). Het heeft een iets grotere dichtheid dan lucht en is explosief in aanwezigheid van zuurstof en warmte. Waterstofsulfide is slecht oplosbaar in water, en valt uiteen in een eenzaam proton (H+) en een hydrosulfide-ion (HS-). Dit gedrag maakt waterstofsulfide tot een zwak zuur.
Waterstofsulfide is brandbaar en reageert met zuurstof en warmte tot zwaveldioxide en water. Onder hoge temperatuur zal zwaveldioxide worden omgezet in elementaire zwavel en water, zodat de verbranding van waterstofsulfide vaak wordt gebruikt als een van de stappen om zuivere elementaire zwavel te produceren. Het reageert met metaalionen om metaalsulfiden te vormen, meestal met lood (Pb) om lood(II)-sulfide (PbS) te vormen. Omgekeerd leidt de behandeling van metaalsulfiden met een sterk zuur tot de productie van waterstofsulfide.
Overeenkomsten van waterstofsulfide
Anaërobe ademhaling
Een van de primaire natuurlijke bronnen van waterstofsulfide is de activiteit van sulfidogene bacteriën. Sulfidogene bacteriën gebruiken zwavel in plaats van zuurstof voor hun metabolisme. Tijdens de sulfidogene ademhaling gebruiken bacteriën sulfaationen als reductiemiddel om elektronen te transporteren op de elektronentransportlijn. Aan het eind van deze reactie worden de sulfaationen gereduceerd tot waterstofsulfide, dat in het milieu vrijkomt. De activiteit van sulfidogene bacteriën en hun waterstofsulfideproducten zijn verantwoordelijk voor de rottingsgeur die wordt geassocieerd met plaatsen met grote hoeveelheden rottend organisch materiaal, zoals moerassen of riolen.
De activiteit van sulfidogene bacteriën is van cruciaal belang voor de zwavelcyclus op aarde. Zo is waterstofsulfide een van de belangrijkste bestanddelen van de zwavelcyclus. De zwavelcyclus is het proces waarbij zwavel door het milieu, in levende organismen, en weer terug in het milieu terechtkomt. Zwavel is een noodzakelijk spoorelement voor levende organismen, dus de zwavelcyclus zorgt voor een constante aanvoer van elementaire zwavel die door levende organismen kan worden gebruikt. De productie van waterstofsulfide door sulfidogene bacteriën vertegenwoordigt een belangrijke stap in deze cyclus; de productie van de zwavel die uiteindelijk zijn weg zal vinden naar levende organismen.
Geologische activiteit
Kleine hoeveelheden waterstofsulfide worden ook geproduceerd in geochemische reacties in de aardkorst. De aardkorst bevat grote hoeveelheden zwavel en zwavelhoudende mineralen. Onder invloed van warmte en druk ondergaan metaalsulfideverbindingen hydrolyse met water om een metaaloxide en waterstofsulfidegas te vormen. Als zodanig is waterstofsulfide een natuurlijk product van het proces waarbij aardgas ontstaat. In feite wordt een grote hoeveelheid waterstofsulfide geproduceerd via de afscheiding ervan uit aardgasafzettingen. Soortgelijke mechanismen resulteren ook in de vorming van waterstofsulfide in thermische oceaanopeningen.
In de mens
Hoewel waterstofsulfide in grote hoeveelheden uiterst giftig is voor de mens, spelen kleine hoeveelheden waterstofsulfide een cruciale rol in de menselijke biologie. Waterstofsulfide in het lichaam fungeert vaak als een signaalmolecuul dat de hoeveelheid ATP-productie regelt tijdens de cellulaire ademhaling. Waterstofsulfide lijkt ook betrokken te zijn bij de vasoconstrictie van dierlijke bloedvaten en de snelheid van zaadontkieming bij planten.
Toxiciteit van waterstofsulfide
In het algemeen is waterstofsulfide zeer giftig voor obligate zuurstofademers. De werkingsmechanismen zijn vergelijkbaar met die van koolmonoxide. Waterstofsulfide bindt zich aan belangrijke enzymen en cofactoren, waardoor deze hun werk tijdens de celademhaling niet meer kunnen doen. Aangezien waterstofsulfide van nature in het menselijk lichaam wordt geproduceerd, beschikt het lichaam wel over mechanismen om waterstofsulfide te verwijderen, hoewel deze mechanismen kunnen worden overvleugeld door een dosis die groot genoeg is.
De symptomen van waterstofsulfidevergiftiging zijn vergelijkbaar met die van koolmonoxidevergiftiging; vermoeidheid, duizeligheid, onvermogen om zich te concentreren, geheugenverlies, en prikkelbaarheid. Hoewel het aanvankelijk een penetrante geur heeft, raakt het lichaam snel gewend aan de geur, waardoor mensen zich niet bewust kunnen zijn van de aanwezigheid ervan. Het is iets dichter dan lucht, zodat het de neiging heeft zich op te hopen op de bodem van slecht geventileerde ruimten. Het menselijk lichaam kan lage concentraties waterstofsulfide gedurende enige tijd verdragen. In hoge concentraties kan het inademen van waterstofsulfide onmiddellijk fataal zijn of ernstige hersenbeschadiging veroorzaken.
Historisch hebben artsen extreme gevallen van waterstofsulfidevergiftiging gediagnosticeerd door een koperen muntstuk in de zak van het slachtoffer te doen. Als de patiënt grote hoeveelheden waterstofsulfide in zijn lichaam heeft, zal dit reageren met de koperen munt in zijn zak, waardoor deze oxideert en groen wordt.