H2S är den kemiska formeln för föreningen vätesulfid. Vätesulfid är en kovalent förening som består av två väteatomer bundna till en central svavelatom. Liksom vatten (H20) är vätesulfid en vätekalcogenid – en förening som består av väte och ett grundämne ur grupp 16 (syre, svavel, selen, tellur). Vätesulfid är opolär på grund av de opolära H-S-bindningarna. EN-differensen mellan väte och svavel är 0,4, så väte och svavel bildar opolära bindningar. Även om den har en asymmetrisk molekylgeometri är hela molekylen opolär på grund av avsaknaden av polära bindningar.
Vätesulfid påträffas oftast som en produkt av den anaeroba respirationen hos sulfidogena organismer. Vissa bakterier som arbetar utan syre använder t.ex. sulfatjoner (SO4-) som terminal elektronacceptor under den cellulära respirationen som reducerar det till H2S. Med andra ord andas sulfidogena organismer svavel och andas ut svavelväte. Omvänt fungerar molekylärt syre (O2) i aeroba organismer som den terminala elektronacceptorn under andningen, som reduceras till H2O. Det är också en produkt av processer i vulkaner och naturgasformationer.
Vätesulfid är känt för sin stickande lukt som beskrivs som ruttnande ägg. Den är brännbar och reagerar med värme och syre för att producera svaveldioxid (SO2) och vatten. Vätesulfid är giftigt för människor i stora mängder. dess giftighetsnivå är jämförbar med kolmonoxid (CO). Vid inandning binder svavelväte till enzymer i mitokondrierna, vilket förhindrar cellandning.
Polaritet i ett nötskal
Polaritet i kemi är i princip ett mått på hur jämnt fördelade elektronerna i en molekyl är. När två atomer bildar en kovalent bindning gör de det genom att dela valenceelektroner. Varje grundämne har en elektronegativitet som är ett mått på hur hårt de drar till sig elektroner. När två element som skiljer sig mycket åt i elektronegativitet bildar en kovalent bindning kommer det mer elektronegativa elementet att dra hårdare av de delade elektronerna än det mindre elektronegativa elementet. Resultatet blir att de delade elektronerna dras närmare det mer elektronegativa elementet.
Den ojämna förskjutningen av elektriska laddningar i molekylen ger det mer elektronegativa elementet en delvis negativ laddning och det mindre elektronegativa elementet en delvis positiv laddning. Detta är vad det innebär för en molekyl att vara polär; den har en delvis laddad dipol över sin struktur på grund av den ojämna rumsliga fördelningen av elektroner.
Om två atomer kommer att bilda en polär eller opolär bindning eller inte beror på dessa elementens respektive elektronegativitet. Om två element har en EN-skillnad mellan 0,5 och 2 anses bindningen i allmänhet vara polär. Om skillnaden är mindre än 0,5 anses den vara funktionellt opolär. Om skillnaden är större än 2 är bindningen helt polär och kallas mer korrekt för en jonisk bindning.
En vattenmolekyl är till exempel polär i kraft av sina H-O-bindningar. Väte har ett EN-värde på 2,1 och syre har ett EN-värde på 3,5. Skillnaden mellan dessa två värden är 1,4, så H-O-bindningar betraktas som polära, med en delvis negativ laddning på syret.
Polarisering av vätesulfid
Med hjälp av den tidigare lektionen om polaritet kan vi ta reda på om vätesulfid är en polär förening. Vätgas har ett EN-värde på 2,1 och svavel har ett EN-värde på 2,5. Skillnaden mellan dessa två värden är mindre än 0,5, så H-S-bindningar klassificeras som opolära. Eftersom vätesulfid helt och hållet består av opolära H-S-bindningar är hela molekylen opolär.
Strängt taget är H-S-bindningar inte helt opolära. Svavel är något mer elektronegativt än väte, så det drar något hårdare på de delade elektronerna. Denna polaritet är dock mycket svag, och rent praktiskt är det användbart att behandla mycket svagt polära bindningar som om de inte är polära alls. Så även om H-S-bindningar tekniskt sett är lite polära är det för det mesta säkert att behandla dem som om de vore opolära. De enda verkligt opolära bindningarna bildas mellan atomer med identiska EN-värden (som de diatomära molekylerna) Den mycket svaga polariteten hos svavelväte har betydande effekter i små skalor, så under vissa omständigheter är det lämpligt att behandla H-S-bindningar som polära.
Svavelväte som förening
Väteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväteväte är en triatomär (3-atomär) molekyl som består av en central svavelatom och 2 terminalväteatomer. Liksom en vattenmolekyl har vätesulfid en böjd geometrisk struktur med en bindningsvinkel på 92,1° och bindningslängder på 136 pikometer (1 pikometer = 1 trilliondel av en meter). Den är lite tätare än luft och är explosiv i närvaro av syre och värme. Vätesulfid är svagt löslig i vatten och kommer att disassocieras till en ensam proton (H+) och en vätesulfidjon (HS-). Detta beteende gör vätesulfid till en svag syra.
Vätesulfid är brännbar och reagerar med syre och värme för att bilda svaveldioxid och vatten. Vid hög temperatur omvandlas svaveldioxid till elementärt svavel och vatten, så förbränning av vätesulfid används ofta som ett av stegen för att framställa rent elementärt svavel. Det reagerar med metalljoner för att bilda metallsulfider, oftast med bly (Pb) för att bilda bly(II)sulfid (PbS). Omvänt resulterar behandling av metallsulfider med en stark syra i produktion av vätesulfid.
Förekomst av vätesulfid
Anaerob respiration
En av de primära naturliga källorna till vätesulfid är aktiviteten hos sulfidogena bakterier. Sulfidogena bakterier använder svavel i stället för syre för sin metabolism. Under den sulfidogena respirationen använder bakterierna sulfatjoner som reduktionsmedel för att transportera elektroner på elektrontransporttåget. I slutet av denna reaktion reduceras sulfatjonerna till vätesulfid som släpps ut i miljön. Aktiviteten hos sulfidogena bakterier och deras vätesulfidprodukter är ansvariga för den ruttnande lukt som förknippas med platser med stora mängder ruttnande organiskt material, såsom kärr eller avlopp.
Aktiviteten hos sulfidogena bakterier är av avgörande betydelse för svavelcykeln på jorden. Vätesulfid är således en av huvudbeståndsdelarna i svavelcykeln. Svavelcykeln är den process genom vilken svavel cirkulerar genom miljön, in i levande organismer och tillbaka till miljön. Svavel är ett nödvändigt spårämne för levande organismer, så svavelcykeln är det som upprätthåller en konstant tillgång på elementärt svavel som levande organismer kan använda. Produktionen av vätesulfid av sulfidogena bakterier utgör ett viktigt steg i denna cykel; produktionen av det svavel som så småningom kommer att hamna i levande organismer.
Geologisk aktivitet
Små mängder vätesulfid produceras också i geokemiska reaktioner i jordskorpan. Jordskorpan innehåller stora mängder svavel och svavelhaltiga mineraler. Under närvaro av värme och tryck kommer metallsulfidföreningar att genomgå hydrolys med vatten för att bilda en metalloxid och vätesulfidgas. Svavelväte är därför en naturlig produkt av den process som skapar naturgas. Faktum är att en stor mängd svavelväte produceras genom separation från naturgasfyndigheter. Liknande mekanismer resulterar också i bildandet av svavelväte i termiska havsventiler.
I människor
Och även om svavelväte är extremt giftigt för människor i stora mängder spelar små mängder av svavelväte en avgörande roll i människans biologi. Svavelväte i kroppen fungerar ofta som en signalmolekyl som reglerar mängden ATP-produktion under cellulär andning. Svavelväte tycks också vara inblandat i vasokonstriktionen i djurens blodkärl och i hastigheten för fröspridning hos växter.
Toxicitet hos svavelväte
Svavelsväte är i allmänhet mycket giftigt för obligata syreandare. Dess verkningsmekanismer liknar dem för kolmonoxid. Vätesulfid binder sig till viktiga enzymer och kofaktorer och hindrar dem från att utföra sitt arbete under cellandningen. Eftersom svavelväte produceras naturligt i människokroppen har kroppen mekanismer för att avlägsna svavelväte, även om dessa mekanismer kan överträffas av en tillräckligt stor dos.
Symtomen på svavelväteförgiftning liknar symtomen på kolmonoxidförgiftning; trötthet, yrsel, oförmåga att koncentrera sig, minnesförlust och irritabilitet. Även om det till en början är en stickande lukt, vänjer sig kroppen snabbt vid lukten, vilket kan göra människor omedvetna om dess närvaro. Den är något tätare än luft, så den har en tendens att ansamlas nära botten av dåligt ventilerade utrymmen. Människokroppen kan tolerera låga koncentrationer av svavelväte under en tid. I höga koncentrationer kan inandning av svavelväte vara omedelbart dödlig eller orsaka allvarliga hjärnskador.
Historiskt sett har läkare diagnostiserat extrema fall av svavelväteförgiftning genom att placera ett kopparmynt i offrets ficka. Om patienten har stora mängder svavelväte i kroppen kommer det att reagera med kopparmyntet i fickan, oxidera det och göra det grönt.