Sulfuro de Hidrógeno

El Sulfuro de Hidrógeno, cuya solución acuosa es el Ácido Sulfhídrico, se utiliza para monitorización de emisiones ambientales, control de higiene industrial, traza de impurezas en analizadores y como gas de balance en algunas mezclas de gases.

Contenido

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• 1 Historia

• 2 Propiedades físicas

• 3 Fuentes

• 4 Destino del H2S atmósferico

• 5 Obtención

• 6 Aplicaciones

• 7 Toxicidad

o 7.1 Eliminar el Sulfuro de Hidrógeno

• 8 Opciones Comunes de Tratamiento

o 8.1 La Adición de la Cloro

o 8.2 Aireación

o 8.3 Regular la presión sanguínea

• 9 Fuente

Historia

El ácido sulfhídrico se encuentra naturalmente en el petróleo crudo, gas natural, gases volcánicos y manantiales de aguas termales. También se puede encontrar en aguas pantanosas, lagunas o aguas estancadas, desagües, estanques de harina o aceite de pescado, barcos pesqueros y alcantarillados. Se han producido muertes en lagos o lagunas detenidas cuando el ácido sulfhídrico borbota desde las profundidades alcanzando a personas en su superficie. Como este ácido es más denso que el agua, se producen fraccionamientos por diferencia de densidad. Generalmente es por descomposición anaerobia de restos orgánicos.

También puede ocurrir como resultado de la degradación bacteriana de materia orgánica en condiciones anaeróbicas. Se genera en refinerías de petróleo.

El ácido sulfhídrico es extremadamente nocivo para la salud, bastan 20-50 partes por millón (ppm) en el aire para causar un malestar agudo que lleva a la sofocación y la muerte por sobrexposición. Debido a su toxicidad, está ubicado directamente abajo del ácido cianhídrico (HCN). Es habitual que obreros del sector portuario sean afectados con resultados fatales cuando se introducen a bodegas que han transportado productos derivados de la pesca. En este caso, la fuente del ácido sulfhídrico son las proteínas sulfuradas que se degradan liberando el mencionado ácido.

Propiedades físicas

 Peso Molecular : 34.08 g/mol

 Punto de fusión : -86 °C

 Calor latente de fusión (1,013 bar, en el punto triple) : 69.75 kJ/kg

 Densidad del líquido (1.013 bar en el punto de ebullición) : 914.9 kg/m3

 Equivalente Líquido/Gas (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 638 vol/vol

 Punto de ebullición (1.013 bar) : -60.2 °C

 Calor latente de vaporización (1.013 bar en el punto de ebullición) : 547.58 kJ/kg

 Presión de vapor (a 21 °C o 70 °F) : 18.2 bar

 Temperatura Crítica : 100 °C

 Presión Crítica : 89.37 bar

 Densidad del gas (1.013 bar en el punto de ebullición) : 1.93 kg/m3

 Densidad del Gas (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 1.45 kg/m3

 Factor de Compresibilidad (Z) (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 0.9915

 Gravedad específica (aire = 1) (1.013 bar y 15 °C (59 °F)) : 1.189

 Volumen Específico (1.013 bar y 21 °C (70 °F)) : 0.699 m3/kg

 Capacidad calorífica a presión constante (Cp) (1 bar y 25 °C (77 °F)) : 0.034 kJ/(mol.K)

 Viscosidad (1.013 bar y 0 °C (32 °F)) : 0.0001179 Poise

 Conductividad Térmica (1.013 bar y 0 °C (32 °F)) : 12.98 mW/(m.K)

 Solubilidad en agua (1.013 bar y 0 °C (32 °F)) : 4.67 vol/vol

 Temperatura de Autoignición : 270 °C

El Sulfuro de Hidrógeno (H2S) es un gas inflamable, incoloro con un olor característico a huevos podridos. Se conoce comúnmente como ácido hidrosulfúrico o gas de alcantarilla. Las personas puede detectar su olor a niveles muy bajos. Es uno de los principales compuestos causantes de las molestias por malos olores. Por esto se han desarrollado diferentes procesos de desodoración que lo eliminan de la corriente contaminada, como por ejemplo los procesos de tratamiento de gas con aminas.

Fuentes

Naturales

Estado Natural

 Descomposición de materia orgánica: Los pantanos, turberas y lodazales de marea son particularmente emisores de H2S.

 Erupciones volcánicas: La actividad volcánica genera cierta cantidad de H2S, pero a nivel mundial es despreciable si se compara con los procesos de descomposición biológica.

Artificiales

Estado Artificial

 Combustiones incompletas: Cuando la combustión se efectúa con defecto de oxígeno, el azufre de los combustibles fósiles se transforma en H2S, al mismo tiempo que el carbono en CO.

 Procesos industriales: Tales como procesado Kraft del papel, plantas de agua residuales, hornos de coquización y fabricación de acero.

Destino del H2S atmósferico

El H2S es emitido a la atmósfera por fuentes naturales en grandes cantidades. El H2S se oxida rápidamente a SO2. De hecho, de todas la moléculas de SO2 presentes en el aire en un momento determinado, hasta un 80% fueron inicialmente emitidas bajo forma de H2S y luego transformadas en SO2. El H2 S puede ser oxidado por el oxígeno atómico y molecular y por el ozono. El ozono es tanto un componente natural de la estratosfera como un componente de las atmósferas urbanas.

La reacción de oxidación del H2S , considerada como la más importante es la que ocurre entre H2S y O3:

H2S + O3 = H2O+ SO2

Esta reacción es muy lenta en fase gaseosa, pero puede ser mucho más rápida en la superficie de las partículas presentes en el aire. Se estima que la vida de 1 ppb de SH2 expuesto a 0,05 ppm de O3 en presencia de 15000 partículas/cm3 es de 2 horas.

El ritmo de oxidación del H2S en gotitas de niebla o nubes es muy rápida.

En general, la vida de una molécula de H2S antes de transformarse en SO2 es del orden de algunas horas.

Obtención

En el laboratorio el sulfhídrico se puede generar convenientemente por reacción del ácido clorhídrico con sulfuro férroso FeS. Otro método es el calentamiento de una mezcla de parafina con azufre elemental. En la industria el sulfhídrico es un subproducto de la limpieza del gas natural o de biogas que suele acompañar con concentraciones de hasta el 10%.

Aplicaciones

El ácido sulfhídrico se emplea tradicionalmente en la marcha catiónica para precipitar los cationes de metales pesadosdel grupo II de la marcha analítica, que luego se separan por otros métodos. Los precipitados amorfos pueden ser negros o blancos. La sal conjugada, el sulfuro de sodio, es usado como envejecedor de bronces (candados, orfebrerías). También el sulfuro de sodio, se utiliza por ejemplo en la elaboración del cuero.

En estudios recientes se ha conseguido inducir la hibernación en ratones aplicando

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