| Acido solfidrico | |
|---|---|
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| Nome IUPAC | |
| solfuro di diidrogeno solfano (sistematico) | |
| Nomi alternativi | |
| acido solfidrico (come idracido) idrogeno solforato (tradizionale) | |
| Caratteristiche generali | |
| Formula bruta o molecolare | H2S |
| Massa molecolare (u) | 34,0818 |
| Aspetto | gas incolore |
| Numero CAS | |
| Numero EINECS | 231-977-3 |
| PubChem | 402 e 18779926 |
| SMILES | S |
| Proprietà chimico-fisiche | |
| Densità (kg·m−3, in c.s.) | 1,5392 |
| Indice di rifrazione | 1,374 |
| Costante di dissociazione acida a 298 K | K1: 9,6×10−8 K2: 1,3×10−14 |
| Solubilità in acqua | 4,0 mg/L a 20 °C |
| Temperatura di fusione | −86 °C (187 K) |
| Temperatura di ebollizione | −60 °C (213 K) |
| Punto triplo | -85,5 °C[1] |
| Punto critico | 373,5 K (100,4 °C) 9,01×106 Pa |
| Tensione di vapore (Pa) a 323 K | 3,65×106 |
| Viscosità dinamica (mPa·s a 25 °C) | 0,0128 |
| Proprietà termochimiche | |
| ΔfH0 (kJ·mol−1) | −20,6 |
| ΔfG0 (kJ·mol−1) | −33,4 |
| S0m(J·K−1mol−1) | 205,8 |
| C0p,m(J·K−1mol−1) | 34,2 |
| Indicazioni di sicurezza | |
| Punto di fiamma | 260°C[2] |
| Limiti di esplosione | 4,3 - 45,5% vol. |
| Temperatura di autoignizione | 270 °C (543 K) |
| Simboli di rischio chimico | |
   
| |
| pericolo | |
| Frasi H | 220 - 280 - 330 - 400 |
| Consigli P | 210 - 260 - 273 - 304+340 - 315 - 377 - 381 - 405 - 403 [3] |
L'acido solfidrico, idrogeno solforato[4] o solfuro di idrogeno[5], è un composto chimico di formula chimica che in condizioni standard si presenta come un gas incolore dal caratteristico odore di uova marce[6][7] e dal sapore leggermente dolciastro.[8]
![{\displaystyle {\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {S} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/763b25f0e49d64abcf597e4a5e8656137b318bee)
Storia
[modifica | modifica wikitesto]Il merito della scoperta del composto è generalmente attribuito al chimico svedese C. W. Scheele nel 1777.[9] La storia dell'acido solfidrico come tossina ambientale risale al 1700, alle osservazioni del medico italiano Bernardino Ramazzini, il cui libro De Morbis Artificum Diatriba descriveva la dolorosa irritazione e infiammazione agli occhi causata dal “gas di fogna” nei lavoratori delle fognature.[10]
Caratteristiche strutturali e fisiche
[modifica | modifica wikitesto]È il più semplice idracido dello zolfo.[11] Si tratta di un un idruro covalente chimicamente correlato all’acqua, poiché ossigeno e zolfo appartengono allo stesso gruppo della tavola periodica.[12]
Il composto è più pesante dell’aria e può spostarsi per distanze considerevoli fino a raggiungere una fonte di ignizione, provocando un ritorno di fiamma. Forma miscele esplosive con l’aria in un ampio intervallo di concentrazioni. Quando viene riscaldato fino alla decomposizione, emette fumi altamente tossici contenenti ossidi di zolfo.[13] Brucia all'aria con una fiamma blu chiara.[8]
Il composto risulta solubile in glicerolo, benzina, cherosene, solfuro di carbonio, petrolio greggio,[8] alcuni solventi organici polari, in particolare metanolo, acetone, carbonato di propilene, sulfolano, fosfato tributilico, vari dioli ed eteri di glicole.[14]
| Caratteristiche molecolari[15][16] | |
|---|---|
| N. di atomi pesanti | 1 |
| N. di donatori di legami a idrogeno | 1 |
| N. di accettori di legami a idrogeno | 1 |
| Massa monoisotopica | 33,.98772124 Da |
| Superficie polare | 1 Ų |
| Energia di ionizzazione | 10,46 eV |
| Caratteristiche struttura cristallina[17] | |
| Gruppo spaziale di Hermann-Mauguin | P 42 |
| Gruppo spaziale di Hall | P 4c |
| Gruppo spaziale | 77 |
| a | 6,75 Å |
| b | 6,75 Å |
| c | 4,14 Å |
| α | 90° |
| β | 90° |
| γ | 90° |
| Z | 4 |
| Z' | 1 |
| Caratteristiche fisiche[13][16] | |
| Costante della legge di Henry | 9,8·10−2 atm3·m/mol a 25 °C
1,13·10−2 atm3·m/mol in acqua salata a 20 °C |
| Costante dielettrica | 1,004 |
| Gravità specifica | 0,916 a −60 °C |
| Densità di vapore relativa | 1,19 |
| Soglia olfattiva | 0,1 ppm |
| Temperatura critica | 100,4 °C |
| Volume critico | 2,867 dm3/kg |
| Densità critica | 0,349 kg/dm3 |
| Calore latente di fusione | 2.376,5 J/mol a -85,5 °C |
| Conducibilità termica | 101,325 kPa a 15,6 °C |
Abbondanza e disponibilità
[modifica | modifica wikitesto]È un elemento centrale nel ciclo biogeochimico dello zolfo sulla Terra.[12] Si trova naturalmente nel petrolio greggio, nel gas naturale, nei gas vulcanici e nelle sorgenti termali.[6]
Può anche derivare dalla decomposizione batterica della materia organica. Viene prodotto dai rifiuti umani e animali., mentre i batteri presenti nella bocca e nel tratto gastrointestinale producono lo producono decomponendo materiali contenenti proteine vegetali o animali. Può inoltre essere generato da attività industriali, come la lavorazione degli alimenti, i forni a coke, le cartiere (processo kraft), le concerie e le raffinerie di petrolio.[6]
Reattività e caratteristiche chimiche
[modifica | modifica wikitesto]Le soluzioni acquose di acido solfidrico non sono stabili: l’ossigeno assorbito provoca la formazione di zolfo elementare e le soluzioni diventano rapidamente torbide.[8] Precipita molti cationi inorganici, come Cu(II), Pb(II) e Hg(II), rendendolo utile per la rilevazione qualitativa di questi ioni.[9] Reagisce in modo esplosivo con pentafluoruro di bromo, trifluoruro di cloro, nitruro di iodio, tricloruro di azoto, difluoruro di ossigeno e cloruro di diazonio fenile. Si infiamma a contatto con:[13]
- ossidi metallici e perossidi: perossido di bario, triossido di cromo, ossido di rame, diossido di piombo, diossido di manganese, ossido di nichel, ossido d’argento, biossido d’argento, triossido di tallio, perossido di sodio, ossido di mercurio, ossido di calcio;
- bromato d'argento;
- ipoclorito di piombo(II);
- cromato di rame;
- acido nitrico;
- ossido di piombo(IV);
- ruggine.
Reagisce in modo esotermico con le basi. Il calore generato dalla reazione con calce sodata, idrossido di sodio, idrossido di potassio e idrossido di bario può provocare l’ignizione o l’esplosione della parte non reagita in presenza di aria o ossigeno.[13] La forma anidra presenta una bassa corrosività generale nei confronti dell’acciaio al carbonio, dell’alluminio, dell’Inconel, dello Stellite e degli acciai inossidabili della serie 300 a temperature moderate. Temperature superiori a circa 260 °C possono provocare una grave solfidazione dell’acciaio al carbonio. In forma idrata invece può essere fortemente corrosivo per l’acciaio al carbonio.[14]
Biochimica
[modifica | modifica wikitesto]Diversi gruppi di batteri possono utilizzarlo come fonte di energia, ossidandolo in zolfo elementare o in solfato utilizzando ossigeno o nitrato come ossidanti. I batteri solforosi viola e quelli verdi impiegano l’utilizzano come donatore di elettroni nella fotosintesi, producendo così zolfo elementare.[12] Esistono evidenze che agisca come neuromodulatore e rilassante della muscolatura liscia. Studi suggeriscono che possa agire anche come vasodilatatore. All’interno del corpo, viene metabolizzato tramite ossidazione, metilazione e reazione con proteine contenenti metalli o disolfuri.[18]
Farmacologia e tossicologia
[modifica | modifica wikitesto]Tossicologia
[modifica | modifica wikitesto]L’esposizione a concentrazioni molto elevate provoca la morte immediata. Anche una breve esposizione a piccole quantità può causare morte o danni permanenti. Agisce direttamente sul sistema nervoso, provocando la paralisi dei centri respiratori.[13] Interferisce con il funzionamento degli enzimi ossidativi, in particolare con il sistema della citocromo ossidasi, provocando ipossia. Viene assorbito attraverso la pelle, i polmoni e il rivestimento del tratto digerente. Una parte del solfuro può essere intrappolata dai disolfuri naturali presenti nel flusso sanguigno. Un’altra parte viene escreta sotto forma di solfuro nelle feci.[18]
La prima costante di dissociazione acida del composto è di circa 1×10⁻⁷ M, per cui nei fluidi corporei l’idrogeno solforato dissociato e non dissociato esistono in proporzioni approssimativamente uguali. Tuttavia, l’acido non dissociato penetra le membrane biologiche più rapidamente rispetto all’anione idrosolfuro.
Applicazioni
[modifica | modifica wikitesto]È utilizzato:
- come aromatizzante,[19][20]
- come pesticida,[21]
- come arma chimica,[22]
- nella produzione di acque pesanti per i reattori nucleari,
- nell'industria petrolchimica,[16]
- nella produzione di alcuni catalizzatori,
- nella purificazione di nichel e manganese,[23]
- come reagente analitico,
- nell'industria chimica per la produzione di composti organici con una funzione tiolica (RSH, dove R è un gruppo idrocarburico) o con un gruppo tiolico associato a un’altra funzione (es. alcolica o acida),
- in metallurgia.[24]
Superconduttività
[modifica | modifica wikitesto]A pressioni sopra 90 GPa (gigapascal), l'acido solfidrico diventa un conduttore metallico di elettricità. Raffreddata sotto la temperatura critica questa fase diventa superconduttiva. La temperatura critica cresce con la pressione da 23 K (100 GPa) a 150 K (200 GPa). Se il gas viene compresso a temperature superiori alla temperatura critica e poi raffreddato, la transizione viene portata a 203 K (−70 °C), la più alta temperatura di transizione superconduttiva conosciuta nel 2015. Si ritiene che sostituendo una piccola quantità di zolfo con del fosforo ed usando pressioni maggiori si possa innalzare la temperatura critica sopra 0 °C (273 K) e quindi ottenere la superconduttività a temperatura ambiente.[25]
Impatto ambientale
[modifica | modifica wikitesto]L'inquinamento delle acque con idrogeno solforato provoca la moria di pesci. L'effetto sulle piante non è acuto, ma cronico per la sottrazione di microelementi essenziali per il funzionamento dei sistemi enzimatici.[26]
Note
[modifica | modifica wikitesto]- ^ Matheson Gas Products; Matheson Gas Data Book 6th Ed p.408 (1980)
- ^ https://haz-map.com/Agents/22
- ^ Scheda del solfuro di idrogeno anidro su IFA-GESTIS, su gestis-en.itrust.de (archiviato dall'url originale il 16 ottobre 2019).
- ^ G. Deiana e M. V. Crivelli, Chimica e Mineralogia, collana Principia Naturae, Vol. 3, SEI - Società Editrice Internazionale, 1961, p. 252.
- ^ (EN) [Hydrogen sulfide], su De Gruyter. URL consultato il 29 agosto 2024.
- ^ a b c Hydrogen Sulfide Carbonyl Sulfide | Toxic Substances | Toxic Substance Portal | ATSDR, su wwwn.cdc.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ NIOSH warns of agricultural hazards., U.S. Department of Health and Human Services, Public Health Service, Centers for Disease Control and Prevention, National Institute for Occupational Safety and Health, 19 luglio 1994. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ a b c d The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals, 14th ed. Edited by Maryadele J. O'Neil (Editor), Patricia E. Heckelman (Senior Associate Editor), Cherie B. Koch (Associate Editor), and Kristin J. Roman (Assistant Editor). Merck and Co., Inc.: Whitehouse Station, NJ. 2006. 2564 pp. $125.00. ISBN 0-911910-00-X., in Journal of the American Chemical Society, vol. 129, n. 7, 6 gennaio 2007, pp. 2197–2197, DOI:10.1021/ja069838y. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ a b (EN) Molecule of the Week Archive - Hydrogen sulfide, su acs.org, 6 luglio 2015.
- ^ (EN) Csaba Szabo, A timeline of hydrogen sulfide (H2S) research: From environmental toxin to biological mediator, in Biochemical Pharmacology, vol. 149, 2018-03, pp. 5–19, DOI:10.1016/j.bcp.2017.09.010. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ N. N. Greenwood e A. Earnshaw, Chemistry of the Elements, 2ª ed., Butterworth-Heinemann, 1997, p. 673, ISBN 0-7506-3365-4.
- ^ a b c (EN) Toxin and Toxin Target Database (T3DB), Hydrogen sulfide, su t3db.ca.
- ^ a b c d e HYDROGEN SULFIDE | CAMEO Chemicals | NOAA, su cameochemicals.noaa.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ a b Kirk‐Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, Wiley, 4 dicembre 2000, ISBN 978-0-471-48494-3. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) PubChem, Hydrogen Sulfide, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ a b c (EN) PubChem, Hazardous Substances Data Bank (HSDB) : 576, su pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) J. Harada, N. Kitamura, Structure and phase transition of solid hydrogen sulfide, su www.crystallography.net, 1964. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ a b S. A. Roach, Air Sampling Instruments for Evaluation of Atmospheric Contaminants: American Conference of Governmental Industrial Hygienists, Cincinnati (1960), in Occupational and Environmental Medicine, vol. 18, n. 1, 1º gennaio 1961, pp. 83–83, DOI:10.1136/oem.18.1.83-a. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ L_2012267IT.01000101.xml, su eur-lex.europa.eu. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) Substances Added to Food (formerly EAFUS), su hfpappexternal.fda.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) US EPA National Center for Environmental Assessment, Hydrogen sulfide, su US EPA. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) U.S. National Cancer Institute, NCI Thesaurus (NCIt), su ncithesaurus.nci.nih.gov.
- ^ Francois Pouliquen, Claude Blanc e Emmanuel Arretz, Hydrogen Sulfide, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, 15 giugno 2000, DOI:10.1002/14356007.a13_467. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ (EN) MeSH Linked Data, su id.nlm.nih.gov. URL consultato il 27 ottobre 2025.
- ^ Edwin Cartlidge, Superconductivity record sparks wave of follow-up physics, in Nature, vol. 524, n. 7565, agosto 2015, p. 277, Bibcode:2015Natur.524..277C, DOI:10.1038/nature.2015.18191, PMID 26289188.
- ^ Idrogeno solforato (H2S) — ARPAT - Agenzia regionale per la protezione ambientale della Toscana, su www.arpat.toscana.it. URL consultato il 27 ottobre 2025.
Voci correlate
[modifica | modifica wikitesto]Altri progetti
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Collegamenti esterni
[modifica | modifica wikitesto]- (EN) hydrogen sulfide / hydrosulfuric acid, su Enciclopedia Britannica, Encyclopædia Britannica, Inc.
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