Прејди на содржината

Сулфурводород

Од Википедија — слободната енциклопедија
Сулфурводород
Skeletal formula of hydrogen sulfide with two dimensions
Ball-and-stick model of hydrogen sulfide
Ball-and-stick model of hydrogen sulfide
Spacefill model of hydrogen sulfide
Spacefill model of hydrogen sulfide
Систематско име Сулфан[1]
Други називи

  • Диводород моносулфид
  • Кисел гас
  • Диводород сулфид
  • Канализациски гас
  • Сулфан
  • Сулфуриран водород
  • Сулфур хидрид
  • Сулфурводородна киселина
  • Хидротионска киселина

Назнаки
7783-06-4 Ок
3DMet B01206
Бајлштајн 3535004
ChEBI CHEBI:16136 Ок
ChEMBL ChEMBL1200739 Н
ChemSpider 391 Ок
EC-број 231-977-3
303
3Д-модел (Jmol) Слика
KEGG C00283 Ок
MeSH Hydrogen sulfide
PubChem 402
RTECS-бр. MX1225000
UNII YY9FVM7NSN Ок
ОН-бр. 1053
Својства
Хемиска формула
Моларна маса 0 g mol−1
Изглед Безбоен гас
Мирис Непријатен, мирис на расипани јајца
Густина 1.363 g dm−3
Точка на топење
Точка на вриење
4 g dm−3 (at 20 °C)
Парен притисок 1740 kPa (at 21 °C)
Киселост (pKa) 7.0[2][3]
−25.5·10−6 cm3/mol
Показател на прекршување (nD) 1.000644 (0 °C)[4]
Структура
Геометрија на молекулата Bent
Диполен момент 0.97 D
Термохемија
Ст. енталпија на
образување ΔfHo298 		−21 kJ mol−1[5]
Стандардна моларна
ентропија So298 		206 J mol−1 K−1[5]
Специфичен топлински капацитет, C 1.003 J K−1 g−1
Опасност
Безбедност при работа:
Главни опасности
 Запалив и високо токсичен
NFPA 704
4
4
0
Температура на запалување −82.4 °C (−116.3 °F; 190.8 K) [6]
232 °C (450 °F; 505 K)
Граници на запалливост 4.3–46%
Смртоносна доза или концентрација:
  • 713 ppm (rat, 1 hr)
  • 673 ppm (mouse, 1 hr)
  • 634 ppm (mouse, 1 hr)
  • 444 ppm (rat, 4 hr)
  • 600 ppm (human, 30 min)
  • 800 ppm (human, 5 min)
NIOSH (здравствени граници во САД):
PEL (дозволива)
 C 20 ppm; 50 ppm [10-minute maximum peak]
REL (препорачана)
 C 10 ppm (15 mg/m3) [10-minute]
IDLH (непосредна опасност)
 100 ppm
Дополнителни податоци
 Ок(што е ова?)  (провери)
Освен ако не е поинаку укажано, податоците се однесуваат на материјалите во нивната стандардна состојба (25 °C, 100 kPa)
Наводи

Сулфурводород (водород сулфид или сулфан) — хемиско соединение со хемиска формула H2S. Станува збор за безбоен гас со карактеристичен непријатен мирис на расипани јајца. Сулфурводородот е многу отровен, корозивен и запалив гас.[7]

Сулфурводородот често настанува преку процесот на микробно разградување на органска материја во отсуство на кислород, како на пример во мочуриштата и канализациите; овој процес е познат како анаеробен метаболизам, а го вршат микроорганизми кои го редуцираат сулфатот. H2S се јавува и во вулкански гасови, во природниот гас, и во некои природни водени извори.[8] Човечкото тело произведува мали количини на H2S и го користи како сигнална молекула.[9]

Сулфурводородот бил откриен во 1777 година од страна на шведскиот хемичар Карл Вилхелм Шеле.

Својства

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот е малку погуст од воздухот, а смеса од H2S и воздух може да биде експлозивна. Сулфурводородот гори во кислород со син пламен формирајќи сулфур диоксид (SO2) и вода. Во принцип, сулфурводородот делува како редуктор, особено во присуство на база, која формира SH−.

На високи температури или во присуство на катализатори, сулфур диоксидот реагира со сулфурводородот за да формира елементарен сулфур и вода. Оваа реакција се користи во Клаусовиот процес, кој е важен индустриски метод за отстранување на сулфурводород.

Сулфурводородот е слабо растворлив во вода и делува како слаба киселина (pKa = 6,9 во раствор со концентрација од 0,01–0,1 mol/l, на температура од 18 °C), при што се ослободува хидросулфиден јон HS− (или SH−). Сулфурводородот и неговите раствори се безбојни. Кога е изложен на воздух, полека оксидира за да формира елементарен сулфур, кој не е растворлив во вода. Во воден раствор не се добива сулфиден анјон S2−.[10]

Сулфурводородот реагира со метални јони за да формира метални сулфиди, кои се нерастворливи цврсти супстанци кои често се црни по боја. Олово (II) ацетатна хартија се користи за откривање на сулфурводород, бидејќи лесно се претвора во олово (II) сулфид, кој е црн по боја. При реакција на металните сулфиди со силна киселина често се ослободува сулфурводород.

На притисоци поголеми од 90 GPa (гигапаскали) сулфурводородот станува метален спроводник на електрична струја. Кога се лади под критична температура почнува да добива својства на суперспроводник. Критичната температура се зголемува со зголемување на притисокот, почнувајќи од 23 К (Келвини) на притисок од 100 GPa, до температура од 150 К на притисок од 200 GPa. Ако сулфурводородот се стави под притисок на повисоки температури, а потоа се излади, критичната температура достигнува 203 K (−70 °C), која е највисоката прифатена критична температура за суперспроводливост заклучно со 2015 година. Со замена на мали количини на сулфур со фосфор и употреба на уште поголеми притисоци, се предвидува дека критичната температура може да се зголеми на температури над 0 °C (273 K) и да се постигне суперпроводливост на собна температура.[11]

Добивање

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот најчесто се добива со негово одвојување од т.н. кисел гас, што е земен гас со голема содржина на H2S. Може исто така да се добие и со третирање на водород со стопен елементарен сулфур на температура од околу 450 °C. Како извор на водород во овој процес може да послужат јаглеводородите.[12]

Сулфат-редуцирачките и сулфур-редуцирачките бактерии создаваат корисна енергија во анаеробни услови со употреба на сулфати или елементарен сулфур за оксидација на органски соединенија или водород; овој процес продуцира сулфурводород како отпаден производ.

Стандардно лабораториско добивање на ова соединение е со реакција на железен сулфид со силна киселина во Кипов генератор (Кипов апарат):

FeS 2HCl → FeCl2 H2S

Во квалитативната неорганска анализа се користи тиоацетамид за добивање на H2S:

CH3C(S)NH2 H2O → CH3C(O)NH2 H2S

Многу метални и неметални сулфиди, на пример, алуминиум сулфид, фосфор пентасулфид, силициум дисулфид, ослободуваат сулфурводород при реакција со вода:[13]

6H2O Al2S3 → 3H2S 2Al(OH)3

Овој гас, исто така, може да се добие со загревање на сулфур со цврсти органски соединенија и со редукција на сулфурни органски соединенија со водород.

Биосинтеза во организмот

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот може да се создаде во клетките по ензимски или неензимски пат. Во телото тој делува како гасовита сигнална молекула за која е познато дека го инхибира комплексот IV на митохондријалниот електронски транспортен синџир, што доведува до намалување на генерацијата на ATP и со тоа целокупната биохемиска активност во клетките.[14] Познати се три ензими кои го синтетизираат H2S: цистатионин γ-лиаза (CSE), цистатионин β-синтетаза (CBS) и 3-меркаптопируват сулфуртрансфераза (3-MST).[15] Овие ензими се идентификувани во мноштво на биолошки клетки и ткива, а забележано е дека нивната активност е индуцирана кај многу заболувања.[16] Сѐ повеќе станува јасно дека H2S е важен медијатор на широк спектар на функции во клетките и кај здравите и кај болните поединци. Ензимите CBS и CSE се главните создавачи на H2S во организмот, по механизам на транссулфурација.[17] Овие ензими се одликуваат со трансфер на сулфурен атом од метионин на серин, за да формираат молекула на цистеин. 3-MST, исто така, придонесува за продукција на сулфурводород преку катаболниот пат на цистеинот. Аминокиселините метионин и цистеин служат како примарни супстрати за патеките на транссулфурација и во продукцијата на сулфурводород. Сулфурводородот, исто така, може да се синтетизира по неензиматски пат.[18]

Сулфурводородот учествува и во физиолошки процеси како вазодилатација кај животните, 'ртење на семињата и одговор на стрес кај растенијата.[14] Сигнализирањето со сулфурводород е исто така тесно поврзано со физиолошки процеси за кои се знае дека се посредувани од реактивни кислородни видови и реактивни азотни видови. Се покажало дека H2S стапува во интеракција со NO што резултира со неколку клеточни ефекти, како и создавањето на нов сигнал наречен нитрозотиол. Познато е дека сулфурводородот ги зголемува нивоата на глутатион, кој пак ги намалува нивоата на реактивните кислородни видови во клетките. Полето на H2S-биологија произлегло од полето за токсикологија на животната средина во истражување на улогите на ендогено-продуцираниот H2S во физиолошки услови и во различни патофизиолошки состојби.[19] Според моменталната класификација може да се идентификуваат патофизиолошки состојби со преголема продукција на H2S (на пример, карцином и Даунов синдром) и патофизиолошки состојби со дефицит на H2S (на пример кај васкуларни заболувања).[20] Иако нашето разбирање за биологијата на сулфурводородот има значително напреднато во текот на последнава деценија,[21][22][23] сепак многу прашања остануваат неразјаснети.[16]

Употреба

[уреди | уреди извор]

Производство на сулфур, тиооргански соединенија и сулфиди на алкални метали

[уреди | уреди извор]

Главната употреба на сулфурводородот е како претходник на елементарниот сулфур. Неколку органосулфурни соединенија се произведуваат со помош на сулфурводород, како на пример, метантиол, етантиол и тиогликолна киселина.[12]

При реакција на сулфурводород со бази на алкални метали се добиваат алкални хидросулфиди, како што се натриум хидросулфид и натриум сулфид:

H2S NaOH → NaSH H2O NaSH NaOH → Na2S H2O

Овие соединенија се користат во индустријата за производство на хартија.[12]

Натриум сулфидот при реакција со киселини дава хидросулфиди и сулфурводород; оваа реакција служи како извор на хидросулфиди во производството на тиофенол.[24]

Аналитичка хемија

[уреди | уреди извор]

Повеќе од еден век, сулфурводородот бил важен во аналитичката хемија при квалитативната неорганска анализа на метални јони. Во овие анализи, јони на тешки метали (и неметали) (на пр., Pb(II), Cu(II), Hg(II), As(III)) се таложат од растворот со помош на H2S). Компонентите на добиениот талог се раствораат со одредена селективност и на тој начин се идентификуваат.

Претходник на метални сулфиди

[уреди | уреди извор]

Како што е наведено погоре, многу метални јони реагираат со сулфурводород за да создадат метални сулфиди. Ова се користи, на пример, во прочистувањето на гасовите или водите загадени со сулфурводород. При прочистување на металните руди со флотација, минералните прашоци често се третираат со сулфурводород за да се зајакне сепарацијата. Катализаторите кои се користат во хидродесулфоризацијата рутински се активираат со сулфурводород, а однесувањето на металните катализатори што се користат во другите делови на рафинеријата исто така се менува со употреба на сулфурводород.

Наоѓање во природата

[уреди | уреди извор]
Депозити на сулфур на карпа, создадени од вулкански гас

Мали количини на сулфурводород се наоѓаат во нафтата, а во земниот гас може да го има и до 30%.[25] Вулканите и некои топли извори (како и некои ладни извори) испуштаат H2S, каде што веројатно се јавува преку хидролиза на сулфидните минерали. Сулфурводородот може природно да биде присутен во бунарска вода, најчесто како резултат на дејството на сулфат-редуцирачките бактерии. Сулфурводородот се создава и во цревниот тракт на човечкото тело во многу мали количини, преку бактериското разградување на белковините што содржат сулфур. Исто така се создава и во устата и е една од причините за непријатен здив (халитоза).[26]

Дел од глобалните емисии на H2S се резултат на човековата активност. Најголем индустриски извор на H2S се рафинериите на нафта. Процесот на хидродесулфоризација го ослободува сулфурот од нафтата со дејство на водород. Добиениот H2S се претвора во елементарен сулфур со помош на делумно согорување во Клаусовиот процес, кој е главен извор на елементарен сулфур. Други антропогени извори на сулфурводород се печките за јаглен, фабриките за хартија (со употреба на Крафтовиот процес) и канализациите. H2S се јавува секаде каде постои контакт помеѓу елементарен сулфур и органски материјал, особено при високи температури. Во зависност од условите на животната средина, тој е одговорен за расипување на материјали преку дејството на некои микроорганизми кои го оксидираат сулфурот и ова се нарекува биогена сулфидна корозија.

Граѓаните може да бидат изложени на сулфурводород доколку живеат во близина на постројки за третман на отпадни води, депонии, фарми каде се складира ѓубриво, како и во близина на нафтени и гасни полиња. Изложеноста се јавува преку вдишување на загаден воздух или пиење на контаминирана вода.[27]

Отстранување од водата

[уреди | уреди извор]

Постојат голем број на процеси за отстранување на сулфурводородот од водата за пиење.[28]

Континуирано хлорирање
За нивоа на сулфурводород до 75 mg/L, во процесот на прочистување се користи хлор како оксидирачки агенс, кој стапува во реакција со сулфурводородот. При оваа реакција се добива цврст сулфур. Обично, хлорот кој се употребува е во форма на натриум хипохлорит.[29]
Аерација
За концентрации на сулфурводород помали од 2 mg/L идеален процес за прочистување е аерацијата. Кислород се додава во водата за да реагира со сулфурводородот при што се добива безмирисен сулфат.[30]
Додавање на нитрати
Може да се користи калциум нитрат за да се спречи создавање на сулфурводород во отпадните води.

Отстранување од гасови кои се користат како гориво

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот често се наоѓа во земниот гас и во биогасот, од каде се отстранува со технологии кои користат амини. При ваквите процеси, сулфурводородот најпрво се претвора во амониумова сол, а земниот гас останува непроменет.

Сулфидниот анјон последователно се регенерира со загревање на растворот на амин сулфид. Сулфурводородот добиен со овој процес обично се претвора во елементарен сулфур со помош на Клаусовиот процес.

Дијаграм на типичен процес за прочистување со употреба на амини, кој се користи во нафтените рафинерии, постројки за обработка на земен гас и други индустриски капацитети.

Безбедност

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот е многу токсичен и запалив гас (граници на запалливост: 4,3–46%). Бидејќи е потежок од воздухот, тој има тенденција да се акумулира на дното од слабо проветрени простории. Иако на почеток иритира со својот мирис, типичен на расипани јајца, тој брзо го затапува сетилото за мирис,[31] па жртвите може да не бидат свесни за неговото присуство сè додека не биде предоцна.

Токсичност

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот е отров со широк спектар, што значи дека може да делува на неколку различни системи во организмот, иако нервниот систем е најмногу засегнат. Токсичноста на H2S е споредлива со онаа на јаглерод моноксидот.[32] Тој се врзува за железото во митохондријалните цитохромни ензими, со што го спречува клеточното дишење.

Бидејќи сулфурводородот се јавува природно во организмот, околината и во цревата, постојат ензими за негова неутрализација. Прагот на презаситеност на овие ензими просечно е околу 300-350 ppm. Многу детектори за токсични гасови, како што се оние што ги користат комуналните услуги, работниците во канализациони системи и петрохемиски постројки, се подесени да алармираат на нивоа од 5 до 10 ppm и да даваат јак аларм на нивоа од 15 ppm. Детоксикацијата се изведува со оксидација на сулфурводородот до сулфат, кој е безопасен.[33]

Третманот на луѓе изложени на сулфурводород вклучува итно вдишување на амил нитрит, инјекции на натриум нитрит или администрација на 4-диметиламинофенол во комбинација со вдишување на чист кислород, администрација на бронходилататори за надминување на евентуалниот бронхоспазам, а во некои случаи и хипербарична терапија со кислород.[32][34][35][36]

Изложеноста на пониски концентрации може да резултира со иритација на очите, болка во грлото и кашлица, гадење, недостаток на здив и течност во белите дробови (пулмонален едем).[32] Овие ефекти се верува дека се должат на реакцијата на сулфурводородот со јони на алкални метали присутни во влажните површински ткива, при што се создава натриум сулфид, кој делува како каустик.[37] Овие симптоми обично исчезнуваат по неколку недели.

Долготрајната изложеност на ниски нивоа на сулфурводород може да резултира со појава на замор, губење на апетит, главоболки, раздразливост, лоша меморија и вртоглавица.[38]

Краткотрајната изложеност на високи нивоа може да предизвика колабирање, престанок на дишење и голема веројатност за смрт. Доколку не дојде до смрт, може да се јави кортикална псевдоламинарна некроза, дегенерација на базалните ганглии и церебрален едем.[32] Иако респираторната парализа може да настане веднаш, таа може да се јави во период и до 72 часа.[39]

Сулфурводородот во природната средина

[уреди | уреди извор]

Циклус на сулфурот

[уреди | уреди извор]
Талог од езерце; црната боја се должи на металните сулфиди

Сулфурводородот е централно соединение во сулфурниот циклус, кој е биогеохемискиот циклус на сулфурот на Земјата.[40]

Во отсуство на кислород, сулфат-редуцирачките и сулфур-редуцирачките бактерии добиваат енергија со оксидација на водородот или органските соединенија и истовремена редукција на сулфатот или сулфурот до сулфурводород. Други бактерии го ослободуваат сулфурводородот од аминокиселини кои содржат сулфур; ова придонесува за мирисот на флатуленцијата.

При распаѓање на органската материја во хипоксични услови (како на пример во мочуриштата, еутрофичните езера или мртвите зони на океаните), сулфат-редуцирачките бактериите ги користат сулфатите присутни во водата за да ја оксидираат органската материја, создавајќи сулфурводород како отпад. Вака создадениот сулфурводородот реагира со метални јони во водата и создава метални сулфиди, кои не се растворливи во вода. Овие метални сулфиди, како што е железниот сулфид FeS, често се црни или кафеави по боја, и придонесуваат за темната боја на тињата.

Неколку групи на бактерии можат да го користат сулфурводородот како гориво, оксидирајќи го до елементарен сулфур или сулфат со помош на растворен кислород, метални оксиди (на пр. Fe оксихидроксиди и Mn оксиди), или нитрати како акцептори на електрони.[41]

Пурпурните сулфурни бактерии и зелените сулфурни бактерии го користат сулфурводородот како дарител на електрони во фотосинтезата, со што се создава елементарен сулфур.

Присуство во меѓуsвездениот простор и другите планети

[уреди | уреди извор]

Сулфурводородот често се среќава како компонента на меѓуѕвездениот простор.[42] Исто така е детектиран во облаците на планетите во нашиот сончев Систем.[43][44]

Масовни изумирања

[уреди | уреди извор]
Присуство на сулфурводород (зелено) што се протега на должина од околу 150 километри долж брегот на Намибија. Како што водата осиромашена со кислород стига до крајбрежјето, бактериите во седиментот богат со органски материи продуцираат сулфурводород, кој е токсичен за рибите.

Сулфурводородот се претпоставува дека бил еден од факторите кои придонеле за неколку масовни изумирања на животинскиот свет на Земјата во минатото. Се претпоставува дека масовното изумирање на животинскиот свет пред околу 252 милиони години (Пермско-тријаско изумирање) се должело делумно на зголеменото ниво на сулфурводородот во океаните и во воздухот.[45]

Поврзано

[уреди | уреди извор]

Наводи

[уреди | уреди извор]
  1. ↑ „Hydrogen Sulfide - PubChem Public Chemical Database“. The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
  2. ↑ Perrin, D.D. (1982). Ionisation Constants of Inorganic Acids and Bases in Aqueous Solution (2. изд.). Oxford: Pergamon Press.
  3. ↑ Bruckenstein, S.; Kolthoff, I.M., in Kolthoff, I.M.; Elving, P.J. Treatise on Analytical Chemistry, Vol. 1, pt. 1; Wiley, NY, 1959, pp. 432–433.
  4. ↑ Patnaik, Pradyot (2002). Handbook of Inorganic Chemicals. McGraw-Hill. ISBN 978-0-07-049439-8.
  5. ↑ 5,0 5,1 Zumdahl, Steven S. (2009). Chemical Principles (6. изд.). Houghton Mifflin Company. стр. A23. ISBN 978-0-618-94690-7.
  6. ↑ „Hydrogen sulfide“. npi.gov.au.
  7. ↑ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2. изд.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
  8. ↑ „Hydrogen Sulphide In Well Water“. Посетено на 4 September 2018.
  9. ↑ Bos, E. M; Van Goor, H; Joles, J. A; Whiteman, M; Leuvenink, H. G (2015). „Hydrogen sulfide: Physiological properties and therapeutic potential in ischaemia“. British Journal of Pharmacology. 172 (6): 1479–1493. doi:10.1111/bph.12869. PMC 4369258. PMID 25091411.
  10. ↑ May, P.M.; Batka, D.; Hefter, G.; Könignberger, E.; Rowland, D. (2018). „Goodbye to S2-“. Chem. Comm. 54 (16): 1980–1983. doi:10.1039/c8cc00187a. PMID 29404555.
  11. ↑ Cartlidge, Edwin (18 August 2015). „Superconductivity record sparks wave of follow-up physics“. Nature. 524 (7565): 277. Bibcode:2015Natur.524..277C. doi:10.1038/nature.2015.18191. PMID 26289188.
  12. ↑ 12,0 12,1 12,2 Francois Pouliquen; Claude Blanc; Emmanuel Arretz; Ives Labat; Jacques Tournier-Lasserve; Alain Ladousse; Jean Nougayrede; Gérard Savin; Raoul Ivaldi (200). Ullmann's Encyclopedia of Chemical Industry. Hydrogen Sulfide. doi:10.1002/14356007.a13_467. ISBN 978-3527306732.
  13. ↑ McPherson, William (1913). Laboratory manual. Boston: Ginn and Company. стр. 445.
  14. ↑ 14,0 14,1 T., Hancock, John (2017). Cell signalling (Fourth. изд.). Oxford, United Kingdom. ISBN 9780199658480. OCLC 947925636.
  15. ↑ Huang, Caleb Weihao; Moore, Philip Keith (2015), „H2S Synthesizing Enzymes: Biochemistry and Molecular Aspects“, Chemistry, Biochemistry and Pharmacology of Hydrogen Sulfide, Springer International Publishing, 230: 3–25, doi:10.1007/978-3-319-18144-8_1, ISBN 9783319181431, PMID 26162827
  16. ↑ 16,0 16,1 Kabil, Omer; Banerjee, Ruma (2014-02-10). „Enzymology of H2S Biogenesis, Decay and Signaling“. Antioxidants & Redox Signaling. 20 (5): 770–782. doi:10.1089/ars.2013.5339. ISSN 1523-0864. PMC 3910450. PMID 23600844.
  17. ↑ Kabil, Omer; Vitvitsky, Victor; Xie, Peter; Banerjee, Ruma (2011-07-15). „The Quantitative Significance of the Transsulfuration Enzymes for H2S Production in Murine Tissues“. Antioxidants & Redox Signaling. 15 (2): 363–372. doi:10.1089/ars.2010.3781. ISSN 1523-0864. PMC 3118817. PMID 21254839.
  18. ↑ Kabil, Omer; Banerjee, Ruma (2014-02-10). „Enzymology of H2S Biogenesis, Decay and Signaling“. Antioxidants & Redox Signaling. 20 (5): 770–782. doi:10.1089/ars.2013.5339. ISSN 1523-0864. PMC 3910450. PMID 23600844.
  19. ↑ Szabo, Csaba (March 2018). „A timeline of hydrogen sulfide (H2S) research: from environmental toxin to biological mediator“. Biochemical Pharmacology. 149: 5–19. doi:10.1016/j.bcp.2017.09.010. ISSN 0006-2952. PMC 5862769. PMID 28947277.
  20. ↑ Szabo, Csaba; Papapetropoulos, Andreas (October 2017). „International Union of Basic and Clinical Pharmacology. CII: Pharmacological Modulation of H2S Levels: H2S Donors and H2S Biosynthesis Inhibitors“. Pharmacological Reviews. 69 (4): 497–564. doi:10.1124/pr.117.014050. ISSN 1521-0081. PMC 5629631. PMID 28978633.
  21. ↑ Wang, Rui (April 2012). „Physiological implications of hydrogen sulfide: a whiff exploration that blossomed“. Physiological Reviews. 92 (2): 791–896. doi:10.1152/physrev.00017.2011. ISSN 1522-1210. PMID 22535897.
  22. ↑ Li, Zhen; Polhemus, David J.; Lefer, David J. (17 August 2018). „Evolution of Hydrogen Sulfide Therapeutics to Treat Cardiovascular Disease“. Circulation Research. 123 (5): 590–600. doi:10.1161/CIRCRESAHA.118.311134. ISSN 1524-4571. PMID 30355137.
  23. ↑ Kimura, Hideo (2019-01-18). „Signalling by hydrogen sulfide and polysulfides via protein S-sulfuration“. British Journal of Pharmacology. doi:10.1111/bph.14579. ISSN 1476-5381. PMID 30657595.
  24. ↑ Khazaei, A.; и др. (2012). „Synthesis of thiophenols using sodium sulfide in acidic media“. Synlett. 23 (13): 1893–1896. doi:10.1055/s-0032-1316557.
  25. ↑ „Hydrogen Sulfide“. Earthworks. Посетено на 2020-04-18.
  26. ↑ Agency for Toxic Substances and Disease Registry (July 2006). „Toxicological Profile For Hydrogen Sulfide“ (PDF). стр. 154. Посетено на 2012-06-20.
  27. ↑ „Hydrogen Sulfide“ (PDF). Agency for Toxic Substances and Disease Registry. December 2016.
  28. ↑ Lemley, Ann T.; Schwartz, John J.; Wagenet, Linda P. „Hydrogen Sulfide in Household Drinking Water“ (PDF). Cornell University.
  29. ↑ „Hydrogen Sulfide (Rotten Egg Odor) in Pennsylvania Groundwater Wells“. Penn State. Penn State College of Agricultural Sciences. Архивирано од изворникот на 2015-01-04. Посетено на 1 December 2014.
  30. ↑ McFarland, Mark L.; Provin, T. L. „Hydrogen Sulfide in Drinking Water Treatment Causes and Alternatives“ (PDF). Texas A&M University. Архивирано од изворникот (PDF) на 2020-07-30. Посетено на 1 December 2014.
  31. ↑ „Why Does My Water Smell Like Rotten Eggs?“. Minnesota Department of Health. Посетено на 20 January 2020.
  32. ↑ 32,0 32,1 32,2 32,3 Lindenmann, J.; Matzi, V.; Neuboeck, N.; Ratzenhofer-Komenda, B.; Maier, A; Smolle-Juettner, F. M. (December 2010). „Severe hydrogen sulphide poisoning treated with 4-dimethylaminophenol and hyperbaric oxygen“. Diving and Hyperbaric Medicine. 40 (4): 213–217. PMID 23111938. Архивирано од изворникот на 2014-01-08. Посетено на 2013-06-07.
  33. ↑ Ramasamy, S.; Singh, S.; Taniere, P.; Langman, M. J. S.; Eggo, M. C. (2006). „Sulfide-detoxifying enzymes in the human colon are decreased in cancer and upregulated in differentiation“. Am. J. Physiol. Gastrointest. Liver Physiol. 291 (2): G288–96. doi:10.1152/ajpgi.00324.2005. PMID 16500920.
  34. ↑ Gerasimon, G.; Bennett, S.; Musser, J.; Rinard, J. (May 2007). „Acute hydrogen sulfide poisoning in a dairy farmer“. Clin. Toxicol. 45 (4): 420–423. doi:10.1080/15563650601118010. PMID 17486486.
  35. ↑ Belley, R.; Bernard, N.; Côté, M; Paquet, F.; Poitras, J. (July 2005). „Hyperbaric oxygen therapy in the management of two cases of hydrogen sulfide toxicity from liquid manure“. CJEM. 7 (4): 257–261. doi:10.1017/s1481803500014408. PMID 17355683. Архивирано од изворникот на 2010-09-11. Посетено на 2008-07-22.
  36. ↑ Hsu, P.; Li, H.-W.; Lin, Y.-T. (1987). „Acute hydrogen sulfide poisoning treated with hyperbaric oxygen“. J. Hyperbaric Med. 2 (4): 215–221. ISSN 0884-1225. Архивирано од изворникот на 2008-12-07. Посетено на 2008-07-22.
  37. ↑ Lewis, R.J. (1996). Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials. 1–3 (9. изд.). New York, NY: Van Nostrand Reinhold.
  38. ↑ Hemminki, K.; Niemi, M. L. (1982). „Community study of spontaneous abortions: relation to occupation and air pollution by sulfur dioxide, hydrogen sulfide, and carbon disulfide“. Int. Arch. Occup. Environ. Health. 51 (1): 55–63. doi:10.1007/bf00378410. PMID 7152702.
  39. ↑ „The chemical suicide phenomenon“. Firerescue1.com. 2011-02-07. Архивирано од изворникот на 2015-04-04. Посетено на 2013-12-19.
  40. ↑ Barton, Larry L.; Fardeau, Marie-Laure; Fauque, Guy D. (2014). Kroneck, Peter M.H.; Sosa Torres, Martha E. (уред.). The Metal-Driven Biogeochemistry of Gaseous Compounds in the Environment. Chapter 10. Hydrogen Sulfide: A Toxic Gas Produced by Dissimilatory Sulfate and Sulfur Reduction and Consumed by Microbial Oxidation. Metal Ions in Life Sciences. 14. Springer. стр. 237–277. doi:10.1007/978-94-017-9269-1_10. ISBN 978-94-017-9268-4. PMID 25416397.
  41. ↑ Jørgensen, B. B.; Nelson, D. C. (2004). Amend, J. P.; Edwards, K. J.; Lyons, T. W. (уред.). Sulfur Biogeochemistry – Past and Present. Sulfide oxidation in marine sediments: Geochemistry meets microbiology. Geological Society of America. стр. 36–81.
  42. ↑ Despois, D. (1999). „Radio line observations of molecular and isotopic species in comet C/1995 O1 (Hale-Bopp) Implications on the interstellar origin of cometary ices“. Earth, Moon, and Planets. 79: 103–124. doi:10.1023/A:1006229131864.
  43. ↑ Irwin, P. G. J.; Toledo, D.; Garland, R.; Teanby, N. A.; Fletcher, L. N.; Orton, G. A.; Bézard, B. (2018). „Detection of hydrogen sulfide above the clouds in Uranus's atmosphere“. Nature Astronomy. 2 (5): 420–427. Bibcode:2018NatAs...2..420I. doi:10.1038/s41550-018-0432-1.CS1-одржување: повеќе имиња: список на автори (link)
  44. ↑ Lissauer, Jack J.; de Pater, Imke (2019). Fundamental Planetary Sciences : physics, chemistry, and habitability. New York, NY, USA: Cambridge University Press. стр. 149–152. ISBN 9781108411981.
  45. ↑ „Impact from the Deep“. Scientific American (англиски). Посетено на 2020-04-24.

Дополнителни ресурси

[уреди | уреди извор]
  •  Committee on Medical and Biological Effects of Environmental Pollutants (1979). Hydrogen Sulfide. Baltimore: University Park Press. ISBN 978-0-8391-0127-7.

Надворешни врски

[уреди | уреди извор]
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Сулфурводород&oldid=5224656“