Mostrar código-fonte de Sulfeto de hidrogênio

{{mais notas|data=Maio de 2011}}
{{Info/Química
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|   Name = Sulfeto de hidrogênio
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|   IUPACName = Sulfeto de hidrogénio; sulfano
|  OtherNames = Hidrogênio sulfuretado; sulfeto de hidrogênio; hidreto de enxofre; sulfidreto; hidrogênio sulfurado; ácido sulfídrico; gás de esgoto; névoa fétida; gás de ovos podres; ''brimstone'' (aproximadamente, "pedra de enxofre")
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|  Density = 0,99 g·cm<sup>-3</sup> (no ponto de ebulição)<ref name=roempp>{{citar livro |editor=Thieme Chemistry |titulo=Römpp Online |edição=Version 3.5 |editora=Thieme |local=Stuttgart |data=2009}}</ref> <br /> 1,54 kg·m<sup>-3</sup> (0&nbsp;°C)<ref name="BGIA GESTIS">{{GESTIS|Name=Schwefelwasserstoff|ZVG=1130|CAS=7783-06-4|data=3. September 2007}}</ref>
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|  SolubleOther =  11–12 l·l<sup>-1</sup> em [[etanol]] (20&nbsp;°C) </sup><ref name=roempp/>  <br />solúvel em [[dissulfeto de carbono|CS<sub>2</sub>]], [[metanol]], [[acetona]]; <br /> muito solúvel em [[alcanolamina]] {{carece de fontes|data=junho de 2017}}
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|  pKa = 7,00 <ref name=pKa>{{citar web | url=http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf | título=pKa Data Compiled by R. Williams | lingua=en | acessodata=2011-10-28 | arquivourl=https://web.archive.org/web/20100602043012/http://research.chem.psu.edu/brpgroup/pKa_compilation.pdf | arquivodata=2010-06-02 | urlmorta=yes }}</ref> <br /> 12,92<ref name=pKa/>
|   RefractIndex = 1.000644 (0&nbsp;°C) <ref>Pradyot Patnaik. ''Handbook of Inorganic Chemicals''. McGraw-Hill, 2002, ISBN 0-07-049439-8</ref>
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|   Function = Compostos da forma H<sub>2</sub>X, em que X é um calcogênio,
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}}

'''Sulfeto de hidrogénio''', em nomenclatura antiga '''sulfureto de hidrogénio''', citado algumas vezes como '''gás sulfídrico''' ou '''sulfidreto''', é um [[gás]] com odor de [[ovo]]s podres ou carne em decomposição. Em solução aquosa, é chamado de '''ácido sulfídrico'''. É solúvel em água e [[etanol]] e pode ser preparado pela ação de [[ácido]]s [[minerais]] em [[sulfeto]]s metálicos, geralmente em laboratórios, pela reação de [[ácido clorídrico]] com [[sulfeto de ferro|sulfeto de ferro II]]. Seu ponto de ebulição ocorre a 212,86 [[K]].

O '''sulfeto de [[hidrogénio]]''' é um [[composto]] [[corrosão|corrosivo]], [[veneno]]so e [[gás|gasoso]] em seu [[estado natural]]. Consiste em dois [[átomo]]s de [[hidrogénio]] e um de [[enxofre]]. Encontrado no gás sintético do [[carvão]], no [[gás natural]] e nos tipos de [[petróleo]] que contêm enxofre.

'''Ácido sulfídrico''' é outro nome usual para o composto, embora não quimicamente correto, pois esse nome só é dado quando o sulfeto de hidrogênio está diluído em água. O H<sub>2</sub>S [[dissolução|dissolvido]] em água comporta-se como um [[ácido]] [[inorgânico]] fraco, formado pela [[ionização]] do H<sub>2</sub>S em água. Com [[bases]] fortes, forma sais, os [[sulfeto]]s.  Numa solução ácida, o ácido sulfídrico é um agente redutor moderado. Este ácido tem um papel importante em análises qualitativas tradicionais, onde se precipitam metais com sulfetos insolúveis.

É um gás muito encontrado na [[indústria petroquímica]] e de [[refinaria|refino de petróleo]], onde determina-se que todas as atividades devem ser paralisadas quando existir uma concentração maior que 8 ppm ([[partes por milhão]]) na atmosfera local.

== Geral ==

O ácido sulfídrico, como é popularmente tratado e que é sua solução aquosa, ocorre naturalmente no petróleo cru, gás natural, gases vulcânicos, e mananciais de [[Estância termal|águas termais]] (próximas a vulcões). Também pode ocorrer como resultado da [[Decomposição|degradação]] [[Bactéria|bacteriana]] de [[matéria]] [[orgânico|orgânica]] em condições [[anaeróbio|anaeróbicas]]. Gera-se a partir de alguns [[aminoácidos]] ou pela [[redução]] de [[sulfato]]s presentes em [[micro-organismo]]s sulfatorredutores. É produto de dejetos [[animais]] e [[humanos]]. As [[bactéria]]s que se encontram na boca e no trato gastrointestinal produzem ácido sulfídrico ao degradar materiais que contêm [[proteína]]s [[vegetais]] e animais. O ácido sulfídrico pode ser produzido por atividades industriais, tais como processamento alimentício, coquerias, fábricas de [[papel]], curtumes e refinarias de petróleo.

== Propriedades ==

O odor do sulfeto de hidrogénio pode ser percebido por humanos ([[Limiar de detecção de odor|limiar do odor]]) em quantidades tão pequenas quanto 8,1 [[Parte por bilhão|ppb]] (11 μg/m<sup>3</sup>).<ref>CHRONIC TOXICITY SUMMARY - [http://oehha.ca.gov/air/chronic_rels/pdf/7783064.pdf HYDROGEN SULFIDE] - '''oehha.ca.gov''' {{en}}</ref><ref>Amoore JE (1985). The perception of hydrogen sulfide odor in relation to setting an ambient standard. Olfacto-Labs, Berkeley, CA: prepared for the California Air Resources board.</ref><ref>Amoore JE, and Hautala E. 1983. Odor as an aid to chemical safety: Odor thresholds compared with threshold limit values and volatilities for 214 chemicals in air and water dilution. J. Appl. Toxicol. 3(6):272-290.</ref> É citada percepção em concentrações tão baixas quanto 0,00047 partes por milhão (470 partes por trilhão).<ref>{{citar web | url=http://www.extension.iastate.edu/Publications/PM1963A.pdf | título=The Science of Smell Part 1: Odor perception and physiological response }}- '''www.extension.iastate.edu''' {{en}}</ref><ref>Water Environment Federation. 1978. Odor Control for Wastewater Facilities. Manual of Practice No. 22. Water Pollution Control Federation, Washington D.C.</ref>

O sulfeto de hidrogénio é levemente mais pesado que o ar. A mistura de H<sub>2</sub>S e ar é explosiva. Sulfeto de hidrogénio e [[oxigênio|oxigénio]] queimam com uma chama azul para formar [[dióxido de enxofre]] e [[água]].

Queima ao ar, quando em condições adequadas, produzindo, igualmente, [[dióxido de enxofre]] e água:

:2 H<sub>2</sub>S + 3 O<sub>2</sub> <math>\longrightarrow</math> 2 H<sub>2</sub>O + 2 SO<sub>2</sub>

Quando a quantidade de oxigênio não é a suficiente para a completa reação acima, forma-se enxofre livre, conjuntamente com água:

:2 H<sub>2</sub>S + O<sub>2</sub> <math>\longrightarrow</math> 2 S + 2 H<sub>2</sub>O

Em alta temperatura ou na presença de [[catalisador]]es, o dióxido de enxofre formado pode ser conduzido a reagir com sulfeto de hidrogênio para formar [[enxofre]] elementar e [[água]]. Isto é explorado no [[processo Claus]], o principal meio para converter sulfeto de hidrogênio em enxofre elementar.

Em geral, o sulfeto de hidrogênio atua como um [[agente redutor]], apresentando um forte comportamento quando assim atua, do que pode-se apresentar vários exemplos:

* Reduz os [[halogênio|halogénio]]s, liberando enxofre e formando o [[Haleto de hidrogênio|ácido halogenídrico]]:

:I<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>S <math>\longrightarrow</math> 2 HI + S

:Br<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>S <math>\longrightarrow</math> 2 HBr + S

* Reduz o [[ácido nítrico]] a [[monóxido de nitrogénio]]:

:H<sub>2</sub>S + HNO<sub>3</sub> <math>\longrightarrow</math> 2 H<sub>2</sub>O + SO<sub>2</sub> + 2 NO

Se sulfeto de hidrogénio gasoso é colocado em contato com o ácido nítrico concentrado, ele explode.

O sulfeto de hidrogénio é levemente solúvel em água e atua como um [[ácido fraco]], dando o íon sulfídrico HS<sup>&minus;</sup> ([[Constante de dissociação ácida|p''K''<sub>a</sub>]] = 6,9 em soluções de 0,01-0,1&nbsp;mol/litro a 18&nbsp;°C) e o íon [[sulfeto]] S<sup>2&minus;</sup> (p''K''<sub>a</sub> = 11,96). Uma solução de sulfeto de hidrogénio em água −conhecida como ''ácido sulfídrico'', ou ainda citada como ''ácido hidrosulfúrico''<ref>{{citar web | url=http://btb.termiumplus.gc.ca/tpv2alpha/alpha-eng.html?lang=eng&i=1&index=enr&srchtxt=HYDROSULPHURIC | título=H<sub>2</sub>S disssolved into water is also known as ''sulfhydric acid'' or ''hydrosulfuric acid'' }}ver [http://www.termiumplus.gc.ca/ termiumplus.gc.ca] {{en}}</ref>, ou ainda, em certos livros de [[química analítica]], como "água de sulfidreto"− é inicialmente clara; mas após certo tempo torna-se turva. Isto é devido à lenta reação do sulfeto de hidrogénio com o oxigénio dissolvido na água, produzindo enxofre elementar, o qual precipita-se.

Reage com diversos sais de [[metal pesado|metais pesados]] ([[zinco]], [[cobre]], [[estanho]], [[ferro]], [[cobalto]], [[níquel]], etc) formando os [[sulfeto]]s insolúveis, quando em solução diluída:

:SnCl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>S <math>\longrightarrow</math> SnS + 2 HCl

:ZnSO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>S <math>\longrightarrow</math> ZnS + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>

Os sulfetos podem ser considerados os [[sal|sais]] do sulfeto de hidrogénio. Alguns [[minério]]s são sulfetos. Sulfetos metálicos costumam ter cor negra. O papel de [[acetato de chumbo (II)]] é usado para detectar sulfeto de hidrogénio pois torna-se cinza na presença do gás à medida em que [[sulfeto de chumbo (II)]] é produzido.

A reação de sulfetos metálicos com ácidos fortes libera sulfeto de hidrogênio.

O sulfeto de hidrogênio reage com álcoois formando [[Tiol|tióis]].

Em [[2015]], medições demonstraram que o sulfeto de hidrogênio é [[supercondutor]] a cerca de 200 graus Kelvin, cerca de 40 K mais elevados do que qualquer outro material conhecido até então.<ref>{{citar web | url=https://www.sciencenews.org/article/magnetic-test-boosts-case-record-setting-superconductor | título=Magnetic test boosts case for record-setting superconductor }}por  Andrew Grant  em 6 de julho de 2015</ref>

==Produção==

O sulfeto de hidrogênio é mais comumente obtido por sua separação do "[[gás azedo]]", que consiste em gás natural com alto conteúdo de H<sub>2</sub>S. Também pode ser produzido por reagir-se gás [[hidrogênio]] com o elemento enxofre fundido a aproximadamente 450&nbsp;°C. Hidrocarbonetos podem substituir hidrogênio neste processo.<ref>Jacques Tournier-Lasserve "Hydrogen Sulfide" em [[Ullmann's Encyclopedia of Chemical Industry]]</ref>

[[Bactéria redutora de sulfato|Bactérias redutoras de sulfato]] utilizam sulfatos para [[redox|oxidar]] compostos orgânicos ou hidrogênio e assim gerar energia sob condições de baixo oxigênio; isto resulta em sulfeto de hidrogênio como produto residual.

A preparação padrão em laboratório é lentamente aquecer [[sulfeto de ferro (II)|sulfeto ferroso]] (FeS) com um ácido forte num [[aparelho de Kipp]].

:FeS + 2 HCl → FeCl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>S

Uma alternativa menos conhecida e mais conveniente é reagir [[sulfeto de alumínio]] com água:

:6 H<sub>2</sub>O + Al<sub>2</sub>S<sub>3</sub> →  3 H<sub>2</sub>S + 2 Al(OH)<sub>3</sub>

Este gás é também produzido aquecendo-se enxofre juntamente com compostos orgânicos sólidos e utilizando hidrogênio para reduzir compostos orgânicos sulfurados.

O sulfeto de hidrogênio também é um subproduto de algumas reações e deve-se tomar cuidado quando a produção é provável, pois a exposição a ele pode ser fatal.

{| width="300" border="1" cellpadding="2" cellspacing="0" align="right"
|+ <font size="+1">'''Propriedades'''</font>
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" |
'''Termoquímica'''
|-----
| [[Entalpia de formação|Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>gás</sub>]]
| -20.5 [[joule (unidade)|kJ]]/[[mol]]
|-----
| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>líquido</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| Δ<sub>f</sub>H<sup>0</sup><sub>sólido</sub>
| ? kJ/mol
|-----
| [[Entropia de formação|S<sup>0</sup><sub>gás, 1 bar</sub>]]
| 205,77 J·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup>
|-----
| S<sup>0</sup><sub>líquido, 1 bar</sub>
| ? J·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup>
|-----
| S<sup>0</sup><sub>sólido</sub> || ? J·mol<sup>−1</sup>·K<sup>−1</sup>
|-----
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" |
'''Riscos'''
|-----
| Ingestão || Pode causar náuseas e vômitos.
|-----
| Inalação || Perigoso, pode ser fatal.
|-----
| Pele || Pode causar coceira e dor.
|-----
| Olhos || Pode causar queimaduras.
|-----
! colspan="2" bgcolor="#FFDEAD" |
<font size="-1">
</font>
|}

==Ocorrência==
[[Imagem:Deposit from hydrogen sulphide.jpg|thumb|left|140px|Depósito de enxofre sobre uma rocha, causado por gases vulcânicos.]]

Pequenas quantidades de sulfeto de hidrogênio ocorrem em [[Petróleo|petróleo cru]], mas o [[gás natural]] pode conter até 90% desse composto.<ref>"Burden of the Beasts: Ranchers wonder why Their Livestock Suffer and Die," Houston Chronicle, http://www.chron.com/content/chronicle/nation/h2s/alberta.html</ref> Um pouco de H<sub>2</sub>S é emitido por [[Vulcão|vulcões]] e algumas [[fonte termal|fontes quentes]] (assim como [[Fonte mineral|fontes frias]]), onde ele provavelmente surge por [[hidrólise]] de sulfetos minerais (SM), ''i.e.'' SM + H<sub>2</sub>O → MO + H<sub>2</sub>S.<ref>John W. Morse, Frank J. Millero, Jeffrey C. Cornwell and David Rickard; [http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6V62-4893XNX-4J&_user=10&_coverDate=03%2F31%2F1987&_rdoc=1&_fmt=high&_orig=gateway&_origin=gateway&_sort=d&_docanchor=&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=311caac667328cbe494b537a2c5fa9db&searchtype=a The chemistry of the hydrogen sulfide and iron sulfide systems in natural waters]; Earth-Science Reviews; Volume 24, Issue 1, March 1987, Pages 1-42; doi:10.1016/0012-8252(87)90046-8</ref><ref>Hiroshi Ohmotoa and Antonio C. Lasagaa; [http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6V66-4887PHN-JF&_user=10&_coverDate=10%2F31%2F1982&_rdoc=1&_fmt=high&_orig=gateway&_origin=gateway&_sort=d&_docanchor=&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=5a774dcac9286289aa644f971ef44125&searchtype=a Kinetics of reactions between aqueous sulfates and sulfides in hydrothermal systems]; Geochimica et Cosmochimica Acta; Volume 46, Issue 10, October 1982, Pages 1727-1745; doi:10.1016/0016-7037(82)90113-2</ref>

Aproximadamente 10% das emissões globais de H<sub>2</sub>S devem-se a atividades humanas. De longe, a maior rota industrial para o H<sub>2</sub>S ocorre em [[Refinaria de petróleo|refinarias de petróleo]]: O processo de [[hidrodessulfurização]] libera enxofre do [[petróleo]] pela ação de hidrogênio. O H<sub>2</sub>S resultante é convertido em enxofre elementar por combustão parcial pelo [[processo Claus]], que é a principal fonte de enxofre elementar. Outras fontes antropogênicas de sulfeto de hidrogênio incluem fornos de [[coque]], [[Fábrica de papel|fábricas de papel]] (usando o método do sulfato), e [[curtume]]s. O H<sub>2</sub>S surge de virtualmente qualquer enxofre elementar que entre em contato com material orgânico, especialmente a altas temperaturas.

O sulfeto de hidrogênio pode estar presente naturalmente em água de poços. Em tais casos, o [[ozônio]] é comumente usado para sua remoção. Um método alternativo usa um filtro com [[dióxido de manganês]]. Ambos métodos oxidam sulfetos aos menos tóxicos [[sulfato]]s.

==Usos==
===Produção de compostos tio-orgânicos===
Diversos [[Composto organossulfurado|compostos organossulfurados]] são produzidos usando-se sulfeto de hidrogênio. Estes incluem [[metanotiol]], [[etanotiol]] e [[ácido tioglicólico]].

=== Sulfetos de metais alcalinos ===

Após combinar com bases de [[metal alcalino|metais alcalinos]], o sulfeto de hidrogênio converte-se em hidrosulfitos alcalinos tais como [[hidrossulfeto de sódio]] e [[sulfeto de sódio]], que são usados na degradação de [[biopolímero]]s. Tanto a [[depilação]] de couros quanto a [[lignina|deslignificação]] da polpa pelo [[processo Kraft]] são efetuados por sulfetos alcalinos.

=== Química analítica ===

O sulfeto de hidrogênio tem importância em [[química analítica]] há bem mais de um século na [[Análise qualitativa|análise qualitativa inorgânica]] de [[íon]]s [[Metal|metálicos]]. Nessas análises, íons de [[metal pesado|metais pesados]] (e [[não metal|não metais]], ''p.ex.'', [[Chumbo|Pb(II)]], [[Cobre|Cu(II)]], [[mercúrio (elemento químico)|Hg(II)]], [[Arsênio|As(III)]]) são precipitados da solução por exposição ao H<sub>2</sub>S. Os componentes do precipitado resultante redissolvem-se com alguma seletividade.

Para uso laboratorial em pequena escala em química analítica, o uso de [[tioacetamida]] tem superado o H<sub>2</sub>S como fonte de íons de sulfeto.

=== Precursor para sulfetos metálicos ===

Como indicado acima, muitos íons metálicos reagem com sulfeto de hidrogênio dando os correspondentes sulfetos metálicos. Esta conversão é amplamente explorada. Por exemplo, gases ou águas contaminados por sulfeto de hidrogênio pode ser limpos com sulfetos metálicos. Na purificação de [[minério]]s metálicos por [[flotação]], pós-minerais são comumente tratados com sulfeto de hidrogênio para melhorar a separação. Partes metálicas são às vezes passivadas com sulfeto de hidrogênio. Catalisadores usados em [[hidrodessulfurização]] são rotineiramente ativados com sulfeto de hidrogênio, e o comportamento de catalisadores metálicos usados em outras partes de [[refinaria]]s é também modificado com sulfeto de hidrogênio.

=== Outras aplicações ===

O sulfeto de hidrogênio é usado para separar óxido de [[deutério]], ou [[água pesada]] da água normal pelo [[Processo de Geib-Spevack|processo do sulfeto de Girdler]].

== Remoção de gases combustíveis ==

O sulfeto de hidrogênio é comumente encontrado em [[gás natural]], [[biogás]] e [[gás liquefeito de petróleo|LPG]]. Ele pode ser removido por uma variedade de processos.

=== Reação com óxido de ferro ===

Gás é bombeado através de um recipiente de [[óxido de ferro (III)]] [[Hidrato|hidratado]], o qual combina-se com sulfeto de hidrogênio.

:Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s)  +  H<sub>2</sub>O(l)  +  3 H<sub>2</sub>S(g) → Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub>(s) + 4 H<sub>2</sub>O(l)

De modo a regenerar óxido de ferro (III), o recipiente deve ser colocado fora de serviço, preenchido com água e aerado.

:2 Fe<sub>2</sub>S<sub>3</sub>(s)  +  3 O<sub>2</sub>(g)  +  2 H<sub>2</sub>O(l)  →  2 Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>(s) + 2H<sub>2</sub>O(l) + 6 S(s)

No final da reação de regeneração, a água do recipiente é drenada e pode ser retornada ao serviço.

A vantagem deste sistema é que ele é totalmente passivo durante a fase de extração.<ref>{{citar web | url=http://www.marcabcoinc.com/page2.html | título=REMOVAL AND REGENERATION CHEMICAL REACTIONS }}- '''www.marcabcoinc.com''' {{en}}</ref>

=== Hidrodessulfurização ===

[[Hidrodessulfurização]] é um método mais complexo de remoção de enxofre de combustíveis.

== Segurança ==

O sulfeto de hidrogênio é um gás altamente [[tóxico]] e inflamável ([[Limite explosivo|faixa de inflamabilidade]]: 4.3 % - 46 %). Sendo mais pesado que o ar, tende a acumular-se no fundo de espaços pobremente ventilados. Embora de odor muito pungente ao início, rapidamente enfraquece o sentido do olfato, assim as vítimas potenciais podem não estar cientes de sua presença, até que seja tarde demais. Para os procedimentos de manuseio, deve-se consultar uma ficha [[MSDS]] (do [[língua inglesa|inglês]] '''''M'''aterial '''S'''afety '''D'''ata '''S'''heet'', Ficha de Segurança de Material) de sulfeto de hidrogênio.<ref>
{{citar web
  |último = [[Iowa State University]]
  |primeiro = [http://avogadro.chem.iastate.edu/MSDS/homepage.html Department of Chemistry MSDS]
  |título = Hydrogen Sulfide Material Safety Data Sheet
  |url = http://avogadro.chem.iastate.edu/MSDS/hydrogen_sulfide.pdf
  |acessodata = 2009-03-14
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  |arquivodata = 2009-03-27
  |urlmorta = yes
  }}
</ref>

===Toxicidade===

O sulfeto de hidrogênio é considerado um veneno de largo espectro, o que significa que pode envenenar diferentes sistemas no corpo, embora o [[sistema nervoso]] seja principalmente afetado. A [[toxicidade]] do H<sub>2</sub>S é comparável com a do [[cianeto de hidrogênio]]. Ele forma uma [[Complexo (química)|ligação complexa]] com o [[ferro]] nas [[enzima]]s [[citocromo|citocrômicas]] [[mitocôndria|mitocondriais]], impedindo assim a [[respiração celular]].

Dado que o sulfeto de hidrogênio ocorre naturalmente no organismo, no ambiente e no intestino, as enzimas existentes no organismo são capazes de desintoxicá-lo por oxidação a sulfato (inofensivo).<ref>{{citar periódico|autor =S. Ramasamy, S. Singh, P. Taniere, M. J. S. Langman, M. C. Eggo|título=Sulfide-detoxifying enzymes in the human colon are decreased in cancer and upregulated in differentiation|periódico=Am J Physiol Gastrointest Liver Physiol| volume=291|páginas=G288–G296|ano=2006| url=http://ajpgi.physiology.org/cgi/content/full/291/2/G288|acessodata=2007-10-20| doi=10.1152/ajpgi.00324.2005| pmid=16500920|número=2}}</ref> Assim, baixos níveis de sulfeto de hidrogênio são tolerados indefinidamente.

Em algum nível limítrofe, que acredita-se estar em torno de 300–350 ppm, as enzimas oxidativas tornam-se sobrecarregadas. Muitos detectores de segurança pessoal de gás, tais como aqueles usados por trabalhadores da indústria petroquímica e em esgotos, são configurados para emitir sinais em níveis bem baixo, como 5 a 10 ppm, e para entrar em alarme em 15 ppm.

Um indício interessante de diagnóstico de intoxicação extrema por H<sub>2</sub>S é a descoloração de moedas de [[cobre]] nos bolsos da vítima. O tratamento envolve inalação imediata de [[nitrito de amila]], injeções de [[nitrito de sódio]], inalação de oxigênio puro, administração de [[broncodilatador]]es para superar eventuais [[broncoespasmo]]s e, em alguns casos, [[Medicina hiperbárica|terapia de oxigênio hiperbárico]] (TOH). A terapia TOH tem apoio anedotal e permanece controversa.<ref>{{citar periódico|autor =Gerasimon G, Bennett S, Musser J, Rinard J |título=Acute hydrogen sulfide poisoning in a dairy farmer |periódico=Clin Toxicol (Phila) |volume=45 |número=4 |páginas=420–3 |data=maio 2007 |pmid=17486486 |doi=10.1080/15563650601118010 |url=http://www.informaworld.com/openurl?genre=article&doi=10.1080/15563650601118010&magic=pubmed |acessodata=2008-07-22}}</ref><ref>{{citar periódico |autor=Belley R, Bernard N, Côté M, Paquet F, Poitras J |título=Hyperbaric oxygen therapy in the management of two cases of hydrogen sulfide toxicity from liquid manure |periódico=CJEM |volume=7 |número=4 |páginas=257–61 |data=julho 2005 |pmid=17355683 |url=http://www.cjem-online.ca/v7/n4/p257 |acessodata=2008-07-22 |arquivourl=https://web.archive.org/web/20100911113901/http://www.cjem-online.ca/v7/n4/p257 |arquivodata=2010-09-11 |urlmorta=yes }}</ref><ref>{{citar periódico|autor =Hsu P, Li H-W, Lin Y-T |título=Acute hydrogen sulfide poisoning treated with hyperbaric oxygen |periódico=J. Hyperbaric Med |volume=2 |número=4 |páginas=215–221 |ano=1987 |issn=0884-1225 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/4354 |acessodata=2008-07-22}}</ref>

Exposição a baixas concentrações podem resultar em irritação dos [[Olho humano|olhos]], dor de garganta e [[tosse]], náuseas, falta de ar e líquido nos [[pulmão|pulmões]]. Estes efeitos são atribuídos ao fato de que o sulfeto de hidrogênio combina-se com substâncias [[Alcalino|alcalinas]] presentes em tecidos da superfície úmida para formar [[sulfeto de sódio]], que é [[substância corrosiva|cáustico]].<ref>Lewis, R.J. ''Sax's Dangerous Properties of Industrial Materials.'' 9th ed. Volumes 1-3. New York, NY: Van Nostrand Reinhold, 1996</ref> Esses sintomas geralmente desaparecem em algumas semanas.

A longo prazo, um baixo nível de exposição pode resultar em [[Letargia|fadiga]], perda de apetite, [[cefaleia]]s, irritabilidade, perda de memória e [[Vertigem|vertigens]]. Exposição crônica abaixo nível de H<sub>2</sub>S (aproximadamente 2 [[partes por milhão|ppm]]) tem sido associada ao aumento de problemas de saúde reprodutiva e abortos entre trabalhadores russos e finlandeses de polpa de madeira,<ref>Hemminki K., Niemi M.L.; INT ARCH OCCUP ENVIRON HEALTH 51 (1): 55-63 (1982)</ref> mas essas conclusõe ainda não foram replicadas (até 1995).

* 0,00047 [[partes por milhão|ppm]] é o limiar de reconhecimento, a concentração na qual 50% dos seres humanos conseguem detectar o odor característico de sulfeto de hidrogênio,<ref>{{citar web | url=http://www.extension.iastate.edu/Publications/PM1963A.pdf | título=Odor perception and physiological  response }}</ref> normalmente descrito como de "ovos podres".
* Menos de 10 ppm tem um limite de exposição de 10 minutos numa jornada de trabalho de 8 horas.
* 10–20 ppm é a concentração limite da irritação ocular.
* 50–100 ppm leva a danos aos olhos.
* A 100–150 ppm o [[nervo olfatório]] é paralisado após umas poucas inalações, e o sentido do [[olfato]] desaparece, quase sempre juntamente com a consciência do perigo.<ref>USEPA; Health and Environmental Effects Profile for Hydrogen Sulfide p.118-8 (1980) ECAO-CIN-026A</ref><ref>Zenz, C., O.B. Dickerson, E.P. Horvath. ''Occupational Medicine.'' 3rd ed. St. Louis, MO., 1994, p.886</ref>
* 320–530 ppm conduz a [[edema pulmonar]] com a possibilidade de morte.
* 530–1000 ppm causa forte estimulação do [[sistema nervoso central]] e respiração acelerada, levando à perda de respiração.
* 800 ppm é a concentração letal para 50% dos humanos por 5 minutos de exposição ([[LC50]]).
* Concentrações acima de 1000 ppm causam colapso imediato com perda de respiração, mesmo após uma única inalação.

===Incidentes===
O sulfeto de hidrogênio foi usado pelos [[Grã-Bretanha|britânicos]] como [[Guerra química|agente químico]] durante a [[Primeira Guerra Mundial]]. Não foi considerado um gás de guerra ideal; no entanto, foi usado em duas ocasiões em 1916 quando caiu temporariamente o fornecimento de outros gases.<ref>{{citar livro
  |último = Foulkes
  |primeiro = Charles Howard
  |autorlink = Charles Foulkes (British Army officer)
  |título= "Gas!" The Story of the Special Brigade
  |publicado= Published by Naval & Military P.
  |ano= 2001
  |anooriginal= First published Blackwood & Sons, 1934
  |isbn = 1-84342-088-0
  |página= 105 }}
</ref>

O gás, produzido pela mistura de certos ingredientes domésticos, foi usado em uma onda de [[suicídio]]s em 2008, primordialmente mas não exclusivamente no [[Japão]].<ref>"[http://www.wired.com/threatlevel/2009/03/japanese-deterg/ Dangerous Japanese ‘Detergent Suicide’ Technique Creeps Into U.S]". Wired.com (Wired (revista)). 13 de Março de 2009.</ref> O fenômeno ocorreu também em 2010 em algumas cidades dos EUA e em Putney, Inglaterra. Os socorristas foram alertados quanto ao perigo de exposição a esse gás ao atender casos de suicídio.<ref>Ver ''e.g.'' info.publicintelligence.net: [http://info.publicintelligence.net/LARTTAChydrogensulfide.pdf 1], [http://info.publicintelligence.net/MAchemicalsuicide.pdf 2], [http://info.publicintelligence.net/illinoisH2Ssuicide.pdf 3], [http://info.publicintelligence.net/NYhydrogensulfide.pdf 4], [http://info.publicintelligence.net/KCTEWhydrogensulfide.pdf 5]</ref>

Acredita-se que um lixão de resíduos tóxicos contendo sulfeto de hidrogênio causou 17 mortes e milhares de intoxicações em Abidjan, na costa da África Ocidental, no incidente do [[Despejo de lixo tóxico na Costa do Marfim de 2006]].

Em 1975, uma explosão de sulfeto de hidrogênio em [[Denver City, Texas|Denver City]], [[Texas]], matou 9 pessoas.<ref>{{citar livro|url=http://books.google.com/?id=eCwEAAAAMBAJ&pg=PA66&lpg=PA66&dq=E+L+Short+%2B+Denver+City,+Texas#v=onepage&q=E%20L%20Short%20%2B%20Denver%20City%2C%20Texas&f=false|título=Howard Swindle, "The Deadly Smell of Success"|publicado=''[[Texas Monthly]], June 1975|acessodata=14 de dezembro de 2010|data=junho 1975}}</ref>

Em 1981, um vazamento de sulfeto de hidrogênio na Refinaria Henrique Lage (REVAP) em São José dos Campos matou 10 trabalhadores instantaneamente. O acidente ocorreu por um erro de projeto e operação de urgência na Unidade de Craqueamento Catalítico.<ref>{{Citar web|ultimo=Região|primeiro=Sindipetro-São José dos Campos e|url=https://www.sindipetrosjc.org.br/p/2461/memoria-o-mais-grave-acidente-ja-ocorrido-na-revap-que-matou-11-pessoas-completa-40-anos|titulo=Memória: o mais grave acidente já ocorrido na Revap, que matou 11 pessoas, completa 40 anos|acessodata=2022-04-06|website=Sindipetro - São José dos Campos e Região|lingua=pt-br}}</ref>

== Ver também ==

* [[Hidrodessulfurização]]
* [[Processo Claus]]
*[[Processo de Geib-Spevack]]

{{referências}}
{{Neurotransmissores}}<br />

[[Categoria:Ácidos]]
[[Categoria:Compostos de hidrogénio]]
[[Categoria:Sulfetos|Hidrogenio]]
[[Categoria:Gases industriais]]