Schwefelwasserstoff

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Strukturformel
Struktur von Schwefelwasserstoff
Allgemeines
Name Schwefelwasserstoff
Andere Namen
  • Wasserstoffsulfid
  • Dihydrogensulfid
  • Sulfan (IUPAC)
Summenformel H2S
CAS-Nummer 7783-06-4
Kurzbeschreibung

farbloses, nach faulen Eiern riechendes Gas[1]

Eigenschaften
Molare Masse 34,08 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte
  • 0,99 g·cm−3 (am Siedepunkt)[2]
  • 1,54 kg·m−3 (0 °C)[1]
Schmelzpunkt

−85,7 °C[1]

Siedepunkt

−60,20 °C[1]

Dampfdruck

1,82 MPa (20 °C)[1]

pKs-Wert
Löslichkeit
  • in Wasser (0 °C, 1000 hPa): 6,72 g·l−1[1]
  • in Ethanol (20 °C): 11–12 l·l−1[2]
Dipolmoment

0,97833 D[4] (3,263 · 10−30 C · m)

Brechungsindex

1,307 (16,85 °C)[5]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [6]
06 – Giftig oder sehr giftig 02 – Leicht-/Hochentzündlich 04 – Gasflasche 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 330​‐​220​‐​280​‐​400
P: 260​‐​210​‐​273​‐​304+340​‐​315​‐​377Vorlage:P-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze​‐​381​‐​405​‐​403 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [7] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [6]
Sehr giftig Hochentzündlich Umweltgefährlich
Sehr giftig Hoch-
entzündlich
Umwelt-
gefährlich
(T+) (F+) (N)
R- und S-Sätze R: 12​‐​26​‐​50
S: (1/2)​‐​9​‐​16​‐​36​‐​38​‐​45Vorlage:S-Sätze/Wartung/mehr als 5 Sätze​‐​61
MAK
  • 7,1 mg·m−3[1]
  • 5 ml·m−3[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche nicht möglich

Schwefelwasserstoff (auch Wasserstoffsulfid, Dihydrogensulfid, nicht zu verwechseln mit dem Hydrogensulfid-Anion HS, welches oft auch „Hydrogensulfid“ genannt wird) ist eine chemische Verbindung aus Schwefel und Wasserstoff mit der Formel H2S. Das übel riechende, farblose, stark giftige Gas ist brennbar und in Wasser wenig, in Ethanol etwas besser löslich. H2S ist eine schwache Säure, deren Salze die Sulfide und Hydrogensulfide sind.

Schon in sehr geringen Konzentrationen ist Schwefelwasserstoff durch seinen typischen Geruch nach faulen Eiern zu erkennen. Er entsteht bei der Zersetzung von schwefelhaltigen Aminosäuren in den Proteinen von Eiklar und Dotter.

Vorkommen[Bearbeiten]

In der Natur kommt Schwefelwasserstoff als sehr variabler Bestandteil (von Spuren bis zu 80 Vol-%) in Erdgas und in Erdöl, als vulkanisches Gas und in Quellwasser gelöst vor. Er entsteht außerdem beim Abbau von Biomasse durch Fäulnis bzw. Verwesung (z. B. Tierkadaver, Leichen, Zersetzung der Laubstreu, Faulschlammbildung am Grund eutropher Seen usw.), Mülldeponien, Abwasserhochdruckleitungen oder bei Verdauungsvorgängen im Darm, den er mit dem Flatus verlässt. Ein Verursacher des unangenehmen Mundgeruchs beim Menschen ist – neben anderen flüchtigen schwefelhaltigen organischen Verbindungen (Methanthiol, Dimethylsulfid) – Schwefelwasserstoff.[8]

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff lässt sich labormaßstabmäßig herstellen, indem man im Kippschen Apparat Salzsäure auf Eisen(II)-sulfid tropfen lässt:

\mathrm{FeS + 2\ HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2S}
Aus Eisen(II)-sulfid und Salzsäure entsteht Eisen(II)-chlorid und Schwefelwasserstoff.

Das so entstehende Produkt ist allerdings durch die Ausgangsprodukte mit Gasen wie Wasserstoff, Kohlendioxid, Stickstoff und Sauerstoff verunreinigt. Bei Verwendung von natürlichem Eisensulfid (z. B. Pyrrhotin) kann das Produkt zusätzlich auch noch mit Gasen wie Arsenwasserstoff, Monophosphan, Selenwasserstoff, Tellurwasserstoff und ähnlichem verunreinigt sein. Reiner Schwefelwasserstoff kann durch Erhitzen einer konzentrierten Magnesiumhydrogensulfid-Lösung oder aus den Elementen, oder aus Natriumsulfid und Phosphorsäure erhalten werden.[9]

In der Petrochemie (Raffinerien) fällt Schwefelwasserstoff in großen Mengen bei der Hydrodesulfurierung von Erdöl an.

Eigenschaften[Bearbeiten]

Bindungslänge und -winkel

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten]

Thermodynamik:

ΔfH0g : −20,5 kJ/mol

S0g, 1 bar: 205,77 J/(mol·K)

In 1 l Wasser lösen sich bei Raumtemperatur bis zu 2,582 l Schwefelwasserstoffgas.

Schwefelwasserstoff ist geringfügig schwerer als Luft, unter Normalbedingungen beträgt der Dichteunterschied etwa 19 %.

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten]

Mit einem pKs-Wert von 6,9 ist Schwefelwasserstoffsäure – ähnlich wie Hydrogensulfit – eine recht schwache Säure. Die wässrige Lösung reagiert mit vielen Schwermetallsalzen zu unlöslichen Sulfiden, was man sich im Kationentrennungsgang zunutze macht. Entsprechend wird das Gas mit Bleiacetatpapier nachgewiesen, da es mit Blei(II)-Ionen zu schwarzem Bleisulfid (PbS) reagiert. Ebenso reagiert es mit Eisen(II)-Ionen zu schwarzem Eisensulfid (FeS).

Die obige Reaktion zur Gewinnung ist auch umkehrbar. Bei natürlichen Bedingungen (pH 5–10) kann man Schwefelwasserstoff in wässriger Lösung mit Eisen(II)-chlorid zu Eisen(II)-sulfid binden.

\mathrm{H_2S + FeCl_2 \longrightarrow FeS + 2 \ HCl}

Dies ist bei Biogas, Faulgas und im Abwasserkanal gängige Praxis. Man macht sich die große Affinität von Eisen zu Schwefel zunutze, um Biogas und Faulgas zu reinigen. Hier würde bei der weiteren Verwendung in Gasmotoren das nach der Verbrennung entstehende Schwefeldioxid erhebliche Korrosionsprobleme verursachen.

Schwefelwasserstoff verbrennt bei Luftzufuhr mit blauer Flamme zu SO2 und Wasser, wobei unter anderem Schweflige Säure (H2SO3) entsteht. Aus der wässrigen Lösung scheidet sich bei Luftzufuhr allmählich Schwefel ab.

Mit Schwefeldioxidgas komproportioniert es in Anwesenheit von Wasserdampf zu Schwefel und Wasser (Rauchgasentschwefelung, Redoxreaktion), mit Chlorgas bildet sich Schwefel und Chlorwasserstoffgas (Salzsäure). Schwefelwasserstoffgas ist zudem ein kräftiges Reduktionsmittel.

Sicherheitstechnische Kenngrößen[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff bildet leicht entzündliche Gas-Luft-Gemische. Der Explosionsbereich liegt zwischen 4,3 Vol-% (60 g/m3) als untere Explosionsgrenze (UEG) und 45,5 Vol-% (650 g/m3) als obere Explosionsgrenze (OEG). Der maximale Explosionsdruck beträgt 5,9 bar. Die Grenzspaltweite wurde mit 0,83 mm bestimmt. Es resultiert damit eine Zuordnung in die Explosionsgruppe IIB. Die Zündtemperatur beträgt 270 °C. Der Stoff fällt somit in die Temperaturklasse T3.[11]

Verwendung[Bearbeiten]

Großchemie[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff ist die Hauptquelle für elementaren Schwefel (Claus-Prozess), welcher wiederum zu über 95 Prozent zu Schwefelsäure umgesetzt wird.

Chemische Analytik[Bearbeiten]

Im klassischen Kationentrennungsgang wird es zum Ausfällen einer ganzen Gruppe benutzt (Schwefelwasserstoffgruppe). Durch Einleiten von H2S-Gas in schwach saure Lösungen fallen aus: As2S3, SnS2, Sb2S3, HgS, SnS, PbS, Bi2S3, CuS und bei Verdünnen mit Wasser auch CdS. Diese Kationen sind dann weiter aufzutrennen und mithilfe von Nachweisreaktionen zu identifizieren.

Wegen seiner Giftigkeit wird im Kationen-Trennungsgang zunehmend auf Schwefelwasserstoff verzichtet. Stattdessen werden die benötigten Sulfid-Anionen in situ erzeugt, zum Beispiel mit Hilfe von Thioacetamid, in kleineren Mengen auch durch Erhitzen von Schwefel mit Kerzenwachs.

H2S-Gang: Dieses Verfahren baut auf dem klassischen Trennungsgang auf. Durch spezifische Reagenzien werden chemisch ähnliche Kationen gruppenweise zur Fällung gebracht. Der Niederschlag wird in weiterer Folge aufgetrennt und analysiert, mit dem Überstand (der Lösung) wird weitergearbeitet und daraus die nächste Gruppe zur Fällung gebracht.

Sicherheitshinweise[Bearbeiten]

Besondere Gefahr für den Menschen[Bearbeiten]

Klassifikation nach ICD-10
T59 Toxische Wirkung sonstiger Gase, Dämpfe oder sonstigen Rauches
T59.6 Schwefelwasserstoff
ICD-10 online (WHO-Version 2013)

Schwefelwasserstoff ist ein äußerst giftiges Gas, das zur Schwefelwasserstoffvergiftung führen kann. Durch seine hohe Dichte sammelt sich das Gas am Boden.

Schwefelwasserstoff hat die Eigenschaft, die Geruchsrezeptoren zu betäuben, wodurch eine Erhöhung der Konzentration nicht mehr über den Geruch wahrgenommen wird. Der Schwellwert für die Betäubung der Geruchsrezeptoren liegt bei einer Konzentration von 200 ppm H2S.[2]

Kurzfristige Giftwirkung[Bearbeiten]

Der Schwefelwasserstoff bildet bei Kontakt mit Schleimhäuten und Gewebeflüssigkeit im Auge, der Nase, des Rachens und in der Lunge Alkalisulfide, die eine sehr starke Reizwirkung verursachen. Eine Folge davon sind Wassereinlagerungen in der Lunge. Die Symptome verschwinden gewöhnlich innerhalb weniger Wochen.

Die eigentliche Giftwirkung beruht auf einer Zerstörung des roten Blutfarbstoffes Hämoglobin und damit einer Lähmung der intrazellulären Atmung. Der Mechanismus ist bis heute unklar, es wird vermutet, dass allgemein schwermetallhaltige, sauerstoffübertragende Enzyme inaktiviert werden. Der kleinere, nichtoxidierte Teil des Schwefelwasserstoffs kann Schäden im zentralen und evtl. auch peripheren Nervensystem hervorrufen.

Auf den Menschen ergeben sich folgende Wirkungen:[12]

Langzeit-Einwirkung unter niedrigen Dosen kann zu Müdigkeit, Appetitlosigkeit, Kopfschmerzen, Gereiztheit, Gedächtnisschwäche und Konzentrationsschwäche führen.

Auf den Menschen ergeben sich konzentrationsabhängig Vergiftungserscheinungen:

  • < 100 ppm: nach mehreren Stunden
  • > 100 ppm: < 1 Stunde
  • ≈ 500 ppm: lebensgefährlich in 30 Minuten
  • ≈ 1.000 ppm: lebensgefährlich in wenigen Minuten
  • ≈ 5.000 ppm: tödlich in wenigen Sekunden

Das bedeutet, dass H2S-Konzentrationen von 0,1 % nach wenigen Minuten und solche von 0,5 % nach wenigen Sekunden tödlich wirken. Bewusstlosigkeit tritt bei solchen Konzentrationen schon innerhalb eines oder mehrerer Atemzüge ein.

Die Konzentration an H2S, die auf menschliche Zellen durch Hemmung der Zellatmung schädlich wirkt, wurde in vitro mit 0,32 µmol/l festgestellt.[13]

Langzeitwirkung[Bearbeiten]

Tierstudien zeigen, dass Schweine, die mit schwefelwasserstoffhaltigen Nahrungsmitteln gefüttert wurden, nach einigen Tagen an Diarrhoe leiden und einen Gewichtsverlust nach etwa 105 Tagen zeigen.

Physiologie[Bearbeiten]

Metabolismus[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff entsteht im Körper kurzfristig beim Abbau eines Überschusses von Cystein mittels der Cystathionin-γ-Lyase (EC 4.4.1.1), die normalerweise Cystathionin zu Cystein abbaut, jedoch auch Cystein weiter abbauen kann:

\mathrm{Cystein + H_2O \longrightarrow Serin + H_2S}

In Ratten wurde eine weitere Reaktion desselben Enzyms nachgewiesen, die von Cystin ausgeht, beim Menschen aber keine Rolle spielt:

\mathrm{CyS\text{-}SCy \longrightarrow Pyruvat + NH_3 + CyS\text{-}SH \xrightarrow{2H^+} Cys + H_2S}

Das Gas verbindet sich schnell mit Thiolresten von in der Umgebung befindlichen Proteinen (-Cys wird zu -CySSH) und verändert dadurch deren biologische Aktivität. Insbesondere das Enzym Cytochrom-c-Oxidase wird dadurch deaktiviert. Der Großteil wird jedoch in den Mitochondrien über Thiosulfat und Sulfit zu Sulfat oxidiert, oder über Cysteinsulfinat zu Sulfit/Sulfat oder Taurin prozessiert.[14]

Oxidation zu Sulfat[Bearbeiten]

Mitochondrien schützen sich vor H2S beziehungsweise HS durch dessen Oxidation zu Sulfat, die in drei Schritten stattfindet:

\mathrm{2\ HS^- + O_2 + H_2O \longrightarrow S_2O_3^{2-} + 4\ e^- + 4\ H^+}

Zunächst wird H2S durch einen Enzymkomplex zu Thiosulfat oxidiert. Im Detail finden drei Einzelreaktionen statt, die durch die Enzyme Sulfid:Chinon-Oxidoreduktase (EC 1.8.5.-), Schwefeldioxygenase (EC 1.13.11.18) und Rhodanase katalysiert werden.[15]

\mathrm{S_2O_3^{2-} + 2\ GSH \longrightarrow SO_3^{2-} + H_2S + GSSG}
\mathrm{S_2O_3^{2-} + RSH \longrightarrow SO_3^{2-} + RSSH}

Ein Teil der Oxidation von Thiosulfat zu Sulfit geschieht mithilfe von Glutathion und dem Enzym Thiosulfatreduktase (EC 2.8.1.3), ein anderer Teil nutzt die Thiosulfat-Schwefeltransferase.[14]

\mathrm{SO_3^{2-} + H_2O \longrightarrow SO_4^{2-} + 2\ e^- + 2\ H^+}

Zuletzt oxidiert die Sulfitoxidase Sulfit zu Sulfat. Eine Bestätigung des Abbauwegs ergab sich durch die Identifikation der mitochondrialen Schwefeldioxygenase mit dem ETHE1-Gen, das bei einer seltenen Mutation zu einer Erbkrankheit mit Schädigungen durch erhöhte H2S-Konzentrationen führt.[14]

Funktion[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff fungiert im menschlichen Körper ähnlich wie Stickstoffmonoxid als Botenstoff (siehe auch Gasotransmitter) und wirkt gefäßerweiternd (vasodilatativ). Es wird sowohl in Endothelzellen der Blutgefäße als auch in glatten Muskelzellen aus der Aminosäure L-Cystein gebildet. Wird Gefäßendothel über Muskarinische Acetylcholinrezeptoren stimuliert, kommt es zur Freisetzung von H2S. Dies führt in den glatten Muskelzellen der Gefäßmuskulatur zur Aktivierung spannungsaktivierter und kalziumaktivierter Kaliumkanäle. Dadurch kommt es zu einer Hyperpolarisation der glatten Muskelzellen und letztendlich zu einer Erweiterung der Blutgefäße (Vasodilatation).[16]

Anwendung[Bearbeiten]

Schwefelwasserstoff könnte möglicherweise als Mittel gegen Erektionsstörungen Anwendung finden. Es wird natürlich in den Schwellkörpern des Penis und der glatten Muskulatur der Penis-Arterie gebildet. Versuche zeigten, dass sowohl L-Cystein als auch Schwefelwasserstoff(-Salz) extern zugeführt eine konzentrationsabhängige Erektion in den Penisschwellkörpern (Corpora cavernosa penis) verursachen.[17]

In niedrigen Konzentrationen führt Schwefelwasserstoff bei Mäusen zu einer Verlangsamung von Stoffwechselvorgängen und zu einem Absinken der Körpertemperatur. Dieser winterschlafähnliche Zustand ist voll reversibel und für die Tiere unschädlich.[18] Es laufen Untersuchungen, ob man sich diesen Effekt in der Transplantationsmedizin zu Nutze machen kann, um Qualität und Überlebenszeit von Organen, die zur Transplantation vorgesehen sind, zu verbessern.[19] Darüber hinaus wird in Humanstudien untersucht, ob Schwefelwasserstoff die Überlebenswahrscheinlichkeit von Notfallpatienten verbessern kann.[20] Ziel ist es dabei, durch Inhalation bzw. Injektion von H2S den Stoffwechsel zu verlangsamen und somit den Sauerstoffbedarf zu reduzieren. Im Idealfall wäre diese Maßnahme bereits präklinisch, z. B. durch den Rettungsdienst, durchzuführen.[21]

In einer Studie von 2007 an der University of Alabama at Birmingham, die im Fachblatt Proceedings of the National Academy of Sciences veröffentlicht wurde, ist Schwefelwasserstoff in sehr geringer Dosis vermutlich auch als wesentlicher Faktor für die gesundheitliche Wirkung von Knoblauch verantwortlich. Die Autoren berichten, dass Knoblauch das Risiko für Herzerkrankungen durch Bluthochdruck, erhöhtes Blutfett (Cholesterin) und andere Faktoren senkt. In Bevölkerungsgruppen, die viel Knoblauch verzehren, gebe es daher auch weniger Probleme mit zu hohem Blutdruck.[22]

Gesundheitshinweis Bitte den Hinweis zu Gesundheitsthemen beachten!

Analytik[Bearbeiten]

Sowohl die Toxizität als auch seine biologische Relevanz stellen hohe Anforderungen an die Analytik von Schwefelwasserstoff. Im Gegensatz zur oben erwähnten Verwendung von H2S im anorganischen Trennungsgang werden hier instrumentelle, quantitative Nachweisverfahren für H2S vorgestellt.

Instrumentelle Analytik[Bearbeiten]

Optische Bestimmung[Bearbeiten]

Die am häufigsten verwendete chromogene Reaktion für den photometrischen Nachweis von H2S und Sulfiden ist die Reaktion mit N',N-Dimethyl-p-phenylendiamin zum Methylenblau. Dabei werden Eisen(III)-Salze als Katalysator verwendet. Das Reaktionsprodukt weist ein Absorptionsmaximum bei 670 Nanometer auf und kann photometrisch bestimmt werden.[23]

Elektroanalytik[Bearbeiten]

Amperometrie

Weit verbreitet sind amperometrische H2S-Sensoren. Bei der Amperometrie wird an eine Arbeitselektrode ein Potential angelegt und der resultierende Strom gemessen. Dieser ist proportional zur Konzentration des H2S. Schwefelwasserstoff wird dabei zum Sulfat oxidiert. Mit Kohlenstoffnanoröhren modifizierte Elektroden[24] erzielten bei einem Oxidationspotential von 100 mV eine Nachweisgrenze von 0,3 µmol/l. Die Bauart der verwendeten Elektroden ist eng verwandt mit der der Clark-Elektrode zur Sauerstoffbestimmung.[25]

Potentiometrie

Für die Sensorik von gasförmigem H2S wurden auch potentiometrische Sonden entwickelt. Als Beispiel können Feststoffelektrolyt-basierte, galvanische Halbzellen genannt werden, die zusammen mit H2S eine elektromotorische Kraft liefern, die gemessen wird. Mit Yttriumoxid-stabilisierten Zirkoniumröhren als Sensor konnten H2S-Konzentrationen in Luft bis 0,2 ppm mit zuverlässiger Reproduzierbarkeit gemessen werden.[26] Unter Verwendung von Hexacyanoferrat als Redoxpartner konnten sogar 30 ppb H2S nachgewiesen werden.[27]

Gaschromatographie[Bearbeiten]

Für die Analytik von gasförmigen Substanzen ist häufig die Gaschromatographie die erste Wahl. Nach erfolgter Trennung können Schwefelverbindungen wie H2S flammenphotometrisch bei einer Emissionswellenlänge von 397 Nanometer detektiert werden.[28] Ein Verfahren zum schnellen Spurennachweis von Schwefelwasserstoff in Kohlegas erzielte eine Nachweisgrenze von 10 ppb.[29][30]

Literatur[Bearbeiten]

  • Dieter Weismann, Manfred Lohse (Hrsg.): Sulfid-Praxishandbuch der Abwassertechnik. Vulkan, Essen 2007, ISBN 978-3-8027-2845-7.
  • Tatjana Hildebrandt, Manfred K. Grieshaber: Die vielen Seiten des Sulfids. Tödlich und doch lebensnotwendig. In: Biologie in unserer Zeit 39, Nr. 5, 2009, S. 328–334, doi:10.1002/biuz.200910403.
  • Springer, F. P., Über Schwefel und Schwefelwasserstoff – Zur Geschichte dieser Bestandteile von Erdgas, Erdöl-Erdgas-Kohle Heft 10 2011 S. 382–388.

Weblinks[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b c d e f g h i Eintrag zu Schwefelwasserstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 3. September 2007 (JavaScript erforderlich)
  2. a b c Eintrag: Schwefelwasserstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 1. Juni 2014.
  3. a b pKa Data Compiled by R. Williams (englisch, PDF; 77 kB)
  4. David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Dipole Moments, S. 9-51.
  5.  P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze: Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH4, GeH4, PH3, AsH3, H2S, and H2Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides. In: The Journal of Physical Chemistry. 100, Nr. 16, Januar 1996, ISSN 0022-3654, S. 6415–6420, doi:10.1021/jp953245k.
  6. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7783-06-4 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich).
  7. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  8. Wolfgang Legrum: Riechstoffe, zwischen Gestank und Duft, Vieweg + Teubner Verlag (2011) S. 61–62, ISBN 978-3-8348-1245-2.
  9. Georg Brauer (Hrsg.): Handbook of Preparative Inorganic Chemistry. Band 1. 2. Auflage. Academic Press, New York 1963, S. 344–346.
  10. a b Cubitt, A.G.; Henderson, C.; Staveley, L.A.K.; Fonseca, I.M.A.; Ferreira, A.G.M.: Some thermodynamic properties of liquid hydrogen sulphide and deuterium sulphide in J. Chem. Thermodyn. 19 (1987) 703.
  11. Elisabeth Brandes, Wolfgang Möller: Brennbare Flüssigkeiten und Gase. Wirtschaftsverlag NW, Bremerhaven 2003, ISBN 3-89701-745-8 (Sicherheitstechnische Kenngrößen. Band 1).
  12. R. J. Reiffenstein, W. C. Hulbert, S. H. Roth: Toxicology of hydrogen sulfide. In: Annual Review of Pharmacology and Toxicology Band 32, 1992, S. 109–134. doi:10.1146/annurev.pa.32.040192.000545, PMID 1605565 (Review).
  13. M. Goubern, M. Andriamihaja u.a.: Sulfide, the first inorganic substrate for human cells. In: The FASEB journal : official publication of the Federation of American Societies for Experimental Biology Band 21, Nummer 8, Juni 2007, S. 1699–1706. doi:10.1096/fj.06-7407com. PMID 17314140.
  14. a b c M. H. Stipanuk, I. Ueki: Dealing with methionine/homocysteine sulfur: cysteine metabolism to taurine and inorganic sulfur. In: Journal of inherited metabolic disease Band 34, Nummer 1, Februar 2011, S. 17–32. doi:10.1007/s10545-009-9006-9. PMID 20162368. PMC 290177 (freier Volltext). (Review).
  15. T. M. Hildebrandt, M. K. Grieshaber: Three enzymatic activities catalyze the oxidation of sulfide to thiosulfate in mammalian and invertebrate mitochondria. In: The FEBS Journal Band 275, Nummer 13, Juli 2008, S. 3352–3361. doi:10.1111/j.1742-4658.2008.06482.x. PMID 18494801.
  16.  Rui Wang: Hydrogen sulfide: a new EDRF. In: Kidney International. 76, Nr. 7, 2009, S. 700–704, doi:10.1038/ki.2009.221.
  17. Roberta d’Emmanuele di Villa Biancaa u. a.: Hydrogen sulfide as a mediator of human corpus cavernosum smooth-muscle relaxation. In: Proceedings of the National Academy of Sciences. 106, Nr. 11, 2009, doi:10.1073/pnas.0807974105.
  18.  Eric Blackstone, Mike Morrison, Mark B. Roth: H2S Induces a Suspended Animation-Like State in Mice. In: Science. 308, Nr. 5721, 2005, S. 518, doi:10.1126/science.1108581.
  19.  Eelke M. Bos u. a.: Hydrogen Sulfide-Induced Hypometabolism Prevents Renal Ischemia/Reperfusion Injury. In: Journal of the American Society of Nephrology. 20, Nr. 9, 2009, S. 1901–1905, doi:10.1681/ASN.2008121269.
  20. [1] (Version vom 21. Juni 2009 im Internet Archive)Vorlage:Webarchiv/Wartung/Linktext_fehlt
  21. Mark Roth: Suspended animation is within our grasp (englisch)
  22. Gloria A. Benavides u. a.: Hydrogen sulfide mediates the vasoactivity of garlic. In: Proceedings of the National Academy of Sciences. 104, Nr. 46, 2007, S. 17977–17982, doi:10.1073/pnas.0705710104.
  23. B. Lange, Z. J. Vejdelek: Photometrische Analyse. Verlag Chemie, Weinheim 1980, ISBN 3-527-25853-1.
  24. N. S. Lawrence, R. P. Deo, J. Wang; Electrochemical determination of hydrogen sulfide at carbon nanotube modified electrodes In: Analytica Chimica Acta. 517, Nr. 1–2, 2004, S. 131–137, doi:10.1016/j.aca.2004.03.101.
  25. P. Jeroschewski, C. Steuckart, M. Kühl: An Amperometric Microsensor for the Determination of H2S in Aquatic Environments. In: Analytical Chemistry. 68, Nr. 24, 1996, S. 4351–4357, doi:10.1021/ac960091b.
  26. N. Miura, Y. Yan, G. Lu, N. Yamazoe; Sensing characteristics and mechanism of hydrogen sulfide sensor using stabilized zirkonia and oxide sensing electrode. In: Sensors and Actuators B: Chemical. 34, Nr. 1–3, 1996, S. 367–372, doi:10.1016/S0925-4005(96)01828-X.
  27. P. Jeroschewski, K. Haase, A. Trommer, P. Gruendler: Galvanic sensor for determination of hydrogen sulfide. In: Electroanalysis. 6, Nr. 9, 2005, S. 769–772, doi:10.1002/elan.1140060910.
  28. T. Ubuka, T. Abe, R. Kajikawa, K. Morino: Determination of hydrogen sulfide and acid-labile sulfur in animal tissues by gas chromatography and ion chromatography. In: Journal of Chromatography B: Biomedical Sciences and Applications. 757, Nr. 1, 2001, S. 31–37, doi:10.1016/S0378-4347(01)00046-9.
  29. J. B. Laurens, E. R. Rowher; High Speed Analysis of H2S and COS Impurities in Coal Gas by Capillary Gas Chromatography. In: Journal of High Resolution Chromatography. 19, Nr. 4, 1996, S. 217–223, doi:10.1002/jhrc.1240190408.
  30. M. Jiang, P. Ning, Y. Shi: Determination of Hydrogen Sulfide in Waste Gas by Gas Chromatography. In: Journal of Environment and Health. 25, 2008 S. 1088–1089 (Zusammenfassung).