Chalkogeny – maturitní otázka

genetika

Otázka: Chalkogeny

Předmět: Chemie

Přidal(a): Lucie

Obecná charakteristika

Chalkogeny – prvky 16. skupiny

kyslík (O), síra (S), selen (Se), tellur (Te), polonium (Po)
6 valenčních elektronů, elektronová konfigurace valenční vrstvy ns² np⁴
kyslík, síra, selen – nekovy
selen, tellur – polokovy
polonium – kov
typická oxidační čísla: O: -II

S: IV, VI

Se: IV, VI

Po: II, IV, VI

Síra (S)

perioda, typická oxidační čísla: IV, VI, II, -II

Výskyt:

volná – v okolí sopek, činností mikroorganismů s bakteriální schopností fotosyntézy, H₂S -> S + H₂ (viz fotosyntéza biologie)
sloučeniny: Pyrit – FeS₂ (disulfid železnatý), ZnS – sfalerit, HgS – rumělka, PbS – galenit, CuFeS₂ – chalkopyrit, CaSO₄. 2H₂O – sádrovec, BaSO₄ – baryt, Na₂SO₄∙10H₂O – Glauberova sůl, v bílkovinách

Těžba:

Frashovou metodou – síra se pod zemí roztaví předehřátou vodní párou, zkapalní se a vyhání se horkým vzduchem
Clausův způsob – využívá se zisk síry ze sulfanu (oxidace sulfanu H₂S)

2H₂S + O₂ -> S₂ + 2H₂O

2H₂S + SO₂ -> 3/8S₈ + 2H₂O

Vlastnosti: žlutá, nerozpustná ve vodě, rozpustná CS₂, alotropické modifikace: za normální teploty = kosočtverečná (α), 95 °C – jednoklonná (β), obě tvořeny cyklickými molekulami S₈(tvar koruny), nad 119 °C – kapalná, ochlazením par – sirný květ (amorfní síra), prudkým ochlazením kapalné – plastická, hoří malým modrým plamenem (SO₂), slučuje se téměř se všemi prvky přímo, má oxidační i redukční vlastnosti

Fe + S -> FeS (Síra – oxidační činidlo)

S + 2HNO₃-> H₂SO₄ + 2NO (Síra – redukční činidlo)

Využití: střelný prach (dříve), zápalky, síření sudů, vulkanizace, výroba kyseliny sírové, sirouhlíku, siřičitanů a sulfidů, farmaceutické preparáty, insekticidy, nové lithium-síro-uhlíkové akumulátory

Sloučeniny

a) síra s vodíkem

sulfanH₂S – bezbarvý, velmi jedovatý plyn (0,15 % ve vzduchu způsobuje smrt), páchne po zkažených vajíčkách (i když je to obráceně), vzniká při rozkladu bílkovin, rozpouští se ve vodě – slabá sirovodíková, hoří namodralým plamenem (2H₂S + 3O₂ -> 2H₂O + 2SO₂), příprava – přímá syntéza z prvků, častěji ze sulfidů s kyselinou (FeS + 2HCl -> H₂S + FeCl₂), má výhradně redukční vlastnosti (H₂S + H₂SO₄ -> S + SO₂ + 2H₂O)
Soli – hydrogensulfidy (ve vodě rozpustné) a sulfidy (alkalické kovy rozpustné, ostatní ne – často charakteristicky zbarvené – využití v analýze)
: pyrit FeS₂– disulfid železnatý – dříve využití při výrobě kyseliny sírové

b) síra a kyslík

SO₂– bezbarvý plyn, štiplavý zápach, přímá syntéza (S + O₂ -> SO₂), laboratorně (Na₂SO₃ + H₂SO₄ -> Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O), minulost – průmyslově pražení pyritu (4FeS₂ + 11O₂ -> 2Fe₂O₃ + 8SO₂)
- Má redukční vlastnosti – 5SO₂ + 2MnO₄^– + 2H₂O -> 2Mn²⁺ + 5SO₄^2- + 4H⁺
- I jako oxidační – SO₂ + C -> S + CO₂
- Oxiduje se za katalýzy 2SO₂ + O₂ -> 2SO₃
Využití: kyselina sírová, celulóza, kyselé deště, podporuje korozi
H₂SO₃– vzniká reakcí oxid siřičitého a vody, roztok je mírně kyselý – málo molekul H₂SO₃ -> SO₂∙nH₂O, tvoří dvě řady solí
hydrogensiřičitany

NaOH + SO₂ -> NaHSO₃

CaCO₃ + 2SO₂ + H₂O -> Ca(HSO₃)₂ + CO₂

siřičitany – silné redukční účinky, snadno se oxidují na sírany

NaHSO₃ + NaOH -> Na₂SO₃ + H₂O

SO₃– plyn, molekuly mají tvar rovnostranného trojúhelníku s atomem síry uprostřed, pevný je cyklický (SO₃)₃(každý atom síry je tetraedrity obklopen čtyřmi atomy kyslíku, dva jsou společné se dvěma sousedními atomy síry)
Výroba – vydestilováním z olea, termickým rozkladem některých síranů Fe₂(SO₄)₃ -> Fe₂O₃ + 3SO₃; průmyslově katalytickou oxidací oxidu siřičitého, silně hygroskopický (odnímá látkám vodu)
H₂SO₄ – kyselina sírová, bezbarvá olejovitá kapalina

Výroba:

a) dříve – nitrozní způsob

NO₂ + SO₂ + H₂O -> H₂SO₄ + NO

b) dnes – kontaktní způsob

1) příprava SO₂

S + O₂ -> SO₂

2) katalytická oxidace na SO₃

2SO₂ + O₂ -> 2SO₃

3) oxid sírový se zkrápí koncentrovanou kyselinou sírovou

SO₃ + H₂SO₄ -> H₂S₂O₇ (kyselina disírová, což je podstata olea (oleum))

Pozn: reakce s vodou probíhá velmi bouřlivě a vzniká pouze mlha kyseliny sírové, která je těžko zkondenzovatelná (SO₃ + H₂O -> H₂SO₄, takhle ne)

Reakce oxidu sírového až na kyselinu sírovou

SO₃ + H₂O – velmi bouřlivé, vzniká mlha kyseliny sírové, těžko zkondenzovatelná

SO₃ se zkrápí chlazenou 98% sírovou – oleum, obsahuje polysírové kyseliny, hlavně disírovou

SO₃ + H₂SO₄ -> H₂S₂O₇

Zředěním olea se získává kyselina sírová požadované koncentrace

H₂S₂O₇ + H₂O -> 2H₂SO₄

Vlastnosti – odnímá látkám vodu (organické látky uhelnatí), koncentrovaná kyselina – oxidační účinky (oxiduje i některé ušlechtilé kovy, nereaguje s Pb, Au, Pt)

Cu + 2H₂SO₄ ₍_konc_.) -> CuSO₄+ SO₂+ 2H₂O

zředěná pouze s neušlechtilými kovy

Zn + H₂SO_{4 (zředěná)}-> ZnSO₄ +H₂

Dvě řady solí

a) hydrogensírany

V pevném stavu jen hydrogensírany alkalických kovů, kyselina sírová s hydroxidem, síranem nebo chloridem alkalických kovů.

b) sírany

reakcí kyseliny sírové s kovy, uhličitany nebo oxidy, neutralizací
Využití kyseliny sírové – výroba barviv, léčiv, výbušniny, hnojiva, akumulátory
kamence – podvojné sírany, vznikají společnou krystalizací jednotlivých síranů

Př.: KCr(SO₄)₂∙12H₂O – dodekahydrát síranu draselno-chromitého

thiosírany – odvozeny od kyseliny thiosírové H₂S₂O₃, Na₂S₂O₃∙5H₂O (pentahydrát thiosíranu sodného) – bezbarvé krystalky, rozpouštěním práškovité síry v roztoku siřičitanu sodného, thiosírany – redukční činidla, využití v analýze (jodometrie), jako ustalovače ve fotografické technice, v textilním průmyslu a koželužství

Síra a halogeny

Většinou přímou syntézou

S + 3F₂ -> SF₆ (je slabý, chemicky inertní, vodou se nerozkládá, je nehořlavý)

Selen, tellur, polonium

Se a Te – v přírodě ve sloučeninách (selenidy a telluridy), často provázejí rudy síry, získávají se ze svých rud reakcí s koncentrovanou kyselinou sírovou, dostanou se do roztoku, z roztoku se vyredukují plynným SO₂, polovodiče
Po – vzniká radioaktivním rozpadem nuklidu ²¹⁰Bi, je radioaktivní, v přírodě ve smolinci (ruda U), objevila ho 1898 Marie Curie-Skłodowská, kov

Další podobné materiály na webu: