Chalkogeny – maturitní otázka

 

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 + 2H₂SO_4 (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