Chalkogeny (VI) – maturitní otázka

Proč je zakázané kopírování? 💾 Stáhnout materiálVIP členstvíNahlásit chybu

chemie

 

Otázka: Chalkogeny (VI)

Předmět: Chemie

Přidal(a): Eliška 🙂

 

 

Charakteristika chalkogenů

  • kyslík, síra, selen, tellur, polonium
  • prvky 16. (VI.A) skupiny periodické soustavy prvků, p4-prvky
  • mají 6 valenčních elektronů (el. Konfigurace ns2 np4)
  • všechny kromě kyslíku jsou schopny excitace:
    • 1) 16S [10Ne] 3s2 3p4 – dvouvazná
    • 2) 16S* [10Ne] 3s2 3p3 3d1 – čtyřvazná
    • 3) 16S** [10Ne] 3s1 3p3 3d2 – šestivazná

 

  • všechny chalkogeny jsou tvořeny více izotopy
  • kyslík se výrazně liší od ostatních chalkogenů, které jsou si svými vlastnostmi podobné – je to dáno jejich:
    • postupně klesající elektronegativitou a zvětšujícími se rozměry atomu
    • vazebnou využitelností d-orbitalů
    • schopností řetězit se

 

Výskyt v přírodě

  • síra:
    • elementární (volná) – v okolí sopek a vřídel
    • vázaná v podobě síranů a sulfidů, např. Glauberova sůl Na2SO4.10H2O, sádrovec CaSO4.2H2O, anhydrit CaSO4, baryt BaSO4, sfalerit ZnS, galenit PbS, rumělka HgS, pyrit FeS2, chalkopyrit CuFeS2
    • sulfan H2S se vyskytuje v zemním plynu a v sopečných plynech
    • vázaná v bílkovinách, je to biogenní prvek
    • je složkou průmyslových exhalátů ve formě jedovatého oxidu siřičitého nebo sulfanu
  • selen a tellur – v nepatrných množstvích provázejí síru v jejích sloučeninách
  • polonium se vyskytuje v uranových rudách

 

Vlastnosti a reakce

  • s rostoucím Z roste kovový charakter chalkogenů – kyslík a síra jsou nekovy, selen a tellur polokovy, polonium kov
  • jsou kyselinotvorné
  • do stabilní el. konfigurace chybí 2 elektrony, získávají ji:
    • přijetím dvou elektronů za vzniku anionu Y2-
    • vytvořením dvou jednoduchých nebo jedné dvojné kovalentní vazby
  • díky excitaci mohou být až šestivazné
  • oxidační čísla se pohybují od –II do VI (pouze polonium má max. IV)
  • s rostoucím Z roste stabilita kladných nižších ox. čísel
  • za normálních podmínek jsou poměrně stálé, za zvýšené teploty reagují s většinou prvků
  • reakce síry, selenu a telluru jsou si velmi podobné, stabilita sloučenin selenu a telluru je však menší
  • po zapálení shoří na oxidy typu YO2
  • s většinou kovů reagují po zahřátí na sulfidy, selenidy a telluridy
  • kromě kyslíku nemají schopnost tvořit vodíkové můstky (nízká elektronegativita)
  • selen a tellur – pevné krystalické jedovaté látky
  • polonium – pevné, radioaktivní
  • síra:
    • žlutá pevná látka nerozpustná ve vodě, rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např. v CS2)
    • špatný vodič tepla i elektřiny
    • vyskytuje se ve 2 alotropických modifikacích – kosočtverečná α-síra a jednoklonná β-síra – obě složeny z molekul S8
    • při tavení vznikají dlouhé řetězce Sn → síra tmavne a houstne
    • při prudkém ochlazení (např. vylití do vody) vzniká plastická síra, při ochlazení par vzniká sirný květ (malé žluté krystalky) – obě tyto modifikace jsou amorfní

 

Výroba

  • síra se těží (do ložisek se vhání vodní pára, která vytlačuje síru na povrch), získává se pražením sulfidů nebo z technických plynů, ve kterých se nachází v podobě H2S
  • selen a tellur se získávají z odpadů při výrobě sloučenin síry

 

Použití

  • síra:
    • základní surovina pro chemický průmysl (H2SO4, CS2, sulfidy, sírany, siřičitany)
    • výroba zápalek, střelného prachu a pesticidů
    • vulkanizace kaučuku – zahříváním se sírou se jeho makromolekuly zesíťují sirnými můstky a získají se tak pružné tvrdé materiály zvané pryže (gumy)
    • dezinfekční prostředek – sirné knoty (síření sudů, sklepů), sirné masti a šampony (na kožní choroby)
    • biogenní prvek – součást bílkovin
  • selen:
    • biogenní prvek – v malém množství je v enzymu, který štěpí tuky
    • fotočlánky (po osvícení se zvýší jeho vodivost)
    • barvení skla
  • tellur:
    • slitiny (zvyšuje odolnost olova proti korozi)
  • polonium:
    • zdroj napětí v raketách

 

Bezkyslíkaté sloučeniny síry

  • sulfan H2S:
    • dříve se nazýval sirovodík
    • bezbarvý, nepříjemně páchnoucí a prudce jedovatý plyn
    • má redukční vlastnosti
    • zapálením na vzduchu hoří namodralým plamenem za vzniku oxidu siřičitého nebo síry:
      • 2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2
      • 2 H2S + O2 → 2 H2O + 2 S
    • vzniká reakcí sulfidů s kyselinami:
      • FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S
    • vzniká také rozkladem bílkovin a svým zápachem proto připomíná zkažená vejce
    • rozpouštěním sulfanu ve vodě vzniká kysele reagující roztok – kyselina sirovodíková (tzv. sulfonová nebo sirovodíková voda) tvořící dvě řady solí:
      • sulfidy M2S
      • hydrogensulfidy MHS
  • sulfidy:
    • sulfidy alkalických kovů, kovů alkalických zemin a sulfid amonný (NH4)2S jsou iontové a rozpustné ve vodě
    • sulfidy ostatních kovů mají kovalentní charakter a jsou ve vodě nerozpustné
    • jsou často charakteristicky zbarvené, používají se jako pigmenty a v analytické chemii (např. Ag2S je černý, CdS je žlutý)
    • mohou se připravit reakcí sulfanu a roztoku příslušné soli
    • pražením – zahříváním sulfidů na vzduchu vzniká oxid kovu (nebo kov) a oxid siřičitý – využívá se při výrobě kovů:
      • 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2

 

Oxidy

  • oxid siřičitý SO2:
    • bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn dráždící dýchací sliznici
    • snadno zkapalnitelný
    • je nežádoucí složkou ovzduší, podílí se na vzniku kyselých dešťů:
      • SO2 + H2O → H2SO3
    • do ovzduší se dostává především spalováním pevných paliv v tepelných elektrárnách
    • vzniká spalováním síry:
      • S + O2 → SO2
    • vyrábí se pražením sulfidů:
      • 4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3
    • připravuje se např. rozkladem roztoku siřičitanů kyselinami:
      • Na2SO3 + H2SO4 → SO2 + Na2SO4 + H2O
    • ve svých reakcích se projevuje jako:
      • redukční činidlo:
        • SO2 + Cl2 + 2 H2O → 2 HCl + H2SO4
      • oxidační činidlo (jen v přítomnosti silných redukovadel):
        • SO2 + C → S + CO2
    • používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování, při výrobě celulózy
    • jeho rozpouštěním ve vodě vzniká slabá kyselina siřičitá H2SO3

 

  • oxid sírový SO3:
    • pevná látka s polymerní strukturou, obsahuje cyklické molekuly (SO3)3
    • plynný je monomerní, obsahuje jednoduché molekuly SO3; má bělavou barvu
    • silně hygroskopický (pohlcuje vodu)
    • oxidační činidlo
    • průmyslově se vyrábí katalytickou oxidací oxidu siřičitého:
      • 2 SO2 + O2 → 2 SO3
    • připravuje se termickým rozkladem některých síranů:
      • Fe2(SO4)3 → Fe2O3 + 3 SO3
    • ochotně reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové – reakce je ale silně exotermická, proto se průmyslově nevyužívá

 

Oxokyseliny

  • kyselina siřičitá H2SO3:
    • slabá dvojsytná kyselina
    • tvoří dvě řady solí:
      • siřičitany M2SO3
      • hydrogensiřičitany MHSO3
    • alkalické siřičitany a hydrogensiřičitany jsou dobře rozpustné ve vodě, ostatní málo
    • kyselina i její soli mají silné redukční vlastnosti
    • siřičitany se v roztocích snadno oxidují na sírany:
      • 2 Na2SO3 + O2 → 2 Na2SO4
    • siřičitany se používají např. k bělení papíru nebo jako dezinfekční prostředek, NaHSO3 je základní součástí odbarvovačů prádla
  • kyselina thiosiřičitá H2S2O2
  • kyselina sírová H2SO4:
    • silná dvojsytná kyselina
    • bezbarvá viskózní kapalina, ochotně se mísící s vodou v libovolném poměru, ale za uvolňování tepla (při ředění vždy lijeme kyselinu do vody!)
    • koncentrovaná:
      • 98,3%
      • olejovitá kapalina
      • má silné oxidační, dehydratační a korozivní účinky, organické látky jejím vlivem uhelnatějí (uvolňuje se z nich voda a uhlík)
      • reaguje se všemi kovy kromě olova (na jeho povrchu vzniká nerozpustný PbSO4 – pasivuje se), zlata a platiny, např.:
        • Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O
    • zředěná (v roztoku) se chová jako silná kyselina, oxidační schopnosti ztrácí a reaguje pouze s méně ušlechtilými kovy, např.:
      • Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
    • výroba:
      • 1. výroba oxidu siřičitého spalováním síry nebo pražením pyritu:
        • S + O2 → SO2
      • 2. oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový:
        • 2 SO2 + O2 → 2 SO3
      • 3. rozpouštěním oxidu sírového v kyselině sírové získáme kyselinu disírovou a dále oleum:
        • SO3 + H2SO4 → H2S2O7
        • SO3 + H2S2O7 → H2S3O10
      • 4. ředěním se získá kyselina sírová:
        • H2S3O10 + 2 H2O → 3 H2SO4
    • využití:
      • je jednou ze základních surovin chemického průmyslu
      • používá se při výrobě hnojiv (např. superfosfát, síran amonný), anorganických sloučenin, barviv, léčiv, výbušnin, plastů
      • využívá se v papírenském průmyslu
      • elektrolyt v olověných akumulátorech
        • Pb + PbO2 + 2 H2SO4 ↔ 2 PbSO4 + 2 H2O (→ – vybíjení, ← – nabíjení)
      • zpracování rud a ropy
    • tvoří dvě řady solí:
      • sírany M2SO4
      • hydrogensírany MHSO4 (známy jen u alkalických kovů)
      • většina síranů (kromě barnatého a olovnatého) a všechny hydrogensírany jsou dobře rozpustné ve vodě
      • důkaz síranů:
        • Ba2+ + SO42- → ↓ BaSO4 (bílá sraženina)
      • podvojné sírany nazýváme kamence a získáme je společnou krystalizací jednoduchých síranů z vodného roztoku (např. KAl(SO4)2 . 12 H2O)
      • hydratované sírany = skalice
        • modrá skalice – CuSO4 . 5 H2O
        • zelená skalice – FeSO4 . 7 H2O
        • bílá skalice – ZnSO4 . 7 H2O
  • kyselina thiosírová H2S2O3
  • kyselina peroxosírová H2SO
  • kyselina disírová H2S2O7
  • kyselina peroxodisírová H2S2O8
  • kyselina polythionová H2Sx+2O6 o x – nejčastěji 0 – 4


Další podobné materiály na webu: