Chalkogeny (VI) - maturitní otázka

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 Y^2-
- 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 S_n → 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⁺ + SO₄^2- → ↓ 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 H₂S_x+2O₆ o x – nejčastěji 0 – 4