Síra – maturitní otázka - Biologie-chemie.cz

ošetřovatelství

Otázka: Síra

Předmět: Chemie

Přidal(a): Petr498

Charakteristika

Výskyt v přírodě

Elementární (volná) síra
Okolí sopek, sopečné plyny
Sloučeniny se sírou (většinou sulfidy nebo sírany)
- Sfalerit (ZnS), galenit (PbS), rumělka (HgS), pyrit (FeS2)
- Sádrovec (CaSO4 . 2H2O), Glauberova sůl (Na2SO4 . 10H2O), anhydrit (CaSO4), Baryt (BaSO4)
- Vázaná v bílkovinách (biogenní prvek)

Vlastnosti a reakce

Běžné ionty

Sulfidový anion S 2-
- Přijetí dvou elektronů
- Stabilní elektronová konfigurace
- Vytvoření dvou jednoduchých nebo jedné dvojné vazby
- Využívá i d-orbitaly na tvorbu kovalentních vazeb (vaznost se může zvýšit až na šest)
Oxidační stupně: -II až VI
Kladné oxidační stupně vůči elektronegativnějšímu kyslíku a fluoru
Poměrně stály prvek (za zvýšení teploty reaguje s většinou prvků)
Po zapálení shoří za vzniku oxidu siřičitého
S většinou kovů reagují po zahřátí za vzniku sulfidů Výroba
Těží se (Frashova metoda)
- a) Roztavení síry v jejích podzemních ložiscích přehřátou vodní parou
- b) Vyhnání zkapalněné síry stačeným horkým vzduchem
- c) Zisk velmi čisté síry
Získává se pražením sulfidů nebo z technických plynů (zde se nachází v podobě H2S)

Použití

Sulfan H2S

Dříve sirovodík
Bezbarvý, nepříjemně páchnoucí a prudce jedovatý plyn
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
Hoří namodralým plamenem (za dostatečného přístupu vzduchu)
Vzniká reakcí sulfidů s kyselinami: FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S
Vzniká při rozkladu bílkovin
Součást některých minerálních vod
Využití v analytické chemie (důkaz kationtů kovů)
Výrazné redukční účinky
Rozpuštěním ve vodě vzniká kyselina sirovodíková (sulfanová nebo sirovodíková voda)
Tvoří dvě řady solí: sulfidy a hydrogensulfidy

Sulfidy

Soli kyseliny siřičité
Sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou iontové a rozpustné ve vodě
Sulfidy ostatních kovů mají kovalentní charakter a jsou nerozpustné ve vodě
Často charakteristicky zbarvené (použití jako pigmenty)
Lze je připravit reakcí sulfanu a příslušné soli
Pražení (zahřívání sulfidů na vzduchu)
Vzniká oxid kovu (nebo kov) a oxid siřičitý
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2

Oxid siřičitý SO2

Bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn dráždící dýchací sliznici
Snadno zkapalnitelný
Nežádoucí složka ovzduší (podílí se na vzniku kyselých dešťů)
Vzniká spalováním síry: S + O2 → SO2
Vyrábí se pražením sulfidů: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
Připravuje se například rozkladem roztoku siřičitanů kyselinami
Na2SO3 + H2SO4 → SO2 + Na2SO4 + H2O
Ve svých reakcích se projevuje jako:
Redukční činidlo: SO2 + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2SO4
Oxidační činidlo (jen v přítomnosti silných redukovatele): SO2 + C → S + CO2
Používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování, k výrobě celulózy
Jeho rozpuštěním 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
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 + 3SO3
Ochotně reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové

Kyselina siřičitá H2SO3

Slabá dvojsytná kyselina – Vzniká reakcí oxidu siřičitého s vodou
Vzniklý roztok obsahuje nepatrné množství kyseliny siřičité, zbylý oxid siřičitý zůstává v tzv. hydratované formě (SO2 . nH2O)
Tvoří dvě řady solí (siřičitany a hydrogensiřičitany)
Alkalické siřičitany jsou dobře rozpustné ve vodě, ostatní málo
Redukční vlastnosti (platí i pro soli)
Siřičitany se v roztocích snadno oxidují na sírany: 2 Na2SO3 + O2 → Na2SO4

Kyselina sírová H2SO4

Silná dvojsytná kyselina
Vysoce viskózní (vysoká hustota) kapalina
Ochotně se mísí s vodou (za uvolnění tepla, musí se lít kyselina do vody, nikoli naopak)
Běžně 96-98% roztok
Silné oxidační účinky
Dehydratační účinky (hygroskopické), korozivní účinky, organické látky jejím vlivem uhelnatí
Nereaguje s kovy, jako je např. olovo (na povrchu vzniká nerozpustný PbSO4), železo (na povrchu vzniká FeSO4), zlato a platina
Reaguje například s mědí:
Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Zředěná (v roztoku) se chová jako silná kyselina, oxidační účinky ztrácí a reaguje s pouze méně ušlechtilými kovy
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
Výroba (kontaktní způsob)
- 1. Vyrobí se oxid siřičitý (pražením síry)
- 2. Oxid siřičitý se katalyticky (katalyzátor: oxid vanadičný) oxiduje na oxid sírový
  - 2SO2 + O2 → V2O5 2 SO
- 3. Oxid sírový je pohlcován roztokem zředěné kyseliny sírové (tím se zvyšuje její koncentrace)
  - Vzniká oleum (oxid sírový rozpuštěný v kyselině sírové, ředěním vzniká kyselina sírová; jehož hlavní složkou je kyselina disírová (molární poměr 1:1), dalším rozpuštěním vzniká kyselina trisírová)
SO3 + H2O → H2SO4
Dříve se používala pro výrobu i Nitrózní metoda

Využití

Halogenidy

Sirouhlík CS2