Chalkogeny

  • chalkogeny = rudotvorné (chalkos = řec. ruda, gennaó = řec. tvořit)
  • (Rudy jsou nerosty obsahující určitý kov v takovém množství [koncentraci], že jsou jako suroviny pro výrobu daného kovu)
  • chalkogenidy: nejrozšířenější sloučeniny – s kovy

 

Charakteristika skupiny a postavení v PSP (skupenství, kovový charakter)

  • chalkogeny jsou prvky VI. A skupiny
  • jsou to prvky: O, S, Se, Te, Po
  • vysoká elektronegativita > klesá od O > zvyšování kovového charakteru
  • kyselinotvorné
  • s protonovým číslem roste kovový charakter
  • O a S (nekovy), Se, Te (polokov) a Po (kovy)
  • O (plyn), ostatní pevné látky

fyzikální vlastnosti:

  • se vzrůstajícím protonovým číslem se zvyšuje teplota tání a varu chalkogenů
  • normálních podmínek pevné látky nerozpustné ve vodě (x O)
  • rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech

chemické vlastnosti:

  • stálé
  • reaktivita klesá od kyslíku
  • vyšší teploty – reakce s kovy (oxidy, sulfidy, selenidy, telluridy)
  • chalkogeny + O > oxidy
  • oxidy – kyselinotvorné

 

Elektronová konfigurace – vyvození vaznosti a oxidačních čísel

  • konfigurace: ns2 np4
  • šest valenčních elektronů: dvojvazné (ex. až šestivazné)
  • oxidační čísla: -II, S/Se/Te navíc: IV., VI.
  • oxidační číslo IV.: stálost klesá ve skupině

 

Výskyt

  • Kyslík a síra se v přírodě vyskytují volné i vázané.
  • Ostatní chalkogeny pouze vázané.
  • Nejrozšířenější sloučeniny chalkogenů jsou sloučeniny s kovy: chalkogenidy: oxidy, sulfidy, selenidy, telluridy.
  • Síra se v přírodě vyskytuje v minerálech galenit (PbS), sfalerit (ZnS), pyrit (FeS2), sádrovec (CaSO4.2H2O) baryt (BaSO).
  • Síra je biogenní prvek.
  • Selen a tellur jsou v podobě sulfidů obsažené v malém množství v galenitu a sfaleritu.
  • Polonium se v nepatrném množství vyskytuje ve smolinci (minerál obsahující uran). Jedna tuna smolince obsahuje 10-4 gramu polonia.

Charakteristika jednotlivých prvků a jejich využití

Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny těchto prvků

Významné oxidy a kyseliny síry a jejich vliv na životní prostředí

Výroba a využití kyseliny sírové. Reakce kyseliny sírové s kovy

 

 

Síra (Sulfan)

  • nekov
  • ve sloučeninách
  • charakteristický zápach (sopky)
  • volná S8 (žlutá krystalická látka)
  • Sn – zahříváním pevné síry – polymerní řetězce plastické síry
  • ochlazením páry síry – sirný květ
  • 2 modifikace
  • využití: zápalky, dezinfekční prostředek, síření sudů, vulkanizace kaučuku (zpevnění, pneumatiky)
  • v krystalové struktuře jsou molekuly síry poutány Van der WAALSOVÝMI silami.

 

SLOUČENINY

  1. bezkyslíkaté
  • sirovodík, sulfan H2S (štiplavý plyn, silný zápach po zkažených vejcích)
    • + H2O – kyselina sirovodíková H2S – slabá kyselina > 2soli ( sulfidy-II a hydrogensulfidy (HS)-I
    • silné redukční činidlo, nemůže být oxidační, -II a od 0 se zvyšuje
  • polysulfidy (Sn)-II
    • disulfid železnatý – pyrit FeII(S2)-II
    • sulfidy I. a II. A skupiny jsou rozpustné ve vodě

B) kyslíkaté

  • kyseliny
    • kyselina siřičitá H2SO3 : (HSO3) hydrogen siřičitany, (SO3)-II siřičitany
    • kyselina sírová H2SO4: (HSO4) hydrogensíran, (SO4)-II sírany
  • kyselina siřičitá H2SO3
    • velmi slabá
    • SO2 +  H2O
    • soli: (SO3)-II siřičitany, (HSO3) hydrogensiřičitany (oboje konzervační látky)
  • kyselina sírová H2SO4 (vitriol)
    • silná kyselina (koncentrovaná 98%)
    • olejová konzistence
    • silné ox. činidlo (VI a snižuje)
    • dehydratační účinky > odebírá vodu, zuhelnatění
    • soli: sírany (SO4)-II, hydrogensírany (HSO4)-I
    • Na2SO– síran sodný
    • MgSO4 – minerálky, magnesie, > tvrdost vody
  • sírany
    • vápenatý: sádra (sádrovec) – CaSO4
    • barnatý: baryum (barit) – BaSO4
    • hořečnatý: projímadlo, koupele, hořčík (moře, minerálky) – MgSO4
    • měďnatý: dezinfekce (modrá skalice) – CuSO4
    • amonný, sodný, draselný: hnojiva
    • zinečnatý: elektrolyt

hydráty – skalice

  • CuSO5H2O – modrá skalice: dezinfekce – bazény
  • FeSO4 7H2O – zelená skalice: při nedostatku Fe
  • ZnSO4 7H2O – bílá skalice: vyvolává zvracení
  • CaSO4 2H2O – sádrovec > sádra

 

Výroba kyseliny sírové

  • S + O2 > SO2
  • 2SO2+ O2 > (V2O5) > 2SO3
  • SO3 + H2O > oleum, ředění H2O > H2SO4

 

Reakce kyseliny sírové H2SO4 s kovy

  • neušlechtilé > sůl + H2
  • ušlechtilé (jen s koncentrovanou) Cu + H2SO> CuSO4 + SO2 + H2O (Au a Pt jen v lučavce královské – směs dusičné a chlorovodíkové)

 

Rozpustnost síranů (soli)

  • kationy z I. A a NH4 > rozpustné ve vodě (a prvky vedlejších skupin)

 

Význam kyseliny sírové a jejích solí

  • autobaterie – elektrolyt (20-30%)
  • hnojiva (suferfosfan)
  • sádrovec > sádra
  • BaSO4 – Baryová kaše – snímkování TS

 

  • H2S2O3: kyselina thiosírová > thiosíran sodný Na2S2O– ustalovač fotek
  • H2S2O7: kyselina disírová
  • H2S2O8: kyselina peroxosírová – dezinfekční prostředky

 

  • oxidy
    • oxid sírový SO3
    • oxid siřičitý SO2
      • jedovatý plyn ( s kys. dusičnou – kyselé deště)
      • nepodporuje hoření, částečně rozpustný ve vodě SO2 + H2O <> H2SO3

výroba

  • hořením síry
  • pražením pyritu FeS2 + O2 -> SO2 + Fe2O3

příprava

  • vytěsnění soli siřičitanu působením silné kyseliny

význam

  • potravinářství, síření sudů/ovoce/vín (alergické reakce, konzervace)
  • ničí B1 > nervové poruchy
  • povidla, švestky, kyselá nakládaná zelenina, výrobky z brambor
  • výroba H2SO4

ohrožuje životní prostředí

  • způsobuje kyselé deště (tím dochází např. k ničení lesních porostů)
  • urychluje korozi
  • zapříčiňuje dýchací problémy

 

Kyslík –  viz. kyslík

  • významný biogenní prvek
  • 3 izotopy, 2 modifikace O3, O2
  • oxidy: binární sloučeniny prvků s kyslíkem O-II – kyselé, bazické, amfoterní, neutrální
  • oxygenium = tvořit kyseliny
  • objevil švédský lékárník a badatel Scheele roku 1771, popsal roku 1777
  • anglický kazatel a učitel Pristley dokázal, že je nezbytnou podmínkou k dýchání
  • nejrozšířenější prvek na Zemi

 

Základní charakteristika

  • bez barvy, chuti, zápachu
  • v kapalném skupenství má namodralou barvu
  • v přírodě se uvolňuje fotosyntézou
  • v ovzduší jako ozón O3 – vzniká při bouřkách a tvoří ozónovou vrstvu 30km nad zemí
    • ozónová vrstva se rozpadá působením freonů – ozónová díra
  • nejznámější sloučeninou H a O je voda
  • tvoří dvouprvkové sloučeniny – oxidy
  • 3 izotopy, 16O, 17O, 18O
  • dvouatomové molekuly – O2

 

Stabilní konfigurace

  • elektronová konfigurace: 2S-2, 2P-4: 2vazebný
  • není stabilní – tvorba vazeb: O=, -O-

– přibírání 2 elektronů – O-II oxidy

– vytvoření 1 vazby a přijetí 1 elektronu: peroxidy H2O2

 

Oxidační čísla

  • oxidační čísla: O-I, O-II

 

Chemické vlastnosti

  • podporuje hoření: oxidace
  • oxidační činidlo: sám se redukuje
  • v základní stavu dvouvazný (Atomy kyslíku mohou být ve sloučeninách buď v hybridním stavu sp3 (potom tvoří dvě vazby σ: -O-, např. v molekulách H2O nebo H2O2), nebo v hybridním stavu sp2 (potom tvoří jednu vazbu σ a jednu vazbu π: O=, např. v molekulách CO nebo CO2))
  • druhý nejelektronegativnější prvek (1. F)
  • tvoří iontové/polární vazby
  • reaguje s většinou prvků (oxidy, peroxidy)

 

Fyzikální vlastnosti

  • bezbarvý plyn bez chuti a zápachu
  • částečně rozpustný ve vodě
  • nízké teploty tání a varu

 

Výskyt

  • nejrozšířenější prvek v zemské kůře
  • volný ve vzduchu 21% (O2 – molekulární kyslík, O3 – ozón – ultrafialové záření, elektrické výboje)
  • vázaný: ve vodě, oxidy, kyslíkaté sloučeniny (minerály, horniny)
  • biogenní prvek

 

Příprava, výroba a důkaz

příprava:

  • rozklad peroxidu vodíku: 2 H2O2 -> 2H2O + O(jako katalyzátor: krev, MnO2; dezinfekce – tmavé lahve – na světle) nestálý
  • ze solí bohatých na kyslík: 2KClO3 (ohňostroje) – > 3O2  + 2KCl; KMnO4

výroba:

  • elektrolýza vody
  • destilace ze vzduchu

důkaz:

  • přítomnost dokážeme vzplanutím rozžhavené špejle, která v proudu kyslíku vzplane

 

Využití kyslíku

  • dýchací přístroje: kosmonauti, potápěči, hasiči, podpora dýchání v lékařství
  • svařování
  • raketové palivo

 

Rozdělení oxidů a jejich reakce s vodou

dle typu vazby

  • Iontová:
    • rozpustné ve vodě, pevné skupenství, vysoká teplota tání
    • I. a II. A, K2O, MgO – O velká elektronegativita – iontové sloučeniny (velký rozdíl elektronegativit)
  • Kovalentní:
    • na vazbě se podílejí elektrony

amolekulové oxidy: oxidy nekovů SO3, oxidy kovů vedlejších skupin s vysokým ox. číslem: Mn2O7, CrO3

bs atomovou strukturou: krystalická mřížka, kovy vedlejších ox. skupin s nižším ox. číslem: ZnO, Ag2O

dle reakce s vodou, kyselinou nebo hydroxidem

1) netečné: s ničím nereagují – CO, N2O

2) kyselinotvorné – molekulové

rozpustné ve vodě – reagují s vodou za vzniku kyselin

  • SO3 + H2O -> H2SO4
  • SO2 + H2O -> H2SO3
  • Cl2O7 + H2O -> 2HClO4

nerozpustné ve vodě – reagují s hydroxidem za vzniku soli

  • SO3 + 2NaOH – >Na2SO4 + H2O
  • Cl2O7 + Mg(OH)-> Mg(ClO4)2

3) zásadotvorné – reagují s vodou za vzniku hydroxidu

  • K2O + H2O -> 2KOH
  • CaO + H2O -> Ca(OH)2
  • s kyselinou
  • K2O + H2SO4 -> K2SO4 + H2O

4) amfoterní – ve vodě nerozpustné, (s atomovou strukturou)

  • ZnO + H2SO4 -> ZnSO4 + H2O
  • ZnO + NaOH (-> komplexy) + H2O -> tetrahydroxozinečnatan sodný Na2[Zn(OH)4]

 

 

Selen (Selenium)

  • nerozpustný ve vodě (rozpustný v sirouhlíku)
  • získáván při spalování síry
  • stálý
  • fotoelektrické vlastnosti: fotočlánky (dříve laserové tiskárny)
  • v přírodě: selenidy, v rudách síry
  • sloučeniny: selenidy
  • rozpustný ve vodě: kyselina selenovodíková > hydrogenselenidy, selenidy
  • oxidy: oxid seleničitý, selenový
  • kyselina selenová

 

Tellur (Tellurium)

  • polokov
  • polovodičová technika
  • může tvořit kyseliny
  • metalurgie: zlepšování mechanických a chemických vlastností sloučenin
  • v přírodě: telluridy, v rudách síry
  • sloučeniny: telluridy
  • rozpustný ve vodě: kyselina tellurovodíková > telluridy
  • oxidy: oxid telluričitý, tellurový
  • kyselina hexahydrogentellurová

 

Polonium

  • radioaktivním rozpadem – radioaktivní
  • v přírodě: v rudě uranu
  • sloučeniny: polonidy
  • polan H2Po
  • PoO

 

 

Vlastnosti a využití sulfanu v analytické chemii

  • H2S
  • bezbarvý, velmi jedovatý plyn, rozpustný ve vodě
  • v sirných minerálních vodách, malé množství ve vzduchu
  • příprava: FeS + 2HCl > H2S + FeCl2
  • hoření > namodralý plamen > oxid siřičitý a voda
  • redukční vlastnosti
  • hydrogensulfidy, sulfidy

Hydrolýza solí obsahující chalkogen

                     Hydrolýza solí – protolytická reakce iontů soli s vodou. Touto reakcí vznikají samostatné ionty H3O+ nebo OH, které způsobují, že vodný roztok soli může být neutrální, kyselý nebo zásaditý.

 

HYDROLÝZA SOLÍ

Hydrolýza solí je  reakce iontů soli při rozpouštění ve vodě.

Rozpouštění  solí ve vodě se projevuje ionizací (štěpení solí na ionty).

 

  1. Reakce kationtů

Hydrolyzují (s vodou reagují) pouze kationty slabých zásad.

 

Zvýší se koncentrace H3O+ iontů.

 

  1. Reakce aniontů

Hydrolyzují (s vodou reagují) pouze anionty slabých kyselin.

 

Zvýší se koncentrace OH iontů.

Hydrolýza různých typů solí:

 

  1. sůl silné kyseliny a silné zásady

 

NaOH-silná zásada,         HCl-silná kyselina

 

Roztok soli reaguje neutrálně.

 

  1. sůl silné kyseliny a slabé zásady

 

Zn(OH)2-slabá zásada,         HCl-silná kyselina

 

 

Zvýší se koncentrace H3O+ iontů, roztok soli reaguje kysele.

 

  1. sůl slabé kyseliny a silné zásady

 

KOH-silná zásada,         HCN-slabá kyselina

 

 

Zvýší se koncentrace OH iontů, roztok soli reaguje zásaditě.

 

  1. sůl slabé kyseliny slabé zásady 

 

Cu(OH)2-slabá zásada,         H2CO3-slabá kyselina

 

 

Zvýší se koncentrace H3O+ iontů i koncentrace OH iontů, bez výpočtu nelze

určit výslednou reakci roztoku soli.