Chalkogeny

Chalkogeny prvky 16. skupiny s výjimkou kyslíku „rudotvorné“ obecná elektronová konfigurace ns2 np4 kyslík se od ostatních prvků odlišuje neschopností excitovat elektrony (není 2d)

Chalkogeny X tt, °C tv, °C O 3,50 -219 -183 nekov S 2,44 115 444 Se 2,48 221 685 Te 2,01 450 1390 polokov Po 1,76 254 962 kov

Chalkogeny se vzrůstajícím protonovým číslem klesá elektronegativita chemické vlastnosti polonia odpovídají jeho relativně nízké elektronegativitě S, Se a Te vykazují značnou chemickou podobnost s kyslíkem vytvářejí SO2, SeO2, TeO2 s fluorem vytvářejí SF6, SeF6, TeF6 s chlorem tvoří SCl4, SeCl4, TeCl4

Chalkogeny S -II II IV VI Se Te Po

Chalkogeny s rostoucím protonovým číslem roste stabilita nižších oxidačních čísel S, Se, Te díky relativně vysoké elektronegativitě mohou mít oxidační číslo –II tvoří příslušné sulfidy, selenidy a telluridy analogické oxidům

Síra žlutá krystalická látka vyskytuje se v přírodě v menší míře volná nebo ve formě sloučenin (zejména sulfidy kovů) tvoří molekuly S8 základ krystalických struktur hoří modrým plamenem

Síra kosočtverečná – nejstálejší jednoklonná – pomalu přechází na kosočtverečnou plastická sirný květ – resublimovaná síra

Síra v plynném skupenství se vyskytují molekuly S8, S6, S4, S2 => silná tendence vytvářet vazbu S-S Výroba vytlačování přehřátou vodní párou povrchová ložiska ze zemního plynu (obsahuje H2S) 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

Síra Využití vulkanizace kaučuku výroba oxidu siřičitého výroba kyseliny sírové výroba sirouhlíku (umělé hedvábí) fungicid

Sloučeniny síry hydridy obecně H2Sx nejdůležitější H2S sulfan (sirovodík) toxický plyn nepříjemného zápachu vyskytuje se v sopečných plynech a některých minerálních vodách ve vodě se chová jako slabá dvousytná kyselina příprava reakcí sulfidu se silnými kyselinami Na2S + HCl → 2 NaCl + H2S

Sloučeniny síry sulfidy soli kyseliny sirovodíkové příprava přímou syntézou prvků Zn + S → ZnS srážením sulfanem CuCl2 + H2S → CuS + 2 HCl reakcí hydroxidů se sulfanem 2 NaOH + H2S → Na2S + 2 H2O

Sloučeniny síry rozpustné ve vodě jsou sulfidy kovů alkalických zemin a alkalických kovů díky hydrolýze reagují zásaditě sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a zpravidla barevné pražením sulfidy přecházejí na oxidy 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 polysulfidy obsahují větší množství atomů síry (až 6) v aniontu nejznámější je pyrit FeS2 (disulfid železnatý)

Sloučeniny síry halogenidy VI V IV II I F- SF6 S2F10 SF4 SF2 S2F2 Cl- nejstálejší jsou fluoridy síry, nejméně stálé jsou jodidy VI V IV II I F- SF6 S2F10 SF4 SF2 S2F2 Cl- SCl4 SCl2 S2Cl2 Br- S2Br2 I- SI2

Sloučeniny síry oxidy S2O SO2 značně nestálý, není anhydridem kyseliny vzniká spalováním síry nebo pražením sulfidů S + O2 → SO2 4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2 jedovatý plyn, snadno zkapalnitelný (-10 °C) připravuje se reakcí siřičitanů se silnou kyselinou Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + SO2

Sloučeniny síry má především redukční účinky ochotně se oxiduje na SVI 5 SO2 + 2 MnO4- + 6 H2O → 2 Mn2+ + 5 SO42- + 4 H3O+ působením silných redukčních činidel za tepla se redukuje na síru SO2 + C → S + 2 CO SO2 + 2 H2 → 2 H2O + S je anhydridem kyseliny siřičité SO2 + H2O → H2SO3 s hydroxidy reaguje za vzniku siřičitanů

Sloučeniny síry význam SO2 bělící činidlo desinfekce, konzervace výroba H2SO4 a siřičitanů kapalný jako nevodné rozpouštědlo způsobuje kyselé deště

Sloučeniny síry SO3 v malé míře vzniká při spalování síry vzniká oxidací oxidu siřičitého za přítomnosti katalyzátoru (V2O5, Pt) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 pevná, snadno těkající látka, v pevném stavu polymeruje anhydrid kyseliny sírové velmi silné dehydratační účinky V2O5

Sloučeniny síry Oxokyseliny velké množství díky schopnosti síry vytvářet stálé vazby a S-S, S-H k. siřičitá H2SO3 k. thiosírová H2S2O3 k. peroxosírová H2SO5 k. sírová H2SO4 k. disírová H2S2O7 k. peroxodisírová H2S2O8

Cr2O72- + 3 SO32- + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 SO42- + 4 H2O Sloučeniny síry kyselina siřičitá pouze ve zředěných roztocích, nestálá (snadno se rozkládá na SO2 a H2O) Na2SO3 + HCl → 2 NaCl + H2O + SO2 stálejší jsou její soli slabá dvousytná kyselina bělící účinky má (i její soli) redukční účinky, podobně jako SO2 Cr2O72- + 3 SO32- + 8 H+ → 2 Cr3+ + 3 SO42- + 4 H2O →

výroba SO2 (spalování síry, pražení pyritu, oxidace H2S) Sloučeniny síry kyselina sírová nejstálejší kyseliny síry výroba výroba SO2 (spalování síry, pražení pyritu, oxidace H2S) S + O2 → SO2 oxidace SO2 na SO3 nitrosní způsob (komorový) 2 SO2 + 3 NO2 + H2O → 2 ONO-SO2-OH + NO 2 HO-SO2-ONO + H2O → 2 H2SO4 + NO + NO2 hydrogensíran nitrosylu

Sloučeniny síry koncentrovaná 98,3 % kontaktní způsob (věžový) 2 SO2 + O2 → 2 SO3 v dalším kroku se mísí SO3 s kyselinou sírovou za vzniku „olea“ - roztok SO3 v H2SO4 - dýmavá kyselina sírová - směs kyselin disírové, trisírové a tetrasírové koncentrovaná 98,3 % zředěná (10 – 20 %) rozpouští většinu neušlechtilých kovů za vzniku H2 koncentrovaná pasivuje některé kovy – Fe, Pb V2O5

Sloučeniny síry koncentrovaná za horka má oxidační účinky Hg + 2 H2SO4 → HgSO4 + SO2 + H2O silné dehydratační účinky sírany jsou většinou dobře rozpustné ve vodě málo rozpustné jsou sírany kovů alkalických zemin, olova, stříbra sírany přechodných kovů tvoří zpravidla hydráty skalice – modrá CuSO4 . 5H2O - zelená FeSO4 . 7H2O - bílá ZnSO4 . 7H2O kamence – podvojné sírany MIMIII(SO4)2 . 12H2O

Sloučeniny síry kyselina thiosírová nestálá, její soli jsou však již stálé v kyselém prostředí se rozkládá S2O32- + 2H+ → H2O + S + SO2 připravuje se reakcí oxidu sírového se sulfanem H2S + SO3 → H2S2O3 použití fotografie (v ustalovačích) analytická chemie

Sloučeniny síry kyselina peroxosírová, peroxodisírová velmi silné oxidační účinky silnější oxidační činidlo než manganistan 5 S2O82- + 2 Mn2+ + 8 H2O → 2 MnO4- + 10 SO42- + 16 H+ příprava reakcí kyseliny sírové s peroxidem vodíku H2SO4 + H2O2 → H2SO5 + H2O

Selen, tellur, polonium charakteristika, výskyt Selen Tellur vyskytuje se pouze v malé míře, zpravidla doprovází síru v sulfidických rudách, zejména FeS červený selen – Se8, stálejší šedý selen („kovový“) Tellur jeho zastoupení je nižší než u selenu, rovněž doprovází síru a selen má kovovou strukturu

Selen, tellur, polonium Polonium radioaktivní kov izolováno ze smolince jeho izotopy jsou klasické α-zářiče

Selen, tellur, polonium Sloučeniny s vodíkem a halogeny H2Se – selan připravuje se hydrolýzou selenidů toxický, nestálý plyn výrazného zápachu, rozkládá se vzdušnou vlhkostí H2Te – tellan analogický selanu, zapáchá po česneku rozkládá se velmi rychle selen ani tellur netvoří sloučeniny obdobné polysulfanům, díky malé stálosti vazby Se-Se a Te-Te

Selen, tellur, polonium tvoří halogenidy v oxidačním čísle IV a II, jodidy pouze u telluru a polonia většinou pevné stálé látky jejich stálost vzrůstá s nárůstem elektropozitivního charakteru – od selenu k poloniu

Selen, tellur, polonium Sloučeniny s kyslíkem XO2 pevné látky SeO2 s vodou reaguje za vzniku kyseliny seleničité TeO2 je ve vodě prakticky nerozpustný, má amfoterní charakter rozpustný v alkalických hydroxidech za vzniku telluričitanů i v silných minerálních kyselinách PoO2 je bazický XO3 tvoří pouze Se a Te, jsou anhydridy příslušných kyselin (SeO3, TeO3)

Au + H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + H2SeO3 + H2O Selen, tellur, polonium Selen tvoří kyseliny H2SeO3 a H2SeO4 příprava vychází z příslušných oxidů kyselina selenová má silné oxidační účinky, redukuje se na k. seleničitou, případně až na selen dokáže rozpouštět zlato a platinu Au + H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + H2SeO3 + H2O Tellur tvoří kyselinu H6TeO6 slabá dvousytná kyselina