Chalkogeny.

Prezentace na téma: "Chalkogeny."— Transkript prezentace:

1 Chalkogeny

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

3 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

4 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

5 Chalkogeny S -II II IV VI Se Te Po

6 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

7 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

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

9 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

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

11 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

12 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

13 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)

14 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

15 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

16 Sloučeniny síry má především redukční účinky
ochotně se oxiduje na SVI 5 SO2 + 2 MnO H2O → 2 Mn SO 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

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

18 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

19 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

20 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 Cr2O SO H+ → 2 Cr SO H2O →

21 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

22 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

23 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

24 Sloučeniny síry kyselina thiosírová
nestálá, její soli jsou však již stálé v kyselém prostředí se rozkládá S2O H+ → H2O + S + SO2 připravuje se reakcí oxidu sírového se sulfanem H2S + SO3 → H2S2O3 použití fotografie (v ustalovačích) analytická chemie

25 Sloučeniny síry kyselina peroxosírová, peroxodisírová
velmi silné oxidační účinky silnější oxidační činidlo než manganistan 5 S2O Mn H2O → 2 MnO SO H+ příprava reakcí kyseliny sírové s peroxidem vodíku H2SO4 + H2O2 → H2SO5 + H2O

26 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

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

28 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

29 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

30 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)

31 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