- prvky VI. A skupiny: O,S,Se,Te,Po

   rudotvorné chalkogeny: S,Se,Te

- ve valenčních orbitalech 6 elektronů – ns² np⁴ (n-číslo peroidy, ve které prvek leží)

- oxidační čísla: -II,II,IV,VI

- všechny chalkogeny mimo kyslíku jsou za běžných podmínek pevné látky, Po-radioaktivní

- s rostoucím Z klesá elektronegativita, roste kovový charakter (S-nekov, Se,Te-polokovy, Po-kov)

- S získává stabilní elektronovou konfiguraci tím, že přijímá 2 elektrony a vytváří sulfidový anion S^2-

- počet vazeb chalkogenů se přispěním nd orbitalů zvyšuje až na šest (především S)

   excitované stavy:  I. S*:[Ne] 3s² 3p³ 3d¹

                                II. S**:[Ne] 3s¹ 3p³ 3d²

 

Výskyt – S – volná (v blízkosti sopek, doly např. Polsko, Sicílie)

                   - vázaná - v kovových rudách: PbS-galenit, ZnS-sfalerit, FeS₂-pyrit, CuFeS₂-chalkopyrit, Ag₂S-

                                    argentit, CaSO₄.2H₂O-sádrovec

                                 - v sopečných plynech – H₂S, SO₂

                                 - bílkoviny (biogenní prvek)

             - Se,Te – v přírodě poměrně vzácné (doprovázejí sulfidy kovů)

             - Po – velmi vzácný kov (v uranové rudě smolinci)

 

Síra

 

Vlastnosti

   - krystalická síra je žlutá látka, nerozpustná ve vodě, ale dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např.   

      v sirouhlíku CS₂)         

   - za normální teploty existuje ve formě molekuly S₈ (žlutá pevná látka)

   - zahříváním se kruhové řetězce štěpí a spojují se mezi sebou – vznikají dlouhé (polymerní) řetězce S_n

      navenek se to projevuje tmavnutím a vzrůstem viskozity (hnědá kapalina)

   - v párách jsou atomy volné (žlutý plyn)

   - náhlým ochlazením kapalné síry získáme beztvarou (amorfní) plastickou síru

      ochlazením par vroucí síry se získá sirný květ

   - alotropie – síra se vyskytuje v závislosti na vnějších podmínkách v několika různých krystalových

                         strukturách = alotropických modifikacích, za běžné teploty – síra kosočtverečná, při 95^oC

                         přechází na síru jednoklonnou

   - středně reaktivní látka – reaguje s většinou prvků

   - má oxidační i redukční vlastnosti

      a) oxidační:  Fe⁰ + S⁰ ® Fe^IIS^-II

b) redukční:  2 S⁰ + 4 HN^VO₃ ® 2 H₂S^VIO₄ + 4 N^IIO

 

Užití

   - S je základní surovinou pro výrobu důležitých produktů chemického průmyslu – H₂SO₄, CS₂, siřičitanů,

      sulfidů

   - vulkanizace kaučuku, gumárenský průmysl

   -  výroba střelného prachu, zápalek

   - desinfekční prostředek „síření sudů“

   - sirné masti – v kožním lékařství

 

 

Sloučeniny síry

 

1) Bezkyslíkaté

 

Chalkogenvodíky

   - obecný vzorec H₂X (X = S,Se,Te)

   - kyselost od shora dolů roste

   - všechny jsou jedovaté s nepříjemným zápachem (há dva es smrdí jako pes)

   - ve vodě se rozpouštějí na příslušné kyseliny

   - H₂S – prudce jedovatý plyn, zápachem připomíná zkažené vejce, vzniká při rozkladu bílkovin

            - vzniká přímou reakcí vodíku se sírou:  H₂ + S ® H₂S

            - příprava v laboratoři:  FeS + 2 HCl ® FeCl₂ + H₂S  (v Kippově přístroji)

            - na vzduchu hoří modrým plamenem:  2 H₂S + 3 O₂ ® 2 H₂O + 2 SO₂

            - má silné redukční účinky:  H₂SO₄ + H₂S ® S + SO₂ + 2 H₂O

            - rozpouští se ve vodě za vzniku slabé dvojsytné kyseliny sirovodíkové („sulfanová voda“)                   

            - od kyseliny sirovodíkové se odvozují dvě řady solí: sulfidy M₂^IS

                                                                                                     hydrogensulfidy M^IHS

            - sulfidy kovů (kromě s¹ kovů) jsou ve vodě nerozpustné, často charakteristicky zbarvené (např. CdS-

              žlutý, Ag₂S-černý, MnS-pleťový, HgS-červený) - užití v analytické chemii

            - hydrogensulfidy jsou ve vodě rozpustné

 

2) Kyslíkaté

 

Oxidy

   - SO₂ – bezbarvý jedovatý plyn štiplavého zápachu, dráždí dýchací cesty, nepodporuje hoření

             - nežádoucí složka ovzduší, kyselé deště  SO₂ + H₂O ® H₂SO₃

             - vzniká hořením – síry na vzduchu:  S + O₂ ® SO₂

                                            - sirovodíku

             - laboratorní příprava:  HCl + NaHSO₃ ® NaCl + H₂O + SO₂

                                                  Na₂SO₃ + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + H₂O + SO₂

             - průmyslová výroba – pražením pyritu:  4 FeS₂ + 11 O₂ ® 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

             - oxidační i redukční účinky

                a) oxidační:  SO₂ + 2 H₂S ® 3 S + 2 H₂O

                b) redukční:  2 SO₂ + O₂ ® 2 SO₃  (kat. V₂O₅)

   - SO₃ – plynný – monomerní, tvoří bílý dým

             - pevný – tvořen trimerními cyklickými molekulami S₃O₉

             - jeho nejdůležitější reakcí je slučování s vodou (exotermická reakce) za vzniku H₂SO₄

 

Kyseliny

   - H₂SO₃ – slabá dvojsytná kyselina

                 - vzniká rozpouštěním SO₂ ve vodě:  SO₂ + H₂O ® H₂SO₃

                 - tvoří dva typy solí: siřičitany M₂^ISO₃ (silné redukční účinky, snadno se oxidují na sírany)

                                                 hydrogensiřičitany M^IHSO₃

   - H₂SO₄ – silná dvojsytná kyselina, bezbarvá kapalina

                 - s vodou se mísí v libovolném poměru, přičemž se zahřívá (proto kyselinu sírovou vždy lijeme     

                    opatrně do vody, nikdy ne opačně!)

                 - vznik:  SO₃ + H₂O ® H₂SO₄

                 - konc. – oxidační vlastnosti

                             - w = 0,98, olejovitá, silně hygroskopická, má silné dehydratační účinky (způsobuje uhelnatění

                                a rozpad org. látek), odnímá látkám vodu:  CuSO₄.5H₂O ® CuSO₄ + 5 H₂O

                             - s některými kovy vůbec nereaguje, neboť na jejich povrchu vzniká ochranná vrstvička (např.

                                Au, Pt, Pb, Al)

                             - tam, kde se ochranná vrstvička nevytváří dochází k redukci (vodík se neuvolňuje):

                                Cu + konc. H₂SO₄ ® CuO + SO₂ + H₂O

                 - zředěná – oxidační vlastnosti ztrácí, má vlastnosti silné kyseliny

                                 - reaguje s neušlechtilými kovy:  Fe + H₂SO₄ ® FeSO₄ + H₂

                 - výroba: 1. výroba SO₂ – pražením pyritu nebo spalováním síry

                                2. a) kontaktní metoda  2 SO₂ + O₂ ® 2 SO₃ (kat. V₂O₅)

                                    b) nitrozní metoda  NO₂ + H₂O + SO₂ ® H₂SO₄ + NO

                                                                   NO + ½ O₂ ® NO₂ – zpět do výroby

                                3. rozpouštění SO₃ v H₂SO₄ :  SO₃ + H₂SO₄ ® H₂S₂O₇ – oleum (přesycený roztok)

                                                                                H₂S₂O₇ + H₂O ® 2 H₂SO₄

                 - tvoří dva typy solí: sírany M₂^ISO₄

                                                 hydrogensírany M^IHSO₄ (známe jen od alkalických kovů)

                 - většina síranů (mimo BaSO₄, PbSO₄ ) a hydrogensíranů je ve vodě dobře rozpustná

                 - důkaz síranových aniontů:  Ba²⁺ + SO₄^2– ® BaSO₄ ↓ bílá sraženina

                 - většina síranů tvoří podvojné soli – kamence (např. KAl(SO₄)₂.12H₂O

 

                 - některé sírany obsahují krystalovou vodu (tzv. skalice): CuSO₄ .5H₂O – modrá skalice

                                                                                                                  FeSO₄.7H₂O – zelená skalice

                                                                                                                  ZnSO₄.7H₂O – bílá skalice

                    Na₂SO₄.10H₂O – Glauberova sůl

                 - užití – H₂SO₄ je základní průmyslová surovina

                           - výroba průmyslových hnojiv (superfosfát, síran amonný)

                           - výroba barviv, léčiv, výbušnin, viskózových vláken

                           - elektrolyt do olověných akumulátorů

                           - zpracování rud, ropných produktů