Reklama:

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 (BaSO₄).
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

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 Fe^II(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
- Na₂SO₄– 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

CuSO₄5H₂O – 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 + H₂SO₄> 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 Na₂S₂O₃- 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 + O₂(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

a) molekulové oxidy: oxidy nekovů SO₃, oxidy kovů vedlejších skupin s vysokým ox. číslem: Mn₂O₇, CrO₃

b) s 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)₂-> 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.