Chalkogeny Prvky 16.skupiny: Do skupiny chalkogenů patří kyslík, síra, selen, tellur a polonium, které se nacházejí v 16.skupině. Mají 6 valenčních elektronů (ns^2 np^4). Kyslík a síra jsou nekovy, selen a tellur jsou polokovy a polonium je kov, jež nemá žádný stabilní izotop. Kyslík má větší elektronegativitu, než ostatní prvky v této skupině. Kyslík: - připraven C. W. Scheelem a Priestleym, r.1773, pojmenoval ho A. L. Lavoisier - v přírodě je směsí tří izotopů ^16O(99,76%), ^17O(0,04%) a ^18O(0.2%) - kovalentní vazby kyslík využívá při sloučeninách s kovy a nekovy, elektropozitivní složkou je pouze ve sloučeninách s fluorem (díky vysoké elektronegativitě) - silné oxidační vlastnosti - vyskytuje se ve všech možných sloučeninách mimo lehčích vzácných plynů - dokáže exotermicky reagovat se všemi prvky mimo halogenů, vzácných plynů a některých ušlechtilých kovů - pokud jsou oxidační rce doprovázeny vznikem světla, jedná se o hoření - existují i radioaktivní izotopy, ale mají jen krátký poločas rozpadu - dikyslík 0[2] a ozon 0[3] jsou alotropickými formami kyslíku. Dikyslík O[2 ] - obtížně zkapalnitelný plyn - bez barvy (kapalný a pevný je světlomodrý) - bez charakteristického zápachu - bez chuti - je schopen být i ligandem v komplexech - v přírodě vzniká při fotosyntéze H[2]O + CO[2] O[2] + CH[2]O - připravuje se elektrolýzou vody, termickým rozkladem oxidů, peroxidů a některých solí: 2 HgO à 2 Hg + O[2] 2 H[2]O[2] à 2 H[2]O + O[2] 2 NaClO[3 ][ ] ^MnO[2] 2 NaCl + 3 O[2][] - připravuje se i reakcí některých vyšších oxidů s kyselinou sírovou: 2 MnO[2] + 2H[2]SO[4] à 2MnSO[4] + 2H[2]O + O[2] 4CrO[3] + 6H[2]SO[4] à 2Cr[2](SO[4])[3] + 6H[2]O + 3O[2] - termickým rozkladem manganistanů se dá připravit pouze velmi čistý kyslík: 2 KMnO[4] ^220 °C K[2]MnO[4] + MnO[2] + O[2] - průmyslově vyráběn ve velkém množství frakčními destilacemi kapalného vzduchu - používá se při oxidačních procesech spalování, při řezání a svařování kovů, v lékařští, k pohonu raket, čištění odpadních vod Ozon O[3 ] - jedovatý - bezbarvý ( v silnějších vrstvách modrý, kapalný je tmavě modrý, pevný černofialový) - plyn - má charakteristický zápach - velice dobře se rozpouští ve vodě - velice reaktivní - vlastní silné oxidační účinky v plynných stavech i v roztokách - stabilnějším je v kyselých roztocích, méně stabilní v alkalických - stanovuje se jodometricky, pomocí jodidu draselného do roztoku v boritanovém pufru a titrací vyloučeného jodu thiosíranem sodným, díky škrobu O[3] + 2 KI + H[2]O à O[2] + I[2] + 2 KOH 2 Na[2]S[2]O[3] + I[2] Na[2]S[4]O[6] + 2 NaI - připravuje se pomocí tichého elektrického výboje na vzdušný kyslík, rce je silně endotermická, naopak rozklad je pomalý, jestliže nepoužijeme katalyzátor - ozon získáme zkapalněním směsi a odpařováním dikyslíku - vznikne také při elektrochemické oxidaci kyseliny sírové a při termickém rozkladu kyseliny hydrogenjodisté - používá se na sterilizaci vody, čistění vzduchu, bělení olejů a škrobu, funguje jako filtr ultrafialového záření Atomolární kyslík O - velmi reaktivní - nelze ho izolovat - v základním stavu vzniká fotolýzou dikyslíku, oxidu dusičitého nebo oxidu dusného (v přítomnosti rtuti) - reaktivnější formu připravíme fotolyticky z ozonu nebo oxidu dusného (bez rtuti) - rce jsou explozívní - používá se jako oxidovadlo (i ve vyšších vrstvách atmosféry) Sloučeniny kyslíku - oxidy jsou označovány pouze sloučeniny s kyslíkem, tehdy když je kyslík elektronegativnější - oxidy prvků krátkých period jsou bezbarvé, oxidy přechodných kovů a některých dlouhých period jsou barevné - Podle typu vazby jsou 3 skupiny oxidů – iontové, polymerní, molekulové - Iontové oxidy - pevné látky - jejich mřížky tvoří anionty O^2- a kationty kovu - vysoký bod tání - tvoří alkalické kovy, kovy alkalických zemin, lanthanoidy, aktinoidy, některé přechodné kovy - reagují s vodou, tvoří hydroxidy: O[2] + H[2]O à 2 OH^- ve vodě nerozpustné zásadotvorné oxidy reagují se zředěnými kyselinami za tvorby solí: MgO + 2H[3]O^+à Mg^2+ + 3H[2]O - Polymerní oxidy – atomy kyslíku a kovu jsou spojeny polární kovalentní vazbou do trojrozměrných, rovinných nebo řetězových útvarů - tvoří je kovy s elektronegativitou vyšší než 1,5 ve vyšších oxidačních stupních; některé polokovy a nekovy - vysoké body tání - reagují s vodou za vzniku kyselin -> kyselinotvorné oxidy: B[2]O[3] + 3H[2]O à 2H[3]BO[3] - některé oxidy jsou zásadotvorné a reagují s kyselinami za tvorby solí: CUO + 2H[2]SO4 àZn^2+ + 3 H[2]O - a zásadami: ZnO + 2 OH^- + H[2]O à [Zn(OH[4])]^2-) - Molekulové oxidy - tvoří nekovy, některé kovy(Mn ^VII, Os^VIII) - snadno těkají - reagují s vodou za tvorby kyselin: SO[3] +H[2]O -> H[2]SO[4] se zásadotvornými oxidy tvoří soli: CO[2] + CaO -> CaCO[3] [ ] - Oxidy se připravují reakcemi prvků s kyslíkem při zvýšené teplotě, termickým rozkladem hydroxidů: Cu(OH)[2] à CuO + H[2]O [ ] - nebo rozkladem některých kyslíkatých solí: CaCO[3 ]à CaO + CO[2] 2 Pb(NO[3])[2] à 2 PbO +4 NO[2]+O[2] Fe[2](SO[4])[3] à Fe[2]O[3] + 3 SO[3] - nebo reakcemi prvků s vodní párou při vysoké teplotě: C + H[2]O à CO + H[2] 3 Fe + 4H[2]O àFe[3]O[4] + 4H[2] Voda H[2]O – bezbarvá kapalina bez zápachu - umožňuje životní procesy - nejpoužívanějším rozpouštědlem - přírodní voda obsahuje vždy rozpuštěné soli - uplatnění jako součást hydrátů a aquakomplexů - součastí je tězká voda D[2]O - je hůře ionizujícím rozpouštědlem - používá se jako moderátor rychlých neutronů v jaderných reaktorech a v chemickém výzkumu Peroxid vodíku H[2]O[2] - bezbarvá, až světle modrá sirupovitá kapalina - hustší než voda - je nestálý, před dosažením bodu var( 152 °C )se rozkládá - výborným rozpouštědlem, oxidovadlem v kyselém i zásaditém prostředí - užívá se jako bělicí a desinfekční prostředek; při výrobě anorganických i organických sloučenin Síra - V přírodě se mimo elementární síru nachází sulfidy kovů a sírany alkalických kovů a kovů alkalických zemin (Glauberova sůl Na[2]SO4.10H[2]O, baryt BaSO[4], sádrovec CaSO[4].2 H[2]O, pyrit FeS[2], sfalerit ZnS, rumělka HgS, galenit PbS a chalkopyrit CuFeS[2] - žlutá, pevná, ve vodě nerozpustná látka, rozpustná v nepolárních rozpouštědlech, špatný vodič tepla i elektřiny - síra má dobrou schopnost se řetězit díky většímu počtu alotropických modifikací - oxidační stupně síry se ve sloučeninách pohybují mezi -II až + IV - krystalická, nejčastěji kosočtverečná (σ-síra), nebo jednoklonná (β-síra) - amorfní síra, sirný květ – vznikne rychlým ochlazením par; plastická síra – vznikne ochlazením taveniny Sloučeniny síry Sulfán H[2]S - bezbarvý, nepříjemně páchnoucí a prudce jedovatý - plyn - redukční vlastnosti - při zapálení na vzduchu hoří modrým plamenem (za vzniku oxidu siřičitého nebo síry): 2 H[2]S + 3 O[2] à 2 H[2]O + 2 SO[2] 2 H[2]S+O[2] à 2 H[2]O + 2 S - vznikne rcí sulfidů s kyselinami: FeS + 2 HCl à FeCl[2 ]+ H[2]S - při rozpuštění sulfanu ve vodě dostaneme kyselinu sirovodíkovou - nasycením roztoků alkalických hydroxidů sulfánem vzniknou hydrogensulfidy MHS, při přebytku hydroxidu vzniknou sulfidy M[2]S - ve vodě jsou všechny iontové sulfidy a hydrogensulfidy alkalických kovů rozpustné Polysulfán H[2]S[x] - reaktivní olejovitá kapalina - připravují se rozkladem polysulfidů kyselinou chlorovodíkovou za chladu nebo reakce: SnCl[2] + 2H[2]S[m] à H[2]S[n]+2[m] + 2HCl - jeho směs: Disulfán H[2]S[2] - bezbarvý - u vyšších homologů se s prodlužováním řetězce prohlubuje žluté zbarvení Polysulfidy – tvoří se tavením sulfidů sírou nebo zahříváním suspenze síry v roztoku alkalického kovu. Disulfid železnatý – pyrit FeS[2 ] - důležitá surovina pro výrobu H[2]SO[4] Oxid sirný S[2]O - Tvoří se působením elektrického výboje na směs par oxidu siřičitého a síry - Za lab.teploty je nestálý, snadno se přeměňuje na síru a oxid siřičitý Oxid siřičitý SO[2] - Bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn - Dráždí dýchací sliznici - Snadno zkapalnitelný - Vzniká spalováním síry: S + O[2 ]à SO[2] - Připravíme rozkladem roztoku siřičitanů kyselinami: Na[2]SO[3] + H[2]SO[4] à SO[2] + Na[2]SO[4] + H[2]O - Využijeme ho jako redukční činidlo - Používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování, při výrobě celulózy Oxid sírový SO[3] - Pevná látka - Silně hygroskopický – pohlcuje vodu - Můžeme použít jako oxidační činidlo - Průmyslově se získá katalytickou oxidací oxidu siřičitého: 2SO[2 ]+ O[2] à 2SO[3] - Připravuje se termickým rozkladem některých síranů: Fe[2](SO[4])[3] Fe[2]O[3] + 3SO[3] Difluorsulfán SF[2] - získává se fluorací dichlorsulfánu fluorosiřičitanem draselným Difluordisulfán S[2]F[2] - připravuje se reakcí síry s boridem stříbrným za zvýšené teploty. Fluorid siřičitý SF[4][ ] - je tvořen reakcí dichlorsulfánu s fluoridem sodným Fluorid sírový SF[6][ ] - chemicky inertní, netoxický, termicky stabilní plyn - nereaguje s vodu, chlorovodíkem, kyslíkem, ani s roztavenými alkalickými hydroxidy - vzniká rcí prvků za lab.teploty Dekafluorid disírový S[2]F[10] - jedovatý, mírně reaktivnější než SF[6] - vzniká jako vedlejší produkt při přípravě SF[6] Dichlordisulfán S[2]Cl[2] - připravuje se chlorací síry - toxická, žlutá kapalina Dichlorsulfan SCl[2][ ] - připravuje se chlorací dichlordisulfánu - červená kapalina, za lab.teploty se rozkládá Kyseliny siřičitá H[2]SO[3] - Slabá dvojsytná kyselina - Kyselina a její soli mají silné redukční vlastnosti - Tvoří dvě řady solí – siřičitany, hydrogensiřičitany Kyselina sírová H[2]SO[4] - Silná dvojsytná kyselina - Kapalina - Dobře si mísí s vodou za uvolnění tepla - (koncentrovaná) má silné oxidační, dehydratační, korozivní účinky - Organické látky díky ní uhelnatí - (koncentrovaná) Reaguje se všemi kovy, mimo olova, zlata a platiny: Cu + H[2]SO[4] à CuO + SO[2] + H[2]O - (zředěná) se chová jako silná kyselina, oxidační schopnosti má menší - (zředěná) reaguje pouze s méně ušlechtilými kovy: Fe + H[2]SO[4] à FeSO[4] + H[2] - Výroba : 1. vyrobí se oxid siřičitý 2. ten se katalycky oxiduje na oxid sírový 2 SO[2] + O[2] à 2 SO[3] 3. Oxid sírový je pohlcen roztokem zředěné kyseliny sírové a tím se zvýší koncentrace - Používá se při výrobě hnojiv, anorganických sloučeniny, barviv, léčiv, výbušnin, plastů, v papírenském průmyslu - Má dvě řady solí – sírany, hydrogensírany Kyselina thiosírová H[2]S[2]O[3] - stálá pouze za nízkých teplot, připravuje se rcí: HSO[3]Cl + H[2]S à H[2]S[2]O[3] + HCl Kyselina peroxosírová H[2]SO[5] - pevná krystalická látka, působí jako oxidační činidlo - připravuje se parciální hydrolýzou kyseliny peroxodisírové nebo rcí peroxidu vodíku s kyselinou sírovou nebo chlorosírovou: H[2]SO[3]Cl + H[2]O[2] à H[2]SO[5] + HCl Kyselina peroxodisírová H[2]S[2]O[8] - hydroskopická pevná látka, silné oxidovadlo Kyselina amidosírová HSO[3]NH[2] - bílá krystalická látka, průmyslově vyráběná z močoviny Tellur a selen - Tellur byl objeven 1782, M.Curie-Sklodowská - Radioaktivní vlastnosti - Oxidační stupně mezi -II až +VI - Malá elektronegativita - Rozpouštějí se v oxidačně působících kyselinách alkalických hydroxidech - Nereagují s neoxidujícími kyselinami - Na vzduchu shoří na dioxidy - Oba prvky + jejich sloučeniny -> silné jedy - Selen se získá redukcí kyseliny sírové oxidem siřičitého: H[2]SeO[3] + 2SO[2] + H[2]O à Se + 2H[2]SO[4] - Tellur se připravuje elektrochemickou redukcí telluričitanu sodného, který se získává rozpuštěním oxidu telluričitého v roztoku hydroxidu sodného - Selen slouží k výrobě fotočlánků, usměrňovačů, při barvení skla - Tellur používá se v metalurgii železných i neželezných kovů a slitin Sloučeniny Selan H[2]Se a tellan H[2]Te - bezbarvé jedovaté plyny - Charakteristický zápach - Podléhají snadno oxidaci na dioxidy - Vznikají rozkladem selenidů a telluridů neoxidujícími kyselinami Oxid seleničitý (SeO[2])[n ] - dobře rozpustný ve vodě, - Získáme rozpuštěním selenu v kyselině dusičné a následnou termickou dehydratací primárně vzniklé kyseliny seleničité. - Používá se jako oxidační činidlo Oxid telluričitý TeO[2 ] - méně těkavý než oxid seleničitý - Nerozpustný ve vodě, rozpustný v hydroxidech alk.kovů - Připravujeme reakcí prvků nebo dehydratací kyseliny telluričité Oxid selenovy (SeO[3])[n ] - hygroskopická bílá krystalická látka - Částice existují v kapalném i plynném stavu a v nevodných roztocích - Získáme dehydratací bezvodé kyseliny selenové oxidem fosforečným a vakuovým vysublimováním z reakční směsi Oxid tellurový TeO[3] - oranžová pevná látka - Při vyšší teplotě je oxidačním činidlem - Připravíme dehydratací kyseliny hexahydrogentellurové H[6]TeO[6] Fluorid seleničitý SeF[4] - podobá se fluoridu siřičitému Fluorid telluričitý TeF[4] - stejně jako fluorid sleleničitý se získá fluorací příslušného chalkogenu Kyselina seleničitá H[2]SeO[3] - bezbarvá krystalická látka - Připravuje se oxidací selenu kyselinou dusičnou - snadno dehydratovatelná na oxid seleničitý Kyselina telluričitá H[2]TeO[3] – existuje jen v roztoku - Připravuje se reakcí chloridu telluričitého s vodou - Kyselina selenová H[2]SeO[4] – pevná krystalická látka - Připravuje se rcí selanu barnatého s kyselinou sírovou nebo ze selenou hořečnatého - Má silnější oxidační účinky než H[2]SO[4] - Kyselina hexahydrogentellurová H[6]TeO[6 ]– krystalická látka - Připravuje se oxidací telluru roztokem kyseliny chlorečné Te + HClO[3] + 3H[2]O à H[6]TeO[6] + HCl Použitá literatura BENEŠOVÁ, Marika. Odmaturuj! z chemie. Brno: Didaktis, 2002, 208 s. ISBN 80-862-8556-1 KLIKORKA, Jiří, Bohumil HÁJEK a Jiří VOTINSKÝ. Obecná a anorganická chemie. Vyd. 1 Praha: SNTL-nakladatelství technické literatury, 1985, 225 s. TOUŽÍN, Jiří. Stručný přehled chemie prvků. 1. vyd. Brno: Didaktis, 2003, 225 s. ISBN 80-210-2635-9