Chalkogeny – prvky VI.A skupiny

1. Chalkogeny – prvky VI.A skupiny • charakteristika: • nekovy: kyslík, síra, polokovy: selen, telur, kov: polonium • p – prvky - valenční elektrony mají v orbitalech s a p a to celkem 6 val. elektronů • elektronegativita jejich atomů roste od polonia ke kyslíku • v přírodě čisté, ale i v minerálech nebo horninách • jejich atomy reaktivní, do oktetu jim chybí pouze 2 elektrony, které získávají od atomu prvku se kterým vstupují do vazby

2. kyslík (8O) • výskyt: • nejrozšířenější prvek na Zemi • volný prvek O2, případně jako ozon O3 • O2 v zemské atmosféře tvoří 20,948 objemových procent • slané, sladké vody • fotosyntéza u zelených rostlinami začala asi před 2 500 000 000 let • obsah O2 v atmosféře dosáhl před 800 000 000 let asi 2% současného stavu a před 580 000 000 let asi 20% současného obsahu v atmosféře • ve sloučeninách ( jako voda a jako složka většiny hornin, minerálů a půd ) • biogenní prvek – v tělech rostlin a živočichů

3. laboratorní příprava: • katalytickým rozkladem peroxidu vodíku pomocí poplatinované niklové folie 2 H2O2 → O2 + 2H2O, Pt / Ni • tepelným rozkladem některých solí kyslíkatých kyselin2KClO3 → 2KCl + 3O2 • reakce probíhá za teploty 400 - 500 °C

4. nejlepší metodou pro získání velmi čistého kyslíku je však tepelný rozklad manganistanu draselného ve vakuu • reakce probíhá při 215 až 235 °C • 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 • průmyslová výroba: • frakční destilací zkapalněného vzduchu při teplotách okolo -183 °C

5. fyzikální vlastnosti: • plyn bez barvy, zápachu a chuti, lehčí než vzduch • tuhý a kapalný kyslík mají modrou barvu • tvoří tři stabilní izotopy z nichž výrazně převládá 16O, který tvoří více než 99,73 hmotnostních %, ostatní, velmi vzácné izotopy jsou 17O a 18O • dopravuje se podobně jako vodík v ocelových bombách, označených modrým pruhem, stlačený na 15 MPa • existuje i atomární kyslík, vzniká elektrickým výbojem

6. kapalný kyslík

7. chemické vlastnosti: • extrémně reaktivní plyn • přímo oxiduje mnoho prvků, buď při normální nebo při zvýšené teplotě • oxidační čísla v izolovatelných sloučeninách mohou mít hodnoty +1/2, 0, -1/3, -1/2, -1 a -2

8. ozón • nestálý namodralý plyn s ostrým zápachem, podle kterého byl poprvé zjištěn a podle kterého (z řeckého ozein = čichat, páchnout) jej pojmenoval v roce 1840 C. F. Schőnbein • cítíme jej při koncentraci 0,003 ppm, při koncentraci vyšší než 0,15 ppm způsobuje dýchací obtíže • při -111, 9°C kondenzuje na tmavomodrou kapalinu, při -192, 5°C černofialová pevná látka

9. připravuje se ze stlačeného a zchlazeného vzduchu nebo z kyslíku elektrickým výbojem • užívá se ke sterilizaci potravin a k desinfekci vody, k odstraňování pachů, k bělení papíru • silné oxidační vlastnosti • absorbuje UV záření - chrání povrch Země před intenzivním UV zářením Slunce

10. vznik ozónu:

11. atomární kyslík • příprava - působením elektrického výboje na O2 za sníženého tlaku • reaktivnější než O2

12. využití dikyslíku: • autogenní sváření a řezání kovů • dýchací přístroje a kyslíkové stany • inhalace při otravách • tavení železných a neželezných kovů • v kapalném stavu pro pohon raket a kosmických lodí

15. sloučeniny: • voda • ve třech skupenstvích,v krystalech ledu a v kapalné vodě jsou molekuly vody vázány vodíkovými můstky, mezi molekulami vodní páry vodík. můstky nejsou • obsažená v hydrátech solí (např. FeSO4·7 H2O, CuSO4·5H2O)

16. polární rozpouštědlo, rozpouští polární látky • bod varu vyšší, než odpovídá molární hmotnosti (způsobeno vodíkovými můstky mezi molekulami vody)

17. voda se podle přítomnosti minerálních látek dělí na: a) měkkou – s minimálním obsahem rozpuštěných solí b) tvrdou • rozlišujeme: a) dočasnou tvrdost, která je způsobena hydrogenuhličitanovými anionty, např. hydrogenuhličitanem vápenatým, který se ve vodě rozpouští a dá se odstranit varem, vznikne z něj nerozpustný uhličitan vápenatý – tzv. kotelní kámen • 2(HCO3)- → (CO3)2- + H2O + CO2

18. trvalá tvrdost je způsobena sírany hořečnatými a vápenatými, které se ve vodě nerozpouští • dá se odstranit sodou (Na2CO3) nebo pomocí iontoměničů: • Ca 2+ + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2Na+

19. peroxid vodíku • poprvé připraven v roce 1818 J. L. Thenardem reakcí kyseliny sírové s peroxidem barnatým a odpařením nadbytečné vody za sníženého tlaku:BaO2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O2(aq) • průmyslově se vyrábí autooxidací 2-ethylantrachinolu (30%) • bezbarvá kapalina • méně těkavá než voda • má větší hustotu a viskozitu než voda

20. peroxid vodíku – 3%, 12%, 30 %

21. rozkládá se: 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) inhibitor: močovina, kys. fosforečnákatalyzátor: oxid manganičitý, stříbro, platina • využití: • oxidační i redukční činidlo, dezinfekce

22. oxidy • s výjimkou vzácných plynů jsou známé oxidy všech prvků periodické tabulky • vlastnosti oxidů se mění v širokém rozmezí - od nesnadno kondenzovatelných plynů, jako je např.: oxid uhelnatý (teplota varu -191,5 °C) až po netěkavé, těžkotavitelné oxidy, např.: oxid zirkoničitý (teplota varu 4850 °C) • z chemického hlediska dělíme oxidy na několik podskupin:

23. kyselé: většinou oxidy nekovů (CO2, SO2, NO2), pokud jsou ve vodě rozpustné, tak s ní reagují za vzniku kyselin • bazické: oxidy elektropozitivních prvků (Na2O, CaO) • amfoterní: oxidy méně elektropozitivních prvků (BeO, ZnO, Al2O3) • neutrální: oxidy, které nereagují s vodou ani s vodnými roztoky kyselin nebo hydroxidů (CO, N2O)

24. z hlediska vodivosti: • výborné isolanty (např. MgO) • polovodiče (např. NiO) • dobré vodiče (např.ReO3)

25. síra (16S) • historie: • Síru znali již staří Řekové a Římané, od legendárního zničení Sodomy a Gomory sirným deštěm, až k nedávnému objevu, že síra spolu s kyselinou sírovou je hlavní složkou atmosféry planety Venuše. Egypťané znali síru již od 16. století před naším letopočtem a o použití hořící síry k desinfekci se lze dočíst i v Homérově Odysseji. V roce 1245 objevil Friar Bacon střelný prach, který se skládal z ledku, práškovitého dřevěného uhlí a síry. Poprvé byl použit v bitvě u Kresčaku. V roce 1746 zavedl John Roebuck výrobu kyseliny sírové v Anglii.

26. výskyt: • čistá síra v sirných dolech (USA, Mexiko) • sulfan v ropě, zemním plynu • sulfidické minerály např.: pyrit, galenit, sfalerit, rumělka, sádrovec

27. krystaly kosočtverečné síry

28. nosiči síry - Indonésie

29. síra - Vesuv

30. průmyslová výroba: • v první polovině 20. století – metodou vyvinutou H. Fraschem – vháněním přehřáté vodní páry do ložisek síry a vytlačováním zkapalněné síry horkým vzduchem na povrch • ze zemního plynu, který obsahuje 15 - 20% sulfanu a z ropy

31. fyzikální vlastnosti: • síra má 4 stabilní izotopy 32S, 33S, 34S a 36S • žlutá látka nerozpustná ve vodě • dobře rozpustná např. v ethanolu • dobrý tepelný a elektrický izolant • vyskytuje se v několika formách:

32. kosočtverečná síra, která je stálá při laboratorní teplotě • jednoklonná síra, která vzniká z kosočtverečné síry při teplotě 95 C • obě tyto formy mají v krystalech cyklické osmiatomové molekuly • zahříváním jednoklonné síry nad 119°C připravíme tzv. kapalnou síru (hustá, viskózní kapalina), jejímž dalším zahříváním vznikají hnědé páry síry • prudkým ochlazením těchto par vzniká sirný květ, který má podobu žlutého prášku • při prudkém ochlazení kapalné síry dostaneme síru plastickou, která však není stálá a postupně přechází na modifikaci kosočtverečnou • molekuly plastické síry vytvářejí dlouhé polymerní řetězce, které jsou také příčinnou její plastičnosti

33. chemické vlastnosti: • síra hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a v malém množství i oxidu sírového • reaguje s kyselinami, které mají oxidační vlastnosti:S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO • reakcí s hydroxidy vzniká thiosíran a sulfid:4S + 6KOH → K2S2O3 + 2K2S + 3H2O

34. využití: • vulkanizace kaučuku • výroba oxidu siřičitého • výroba kyseliny sírové • insekticidy, fungicidy, léčiva např. na kožní onemocnění

35. sloučeniny: • sulfan • bezbarvý, nepříjemně páchnoucí plyn, velmi jedovatý,v sopečných plynech, v minerálních vodách, při rozkladu bílkovin • příprava - působením kyselin na sulfidy:FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

36. plynný H2S na vzduch hoří namodralým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a vody:H2S + 3/2O2 → SO2 + H2O • sulfan reaguje s vodou za vzniku kyseliny sulfanové • dvojsytná kyselina, která existuje pouze ve vodném roztoku • tvoří dva druhy solí: sulfidy a hydrogensulfidy

37. sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou rozpustné ve vodě, sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a většinou barevné • oxidy • 13 oxidů síry

38. oxid siřičitý • vyrábí se spalováním síry nebo sulfanu:S + O2 → SO2H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O • vzniká při spalování uhlí obsahující síru (znečišťování ovzduší) • bezbarvý jedovatý plyn, dusivého zápachu • dobře rozpustný ve vodě, reakcí s vodou vzniká vodný roztok „kyseliny siřičité“ • oxiduje se na oxid sírový:SO2 + 1/2O2 → SO3 (katalyzátor Pt nebo V2O5)

39. využití: • výroba kyseliny sírové • bělící činidlo – např. recyklovaného papíru (výroba novin ) • dezinfekční činidlo (vinařství) • konzervační činidlo v potravinářském průmyslu (výroba marmelád, sušeného ovoce, nealko nápojů)

40. oxid sírový • připravuje se oxidací oxidu siřičitého:2SO2 + O2 → 2SO3 ( katalyzátor Pt nebo V2O5 ) • meziprodukt při výrobě kyseliny sírové • s vodou reaguje za vzniku kyseliny sírové, s organickými látkami dochází k extrakci vody a k zuhelnatění organického materiálu

41. kyselina siřičitá • příprava - zaváděním oxidu siřičitého do vody:SO2 + H2O → H2SO3 • pouze jako vodný roztok • silné redukční činidlo • tvoří dvě řady solí: siřičitany a hydrogensiřičitany

42. kyselina sírová • bezbarvá olejovitá kapalina, neomezeně se mísí s vodou, je oxidačním činidlem, má dehydratační účinky – odebírá látkám vodu, zuhelnaťuje organické látky • má vysokou elektrickou vodivost – způsobenou autoprotolýzou: 2H2SO4 → (HSO4)- + (H3SO4)+

43. zředěná kyselina oxiduje a rozpouští neušlechtilé kovy za vývoje vodíku: H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 • horká koncentrovaná kyselina oxiduje a rozpouští některé ušlechtilé kovy: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O • zlato,platina,olovo účinkům konc. H2SO4 odolává

44. využití: • výroba hnojiv • elektrolyt do akumulátorů

45. tvoří dvě řady solí • sírany • hydrogensírany

46. výroba: • kontaktní způsob • spalování síry: • S + O2 → SO2 • směs oxidu siřičitého a vzduchu prochází přes oxid vanadičný – žlutočerná pevná látka, která je katalyzátorem, reakce probíhá za teploty cca 450 C: • oxid vanadičný se vratně rozkládá na oxid vanidičitý a na kyslík, který reaguje s oxidem siřičitým: • 2SO2 + O2 → 2SO3 • oxid sírový je rozpouštěn v konc. kyselině sírové, vzniká oleum – hustá,dýmavá kapalina, která se ředí vodou na požadovanou koncentraci kyseliny sírové: • SO3 + konc. H2SO4 → H2S2O7

47. kyselina sírová používaná do akumulátorů v automobilech

48. oxid vanadičný