Aleš Bárta – 437420 Síra (Sulfur) Síra je 16. prvek periodické soustavy prvků. Nachází se ve 3. periodě a 16. skupině (6B skupina). Síra má elektronovou konfiguraci ns^2 np^4. Molární hmotnost 32,066 g/mol. Patří mezi nekovy. Na rozdíl od kyslíku však tvoří její valenční sféru též orbitaly nd. I když orbitaly nd v základním stavu atomů chalkogenů nejsou obsazeny elektrony, mohou se v důsledku svého nepříliš velkého energetického odstupu od orbitalů ns a np účastnit tvorby vazeb. ns^0 np^0, ns^2 np^0, ns^2 np^4, ns^2 np^6 S^VI ç S^IV ç S^0 ç S^-II Síra patří do skupiny chalkogenů. Je velmi reaktivním prvkem. Přímo se slučuje s většinou ostatních prvků. (většinou s kovy, ale též i s halogeny a kyslíkem). Mnohé z těchto reakcí jsou silně exotermické a mají rychlý průběh. Chalkogeny obecně působí spíše oxidačně, samy přitom přecházejí do oxidačního stavu – II. Silná oxidovadla (z prvků především kyslík a halogeny) je převádějí do oxidačních stavů kladných. Slučování chalkogenů s kyslíkem probíhá až za zvýšené teploty. Historie síry Síra byla jedním z nejdříve objevených prvků. Byla objevena již ve starověku a to asi 1000 let před našim letopočtem. Název a symbol je odvozený od sanskrtského sulvere – světle žlutý. Výskyt v přírodě V zemské kůře asi 0,16%. V mořské vodě je její koncentrace asi 900mg/l. Jako čistý prvek se vyskytuje zejména v oblastech s bohatou vulkanickou činností nebo v okolí minerálních pramenů., sulfid rtuťnatý – cinabarit (rumělka) a chalkopyrit – směsný sulfid mědi a železa. Nejznámějším minerálem na bázi síranů je sádrovec – dihydrát síranu vápenatého. Dále je síra součástí uhlí a ropy. V organických sloučeninách ji nacházíme zejména v aminokyselinách. Výroba síry Surovinovou základnu pro výrobu síry a jejích sloučenin tvoří především sulfidické a polysulfidické rudy, surová elementární síra, uhlí, ropa, zemní plyn a v neposlední řadě také sírany. Lze ji také získávat ze sulfanu. H[2]S + Br[2] → 2HBr + S Využití síry Využívá se pro výrobu zápalek, insekticidů, barviv a pro gumárenský průmysl. Nezanedbatelné je i využití ve farmaceutickém průmyslu. Surová elementární síra slouží k výrobě kyseliny sírové a sulfidu uhličitého. Fyzikální vlastnosti Síra má celkem 10 izotopů, z nichž 4 jsou stabilní: ^32S,^ 33S,^ 34S,^ 36S. Na Zemi nejzastoupenější je ^32[16]S. Pevná síra se vyskytuje v několika alotropických modifikacích: a) Kosočtverečná – Je nejběžnější a nejstabilnější modifikace síry, je tvořena 8 atomy (S[8]) spojenými do cyklu. Je žlutá látka nerozpustná ve vodě, je rozpustná v ethanolu nebo etheru. b) Jednoklonná - Síra taje při teplotě 120° C, osmičlenné kruhy se trhají a vytváří se dlouhé řetězce. Amorfní síra: a) Plastická síra b) Sirný květ – vzniká rychlým ochlazením par síry Sloučeniny síry a reakce Záporné oxidační stavy síry: 1) atom je vázán k jedinému atomu – vazba sigma př: HS^- 2) atom síry je poután ke 2 atomům vazbou sigma př: H[2]S Kladné oxidační stavy síry: 1) Oxidační stav II – Vyskytuje se například v molekule chloridu sirnatého SCl[2] 2) Oxidační stav IV – SO[2], H[2]SO[3], SF[4] 3) Oxidační stav VI – SF[6], H[2]SO[4] Sloučeniny s vodíkem: Sulfan (H[2]S) – sirovodík je plynná látka tvořená jednoduchými molekulami s téměř pravoúhlým uspořádáním jednoduchých vazeb. Příprava: Přímá syntéza H[2] + S è H[2]S FeS + 2HCl è H[2]S + FeCl[2] Sulfidy: Iontové – K[2]S Polárně kovalentní - Al[2]S[3] Vazba kovová – Cr[3]S Hg + S è HgS Cu^2+ + H[2]S + 2 H[2]O è CuS + 2 H[3]O^+ Výroba sulfidu sodného: Na[2]SO[4] + 4C → Na[2]S + 4CO ^ Oxidy síry: Oxid siřičitý: S + O[2] è SO[2 ] průmyslová výroba - pražením pyritu: 4 FeS[2] + 11 O[2] → 2 Fe[2]O[3] + 8 SO[2][ ] spalování sulfanu: 2H[2]S + 3O[2] → 2 H[2]O + 2 SO[2] SO[2][ ]je nežádoucí složka ovzduší - kyselé deště SO[2] + H[2]O → H[2]SO[3] [ ] Oxid sírový: 2 SO[2] + O[2 ] è 2 SO[3] je silně kyselý, s vodou poskytuje kyselinu sírovou. Oxokyseliny síry: * kyselina sulfoxylová - H[2]SO[2] * kyselina siřičitá - H[2]SO[3] * kyselina sírová - H[2]SO[4] * kyselina peroxosírová - H[2]SO[5] * kyselina thiosiřičitá - H[2]S[2]O[2] * kyselina thiosírová - H[2]S[2]O[3] * kyselina dithioničitá - H[2]S[2]O[4] * kyselina disiřičitá - H[2]S[2]O[5] * kyselina disírová - H[2]S[2]O[7] * kyselina peroxodisírová - H[2]S[2]O[8] * kyselina trisírová - H[2]S[3]O[10] * kyselina tetrasírová - H[2]S[4]O[13] * kyselina dithionová - H[2]S[2]O[6] * kyselina trithionová - H[2]S[3]O[6] * kyselina tetrathionová - H[2]S[4]O[6] * kyselina pentathionová - H[2]S[5]O[6] * kyselina hexathionová - H[2]S[6]O[6] Kyselina siřičitá H[2]SO[3 ]- slabá dvojsytná kyselina, soli-siřičitany, hydrogensiřičitany Kyselina sírová (triviálně vitriol) H[2]SO[4] silná dvojsytná kyselina, má vysokou hustotu, oxidační činidlo, bezbarvá kapalina. Využívá se k výrobě hnojiv, barviv, léčiv a výbušnin. vznik: SO[3] + H[2]O →H[2]SO[4][] Nitrosní způsob výroby: NO[2] + H[2]O + SO[2] → H[2]SO[4] + NO Oxidační účinky Koncentrovaná kyselina: reakce s kovy: Hg + 2H[2]SO[4] → HgSO[4]^ + SO[2] + 2H[2]O reakce s nekovy: C + 2 H[2]SO[4] → 2SO[2] + CO[2] + 2H[2]O Vodné roztoky kyseliny sírové naproti tomu již nemají schopnost oxidovat látky v důsledku redukčního děje S^VI→S^IV a jako roztoky všech silných kyselin působí oxidačně (zejména na neušlechtilé kovy) pouze prostřednictvím redukce protonů H^+ → H^0: Zn + H[2]SO[4] → ZnSO[4] + H[2] Její soli jsou sírany M[2]^ISO[4 ]a hydrogensírany M^IHSO[4]. Tvoří podvojné soli, které mohou obsahovat krystalovou vodu. Příprava síranů: Neutralizace: 2KOH + H[2]SO[4] → K[2]SO[4] + 2H[2]O Reakce s neušlechtilými kovy: Cd + H[2]SO[4] → CdSO[4] + H[2] [ ] CuSO[4].5H[2]O – modrá skalice FeSO[4].7H[2]O – zelená skalice ZnSO[4].7H[2]O – bílá skalice Na[2]SO[4].10H[2]O – Glauberova sůl CaSO[4].2H[2]O- sádrovec Bezvodé jsou bílé krystalické látky. Halogenidy kyselin síry: (SOCl[2], HSO[3]F) SO[3] + S[2]Cl[2 ] → SOCl[2] + SO[2 ]+ S SO[3 ]+ SCl[2] → SOCl[2] + SO[2] Halogenidy: SF[6], S[2]F[10], SF[4], SF[2] Seznam literatury: 1) KLIKORKA, Jiří a Jaroslav HOLEČEK. Obecná a anorganická chemie: určeno pro posl. Vys. školy chemicko-technologické v Pardubicích. 1. vyd. Praha: Státní nakladatelství technické literatury, 1971 2) JANČÁŘ, Luděk. Periodická soustava prvků. 1. vyd. Brno: Masarykova univerzita, 2013, 154 s. ISBN 978-80-210-6621-2.