Chalkogeny Chalkogeny je souhrnný název pro chemické prvky zařazené do 16. skupiny periodické soustavy prvků. Patří mezi ně kyslík (O), síra (S), selen (Se), tellur (Te) a polonium (Po). Pojem chalkogeny pochází z řeckého slova „chalkos“ a znamená „ruda“, čímž je vystiženo, že tyto prvky se vyskytují převážně v rudách. Chalkogeny mají elektronovou konfiguraci valenční sféry ns2 np4 (n=2, 3, 4, 5). Ve valenčních orbitalech mají 6 elektronů. Z hlediska elektronové konfigurace je můžeme také nazývat p4 prvky, protože mají čtyři valenční elektrony v orbitalu p. Kyslík Kyslík 8O je prvním prvkem 16. skupiny periodické soustavy prvků. Byl objeven v druhé polovině 18. století. Má velkou elektronegativitu, je nekov a svými vlastnostmi se liší od ostatních prvků této skupiny. Za normálních podmínek plynná látka bez chuti a zápachu. Je obtížně zkapalnitelný a málo rozpustný ve vodě. Jeho rozpustnost výrazně klesá s rostoucí teplotou a v přítomnosti organických látek. Vyskytuje se vázaný nebo volný. Ve volné formě nejrozšířenější prvek na Zemi. Jako vázaný v litosféře, také se vyskytuje v minerálech, jako jsou uhličitany, oxidy, sírany, křemičitany aj. Kyslík je směsí tří stabilních izotopů 16 O, 18 O, 17 O. Ve sloučeninách se může kyslík vyskytovat v oxidačních číslech II, I, -I, nejčastěji má však –II. Kladné ox. stavy má s fluorem. Kyslík můžeme připravit uvolněním z některých oxidů kovových prvků zahříváním. U oxidů drahých kovů a rtuti se vyredukuje kov, zatímco u jiných oxidů dochází k redukci na nižší oxid 2 PbO2 → 2 PbO + O2 Dále se může připravovat reakcí některých vyšších oxidů s kyselinou sírovou 2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + 2H2O + O2 Průmyslově se vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu. Používá se při oxidačních procesech spalování, při řezání a svařování kovů, při výrobě skla, v lékařství, k pohonu raket, jako náplň do palivových článků, čistění odpadních vod. Sloučeniny Voda H2O – nejdůležitější sloučenina, vázána v řadě minerálů a hornin. Peroxidy – peroxid vodíku H2O2 - bezbarvá až světle modrá sirupovitá kapalina hustší než voda. Používá se jako bělící a dezinfekční prostředek. Oxidy – binární sloučeniny kyslíku s méně elektronegativnějšími prvky. Oxidy můžeme připravit přímou syntézou prvků s kyslíkem S + O2 → SO2 Dále termickým rozkladem kyslíkatých sloučenin CaCO3 → CaO + CO2 Síra Síra S je známá již od starověku. Později byla používána na výrobu střelného prachu. Mezi prvky byla zařazena v druhé polovině 18. století. Síra je tuhá nekovová látka žluté barvy. Je bez chuti a bez zápachu. Je nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech a není jedovatá. Síra má dobrou schopnost se řetězit díky většímu počtu alotropických modifikací. nNjčastěji α-síra (kosočtverečná) nebo β-síra (jednoklonná). Obě modifikace tvořeny cyklickými molekulami S8. Plastická síra vzniká vléváním zahřáté kapalné síry do studené vody. Tato forma je nestálá a pozvolným stáním se mění převážně na síru kosočtverečnou. Síra se vyskytuje také jako sirný květ, který vzniká ochlazením par. Může se vyskytovat v oxidačních číslech od –II do +VI. Většina kovů a nekovů se se sírou slučuje za vzniku sulfidů, většina z nich potřebuje zvýšenou teplotu. 2 Na + S → Na2S Síra na vzduchu hoří charakteristickým modrým plamenem, přičemž vzniká oxid siřičitý a v malém množství i oxid sírový. S + O2 → SO2 2 SO2 + O2 → 2 SO3 V přírodě se vyskytuje volná. Největší naleziště – Itálie, USA, Japonsko. Vázaná síra se vyskytuje v sopečném plynu, v zemním plynu a sirných vodách jako sulfan. Dále se síra váže v poměrně velkém množství minerálů jako např. Gauberova sůl (Na2SO4.10H2O), pyrit (FeS2), galenit (PbS), chalkopyrit (CuFeS2), sfalerit (ZnS), baryt (BaSO4), sádrovec (CaSO4.2H2O) a mnoho dalších. Síra se vyskytuje i v ropě, uhlí, je to biogenní prvek a je důležitá k výstavbě bílkovin. Využívá se při výrobě kyseliny sírové, sirouhlíku, černého střelného prachu a zápalek. Sloučeniny Sulfan – sirovodík H2S – vyskytuje se v sopečných plynech, minerálních vodách, bezbarvý, zapáchající a jedovatý plyn. Je snadno zkapalnitelný plyn a ve vodě je dobře rozpustný. Po zapálení na vzduchu hoří modrým plamenem. Vzniká reakcí sulfidů s kyselinami. FeS + 2 HCl → FeCl2 + H2S Sulfidy (S2) jsou sloučeniny s kovy, ve kterých je síra dvojvazná a v oxidačním čísle –II. Většina z nich je charakteristicky zbarvená, např. ZnS bílý, CdS žlutý, MnS růžový. Oxidy - Oxid siřičitý SO2 – bezbarvý jedovatý plyn se štiplavým zápachem, dráždí dýchací sliznici. Je snadno zkapalnitelný a dobře rozpustný ve vodě. Používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování. Je jedním z původců tzv. kyselých dešťů. Vzniká spalováním síry S + O2 → SO2 - Oxid sírový SO3 - je to pevná, bílá silně hydroskopická látka. Je dobře rozpustný ve vodě a je hlavní příčinou kyselých dešťů SO3 + H2O → H2SO4 Kyseliny - Kyselina siřičitá H2SO3 – slabá dvojsytná kyselina, má silné redukční vlastnosti. Vzniká rozpuštěním oxidu siřičitého ve vodě SO2 + H2O → H2SO4 - Kyselina sírová H2SO4 – nejvýznamnější silná, dvojsytná anorganická kyselina. Je olejovitá, bezbarvá, viskózní a těžká kapalina. V koncentrovaném roztoku (96 – 98%) je hustá a neomezeně mísitelná s vodou za vzniku tepla. V chemickém průmyslu se užívá při výrobě hnojiv, kyselin, organických barviv, plastů, výbušnin, jako náplň do akumulátorů. - Kyselina disírová H2S2O7 – pevná krystalická látka - Kyselina thiosírová H2S2O5 – stálá pouze za nízkých teplot - Kyselina peroxosírová H2SO5 – pevná krystalická látka - Kyselina peroxodisírová H2S2O8 – hydroskopická pevná látka, silné oxidovadlo Selen Selen Se byl objeven v první polovině 19. století. Vyskytuje se v přírodě obvykle po boku síry v malých množstvích. Selen se svými vlastnostmi podobá síře. Tvoří několik alotropických modifikací – amorfní selen, červený selen a šedý selen. Amorfní selen má červenou barvu. Další modifikací je červený selen, který je jednoklonný a přechází v kovovou modifikaci. Poslední modifikací je šedý selen (kovový). Tato forma velice stálá a jako jediná vede elektrický proud. Používá se k výrobě fotočlánků, usměrňovačů, při barvení skla. Získává se redukcí kyseliny sírové oxidem siřičitým H2SeO3 + 2 SO2 + H2O → Se + 2 H2SO4 Sloučeniny - Selan H2Se – bezbarvý jedovatý plyn, který má charakteristický zápach. - Oxid seleničitý SeO2 – bílá krystalická látka, vzniká hořením selenu na vzduchu. Je dobře rozpustný ve vodě. - Kyselina seleničitá H2SeO3 – slabá dvojsytná kyselina, která se připravuje rozpuštěním oxidu seleničitého ve vodě. Tellur Tellur Te stejně jako selen doprovází výskyt síry. Oba tyto prvky mají malou elektronegativitu a vyskytují se v oxidačních číslech –II, IV, VI. Spolu se zlatem tvoří minerály jako je calaverit – ditellurid zlata (AuTe2) nebo altait – tellurid olova (PbTe). Tellur je kovový prvek s vysokým leskem, který vede elektrický proud. Je křehký a lze rozetřít až na prach. Používá se v metalurgii pro zlepšení mechanických a chemických vlastností slitin (snažší opracovatelnost), dále barvení skla a stejně jako selen při výrobě fotočlánků. Sloučeniny - Tellan H2Te – bezbarvý zapáchající plyn, který je velmi jedovatý, nestálý a hořlavý. Je dobře rozpustný ve vodě, na vzduchu oxiduje na vodu a tellur. - Oxid telluričitý Te02 – bílá krystalická látka, ve vodě málo rozpustná. Připravuje se dehydratací kyseliny telluričité. - Kyselina telluričitá H2TeO3 – bílá látka, ve vodě rozpustná. Při zahřátí se rozkládá na oxid vodu a oxid telluričitý. Polonium Polonium Po bylo objeveno na konci 19. století P. Curie a M. Curie Sklodowskou při zpracování minerálu smolince. Má podobné chemické vlastnosti jako tellur, ale na rozdíl od něj má vysoký elektropozitivní charakter. V přírodě je polonium součástí uranových rud. Vzniká rozpadem radioaktivního nuklidu 210 83Bi v uranové rozpadové řadě. Používány tři izotopy: 210 Po (poločas rozpadu 138,4 dne), 209 Po (poločas rozpadu 103 let) a 208 Po (poločas rozpadu 2,9 let). Ve sloučeninách se vyskytuje v oxidačním čísle II a IV. V praxi se izotopy polonia využívají jako alfa zářiče v medicíně, při výrobě filmů a v textilním průmyslu k odstraňování statického náboje.