MASARYKOVA UNIVERZITA V BRNĚ PEDAGOGICKÁ FAKULTA KATEDRA CHEMIE Chalkogeny Anorganická chemie 2 (zimní semestr) Vypracovala: Přikrylová Kamila (425736) Místo, datum: V Krasové 20. 11. 2016 Čestně prohlašuji, že jsem tuto práci vypracovala samostatně a pouze za využití pramenů, zmíněných v závěru práce. 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 ns2np4 (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 80 je prvním prvkem 16. skupiny periodické soustavy prvků. Byl objeven v druhé polovině 18. století. Má velkou elektronegativitu a jeho atomy mají elektronovou konfiguraci valenční sféry 2s22p4. Na rozdíl od ostatních prvků v této skupině nemá orbital d a od těchto prvků se liší ve vlastnostech. Kyslík patří mezi nekovy, za normálních podmínek je to plynná látka bez barvy, chuti a zápachu. Je obtížně zkapalnitelný a málo rozpustný ve vodě. Jeho rozpustnost výrazně klesá s rostoucí teplotou a v přítomnosti organických látek. Teplota tání je -219°C a teplota varuje-183°C. Kyslík se v přírodě vyskytuje ve dvou formách, buď volný anebo vázaný. Ve volné formě je kyslík nejrozšířenějším prvkem na zemském povrchu. Je součástí atmosféry, kde je zastoupen 21,01 obj. %, tj. 23,15 hm. %. Další část kyslíku je rozpuštěna v povrchových vodách, ve světových oceánech a vzniká při fotosyntéze. chlorofyl 6 C02 + 12 H20-> C6Hi206 + 6 02 + 6 H20 Kyslík se vyskytuje také jako ozón ve stratosféře (10 - 50 km), ve které je ozónová vrstva, která chrání obyvatele Země před intenzivním ultrafialovým zářením. Elektrickými výboji a ultrafialovým zářením se molekulový O2 štěpí na atomární O, který se slučuje s molekulovým za vzniku ozónu O3. Ve vázané formě tvoří kyslík asi 50% zemské kůry. Litosféra obsahuje asi 47 hm. % kyslíku, v oceánech je ho přibližně 89 hm. %. Kyslík se vyskytuje také v minerálech, jako jsou uhličitany, oxidy, sírany, kremičitany aj., i v převážné většině organických a anorganických látek. Kyslík je směsí tří stabilních izotopu 160 (99,76%); 180 (0,2%); 170 (0,04%). Ve sloučeninách se může kyslík vyskytovat v oxidačních číslech -II, -I, I, II. Kladné oxidační stavy tvoří s elektronegativnějším fluorem, např. difluorid kyslíku OF2, difluorid dikyslíku O2F2. Má silné oxidační vlastnosti. Dokáže exotermicky reagovat se všemi prvky kromě halogenů, vzácných plynů a některých ušlechtilých kovů. Pokud jsou oxidační reakce doprovázeny vznikem světla, jedná se o hoření. 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 HgO ^ 2 Hg + 02 2 Pb02 -» 2 PbO + 02 Dále se může připravovat reakcí některých vyšších oxidů s kyselinou sírovou 2 Mn02 + 2 H2SO4 -» 2 MnS04 + 2H20 + 02 Dále zahříváním peroxidu barnatého na 800 °C 2 Ba02 -> 2 BaO + 02 Katalytickým rozkladem peroxidu vodíku kat 2 H2O2 —> 2 H20 + 02 Nebo termickým rozkladem některých solí Mn02 2 KCIO3-> 2 KCI + 3 02 Elektrolýzou vody 4 OH2H20 + 02 + 4e- Kyslík se průmyslově 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. Ozón O3 Ozón je triatomická molekula kyslíku O3. Za normálních podmínek je to vysoce reaktivní plyn modré barvy a charakteristického zápachu. Je nestálý, jedovatý a velice dobře se rozpouští ve vodě. Má vlastní silné oxidační účinky v plynných stavech i roztocích, stabilnější je v kyselých roztocích a méně stabilní v alkalických. Ozón má teplotu tání -192,5 °C a teplotu varu -111,9 °C. Jako kapalina má modrou barvu a jako pevná látka je červenofialový. Ozón se vyskytuje v horních vrstvách atmosféry. Vzniká účinkem kosmického záření na kyslík, účinkem elektrického výboje na kyslík při normálním tlaku nebo působením krátkovlnného ultrafialového záření, přičemž tahle reakce probíhá ve dvou fázích. V první dochází k rozštěpení biatomické molekuly kyslíku na dva atomy a v druhé se tyto vysoce reaktivní jednoatomové radikály spojí s další molekulou dikyslíku za vzniku ozónu. O2 + O -> O3 Ozón se používá v průmyslu k bělení textilních látek, k dezinfekci vody (místo běžného chlorování pitné vody), při čištění ovoce a zeleniny zabraňuje růstu kvasinek a plísní. Využívá se také v medicíně na léčbu akné, atopických ekzémů a dalších kožních onemocnění. Sloučeniny kyslíku Voda Voda je nejdůležitější sloučenina (H2O). Spolu se vzduchem tvoří základní podmínky pro existenci života na Zemi. Za normálních podmínek je to bezbarvá, čirá kapalina bez zápachu. V přírodě se vyskytuje ve třech skupenstvích. V kapalném jako voda, v plynném jako vodní pára a pevném jako led a sníh. Voda pokrývá 2/3 zemského povrchu v kapalné formě jako hydrosféra. Je vázána v řadě minerálů a hornin, také je součástí živých organismů. Peroxidy • Peroxid vodíku H2O2 je sloučenina vodíku a kyslíku. Je to bezbarvá až světle modrá sirupovitá kapalina hustší než voda. Je nestálý, před dosažením bodu varu (152 °C) se rozkládá. Je výborným rozpouštědlem a oxidovadlem v kyselém i zásaditém prostředí. Používá se jako bělící a dezinfekční prostředek. Vyrábí se hydrolýzou kyseliny peroxodisírové a následující destilací za sníženého tlaku. H2S208 + 2 H20 ^ H2O2 + 2 H2SO4 Oxidy • Oxidy jsou binární sloučeniny kyslíku s méně elektronegativnějšími prvky. Představují nejdůležitější skupinu anorganických sloučenin a lze je rozdělit podle struktury do tří skupin - iontové, kovalentní a podvojné. Iontové - jsou krystalické a zásadotvorné látky, mají vysokou teplotu tání, iontová vazba např. CaO, Na20. Kovalentní - molekulární - jedná se o plyny a těkavé kapaliny s nízkým bodem tání, látky kyselinotvorné s nízkým bodem tání, např. CO2, SO2. - polymerní - patří sem krystalické, velmi tvrdé, amfoterní nebo slabě kyselinotvorné, např. SÍO2, M0O3. Podvojné oxidy - obsahují dva druhy atomů kovu, např. CaTiC>3, FeTiC>3. • Oxidy můžeme připravit přímou syntézou prvků s kyslíkem S + O2 -> S02 Termickým rozkladem kyslíkatých sloučenin CaC03 -> CaO + C02 Hydrolýzou solí WCU + 2 H20 ^ W02 + 4 HCI Dehydratací kyselin a hydroxidů 2 HIO3 -» I2O5 + H20 Síra Síra S je známá již od starověku. Ve středověku byla považovaná za nezbytnou součást všech kovů a za princip hoření. 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. Táním síry nad 119 °C vzniká jasně červená kapalina a při teplotě nad 160 °C se tvoří hnědé zabarvení. Teplota varu je 445 °C. Síra má dobrou schopnost se řetězit díky většímu počtu alotropických modifikací. Je to krystalická látka, nejčastěji a-síra (kosočtverečná) nebo |3-síra (jednoklonná). Obě modifikace tvořeny cyklickými molekulami Ss. Plastická síra vzniká vléváním zahřáté kapalné síry do studené vody. Tato forma je velmi 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 -> S02 2 S02 + 02 -» 2 S03 V přírodě se vyskytuje volná. Mezi největší naleziště jsou považovány sopečné oblasti v Itálii, v USA a v Japonsku. V Evropě je dále známe naleziště v Polsku. 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 (Na2SC>4.10H2O), pyrit (FeS2), galenit (PbS), chalkopyrit (CuFeS2), sfalerit (ZnS), baryt (BaSCU), sádrovec (CaS04.2H20) a mnoho dalších. Síra se vyskytuje i v ropě, uhlí, je to biogenní prvek a je důležitá k výstavbě bílkovin. Mezi největší využití síry patří výroba kyseliny sírové, sírouhlíku, thiosíranu sodného, černého střelného prachu a zápalek. Elementární síra je nezbytnou součástí fungicidních sprejů a mastí. Sloučeniny síry Sulfan a sulfidy • Sulfan (sirovodík H2S) se vyskytuje v sopečných plynech, minerálních vodách a tam, kde se rozkládají bílkoviny. Je to bezbarvý, zapáchající a jedovatý plyn. Vzniká reakcí sulfidů s kyselinami. FeS + 2HCI FeCI2 + H2S Sulfan je snadno zkapalnitelný plyn a ve vodě je dobře rozpustný. Po zapálení na vzduchu hoří modrým plamenem. V nadbytku vzduchu vzniká oxid siřičitý, je-li k dispozici málo vzduchu, uvolňuje se síra. 2H2S + 3 02^2S02 + 2H20 2 H2S + O2 -> 2 S + 2 H2O • 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. Sulfidy se připravují několika způsoby. Např. rekce některých prvků s H2S Zn + H2S-» ZnS + H2 Nebo reakce roztoků solí kovů s H2S 3 H2S + 2 FeCI3 -» FeS3 + 6 HCI Halogenidy síry Síra se slučuje s fluorem, chlorem a bromem. Jodidy síry zatím nebyly připraveny. S fluorem má největší slučitelnost. • Fluorid sírový SF6- netečný, bezbarvý plny. Používá se jako izolační náplň ve vysoko napěťové elektrotechnice. • Fluorid siřičitý SF4- reaktivní jedovatý plyn. • Chlorid siřičitý SCU - nestálý, rozkládá se na SCI2 a chlor Oxidy síry • Oxid siřičitý SO2 - bezbarvý jedovatý plyn se štiplavým zápachem, dráždí dýchací sliznici. Je snadno zkapalnitelný a dobře rozpustný ve vodě. Součástí sopečných plynů a rozpuštěný jako kyselina siřičitá v podzemních vodách. Používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování. Je jedním z původců tzv. kyselých dešťů. Vzniká spalováním síry S + O2 -> S02 Lze jej připravit rozkladem roztoku siřičitanů kyselinami Na2S03 + H2SO4 -» S02 + Na2S04 + H20 • Oxid sírový SO3 - je to pevná, bílá silně hydroskopická látka. Je dobře rozpustný ve vodě a je hlavní příčinou kyselých dešťů S03 + H20 H2SO4 Průmyslově se získává katalytickou oxidací oxidu siřičitého 2S02+02 ^2S03 Dále jej lze připravit termickým rozkladem některých síranů Fe2(S04)3 -» Fe203 + 3 S03 Kyseliny síry • Kyselina siřičitá H2SO3 - slabá dvojsytná kyselina, má silné redukční vlastnosti. Vzniká rozpuštěním oxidu siřičitého ve vodě S02 + H20 H2SO4 • Kyselina sírová H2SO4- nejvýznamnější silná, dvojsytná anorganická kyselina. Je olejovitá, bezbarvá, viskózni a těžká kapalina. V koncentrovaném roztoku (96 -98%) je hustá a neomezeně mísitelná s vodou za vzniku tepla. Koncentrovaná má dobré oxidační vlastnosti a reaguje se všemi kovy, kromě olova, zlata a platiny Cu + H2SO4 -> CuO + S02 + H20 Zředěná reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku síranu a vodíku H2SO4 + Fe ^ FeS04 + H2 Výroba kyseliny sírové probíhá třístupňové, přičemž prvním krokem je příprava oxidu siřičitého. Druhým krokem je katalytická oxidace oxidu siřičitého na oxid sírový. Nakonec reakcí oxidu sírového s vodou vzniká kyselina sírová S03 + H20 H2SO4 Použití kyseliny sírové je velmi rozmanité. 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_H2S20s- 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. Jeho zastoupení v zemské kůře je velmi nízké. Selen se svými vlastnostmi podobá síře. Tvoří několik alotropických modifikací - amorfní selen, červený selen a šedý selen. Amorfní selen má červenou barvu a je rozpustný v sírouhlíku. Další modifikací je červený selen, který je jednoklonný a přechází v kovovou modifikaci. Poslední alotropickou modifikací je šedý selen, který na také nazývá kovový selen. Tato forma je velice stálá, nerozpustná v sírouhlíku a jako jediný vede elektrický proud. Získává se redukcí kyseliny sírové oxidem siřičitým H2Se03 + 2 S02 + H20 Se + 2 H2SO4 Používá se k výrobě fotočlánku, usměrňovačů, při barvení skla. Sloučeniny selenu • Selan H2Se - bezbarvý jedovatý plyn, který má charakteristický zápach. • Oxid seleničitý SeC>2 - bílá krystalická látka, která vzniká hořením selenu na vzduchu. Je dobře rozpustný ve vodě. • Kyselina seleničitá hhSeOs - 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). V zemské kůře má nižší zastoupení než selen. Tellur je kovový prvek s vysokým leskem, vzhledem podobný cínu, který vede elektrický proud. Patří mezi křehké prvky a lze rozetřít až na prach. Po zapálení hoří modro-zeleným plamenem. Používá se v metalurgii pro zlepšení mechanických a chemických vlastností slitin. Jeho přidáním dochází k snazší opracovatelnosti slitin. Dále se používá k barvení skla a stejně jako selen při výrobě fotočlánku. Sloučeniny telluru • Tellan hhTe - bezbarvý zapáchající plyn, který je velmi jedovatý, nestálý a hořlavý. Je dobře rozpustný ve vodě, na vzduchu oxiduje na vodu a tellur. • Oxid telluričitý TeC>2 - bílá krystalická látka, ve vodě málo rozpustná. Připravuje se dehydratací kyseliny telluričité. • Kyselina telluričitá HhTeOs - 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 21083Bi v uranové rozpadové řadě. Je známo 25 druhů nestabilních izotopů polonia. V praxi jsou užívány pouze tři z nich, a to 210Po (poločas rozpadu 138,4 dne), 209Po (poločas rozpadu 103 let) a 208Po (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. V 50. letech byla zjištěna přítomnost polonia v cigaretách. Použitá literatura KUKORKA, J., B. HÁJEK a J. VOTINSKÝ. Obecná a anorganická chemie. Praha: SNTL, 1985. 592 s. TOUŽÍN, J. Stručný přehled chemie prvků. Brno: Didaktis, 2003. 225 s.