O, S Prvek X I I [kJ mol-1] ρ [g cm-3] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] O 3,5 1410 0,00143 -219 -183 66 S 2,4 1070 2,0 115 445 105 16. skupina – 6 valenčních elektronů konfigurace ns2 np4 Oxidační číslo O: -2, -1, +1 S: -2, +1, +2, +4, +6 Obecné informace •99,76 % 16O, 0,04 % 17O a 0,2 % 18O •32S 95,06 %, 33S 0,74 %, 34S 4,18 %, 36S 0,02 % radiochemicky významná je 35S (T1/2 = 87 d) •obsah O v ovzduší 21 %, v zemské kůře 46 % •obsah S v zemské kůře 0,052 % • Přírodní zdroje O: atmosféra, H2O, dusičnany Přírodní zdroje S: elementární, sulfidy (FeS2, ZnS, HgS, PbS), sírany (Na2SO4, BaSO4, CaSO4), uhlí Alotropické modifikace O: dikyslík O2 a ozon O3 Allotropické modifikace S: cca 30 modifikací, cyklické S6 – S20 (žluté) katena-polysíra S∞ (bílá, plastická) - sklon k řetězení včetně sloučenin Kapalný O3 Kapalný O2 Pevná, kapalná a hořící S S8 rhomboedrická a-S T < 100 °C monoklinická b-S T ~ 100 – 115 °C S – S = 212 pm, Ð 105,4° •S8 do teploty 150 °C •řetězce až do 450 °C •S2 nad 900 °C S8.png O •plyn, bez barvy, chuti a zápachu (ozon je zapáchající a jedovatý) •reaktivní, ve vodě se rozpouští •reaguje s většinou prvků • S •žlutá, pevná, ve vodě nerozpustná pevná látka, špatný vodič tepla i elektřiny •za horka tvoří sloučeniny s většinou prvků O3.png http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/c7/Molek%C3%BClorbital-Sauerstoff.png 1O2 ¾® 3O2 ΔH = -94,3 kJ/mol (cca 1270 nm) •základní stav je tripletový a dvěma nepárovými elektrony • spinový přechod je u izolované molekuly zakázaný • střední doba života plynného singletového O2 činí 72 minut • v rozpouštědlech se doba života zkracuje až na μs či ns Výroba a použití •kyslík se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu (b. v. -183 °C) •laboratorně pak rozkladem vhodných sloučenin, či elektrolýzou vody • 2 NaClO3 ¾® 2 NaCl + 3 O2 2 H2O2 ¾® O2 + 2 H2O •využívá se v dýchacích přístrojích, jako oxidovadlo při řezání či svařování kovů (v tlakových lahvích jako technický), raketové motory (kapalný) •ozon se vyrábí tichým výbojem (vysoké napětí, malý proud) ve vzduchu, využívá se k desinfekci pitné vody, bělení •má silně oxidační účinky, s alkalickými hydroxidy vznikají málo stabilní soli ozonidy •stanovuje se jodometricky O3 + 2 KI + H2O ¾® O2 + I2 + 2 KOH Sloučeniny Kyslík Oxidy – iontové: O2– (O2– + H2O ¾® 2 OH-) – kovalentní: A = O – O – A – O – – zásadité, amfoterní, kyselé – podvojné – polymerní Další sloučeniny s kyslíkem: hydroxidy, kyseliny: – OH peroxidy, hyperoxidy, ozonidy O3– P4 + 5 O2 ¾® P4O10 C + O2 ¾® CO2 2 C + O2 ¾® 2 CO 2 CO + O2 ¾® 2 CO2 2 SO2 + O2 ¾® 2 SO3 C + H2O ¾® CO + H2 3 Fe + 4 H2O ¾® Fe3O4 + 4 H2 CuSO4 + 2 NaOH ¾® Cu(OH)2 + Na2SO4 ¯ CuO + H2O 2 AgNO3 + 2 NaOH ¾® Ag2O + 2 NaNO3 + H2O CaCO3 ¾® CaO + CO2 Pb(NO3)2 ¾® 2 PbO + NO2 + O2 Některé přípravy oxidů Voda •termicky je velice stabilní •výborné polární rozpouštědlo •led má větší objem než kapalina •nezbytná pro život •těžká voda D2O je mírně toxická, vyrábí se elektrolýzou vody, využívá se v jaderných elektrárnách k moderaci neutronů H2O.png Peroxid vodíku H2O2 100 % b.v. 152,1; b.t. – 0,4 °C 2 H2O2 ¾® 2 H2O + O2 ΔH = –99 kJ/mol H2O2 ¬® H+ + HO2– Ka = 1,5 · 10–12 H2O2.png •tvoří 2 řady solí, O22- je silná baze (2 O22- + 2 H2O ¾® 4 OH- + O2) •působí silně oxidačně (kyselé i alkalické prostředí), ale může i redukčně •laboratorně se dá připravit srážecí reakcí peroxidu barnatého s kys. sírovou •používá se jako bělidlo, chemický průmysl, desinfekce, rakety BaO2 + H2SO4 ¾® BaSO4 + H2O2 2 HSO4– ¾® HO3S–O–O–SO3H + 2 e– H2S2O8 + H2O ¾® H2SO5 + H2SO4 H2SO5 + H2O ¾® H2O2 + H2SO4 pervyr.png 2-ethyl-9,10-dihydroxyanthracene 2-ethylanthraquinone Peroxid jako oxidační činidlo 2 I– + H2O2 + 2 H+ ¾® 2 H2O + I2 2 Fe2+ + H2O2 + 2 H+ ¾® 2 Fe3+ + 2 H2O Peroxid jako redukční činidlo 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 ® K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2 racket.png Sloučeniny Síra Hydridy - sulfany •vysoce toxický, zapáchá po zkažených vejcích (jen v nízkých koncentracích) •ve vodě vzniká kys. sirovodíková, která tvoří 2 řady solí •připravuje se syntézou s prvků anebo vytěsněním ze solí (Kippův přístroj) H2Sx x = 1 - 8 nejdůležitější H2S H2S + H2O ¾® H3O+ + HS– pKA ~ 7 HS– + H2O ¾® H3O+ + S2– pKA ~ 13 – 14 Příprava H2S FeS + 2 HCl ¾® FeCl2 + H2S (Kippův přístroj) H2 + S ¾® H2S SxCl2 + 2 H2S ¾® 2 HCl + H2Sx + 2 Sulfidy a polysulfidy Cu2+ + H2S ¾® CuS + 2 H+ CaSO4 + 4 C ¾® CaS + 4 CO •alkalické polysulfidy vznikají reakcí sulfidů se sírou 2 Na2S + S8 ¾® 2 Na2S5 Sloučeniny s O S2O •vzniká působením elektrického výboje na páry S v O2 •za laboratorní teploty je nestálý a rozkládá se na S a SO2 •tuhý je oranžovočervený 6 S + 3 O2 ¾® 2 S2O + 2 SO2 SO2 •bezbarvý dráždivý plyn dobře rozpustný ve vodě •projevuje se především jako redukční činidlo •používá se k výrobě kys. sírové, odbarvování, konzervování, jako rozpouštědlo (kapalný) S2O.png SO2.png S + O2 ¾® SO2 4 FeS2 + 11 O2 ¾® 2 Fe2O3 + 8 SO2 Na2SO3 + H2SO4 ¾® Na2SO4 + H2O + SO2 SO2 + H2O ¾® H2SO3 redoxní vlastnosti: 5 SO2 + 2 MnO4– + 6 H2O ¾® 2 Mn2+ + 5 SO42– + 4 H3O+ SO2 + C ¾® 2 CO + S SO2 + 2 H2 ¾® S + 2 H2O SO3 •pevná látka, existuje jako trimer (SO3)3 •silně hygroskopická, anhydrid kys. sírové, s HX tvoří HSO3X •laboratorně se vyrábí rozkladem síranů či z olea SO3.png 2 SO2 + O2 ¾® 2 SO3 Fe2(SO4)3 ¾® Fe2O3 + 3 SO3 (termicky) Sloučeniny s halogeny •reaktivní, hydrolyzující látky, připravují se často přímou syntézou s prvků F SF6 S2F10 SF4 SF2 S2F2 Cl SCl4 SCl2 S2Cl2 Br SBr2 S2Br2 I SI2 SF6 •inertní, netoxický, stabilní plyn •vzniká přímou reakcí z prvků • • S2F10 •jedovatý, málo reaktivní 2 SF5Cl + H2 ¾® S2F10 + 2 HCl SF6.png S2F10.png SF4 •využívá se jako fluorační činidlo • • • SF2 •snadno dimeruje na S2F2, struktura F-S-S-F anebo stabilnější S=SF2 S2Cl2, SCl2, SCl4 yperit •připravuje se chlorací síry, další chlorací vzniká SCl2, ještě další SCl4 •jsou reaktivní, nestabilní ale důležité v chemickém průmyslu 3 SCl2 + 4 NaF ¾® SF4 + S2Cl2 + 4 NaCl SF4.png yperitte.png Oxokyseliny síry H2SO3 •v roztoku prakticky neexistuje (SO2.xH2O) •jsou ale známy dvě řady solí SO32- a HSO3- •alkalické soli jsou rozpustné, ostatní málo •jsou středně silná redukční činidla (oxidují se na sírany) •HSO3- vznikají sycením roztoků hydroxidů či oxidů SO2 •SO32- vznikají reakcí hydrogensiřičitanů s hydroxidy •termicky jsou rel. málo stabilní – rozkládají se, disproporcionují anebo polymerují H2SO3 ¾® H+ + HSO3– pK1 = 1,8 HSO3– ¾® H+ + SO32– pK2 = 7 MgSO3 ¾® MgO + SO2 4 K2SO3 ¾® 3 K2SO4 + K2S 2 CsHSO3 ¾® Cs2S2O5 + H2O -O2S – SO3- H2S2O4 •soli kyseliny dithioničité vznikají redukcí vodných roztoků siřičitanů S2O4.png H2SO4 •bezbarvá, olejovitá, vysokovroucí kapalina •dochází v ní k autoprotolýze i dimeraci • • • •působí oxidačně (koncentrovaná), snadno odnímá vodu (sušidlo) 2 H2SO4 ¾® H3SO4+ + HSO4- 2 H2SO4 ¾® H2S2O7 + H2O •vyrábí se rozpouštěním SO3 v H2SO4 •tvoří 2 řady solí (neutralizace, rozpouštění kovů v k. sírové, oxidace siřičitanů) H2S2O7 ; H2S3O10 ; H2S4O13 = oleum (či roztok SO3 v H2SO4) koncentrovaná: pasivace – (Fe) nebo oxidace C + 2 H2SO4 ¾® 2 SO2 + CO2 + 2 H2O Hg (Cu) + 2 H2SO4 ¾® Hg(Cu)SO4 + SO2 + 2 H2O H2SO4.png H2S2O3 •velice nestálá, soli ale existují • • • •soli se připravují oxidací polysulfidů • • •působením kyselin se thiosírany rozkládají • • •snadno se oxidují na sírany či slabším činidlem na tetrathionany (jodometrie) SO3 + H2S ¾® H2S2O3 HSO3Cl + H2S ¾® H2S2O3 + HCl Na2S2 + 3 O2 ¾® 2 Na2S2O3 2 S2O32– + 2 H+ ¾® 2 H2O + SO2 + S S2O32– + 4 Cl2 + 10 OH– ¾® 2 SO42– + 8 Cl– + 5 H2O 2 S2O32– + I2 ¾® S4O62– + 2 I– H2S2O3.png [O3S – (S)n – SO3]2– n = 1 – 6 Kyseliny polythionové •vznikají oxidací thioničitanů (soli) •kyseliny pak vznikají reakcí sulfanu a oxidu siřičitého ve vodném roztoku Peroxokyseliny H2SO5 •silná jednosytná kyselina, silné oxidační činidlo H2SO4 + H2O2 ¾® H2O + H2SO5 HSO3Cl + H2O2 ¾® HCl + H2SO5 H2S2O8 •silná dvojsytná kyselina, velmi silné oxidační činidlo • • • •připravuje se elektrolýzou konc. kyseliny sírové za chladu, či z kyseliny peroxosírové 2 HSO4- ¾® H2S2O8 + 2 e- H2SO5 + HSO3Cl ¾® H2S2O8 •s vodou postupně hydrolyzuje na kys. sírovou a peroxid vodíku (stará výroba peroxidu vodíku) H2S2O8 + 2 H2O ¾® H2O2 + 2 H2SO4 5 S2O82– + 2 Mn2+ + 8 H2O ¾® 2 MnO4– + 10 SO42– + 16 H+ 3 (NH4)2S2O8 + 8 NH3 ¾® N2 + 6 (NH4)2SO4 Halogenidy oxokyselin SOX2 •nejznámější SOCl2, používá se jako rozpouštědlo a chlorační a oxidační činidlo v organické syntéze • • • Halogenidy oxokyselin HSO3X a SO2X2 •HSO3Cl reaguje explozivně s vodou (hydrolýza) •využívá se jako chlorační činidlo stejně jako SO2Cl2 SO2 + F2 ¾® SO2F2 SO2 + Cl2 ¾® SO2Cl2 průmysl: SO3 + SCl2 ¾® SOCl2 + SO2 laboratoř: PCl5 + SO2 ¾® SOCl2 + POCl3 SO3 + HCl ¾® HSO3Cl SO3 + HF ¾® HSO3F S-N sloučeniny •vazba S-N je velice pevná, sloučenin je proto celá řada •nejznámější S4N4 – tetranitrid tetrasíry 6 S2Cl2 + 16 NH3 ¾® S4N4 + 12 NH4Cl + S8 S4N4.png •oranžové, nárazem explodující krystaly •nerozpustný ve vodě, rozpustný v organických rozpouštědlech •s hydroxidy alkal. kovů reaguje za vzniku amoniaku a oxokyselin síry Další S-N sloučeniny: S4N2, S2N2, (SN)∞, S5N6, S11N2 •náhradou síry v S8 skupinou NH vznikají imidy síry Sn(NH)8-n vznikají reakcemi S2Cl2 s NH3 v polárních organických rozpouštědlech Halogenidy thiazylu: NºS-X (X = F, Cl), i cyklické (-N=SX-)n (n = 3, 4 pro F a 3 pro Cl), oxidací (NSXO)3 - sulfanurhalogenidy •existuje i NºSF3 NSF3.png Amido-, imido- a nitrido- deriváty kyseliny sírové Kyselina amidosírová HSO3NH2 CO(NH3)2 + 2 H2SO4 ¾® CO2 + HSO3NH2 + NH4HSO4 Kyselina imido-bis(sírová) HN(SO3H)2 4 CO(NH2)2 + 5 H2SO4 ¾® 4 CO2 + 2 HN(SO3NH4)2 + (NH4)2SO4 Kyselina nitrido-tris(sírová) N(SO3H)3 KNO2 + 3 KHSO3 ¾® N(SO3K)3 + KOH + H2O amidosirova.png Toxicita O3 • •tvoří velmi reaktivní volné radikály, které vznikají při interakci ozonu s thiolovými skupinami enzymů - oxidační stres v tkáních dýchací soustavy, jeho důsledkem je zvýšená propustnost membrán buněk epitelů •dráždí dýchací cesty a může vyvolat až plicní edém s fatálním průběhem •při chronické expozici ozonu může vznikat až zánět průdušek popřípadě jiná plicní onemocnění •působí též nepříznivě na centrální nervovou soustavu, což se projevuje podrážděností, bolestmi hlavy a únavou •nejvyšší přípustnou koncentrací ozonu je 100 až 120 µg/m3 H2O2 • •silné oxidační činidlo, poškozuje tkáně, při poleptání se objevuje typické zabarvení kůže do běla S • H2S •v nižších koncentracích páchne charakteristicky po zkažených vejcích, ve vyšších koncentracích není čichem postřehnutelný, neboť ochrnuje zakončení čichového nervu •je vysoce toxický, akutní toxicitou je srovnatelný s kyanovodíkem •inhibuje cytochromoxidasu a s methemoglobinem vytváří komplex sulfmethemoglobinu, toxické účinky jsou založeny na poškození buněčného metabolismu s následným nedostatkem kyslíku •nejvíce postiženou je tedy nervová soustava, dostavují se bolesti hlavy, únava •dráždí zejména dýchací cesty a oči •nižší koncentrace vyvolávají křeče a bezvědomí s poměrně rychlým zotavením, může vznikat edém plic •při vyšších koncentracích sulfanu upadá otrávený do bezvědomí okamžitě již po několika vdechnutích, smrt přichází rychle vinou ochrnutí dýchacího centra •chronický kontakt se sulfanem může vést k poškození rohovky. •při akutní otravě sulfanem je zejména třeba udržet dýchání. Dále se mohou podat dusitany (podobně jako při otravě kyanidy). SO2 • •dráždivý plyn, který se dostává do vzduchu zejména při spalování méně kvalitního uhlí, působí dráždivě zejména na horní cesty dýchací, dostavuje se kašel, v těžších případech může vzniknout až edém plic. •menší koncentrace vyvolávají záněty průdušek, astma a záněty průdušek •chronická expozice oxidu siřičitému negativně ovlivňuje krvetvorbu, způsobuje rozedmu plic, poškozuje srdeční sval, negativně působí na menstruační cyklus •značně toxický je oxid siřičitý pro rostliny, neboť reaguje s chlorofylem a narušuje tak fotosyntézu •nejvyšší přípustné koncentrace oxidu siřičitého ve vzduchu v průběhu 24 hodin jsou 0,15 µg/m3 a krátkodobě 0,5 µg/m3. SO3 • •oxid sírový má silnější dráždivé účinky než oxid siřičitý •vzniká i v atmosféře oxidací oxidu siřičitého za spoluúčasti pevných částic •ve vlhkém vzduchu tvoří mlhu kyseliny sírové, která leptá dýchací cesty H2SO4 • •leptá pokožku i sliznice a rány se špatně hojí •může způsobit též uhelnatění tkání (odnímá vodu) • Organosulfáty •organické estery kyseliny sírové jsou prudce jedovaté •jejich vdechování může způsobovat edém plic •potřísněním pokožky vznikají dlouho a těžce se hojící vředy •mají též mutagenní a karcinogenní účinky •snadno se likvidují reakcí se čpavkem, při každé práci s organosulfáty by měla poblíž stát otevřená mísa se čpavkem, jehož páry reagují s parami esterů a fakt, že cítíme čpavek, je pro nás ujištěním, že nevdechujeme páry esterů kyseliny sírové.