Date post: | 15-Mar-2016 |
Category: |
Documents |
Upload: | noah-valencia |
View: | 196 times |
Download: | 3 times |
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
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
• 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
• 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
• 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
• 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
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
• 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
atomární kyslík
• příprava - působením elektrického výboje na O2 za sníženého tlaku
• reaktivnější než O2
• 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
• 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)
• polární rozpouštědlo, rozpouští polární látky• bod varu vyšší, než odpovídá molární hmotnosti (způsobeno
vodíkovými můstky mezi molekulami vody)
• 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
• 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+
• 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
peroxid vodíku – 3%, 12%, 30 %
• rozkládá se:2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g)
inhibitor: močovina, kys. fosforečnákatalyzátor: oxid manganičitý, stříbro, platina
• využití:• oxidační i redukční činidlo, dezinfekce
• 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:
• 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)
• z hlediska vodivosti:
• výborné isolanty (např. MgO) • polovodiče (např. NiO) • dobré vodiče (např.ReO3)
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.
• výskyt:
• čistá síra v sirných dolech (USA, Mexiko) • sulfan v ropě, zemním plynu • sulfidické minerály např.: pyrit, galenit, sfalerit,
rumělka, sádrovec
krystaly kosočtverečné síry
nosiči síry - Indonésie
síra - Vesuv
• 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
• 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:
• 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
• 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
• využití:
• vulkanizace kaučuku • výroba oxidu siřičitého • výroba kyseliny sírové • insekticidy, fungicidy, léčiva např. na kožní
onemocnění
• 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
• 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
• sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou rozpustné ve vodě, sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a většinou barevné
• oxidy • 13 oxidů síry
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)
• 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)
• 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
• 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
• 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)+
• 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
• využití:
– výroba hnojiv – elektrolyt do akumulátorů
• tvoří dvě řady solí – sírany – hydrogensírany
• 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
kyselina sírová používaná do akumulátorů v automobilech
likvidace úniku kyseliny sírové
• sírany
– příprava • rozpouštěním kovu ve vodném roztoku kyseliny:
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
• reakcí kyseliny s oxidy nebo hydroxidy kovů:2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2OZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
– většina síranů je ve vodě dobře rozpustná, jsou to krystalické látky
• kyselina peroxodisírová
– bezbarvá pevná látka – soli: peroxodisírany - oxidační a bělící činidla
• kyselina thiosírová • nestálá látka• soli: thiosírany
– silnější oxidační činidla oxidují thiosíran až na hydrogensíran:(S2O3)2- + 4Cl2 + 5H2O → 2(HSO4)- + 8HCl
– tato reakce se využívá při odstraňování přebytku chlóru z vlákna při průmyslovém bělení
• hydratovaný thiosíran sodný (Na2S2O3 · 10H2O) – bílá krystalická látka – snadno rozpustná ve vodě
• kyselina peroxosírová (Carova)
– silná jednosytná kyselina – bezbarvá krystalická látka
selen (34 Se)
• výskyt:
• ve formě minerálů, tyto minerály se vyskytují v přírodě společně s minerály obsahujícími síru
• fyzikální vlastnosti: • polokov,pevná krystalická látka,v různých formách,
např. šedý, černý nebo červený selen, nerozpustný ve vodě – 3 červené monoklinické polymorfní formy červený selen (alfa, beta,
gama), z kruhů Se8– šedá „kovová“ - hexagonální krystalická forma – červený amorfní - spirálové poněkud deformované řetězce – sklovitý černý selen - nejdostupnější modifikace, má strukturu
složenou z kruhů, které obsahují až tisíc atomů v jednom kruhu
• v roce 1957 zjištěno, že selen má v organizmu lidí a zvířat esenciální význam pro tvorbu enzymu glutathionperoxidázy
• tento enzym katalyzuje reakce, ve kterých jsou likvidovány volné radikály různých látek v organismu
• volný radikál je atom nebo molekula látky, které obsahují jeden nebo více nespárovaných elektronů
• volné radikály látek působí destruktivně např. na membrány buněk v těle apod.
• nejvíce selenu obsahují mořské ryby a para ořechy
• využití:
• výroba fotočlánků – ve fotočlánku jsou atomy selenu schopny uvolňovat elektrony po ozáření viditelným světlem, fotočlánek se tak stává zdrojem el. energie
• fotočlánky se využívají v solárních panelech, v kopírkách
• selen se také využívá pro výrobu světlocitlivého válce v laserových tiskárnách
Od roku 1998 obíhá na oběžné dráze ve výšce
kolem 400 km mezinárodní vědecká stanice ISS.
elektrárna využívající solární panely (Bavorsko)
laserová tiskárna
polonium (84 Po)
• historie:
• Marie Curie-Sklodowská v roce 1898 izolovala dva prvky ze smolince, jeden prvek pojmenovala podle své vlasti polonium, druhý podle vlastnosti (radioaktivity) radium
• za tento objev získala v roce 1911 Nobelovu cenu za chemii
• výskyt:
• polonium se vzhledem ke svému krátkému poločasu rozpadu v přírodě téměř nevyskytuje
• v přírodě v uranových rudách se vyskytuje pouze izotop 210Po• 210Po je těkavé, má krátký poločas rozpadu, takže uranové rudy jej obsahují pouze 0,1 mg
v 1 t rudy
smolinec – obsahuje oxid uraničitý
• průmyslová výroba:
• prakticky veškeré znalosti o fyzikálních a chemických vlastnostech tohoto prvku byly získány studiem izotopu 210Po, který se nejsnadněji připraví v jaderném reaktoru bombardováním 209Bi neutrony:
• 209Bi(n; γ) → 210Bi →(β) 210Po →(α) 206Pb
• fyzikální vlastnosti:
• kovový prvek • tvoří stříbřité bílé krystaly • větší elektrická vodivost než u telluru • nemá žádný stabilní izotop
vzorek polonia
• chemické vlastnosti:
• všechny sloučeniny polonia by měly být považovány za potencionálně toxické
• usazuje se v ledvinách, slezině a játrech a již v nepatrných koncentracích
způsobují bolesti hlavy, nevolnosti, zvracení a podráždění sliznic; maximálně povolená dávka nejběžnějšího izotopu 210Po pro lidské tělo je 7.10-12 g
• koncentrace sloučenin polonia ve vzduchu musí být nižší než 4·10 -11 mg·m-3
• využití:• je to téměř čistý zářič α