close
Vážení uživatelé,
16. 8. 2020 budou služby Blog.cz a Galerie.cz ukončeny.
Děkujeme vám za společně strávené roky!
Zjistit více
 

Chemie

Sloučeniny chalkogenů

1. června 2008 v 9:37 | Nympha

Sulfan H2S

  • dříve se nazýval SIROVODÍK
  • bezbarvý, nepříjemně páchnoucí a prudce jedovatý plyn
  • má redukční vlastnosti
  • zapálením na vzduchu hoří namodralým plamenem za vzniku oxidu siřičitého nebo síry: 2H2S + 3O2 -> 2H2O + 2SO2, 2H2S + O2 -> 2H2O + 2S
  • vzniká reakcí sulfidů s kyselinami: FeS + 2HCl -> FeCl2 + H2S
  • rozpouštěním sulfanu ve vodě vzniká kysele reagující roztok - KYSELINA SIROVODÍKOVÁ (tzv.sulfanová nebo sirovodíková voda) tvořící dvě řady solí:
* SULFIDY M2I

* HYDROGENSULFIDY MIHS

Sulfidy

· sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou iontové a rozpustné ve vodě
  • sulfidy ostatních kovů mají kovalentní charakter a jsou ve vodě nerozpustné
  • jsou často charakteristicky zbarvené, používají se jako pigmenty
  • mohou se připravit reakcí sulfanu a roztoku příslušné soli
  • PRAŽENÍM - zahříváním sulfidů na vzduchu vzniká oxid kovu (nebo kov) a oxid siřičitý: ZnS + 3O2 -> 2ZnO + 2SO2 (využívá se při výrobě kovů)

Oxidy

Oxid siřičitý SO2
  • bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn dráždící dýchací sliznici
  • snadno zkapalnitelný
  • je nežádoucí složkou ovzduší, podílí se na vzniku kyselých dešťů
  • vzniká spalováním síry: S + O2 -> SO2
  • vyrábí se pražením sulfidů: 4FeS2 + 11O2 -> Fe2O2 + 8SO2
  • připravuje se např. rozkladem roztoku siřičitanu kyselinami: Na2SO3 + H2SO4 -> SO2 + Na2SO4 + H2O
  • Ve svých reakcích se projevuje jako:
* redukční činidlo: SO2 + Cl2 + 2H2O -> 2HCl + H2SO4
* jen v přítomnosti silných redukovadel jako oxidační činidlo: SO2 + C -> S + CO2
  • používá se k výrobě kyseliny sírové, k odbarvování, konzervování, při výrobě celulózy
  • jeho rozpouštěním ve vodě vzniká slabá KYSELINA SIŘIČITÁ H2SO3
Oxid sírový SO3
  • pevná látka s polymerní strukturou, obsahuje cyklické molekuly (SO3)3
  • plynný je monomerní, obsahuje jednoduché molekuly SO3
  • silně hygroskopický (pohlcuje vodu)
  • oxidační činidlo
  • průmyslově se vyrábí katalytickou oxidací oxidu siřičitého: 2SO2 + O2 -> 2SO3
  • připravuje se termickým rozkladem některých síranů: Fe2(SO4)3 -> Fe2O3 + 3SO3
  • ochotně reaguje s vodou za vzniku KYSELINY SÍROVÉ H2SO4

Oxokyseliny

Kyselina siřičitá H2SO3
  • slabá dvojsytná kyselina
  • tvoří dvě řady solí:
* SIŘIČITANY M2ISO3
* HYDROGENSIŘIČITANY MIHSO3
  • alkalické siřičitany a hydrogensyřičitany jsou dobře rozpustné ve vodě, ostatní málo
  • kyselina i její soli mají silné redukční vlastnosti
  • siřičitany se v roztocích snadno oxidují na sírany: 2Na2SO3 + O2 -> 2Na2SO4
Kyselina sírová H2SO4
  • silná dvojsytná kyselina
  • viskózní kapalina, ochotně se mísící s vodou za uvolňování tepla (proto vždy při ředění lijeme kyselinu do vody!)
  • koncentrovaná (98,3%) má silné oxidační účinky, dehydratační (odstraňuje vodu z různých látek) a korozivní účinky, organické látky jejím vlivem uhelnatějí (uvolňuje se z nich voda a uhlík)
  • koncentrovaná reaguje se všemi kovy kromě olova (na jeho povrchu vzniká nerozpustný PbSO4), zlata a platiny, např. Cu + H2SO4 -> Cuo + SO2 + H2O
  • zředěná (v roztoku) se chová jako silná kyselina, oxidační schopnosti ztrácí a reaguje pouze s méně ušlechtilými kovy např. Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2
  • vyrábí se nejčastěji KONTAKTNÍM ZPŮSOBEM:
1) vyrobí se oxid siřičitý (spalováním síry nebo pražením sulfidů)
2) oxid siřičitý se katalyticky oxiduje na oxid sírový: 2SO2 + O2 -> 2SO3
3) oxid sírový je pohlcován roztokem zředěné kyseliny sírové, tím se zvyšuje její koncentrace
  • je jednou ze základních surovin chemické průmyslu, používá se při výrobě hnojiv, anorganických sloučenin, barviv, léčiv, výbušnin, plastů, v papírenském průmyslu, jako elektrolyt v olověných akumulátorech
  • tvoří dvě řady solí:
* SÍRANY M2ISO4
* HYDROGENSÍRANY MISO4 (známy jen u alkalických kovů)
  • většina síranů (kromě barnatého a olovnatého) a všechny hydrogensírany jsou dobře rozpustné ve vodě
  • podvojné sírany nazýváme KAMENCE a získáme je společnou krystalizací jednoduchých síranů z vodného roztoku
*čerpáno z ,,Odmaturuj z chemie" , vyd. didaktis*

Chalkogeny

31. května 2008 v 21:37 | Nympha

Charakteristika

Prvek
Značka
Z
Elektronová konfigurace
Elektronegativita
Kyslík
O
8
[He]2s22p4
3,5
Síra
S
16
[Ne]3s23p4
2,5
Selen
Se
34
[Ar]3d104s24p5
2,4
Tellur
Te
52
[Kr]4d105s25p4
2,0
Polonium
Po
84
[Xe]4f145d106s26p4
1,8
  • prvky 16. (VI.A) skupiny periodické soustavy prvků nebo-li p4-PRVKY, mají 6 valenčních elektronů (ns2np4)
  • všechny chalkogeny jsou tvořeny více izotopy (síra má 4), všechny izotopy polonia jsou radioaktivní
  • kyslík (za normálních podmínek plyn) se výrazně liší od ostatních chalkogenů (za normálních podmínek pevné látky), které jsou si svými vlastnostmi podobné

Výskyt v přírodě

  • síra se vyskytuje:
* elementární (volná)
* vázaná v podobě síranů a sulfidů, např. GLAUBEROVA SŮL Na2SO4∙ 10H2O,SÁDROVEC4∙ 2H2O, ANDHYRIT CaSO4,BARYT BaSO4,SFALERIT ZnS, GALENIT PbS, RUMĚLKA HgS, FeS2
* vázaná v bílkovinách, je to biogenní prvek
  • selen a tellur v nepatrných množstvích provázejí síru v jejích sloučeninách
  • polonium se vyskytuje v uranových rudách

Vlastnosti a reakce

· síra je žlutá, pevná látka nerozpustná ve vodě, rozpustná v nepolárních rozpouštědlech, špatný vodič tepla i elektřiny; selen a tellur jsou pevné krystalické jedovaté látky
  • existuje:
* síra KRYSTALICKÁ, nejčastěji kosočtverečná nebo jednoklonná
* síra AMORFNÍ, v podobě sirného květu, který vzniká rychlým ochlazením jejích par, nebo v podobě plastické síry, která vzniká rychlým ochlazením její taveniny
  • s rostoucím Z roste kovový charakter chalkogenů, kyslík a síra jsou nekovy, selen a tellur polokovy a polonium kov
  • stabilní elektronovou konfiguraci získávají stejně jako kyslík:
* přijetím dvou elektronů za vzniku aniontu Y2-
* vytvoří dvě jednoduché nebo jednu dvojnou kovalentní vazbu
  • chalkogeny (na rozdíl od kyslíku) využívají d-orbitaly k tvorbě kovalentních vazeb a jejich vaznost se může zvýšit až na šest
  • jejich oxidační stupně se pohybují od -II do VI (pouze polonium má max. IV)
  • mají kladné oxidační stupně vůči elektronegativnějšímu kyslíku a fluoru
  • za normálních podmínek jsou poměrně stálé, za zvýšené teploty reagují s většinou prvků
  • reakce síry a tellur je však menší
  • po zapálení shoří na oxidy typu YO2
  • s většinou kovů reagují po zahřátí na sulfidy, selenidy, telluridy

Výroba

  • síra se těží, získává pražením sulfidů nebo z technických plynů, ve kterých se nachází v podobě H2S
  • selen a tellur se získávají z odpadů při výrobě sloučenin síry

Použití

  • síra: výroba kyseliny sírové, sirouhlíku, zápalek, střelného prachu, pesticidů, vulkanizace kaučuku
  • selen: polovodič, výroba fotočlánků
  • tellur: výroba slitin
*čerpáno z ,,Odmaturuj z chemie" , vyd. didaktis*

Sloučeniny halogenů

31. května 2008 v 20:53 | Nympha

Halogenvodíky

  • dvouprvkové sloučeniny halogenů s vodíkem s obecným vzorcem HX
  • bezbarvé, ostře páchnoucí, snadno zkapalnitelné plyny
  • polarita a pevnost vazby se od HF k HI výrazně snižuje
  • vysoké teploty varu a tání u HF jsou způsobeny existencí velmi silných vodíkových vazeb
  • vznikají např. přímou syntézou z prvků: H2 + Cl2 -> 2HCl nebo reakcí silných netěkavých kyselin s některými halogenidy kovu za tepla: 2NaCl + H2SO4 -> Na2SO4 + 2HCl
  • dobře se rozpouštějí ve vodě a jejich roztoky se označují jako halogenovodíkové kyseliny, jejich síla roste od HCl k HI
Kyselina fluorovodíková HF
  • středně silná kyselina
  • leptá sklo, proto se přechovává v plastových nádobách
Kyselina Chlorovodíková HCl
  • silná kyselina
  • základní chemikálie v chemickém průmyslu a v laboratořích
  • koncentrovaná je 38%
  • je důležitou složkou žaludečních šťáv

Halogenidy

  • soli halogenvodíkových kyselin, sloučeniny halogenů s elektropozitivnějšími prvky
  • převážně dobře rozpustní ve vodě
  • připravují se např. syntézou prvků: 2Fe + 3Cl2 -> 2FeCl3 nebo reakcí halogenvodíkových kyselin s neušlechtilými kovy, oxidy a hydroxidy kovů: Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2, KOH + HCl -> KCl + H2O
  • iontové halogenidy jsou sloučeninami halogenů s prvky s nízkou elektronegativitou (typickými kovy), mají vysoké teploty tání a varu a v roztoku (nebo tavenině) vedou el. proud, např. Nacl, KBr
  • polymerní halogenidy (s atomovou strukturou) jsou sloučeniny halogenů a kovů ze střední části periodické tabulky, jsou spojeny kovalentními vazbami do řetězců nebo vrstev, mají nižší teploty tání i varu, např. CoCl2
  • molekulové halogenidy jsou sloučeninami halogenů s nekovy a polokovy (nebo kovy vyšších oxidačních skupin), jsou spojeny kovalentními vazbami do molekul, snadno těkají, jsou často plynné nebo kapalné, např. PCl5

Oxidy

  • velmi reaktivní, nestálé
  • nejstálejší je krystalický oxid jodičný I2O5

Oxokyseliny

Kyselina chlorná HClO
  • velmi slabá, nestálá kyselina
  • silné oxidační činidlo
  • její soli CHLORNANY jsou rovněž silnými oxidovadly:
* směs chloridu a chlornanu sodného, tzv. BĚLÍCÍ LOUH, se používá k bělení
* směs chloridu a chlornanu vápenatého, tzv. CHLOROVÉ VÁPNO, se používá jako bělící a dezinfekční prostředek
Kyselina chlorečná HClO3
  • silná nestálá kyselina, silné oxidační činidlo
  • její soli CHLOREČNANY mají oxidační účinky, ale slabší než chlornany, používají se na výrobu výbušnin a zápalek
Kyselina chloristá HClO4
  • velmi silná kyselina (nejsilnější z kyselin chloru), nepříliš silné oxidovadlo
  • její soli CHLORISTANY se používají v pyrotechnice
Kyselina jodičná HIO3
  • nejstálejší z kyselin jodu, za normálních podmínek v pevném stavu
  • dobře rozpustná ve vodě
  • její soli jsou JODIČNANY
*čerpáno z ,,Odmaturuj z chemie" , vyd. didaktis*

Halogeny

30. května 2008 v 19:43 | Nympha

Charakteristika

Prvek
Značka
Z
Elektronová konfigurace
Elektronegativita
Fluor
F
9
[He]2s22p54,1
Chlor
Cl
17
[Ne]3s23p52,8
Brom
Br
35
[Ar]3d104s24p52,7
Jod
I
53
[Kr]4d105s25p52,2
Astat
At
85
[Xe]4f145d106s26p51,9
  • prvky 17. (VII.A) skupiny periodické soustavy prvků neboli p5-prvky, mají 7 valenčních elektronů (ns2np5)
  • chlor a brom jsou tvořeny více izotopy, fluor a jod jsou monoizotopické prvky, uměle byly připraveny radioaktivní izotopy astatu
  • tvoří dvouatomové molekuly X2 ve všech skupenských stavech

Výskyt v přírodě

  • pro svou značnou reaktivitu jsou známy pouze ve sloučeninách
  • fluor je součástí minerálů, např. KAZIVEC CaF2, KRYOLIT Na3AlF6; je také složkou kostí a zubní skloviny
  • chlor je součástí minerálů, např. HALIT (sůl kamenná) NaCl, SYLVÍN KCl, KARNALIT KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O; je obsažen v krevní plazmě a žaludečních šťávách
  • brom v malém množství doprovází sloučeniny chloru, je obsažen v mořské vodě, chaluhách a slaných jezerech
  • jod je obsažen v mořské vodě, tvoří součást hormonu štítné žlázy

Vlastnosti a reakce

  • fluor je zelenožlutý plyn, chlor žlutozelený plyn, brom červenohnědá kapalina, jod fialočerná pevná látka
  • rozpouštějí se dobře v nepolárních rozpouštědlech (mají nepolární molekuly X2), s výjimkou jodu se rozpouštějí ve vodě
  • teploty tání i varu pravidelně stoupají od fluoru k jodu
  • mají vysokou elektronegativitu, oxidační účinky a jsou velmi reaktivní (tyto vlastnosti klesají od fluoru k jodu)
  • stálejší konfiguraci následujícího vzácného plynu získají:
* přijetím elektronu a vytvořením HALOGENIDOVÉHO ANIONTU X-
* vytvořením jedné kovalentní vazby
  • s výjimkou fluoru mohou halogeny využít prázdné nd orbitaly a vytvářet více vazeb (s prvky s vyšší elektronegativitou), proto:
* má fluor ve svých sloučeninách pouze oxidační číslo -I
* oxidační čísla ostatních halogenů mohou nabývat hodnot od -I do VII
  • všechny halogeny se mohou podílet na tvorbě vodíkových můstků (hlavně fluor, méně chlor, brom, jod)
  • halogen s nižším Z vytěsňuje z halogenidu halogen s vyšším Z: Cl2 + 2Kl -> 2KCl + I2
  • již za normálních podmínek reagují s mnoha prvky a sloučeninami, s kovy a některými nekovy tvoří halogenidy, s vodíkem halogenvodíky, reagují i s vodou

Příprava

  • oxidací halogenidů nebo halogenvodíků silnými oxidačními činidly: 16HCl + 2KMnO4 -> 5Cl + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

Výroba

  • elektrolýzou roztoků (nebo tavenin) jejich solí, vylučují se na anodě (oxidací halogenidů)

Použití

  • fluor: výroba plastů (teflon), freonů (jejich výroba se omezuje)
  • chlor: výroba plastů (PVC), kyseliny chlorovodíkové, bělící a dezinfekční prostředek
  • brom: výroba léčiv, barev, fotografického materiálu
  • jod: výrob léčiv a barev, jodová tinktura - 5% ethanolový roztok jodu
* přijetím elektronu a vytvořením HALOGENIDOVÉHO ANIONTU X-
* vytvořením jedné kovalentní vazby
  • s vyjímkou fluoru mohou hlogeny využít prázdné nd orbitaly a vytvářet více vazeb (s prvky s vyšší elektronegativitou), proto:
* má fluor ve svých sloučeninách pouze oxidační číslo -I
* oxidační čísla ostatních halogenů mohou nabývat hodnot od -I do VII
  • všechny halogeny se mohou podílet na tvorbě vodíkových můstků (hlavně fluor, méně chlor, brom, jod)
  • halogen s nižším Z vytěsňuje z halogenidu halogen s vyšším Z: Cl2 + 2Kl -> 2KCl + I2
  • již za normálních podmínek reagují s mnoha prvky asloučeninam,skovy a někerými nekovy tvoří halogenidy, s vodíkem halogenvodíky, reagují i s vodou

Příprava

  • oxidací halogenidů nebo halogenvodíků silnými oxidačními činidly: 16HCl + 2KMnO4 -> 5Cl + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

Výroba

  • elektrolýzou roztoků (nebo tavenin) jejich solí, vylučují se na anodě (oxidací halogenidů)

Použití

  • fluor: výroba plastů (teflon), freonů (jejich výroba se omezuje)
  • chlor: výroba plastů (PVC), kyseliny chlorovodíkové, bělící a dezinfekční prostředek
  • brom: výroba léčiv, barev, fotografického materiálu
  • jod: výrob léčiv a barev, jodová tinktura - 5% ethanolový roztok jodu
*čerpáno z ,,Odmaturuj z chemie" , vyd. didaktis*
 
 

Reklama