Chemie
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*
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
* 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
* 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*
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*
30. května 2008 v 19:43 | Nympha
Charakteristika
Prvek
| Značka
| Z
| Elektronová konfigurace
| Elektronegativita
|
Fluor
| F
| 9
| [He]2s22p5 | 4,1
|
Chlor
| Cl
| 17
| [Ne]3s23p5 | 2,8
|
Brom
| Br
| 35
| [Ar]3d104s24p5 | 2,7
|
Jod
| I
| 53
| [Kr]4d105s25p5 | 2,2
|
Astat
| At
| 85
| [Xe]4f145d106s26p5 | 1,9
|
- 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*