Jak Začít?

Máš v počítači zápisky z přednášek
nebo jiné materiály ze školy?

Nahraj je na studentino.cz a získej
4 Kč za každý materiál
a 50 Kč za registraci!




Síra

DOCX
Stáhnout kompletní materiál zdarma (17.76 kB)

Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu DOCX.

Síra
Vlastnosti=
krystalická síra je žlutá látka, nerozpustná ve vodě, ale dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např.v sirouhlíku CS2), za normální teploty existuje ve formě molekuly S8 (žlutá pevná látka),zahříváním se kruhové řetězce štěpí a spojují se mezi sebou – vznikají dlouhé (polymerní) řetězce Sn navenek se to projevuje tmavnutím a vzrůstem viskozity (hnědá kapalina),v párách jsou atomy volné (žlutý plyn),náhlým ochlazením kapalné síry získáme beztvarou (amorfní) plastickou síru, ochlazením par vroucí síry se získá sirný květ,alotropie-síra se vyskytuje v závislosti na vnějších podmínkách v několika různých krystalových strukturách=alotropických modifikacích, za běžné teploty – síra kosočtverečná, při 95oC přechází na síru jednoklonnou,středně reaktivní látka – reaguje s většinou prvků a)oxidační:Fe0 + S0 ® FeIIS-II b)redukční:2 S0 + 4 HNVO3 ® 2 H2SVIO4 + 4 NIIO
Užití=
S je základní surovinou pro výrobu důležitých produktů chemického průmyslu – H2SO4, CS2, siřičitanů, sulfidů,vulkanizace kaučuku, gumárenský průmysl,výroba střelného prachu, zápalek,desinfekční prostředek „síření sudů“,sirné masti-v kožním lékařství
Sloučeniny síry

1) Bezkyslíkaté
Chalkogenvodíky
- obecný vzorec H2X (X = S,Se,Te)
- kyselost od shora dolů roste
- všechny jsou jedovaté s nepříjemným zápachem
- ve vodě se rozpouštějí na příslušné kyseliny
-H2S=prudce jedovatý plyn, zápachem připomíná zkažené vejce, vzniká při rozkladu bílkovin, vzniká přímou reakcí vodíku se sírou:H2 + S ® H2S, příprava v laboratoři:FeS + 2HCl ® FeCl2 + H2S(v Kippově přístroji), na vzduchu hoří modrým plamenem:2H2S + 3O2 ® 2H2O + 2SO2, má silné redukční účinky:H2SO4 + H2S ® S + SO2 + 2H2O,rozpouští se ve vodě za vzniku slabé dvojsytné kyseliny sirovodíkové („sulfanová voda“),odvozují dvě řady solí:sulfidy M2IS, hydrogensulfidy MIHS, sulfidy kovů (kromě s1 kovů) jsou ve vodě nerozpustné, často charakteristicky zbarvené(např.CdS-žlutý, Ag2S-černý, MnS-pleťový, HgS-červený),užití v analytické chemii, hydrogensulfidy jsou ve vodě rozpustné
2) Kyslíkaté
Oxidy
-SO2=bezbarvý jedovatý plyn štiplavého zápachu, dráždí dýchací cesty, nepodporuje hoření, nežádoucí složka ovzduší, kyselé deště SO2 + H2O ® H2SO3, vzniká hořením1)síry na vzduchu: S + O2 ® SO2,2)sirovodíku. Laboratorní příprava:HCl + NaHSO3 ® NaCl + H2O + SO2, Na2SO3 + H2SO4 ® Na2SO4 + H2O + SO2. Průmyslová výroba-pražením pyritu:4FeS2 + 11O2 ® 2Fe2O3 + 8SO2 a) oxidační:SO2 + 2 H2S ® 3 S + 2 H2O b) redukční:2 SO2 + O2 ® 2 SO3 (kat. V2O5)
-SO3=plynný(monomerní, tvoří bílý dým)pevný(tvořen trimerními cyklickými mol.S3O9), jeho nejdůležitější reakcí je slučování s vodou (exotermická reakce) za vzniku H2SO4
Kyseliny
-H2SO3=slabá dvojsytná kys., vzniká rozpouštěním SO2 ve vodě: SO2 + H2O ® H2SO3, tvoří dva typy solí: siřičitany M2ISO3 (silné redukční účinky, snadno se oxidují na sírany)hydrogensiřičitany MIHSO3
-H2SO4=silná dvojsytná kys., bezbarvá kapalina, s vodou se mísí v libovolném poměru, přičemž se zahřívá (proto kyselinu sírovou vždy lijeme opatrně do vody, nikdy ne opačně!)vznik:SO3 + H2O ® H2SO4a)konc.-oxidační vlastnosti, w = 0,98, olejovitá, silně hygroskopická, má silné dehydratační účinky (způsobuje uhelnatění a rozpad org. látek), odnímá látkám vodu: CuSO4.5H2O ® CuSO4 + 5 H2O, s některými kovy vůbec nereaguje, neboť na jejich povrchu vzniká ochranná vrstvička (např.Au, Pt, Pb, Al)tam, kde se ochranná vrstvička nevytváří dochází k redukci (vodík se neuvolňuje):Cu + konc. H2SO4 ® CuO + SO2 + H2Ob)zředěná-oxidační vlastnosti ztrácí, má vlastnosti silné kyseliny, reaguje s neušlechtilými kovy: Fe + H2SO4 ® FeSO4 + H2,výroba: 1.výroba SO2 – pražením pyritu nebo spalováním síry2.a) kontaktní metoda 2SO2 + O2 ® 2 SO3 (kat. V2O5)b) nitrozní metoda NO2 + H2O + SO2 ® H2SO4 + NO, NO + ½ O2 ® NO2 – zpět do výroby 3. rozpouštění SO3 v H2SO4 : SO3 + H2SO4 ® H2S2O7 – oleum (přesycený roztok)H2S2O7 + H2O ® 2 H2SO4.
-tvoří dva typy solí:sírany M2ISO4 hydrogensírany MIHSO4 (známe jen od alkalických kovů), většina síranů (mimo BaSO4, PbSO4 ) a hydrogensíranů je ve vodě dobře rozpustná, důkaz síranových aniontů:Ba2+ + SO42– ® BaSO4 ↓ bílá sraženina, většina síranů tvoří podvojné soli-kamence (např. KAl(SO4)2.12H2O)některé sírany obsahují krystalovou vodu (tzv. skalice): CuSO4 .5H2O – modrá skalice, FeSO4.7H2O – zelená skalice, ZnSO4.7H2O – bílá skalice, Na2SO4.10H2O=Glauberova sůl
-užití–H2SO4 je základní průmyslová surovina,výroba průmyslových hnojiv (superfosfát, síran amonný)barviv, léčiv, výbušnin, viskózových vláken,elektrolyt do olověných akumulátorů, zpracování rud, ropných produktů

Témata, do kterých materiál patří