Vodík, voda, kyslík a chalkogeny

Ag2O+H2O2  → 2Ag+H2O + O2

• je rozpustný ve vodě a chová se jako slabá kyselina: H2O2+ H2O → H3O++ HO2−

(anion hydrogenperoxidový)

• vytváří dvě řady solí:

• PEROXIDY „M2O2,“ např Na2O2 (peroxid sodný)

• HYDROGENPEROXIDY „MHO2“, např NaHO2 (hydrogenperoxid sodný)

Chalkogeny

• prvky 16. (VI. A) skupiny PSP neboli p4- PRVKY, mají 6 valenčních elektronů (ns2np4)

• všechny chalkogeny jsou tvořeny více izotopy (síra má 4), všechny izotopy polonia jsou radioaktivní

• kyslík (plyn) se výrazně liší od ostatních chalkogenů (pevné látky), které jsou si svými vlastnostmi podobné

• chalkogeny (až na kyslík) využívají d-orbitaly k tvorbě kovalentních vazeb

• jejich oxidační stupně se pohybují od –II do VI (pouze polonium má max IV)

• až na kyslík a fluor mají kladná oxidační čísla

• za normálních podmínek poměrně stálé, za zvýšené teploty reagují s většinou prvků

• s většinou kovů reagují po zahřátí na sulfidy, selenidy, telluridy

• po zapálení shoří na oxidy typu YO2

Síra

Výskyt

• elementární (volná)

• vázaná v podobě síranů a sulfidů

• GLAUBEROVA SŮL Na2SO4 10H2O

• SÁDROVEC CaSO4 2H2O

• BARYT BaSO4 (síran)

• SFALERIT ZnS

• GALENIT PbS

• RUMĚLKA HgS

• PYRIT FeS2

• vázaná v bílkovinách, je to biogenní prvek

• v uhlí, ropě a zemním plynu

Vlastnosti

• žlutá, pevná látka nerozpustná ve vodě

• rozpustná v nepolárních rozpouštědlech

• špatný vodič tepla i elektřiny

• síra existuje v několika formách:

• síra KRYSTALICKÁ, nejčastěji kosočtverná (alfa síra) nebo jednoklonná (beta síra)

• síra AMFORNÍ

• v podobě sirného květu, který vzniká rychlým ochlazením jejích par

• hmota se pak dá tvarovat, avšak plasticita je pouze přechodná a po určité době se ztrácí vznikem síry kosočtverné

• nebo v podobě plastické síry, kterou získáváme nalitím její taveniny do vody

• po zahřátí hoří malým modrým plamenem za vzniku plynného SO2

S+ O2 → SO2

• síra je poměrně reaktivní prvek, s většinou kovů se po zahřátí slučuje za vzniku sulfidů, reakce pak pokračuje bez dalšího zahřívání: Fe + S  → FeS

• s nekovy reaguje většinou trvalým zahříváním: C + 2S  → CS2

Výroba

• síra pro průmyslové účely těží Frashovou metodou, při které se do ložiska zavádí systémem trubek horká vodní pára a stlačený vzduch, který vytlačuje roztavenou síru potrubím na povrch

• dále se získává pražením sulfidů nebo z technických plynů, ve kterých se nachází v podobě H2S

Použití

• výroba kyseliny sírové, sirouhlíku, zápalek, střelného prachu, pesticidů

• vulkanizační přísada při zpracování kaučuku

Sloučeniny

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