Obecná a anorganická chemie I

Chalkogenvodíky

• teploty tání a teploty varu - rostou se stoupající velikostí atomů - vyšší teploty u H2O způsobeny silnými vodíkovými můstky

• síla kyselin H2X (aq) (H2O) << H2S < H2Se < H2Te

• slabé kyseliny ( pKa (H2Te) = 2,6)

• Deprotonizace do druhého stupně téměř neprobíhá

• H2S + H2O → H3O+ + HS– ( HS- má amfoterní charakter)

• HS– + H2O ⇄ H3O+ + S2–

• Vlastnosti:

  • Redukční účinky - rostou s klesající stabilitou vazby (klesající účinnost překryvu H2S → H2Se → H2Te)

  • Oxidace vzdušným kyslíkem: 2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (l) + 2 SO2 (g) nebo S (s)

  • Reakce s halogeny: H2S + Cl2 (Br2 ) → S + 2 HCl (HBr)

  • Další oxidace chalkogenovodíků: H2S + H2SO4 (konc.) → S + SO2 + 2 H2O 5 H2S + 2 MnO4- + 6 H+ → 5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O

  • Tvorba polysulfanů H2Sn; n = 1– 6 H - (S)n – H podléhají rozkladu: 2 H2S2 → H2S + 2 S (analogie k rozkladu H2O2 )

  • Srážecí reakce – kvalitativní analytická chemie; sulfanový způsob dělení kationtů do analytických tříd

• Příprava:

  • H2S (g) vysoce toxický (srovnatelný s HCN nebo CO), nepříjemný zápach vytěsnění ze sulfidů (Kippův přístroj) FeS (s) + 2 HCl (aq) → H2S (g) + FeCl2 (aq) přímá syntéza z prvků z ropy a zemního plynu

  • H2Se (g), H2Te (g)

    • hydrolýza selenidů, teluridů:

      • Al2Se3 + 6 H2O → 3 H2Se + 2 Al(OH)3 Al2Te3 + 6 H2O → 3 H2Te + 2 Al(OH)3

      • vytěsnění (kyselá hydrolýza):

        • CuTe + 2 HCl → H2Te + CuCl2

      • Přímá syntéza z prvků:

        • Se (g) + H2 (g) → H2Se (g) 350-650 °C

• H2O2 (l):

  • Oba kyslíky hybridizovány na sp3 - bod varu 152 °C, bod tání -0,4 °C, hustší než voda (více vodíkových můstků)

  • Nestálá molekula – snadno se rozkládá: H2O2 (l) → H2O (l) + ½ O2 (g)

    • Rozklad urychlí: Pt, MnO2 , alkálie - H2O2

    • Stabilizují: kys. citronová, močovina, fosforečnany

  • Velmi slabá kyselina H2O2 + H2O ⇄ H3O+ + HO2 –

  • Příslušné „soli“ – peroxidy – např. BaO2 , Na2O2

  • Vlastnosti:

    • Silné oxidační činidlo (E0 = +1,78 V), srovnatelný s chlórem → redukuje se na H2O např. 2 I - + H2O2 + 2 H3O+ → I2 + 4 H2O při reakci se silnějším oxidačním činidlem nebo v bazickém prostředí je sám oxidován (E0 = - 0,15 V při pH 14) → oxiduje se na O2

      • 2 MnO4 - + 5 H2O2 + 6 H3O+ → 5 O2 + 2 Mn2+ + 14 H2O Ag2O + H2O2 → 2 Ag + H2O + O2

      • Redukční a oxidační chování závisí na prostředí

  • Příprava:

    • Vytěsnění z peroxidů:

      • BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2

    • Hydrolýzou peroxosloučenin:

      • H2S2O8 + H2O → H2SO5 + H2SO4

      • H2SO5 + H2O → H2O2 + H2SO4

  • Výroba:

    • cyklickou oxidací a redukcí antrachinonů

    • elektrolýza H2SO4:

      • H2SO4 → H2S2O8 → H2SO5 + H2SO4 → H2SO4 + H2O2

  • Použití:

    • oxidace v chemii (epoxidy, peroxidické iniciátory…) bělení textilií, papíru, kůže

• NH3:

  • Velký dipólový moment → silné vodíkové můstky (ale slabší než u HF a H2O)