16. skupina chalkogeny prvky s 2 p 4

Transkript

1 16. skupina chalkogeny prvky s 2 p I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII 1 1 H n s n p He 2 2 Li Be B C N O F Ne 3 3 Na Mg (n-1) d Al Si P S Cl Ar 4 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 66 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 7 Fr Ra Lr Rf Ha La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Katedra chemie FP TUL ACH 08

2 S Se Te Nekovové prvky této skupiny se vyznačuji pěknými krystaly zdroj: mindat.org

3

4 plynný nekov pevný nekov polokov polokov kov

5 počet známých prvků Chalkogeny S známa od starověku 1782: Müller Te ze zlatonosné rudy 1898: P. a M.Curie Po ze smolince chalkos řec. měď S lat. sulpur, řec. Θειο (ztělesnění ohně, blesku) Se selene (řec. Měsíc) Te tellos (řec. Země) Po Polonia (Polsko) kyslík 1817: J.J. Berzelius Se z usazeniny rok objevu v nádobě po H 2 SO 4

6 Kyslík - historie ~ 1770 Priestley, Scheele izolace kyslíku z několika sloučenin (rozklad červeného HgO, KNO 3, Ag 2 CO 3 ) teorie flogistonu při hoření se uvolňuje flogiston, při saturaci flogistonem dochází k potlačení hoření kyslík vzduch zbavený flogistonu

7 Kyslík - historie 1777 Lavoisier návrh názvu oxygen (z řeckého oxys geinomai kyseliny tvořící) formulace dnešní teorie hoření

8 Výskyt kyslíku Volný - nejrozšířenější prvek na zemském povrchu v atmosféře (21,02 at. % 23,15 % hm.) rozpuštěný v povrchových vodách a ve světových oceánech biologického původu (fotosyntéza) chlorofyl enzymy H 2 O + CO 2 + h O 2 + CH 2 O (sacharidy atd.) ve stratosféře (10 50 km) ozónová vrstva chránicí obyvatele Země před intenzivním ultrafialovým zářením

9 Výskyt kyslíku Ve sloučeninách v horninách zemské kůry 45,5 hmotn. % voda horniny minerály půdy

10 Kyslík metody přípravy Tepelný rozklad oxidů 2 PbO 2 2 PbO + O 2 Rozklad peroxidů 5 H 2 O 2 +2 KMnO 4 +3 H 2 SO 4 5 O 2 +K 2 SO MnSO 4 +8 H 2 O Tepelný rozklad kyslíkatých solí 2 KClO 3 2 KCI + O 2 Elektrolýza 4 OH 2 H 2 O + O e (anoda)

11 Kyslík výroba Frakční destilace zkapalněného vzduchu zbaveného H 2 O a CO 2

12 Kyslík použití V současnosti je třetím nejrozšířenějším chemickým produktem výroba oceli výroba železa (vysoké pece) výroba syntézního plynu výroba skla

13 Kyslík použití V současnosti je třetím nejrozšířenějším chemickým produktem v chemickém průmyslu (TiO 2, ethylenoxid, vinylchlorid) čištění vody pěstování ryb řezání a sváření raketové palivo

14 Vazebné možnosti kyslíku Záporné oxidační stavy Iontová vazba s vysloveně elektropozitivními prvky 2 K + O 2 ; Ca 2+ O 2 s ostatními méně elektropozitivními prvky

15 Vazebné možnosti kyslíku Záporné oxidační stavy Kovalentní vazba koordinace 1 atomu na atom O (OH, O 2 ) 1 vazba koordinace 1 atomu na atom O (CO, CO 2 ) 1 vazba vazby koordinace 2 atomů na atom O (H 2 O) 2 vazby H C O O H O H

16 Vazebné možnosti kyslíku Záporné oxidační stavy koordinace 2 atomů na atom O (O 3 ) 2 vazby + vazba O O O koordinace 3 atomů na atom O (H 3 O + ) 3 vazby H O H koordinace 4 atomů na atom O (Al 2 O 3 ) 4 vazby Al H Al O Al Al

17 Vazebné možnosti kyslíku Kladné oxidační stavy Kovalentní vazby elektronové páry jsou přetaženy např. fluorem O 2 F 2, OF 2

18 Ozón příprava 2 KMnO 4 + H 2 SO 4 O 3 + K 2 SO MnO 2 + H 2 O elektrolýza HClO 4 ( 50 C) výroba ozonizátory: tichý el. výboj O 2 2 O ultrafialové záření O + O 2 O 3 po zkapalnění se frakční destilací získá 10% O 3

19 Ozón použití dezinfekce pitné vody organické syntézy (kyselina peroxooctová, pelargonová, azelaová, ozonidy) konzervárenský průmysl

20 Ozónová vrstva vysokoenergetické UV (250nm) O 2 + hn 2 O O + O 2 + M O 3 + M nízkoenergetické UV (<310 nm) O 3 + hn O 2 + O rovnovážná koncentrace O 3 destrukce O 3 CCl 2 F 2 + hn CClF 2 + Cl Cl + O 3 ClO + O 2 O + ClO Cl + O 2 O + O 3 2 O 2

21 Chemické vlastnosti kyslíku Kyslík se přímo slučuje téměř se všemi prvky (vyjma vzácných plynů, halogenů a některých ušlechtilejších kovů). Reakce jsou někdy značně exotermické až explozivní (radikálové), někdy naopak velmi pomalé (molekulové) Nejvýznamnější binární sloučeniny: Oxidy Peroxidy Hyperoxidy Peroxosloučeniny Ozonidy Fluoridy

22 Oxidy Sloučení prvků: S + O 2 = SO 2 Sloučení prvků s kyslíkem vázaným v jiné sloučenině: CdO + C = Cd + CO Redukce vyššího oxidu WO 3 + H 2 = WO 2 + H 2 O

23 Oxidy Termický rozklad kyslíkatých sloučenin: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O Dehydratace kyselin a hydroxidů: 2 HIO 3 = I 2 O 5 + H 2 O 2 Al(OH) 3 = Al 2 O H 2 O Hydrolýza WCl H 2 O = WO HCl 2 Bi(NO 3 ) H 2 O = Bi 2 O HNO 3 t t t

24 Peroxidy Peroxid vodíku H 2 O 2 : bezbarvá kapalina, nestálá, rozkládá se Příprava: BaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 H 2 S 2 O H 2 O = 2 H 2 SO 4 + H 2 O 2 Výroba: O 2 (CH 3 ) 2 CHOH + O 2 (CH 3 ) 2 CO + H 2 O 2 Et OH H 2 O 2 Et O H2 H 2 O 2 OH O

25 Peroxidy Peroxid vodíku H 2 O 2 : Vlastnosti: 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 oxidace: SO H 2 O 2 SO H 2 O redukce: Ag 2 O + H 2 O 2 2 Ag + H 2 O + O 2

26 Peroxidy Peroxidy: soli peroxidu vodíku iontové látky Příprava: neutralizací H 2 O 2 hydroxidy alkalických kovů reakcí s O 2 s alkalickými kovy (vyjma Li): 2 Na + O 2 = Na 2 O 2 srážecími reakcemi: Ca(OH) 2 + H 2 O 2 = CaO 2 + 2H 2 O

27 Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny Hyperoxidy: Příprava: zahříváním kovů, oxidů, nebo peroxidů v nadbytku nebo za zvýšeného tlaku O 2 K + O 2 KO 2

28 Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny Ozonidy: Příprava: reakcí ozonu se suchými hydroxidy alkalických kovů 5 O KOH = 2 KO O 2 + H 2 O ozonolýzou adicí na C=C a C C

29 Hyperoxidy, ozonidy a peroxosloučeniny Peroxosloučeniny kyselina peroxodisírová Výroba: elektrolýzou kyseliny sírové 2 HSO 4 H 2 S 2 O e (Pt anodě)

30 Fluoridy kyslíku Fluorid kyslíku OF 2 : formální anhydrid HOF Příprava: reakcí F 2 s velmi zředěným (2%) vodním roztokem hydroxidu sodného 2 F NaOH OF NaF + H 2 O vyšší koncentrace OH - OF 2 + OH O F + H 2 O

31 Fluoridy kyslíku Difluorid dikyslíku O 2 F 2 : nestálá žlutá látka - rozkládá se již při 160 C (rychlostí cca 4%/den) Příprava: působením tichého elektrického výboje na směs plynů za nízkého tlaku O 2 + F 2 = O 2 F 2 0,9-2, Pa tichý elektrický výboj

32 Výskyt S 16. prvek v zemské kůře (0,052%) volná vulkanického původu podzemní Texas, Louisiana, Polsko (evaporitní ložiska elementární S) H 2 S ropa, zemní plyn sulfidy FeS 2, CuS, ZnS sírany CaSO 4 2H 2 O, rozpustné sírany (mořská voda t/km 3 )

33 Výskyt Se 66. prvek zemské kůry (9x10 6 %) selenidy (sulfidické rudy) Fe(S,Se) 2, Ag 2 (S,Se) seleničitany MSeO 3 (M = Cu, Pb, Zn)

34 Výskyt Te 73. prvek zemské kůry (2x10 7 %) telluridy AgAuTe 4 (sylvanit), Cu 2 (S,Te) Pb 5 Au(Te,Sb) 4 S 5-8 (nagyagit) telluričitany PbTeO 3

35 Výskyt Po smolinec (U 3 O 8 ) 0,1 mg/t

36 Chalkogeny metody přípravy S amorfní S 2 O 2 3 (aq) + 2H + (aq) H 2 O(l) + SO 2 (g) + S(s) Se Ag 2 Se + Na 2 CO 3 + O 2 2 Ag + Na 2 SeO 3 + CO 2 H 2 SeO SO 2 + H 2 O Se + 2 H 2 SO 4

37 Chalkogeny metody přípravy Te Cu 2 Te + Na 2 CO 3 + O 2 2 CuO + Na 2 TeO 3 + CO 2 Na 2 TeO 3 + H 2 SO 4 TeO 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O TeO NaOH Na 2 TeO 3 + H 2 O Na 2 TeO 3 + H 2 O Te + 2 NaOH + O 2 elektrolýzou 650 C Po bombardováním Bi neutrony v reaktoru Bi (n, ) Bi Po Pb 5,01 dní 138,4 dní

38 Chalkogeny výroba S těžba Frashovým způsobem izolace H 2 S ze ZP a ropy jímání do vodného roztoku ethanolaminu 2 H 2 S + O 2 2 H 2 O + SO C bauxit 2 H 2 S + SO 2 2 H 2 O + 3 S (Clausova metoda) z pyritů 4 FeS O 2 Fe 2 O SO 2 4 Fe 2 O 3 3H 2 O + 3 H 2 S 2 FeS + 6 H 2 O + S

39 Chalkogeny výroba Se létavý prach při pražení S 2 rud, kaly při výrobě H 2 SO 4KCN + Se KCNSe KCNSe + HCl Se + HCN + KCl Te anodové kaly při rafinaci Cu, rozpouštění v oleu, redukce Zn Po bombardování Bi neutrony

40 Síra Frashův způsob těžby

41 Síra Frashův způsob těžby Tři koncentrické trubky: Ø 2,5; 10 a 20 cm

42 Chalkogeny použití S výroba SO 2 (H 2 SO 4 ) vulkanizace kaučuku výroba střelného prachu ochrana rostlin výroba thiosíranu sodného (fotografie)

43 Chalkogeny použití Se fotoelektrické články (fotovodivost) xerografie (xero - suchý, grafe psaní) barvení skla, u, smaltu ve farmaceutickém průmyslu

44 Chalkogeny použití Te 90% - výroba kovů (železa, slitin) tónování skel katalyzátory

45 Chalkogeny použití Po radioaktivita zdroj světla elektrické napětí radioaktivní záření přispělo k značnému rozvoji chemie (ač malá množství)

46 Struktura elementárních chalkogenů S ortorombická, monoklinická 95,6 C C 200 C S 8 ( ) S 8 ( ) S 4-6 (l) S 8 (l) S plastická >200 C 445 C S 4-6 (l) S 2-6 (g) S (atom.) S amorfní

47 Struktura elementárních chalkogenů Se 2 formy nekovové (obdoba rombické a monoklinické síry) Se 8 šedý kovový Se červený Se (amorfní)

48 Struktura elementárních chalkogenů Te jako šedý selen

49 Struktura elementárních chalkogenů Po dimorfní ( ) ( )

50 Vazebné možnosti chalkogenů ns 0 np 0 ns 2 np 0 ns 2 np 2 ns 2 np 4 ns 2 np 6 S VI S IV S II S 0 S II Se VI Se IV Se II Se 0 Se II Te VI Te IV Te II Te 0 Te II Po VI Po IV Po II Po 0 Po II oxidace odtržení elektronů redukce přijetí elektronů

51 Vazebné možnosti chalkogenů Záporné oxidační stavy koordinace 1 atomu na atom chalkogenu (SH, S 2 ) H 1 vazba koordinace 1 atomu na atom chalkogenu (CS 2 ) 1 vazba + vazby S C S S

52 Vazebné možnosti chalkogenů koordinace 2 atomů na atom chalkogenu (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) 2 vazby překryvem AO p (Ch) s dvojicí AO 1s (H) - nezavádí se hybridizace, protože vazebný úhel H-Ch-H je blízký 90 (VSEPR) < HOH = 104,5 ; HSeH = 91 ; HTeH = 90 H S 92,2 H

53 Vazebné možnosti chalkogenů koordinace 3 atomů na atom chalkogenu (H 3 S + ) 3 vazby překryvem sp 3 (S) s trojicí AO 1s H H S H H

54 Kladné oxidační stavy Elektronové páry n Hybridizace Typ Tvar Příklad sp 2 (pd 2 ) AB 2 E lomený SO sp 2 (pd 2 ) AB 3 trigonální SO sp 3 AB 4 tetraedr. SO 2 Cl 2, SeO sp 3 AB 3 E trig. pyr. SOCl 2, SeOF sp 3 AB 2 E 2 lomený H 2 S, S 2 Cl sp 3 d AB 4 E nepr. tetr. TeCl 4, SeF sp 3 d 2 AB 6 oktaedr SF 6, SeF 6, Te(OH) sp 3 d 2 AB 5 E tetr. pyram. [MeTeI 4 ]

55 Chemické vlastnosti chalkogenů nekovová síra... kovové polonium snižující se tendence tvořit dvojnou vazbu. S, Se a Te značná vzájemná podobnost neschopnost tvořit H můstky působí oxidačně na kovy, kyslík a halogeny je oxidují

56 Chemické vlastnosti chalkogenů Nejvýznamnější binární sloučeniny: Hydridy (chalkogenovodíky) Chalkogenidy Halogenidy Oxidy Oxokyseliny Halogenid oxidy

57 Chemické vlastnosti chalkogenů Spalováním na vzduchu shoří: S + O 2 = SO 2 Energicky reagují s fluorem a chlorem: S(s) + 2 F 2 (g) = SF 4 (g) Se(s) + 3 F 2 (g) = SeF 6 (g)

58 Chemické vlastnosti chalkogenů Reagují s horkými kyselinami (H 2 SO 4, HNO 3 nikoliv HCl) a hydroxidy: 3 S + 2 H 2 SO 4 = 2 H 2 O + 3 SO 2 S(s) + 6 HNO 3 = 2 H 2 O(l) + H 2 SO 4 (aq) + 6 NO 2 (g) 3 S(s) + 6 OH (aq) = 2 S 2 (aq) + SO 3 2 (aq) + 3 H 2 O(l) S(s) + SO 3 2 (aq) = S 2 O 3 2 (aq) Rozpouštějí se ve vodných roztocích alkalických chalkogenidů: ns(s) + S 2 (aq) = 2 S n+1 2 (aq) (n = 1-8)

59 Chemické vlastnosti chalkogenů Rozpouštějí se v oleu za vzniku jasně zbarvených roztoků obsahujících polyatomové kationty M x n+ S kovy, zejména alkalickými tvoří chalkogenidy

60 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 S vytěsňovací reakcí HCl (v Kippově přístroji): FeS(s) + 2 H + (aq) + 2 Cl (aq) H 2 S(g) + Fe 2+ (aq) + 2 Cl (aq) Sb 2 S 3 (s) + 6 HCl(aq) 2 SbCl 3 (aq) + 3 H 2 S(g) přímou syntézou z prvků z ropy a zemního plynu (Clausova metoda)

61 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 Se hydrolýza: Al 2 Se H 2 O 3 H 2 Se + 2 Al(OH) 3 přímou reakcí Se par a H 2 Se(g) + H 2 (g) H 2 Se

62 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 Te hydrolýza: Al 2 Te H 2 O 3 H 2 Te + 2 Al(OH) 3 vytěsnění z telluridů: CuTe + 2 HCl H 2 Te + CuCl 2 redukce: Na 2 TeO TiCl H 2 O H 2 Te + 6 TiO HCl + NaCl elektrolýza 15-20% roztoku H 2 SO 4 na tellurové elektrodě (20 C, 4,5A; V)

63 Chalkogenovodíky příprava, výroba H 2 Po redukce Po zředěnou HCl na Mg folii (jen stopová množství) Po H H

64 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Redukční vlastnosti: 2 H 2 S(g) + 3 O 2 (g) 2 H 2 O(l) + 2 SO 2 (g) ( S(s)) H 2 S(g) + Cl 2 (g) 2 HCl(l) + S(s) H 2 S(g) + H 2 SO 4 (l) 2 H 2 O(l) + SO 2 (g) + S(s) H 2 S(g) + 2 Fe 3+ (aq) 2 Fe 2+ (aq) + 2 H + (aq) + S(s) 3 H 2 S(g) + Cr 2 O 7 2 (aq) + 8 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 7 H 2 O(l) + 3 S(s) 5 H 2 S(g) + 2 MnO 4 (aq) + 6 H + (aq) 2 Mn 2+ (aq) + 8 H 2 O(l) + 5 S(s)

65 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Acido-bazické vlastnosti: I.st. H 2 S(g) + H 2 O(l) H 3 O + (l) + HS (aq) II.st. H 2 O(l) + HS (aq) H 3 O + (l) + S 2 (aq)

66 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Srážecí reakce (se sulfanem apod. selanem, tellanem): využívají se v kvalitativní analytické chemii protože většina chalkogenidů je nerozpustných ve vodě

67 Chemické vlastnosti chalkogenovodíků Reakce chalkogenidů s volnými chalkogeny: Na 2 S + xs Na 2 S x+1

68 Sirovodíkový postup analýzy dnes je tento postup používán hlavně z didaktických důvodů, protože podává systematický přehled o důležitých reakcích kationtů

69 Chalkogenidy Chalkogenidy zejména elektropozitivnějších kovů můžeme považovat za soli chalkogenovodíkových kyselin.

70 Chalkogenidy Příprava: přímé slučování z prvků: Fe + S FeS reakce síranů s uhlíkem: Na 2 SO C Na 2 S + 4 CO srážení sulfanem z okyselených vodných roztoků - 1. a 2. anal. tř. (Cu, Ag, Au, Cd, Hg, Ge, Sn, Pb, As, Sb, Bi): Cu 2+ + H 2 S + 2 H 2 O CuS + 2 H 3 O + srážení (NH 4 ) 2 S z alkalických roztoků 3. anal. tř. (Mn, Fe, Co, Ni, Zn, In, Tl) Zn 2+ + S 2 ZnS

71 Chalkogenidy Použití: kvalitativní analýza akumulátory Na/S (kapalné elektrody, pevný elektrolyt): 2 Na(l) + ns(l) Na 2 S x (s)

72 Halogenidy

73 Halogenidy

74 Halogenidy Hexahalogenidy Příprava: jako vedlejší produkt SF 6 SF 4 + F 2 SF 6 Vlastnosti: plyn, vyjímečně stálý, kovalentní, inertní vůči vodě SeF H 2 O H 2 SeO HF TeF H 2 O H 6 TeO HF Použití: vysoká dielektrická konstanta izolátory ve vysokonapěťových spínačích, generátorech SeF 6 SeO BF 3 SeF 6 + B 2 O 3 TeF 6 TeO BF 3 TeF 6 + B 2 O 3

75 Halogenidy Dekahalogenidy S 2 F 10 2 S + 5 F 2 S 2 F 10 2 S 2 F 10 SF 4 + SF 6 SClF 5 + H 2 S 2 F HCl S 2 F 10 + Br 2 (Cl 2 ) 2 SBrF 5 (Cl)

76 Halogenidy Tetrahalogenidy SF 4 SCl NaF SF 4 + S 2 Cl NaCl Lewisova kyselina i báze (amfoterní) SF H 2 O SO HF SeF 4 přímou halogenací TeF 4 TeO HI TeI H 2 O PoF 4 Použití: fluorační činidla

77 Halogenidy SCl 2 Dihalogenidy: Příprava: S 2 Cl 2 (l) + Cl 2 (g) 2 SCl 2 (l) oranžově červená kapalina Použití: značný průmyslový význam v chemickém průmyslu díky snadné adici na násobné vazby (thiochlorace) zpracování minerálů v metalurgii rozpouštědlo síry (vulkanizace kaučuku) Vlastnosti: SCl C 2 H 4 S(CH 2 CH 2 Cl) 2 YPERIT

78 Halogenidy Monohalogenidy (dimerní): S 2 F 2 S 2 Cl 2 4 S(s) + 2 AgF(s) S 2 F 2 (l) + 2 Ag 2 S(s) 2 S(l) + Cl 2 (g) S 2 Cl 2 (l) Polyhalogenidy: S x Cl 2 redukcí S 2 Cl 2 vodíkem na vlhkém vzduchu dýmá 2 S 2 Cl H 2 O 3 S + SO HCl zlato-žlutá kapalina Cl S S Cl

79 Oxidy S Se Te Po I (S 2 O) II (SO) TeO PoO III (S 2 O 3 ) IV SO 2 SeO 2 TeO 2 PoO 2 O S O VI SO 3 SeO 3 TeO 3 1,3,n SO 4 O O O S O S O O O

80 Oxidy výroba Dioxidy SO 2 SeO 2 S(s) + O 2 (g) SO 2 (g) CuS(s) + 3 O 2 (g) 2 CuO(s) + SO 2 (g) Se(s) + O 2 (g) SeO 2 (g) TeO 2 Te(s) + O 2 (g) TeO 2 (s) PoO 2 Po(s) + O 2 (g) PoO 2 (g) Trioxidy SO 3 2 SO 2 (s) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) katalytická oxidace V 2 O 5 Peroxidy SO 4 SO O (g) SO 4 v ozonizátoru

81 Oxidy příprava Dioxidy SO 2 SeO 2 TeO 2 PoO 2 Cu(s) + 2 H 2 SO 4 (l) CuSO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) + SO 2 (g) SO 2 3 (aq) + 2H + (aq) H 2 O(l) + SO 2 (g) H 2 SeO 3 (s) SeO 2 (s) + H 2 O(l) H 2 TeO 3 (s) TeO 2 (s) + H 2 O(l) Po(s) + O 2 (g) PoO 2 (g)

82 Oxidy příprava Trioxidy SO 3 H 2 S 2 O 7 H 2 SO 4 + SO 3 SeO 3 2 H 2 SeO 4 + P 4 O 10 4 HPO SeO 3 K 2 SeO 4 + SO 3 K 2 SO 4 + SeO 3 TeO 3 H 6 TeO 6 3 H 2 O + TeO 3 PoO 3 vážitelné množství se nepodařilo připravit (pouze stopy)

83 Oxidy použití Dioxidy SO 2 výroba H 2 SO 4 bělící činidlo dezinfekce konzervační činidlo sulfochlorační činidlo (SCl 2 ) nevodné rozpouštědlo SeO 2 oxidační činidlo TeO 2 PoO 2

84 Oxidy použití Trioxidy SO 3 meziprodukt při výrobě H 2 SO 4 sulfonační činidlo detergenty dýmotvorná látka ve vojenství (HSO 3 Cl) SeO 3 silné oxidační činidlo v organické chemii

85 Oxidy vlastnosti Dioxidy SO 2 neomezené rozpustný ve vodě SO 3 + SO 2 SO 2+ + SO SO 3 + SO 2 SO 2+ + S 2 O 7 2 SeO 2 TeO 2 PoO 2 dobře rozpustný ve vodě téměř nerozpustný ve vodě amfoterní Trioxidy SO 3 SO 3 (s) +HCl(g) HSO 3 Cl

86 Oxokyseliny síry OH O S O O OH S S OH OH HO O S OH O O sírová thiosírová peroxosírová

87 Oxokyseliny síry disírová peroxodisírová O O O O O S S O S O HO OH O O H O O S O O H

88 Oxokyseliny síry H O O S O H O H O S O O S O H O H O O S S O O H siřičitá dithionová dithioničitá

89 Oxokyseliny síry HO O S O S O S O HO OH HO O O S S O O S S S S S O O S S O O HO HO OH O S O S S S S trithionová tetrathionová pentathionová hexathionová O S OH O

90 Oxokyseliny Formální adicí SO 3 nebo SO 2 na H 2 O, H 2 O 2, H 2 S a H 2 S n lze dospět ke vzorcům vyjadřujícím složení všech oxokyselin. SO 3 SO 3 H 2 O H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 kyselina disírová kyselina sírová SO 2 H 2 S 2 O 6 kyselina dithionová SO 3 SO 2 SO 2 H 2 O H 2 SO 3 H 2 S 2 O 5 k. siřičitá kyselina disiřičitá

91 Oxokyseliny Formální adicí SO 3 nebo SO 2 na H 2 O, H 2 O 2, H 2 S a H 2 S n lze dospět ke vzorcům vyjadřujícím složení všech oxokyselin. H 2 O 2 H 2 SO 5 H 2 S 2 O 8 kyselina peroxodisírová kyselina peroxosírová SO 3 SO 3 H 2 S H 2 S 2 O 3 H 2 S 3 O 6 kyselina trithionová kyselina thiosírová SO 3 SO 3 H 2 S n H 2 S n+1 O 3 H 2 S n+2 O 6 kyselina polythionová kyselina n-thiosírová

92 Oxokyseliny (IV) příprava H 2 SO 3 chemické individuum neexistuje tvoří se pouze vodné roztoky SO 2 (g) + H 2 O(l) SO 2 x H 2 O(aq) SO 2 x H 2 O(aq) HSO 3 (aq) + H 3 O + (aq) + (x-2)h 2 O(l) HSO 3 (aq) + H 2 O(l) SO 3 2 (aq) + H 3 O + (aq) soli: NaOH + SO 2 NaHSO 3 NaOH + NaHSO 3 Na 2 SO 3 + H 2 O H 2 SeO 3 Se + 4 HNO 3 + H 2 O 3 H 2 SeO NO (krystalizuje z vodných roztoků) H 2 TeO 3 chemické individuum neexistuje - tvoří ale soli soli: K 2 Te 4 O 9 K 2 Te 6 O 13.

93 Oxokyseliny (IV) příprava H 2 SO 3 chem. individuum neexistuje - tvoří se pouze vodné roztoky SO 2 (g) + H 2 O(l) SO 2 x H 2 O(aq) SO 2 x H 2 O(aq) HSO 3 (aq) + H 3 O + (aq) + (x-2)h 2 O(l) HSO 3 (aq) + H 2 O(l) SO 3 2 (aq) + H 3 O + (aq) soli: NaOH + SO 2 NaHSO 3 NaOH + NaHSO 3 Na 2 SO 3 + H 2 O H 2 SeO 3 Se + 4 HNO 3 + H 2 O 3 H 2 SeO NO (krystalizuje z vodných roztoků) H 2 TeO 3 chem. individuum neexistuje - tvoří ale soli soli: K 2 Te 4 O 9 K 2 Te 6 O 13.

94 Oxokyseliny příprava H 2 S 2 O 5 nestálá kyselina soli: 2 KHSO t 3 K 2 S 2 O 5 + H 2 O(l) HSO 3 + SO 2 HS 2 O 5 H 2 S 2 O 3 silná velmi nestálá kyselina soli: pozoruhodně stálé - nejvýznamějsí thiosírany se připravují: 2 Na 2 S O 2 2 Na 2 S 2 O 3 2 HS + 4 HSO 3 3 S 2 O H 2 O S + SO 2 3 S 2 O 2 3 H 2 SO 5 stálá a běžná - lze připravit: H 2 O 2 + H 2 SO 4 H 2 SO 5 + H 2 O (nutno odstraňovat H 2 O) H 2 O 2 + HSO 3 Cl H 2 SO 5 + HCl H 2 S 2 O 8 extrémně silné ox. činidlo H 2 O 2 + HSO 3 Cl H 2 S 2 O 8 + HCl elektrolýza H 2 SO 4 S 2 O Mn H 2 O 2 MnO SO H 3 O + katalyzátor Ag

95 Oxokyseliny (IV) vlastnosti H 2 SO 3 redukční vlastnosti kyselin i solí Cl 2 (g) + SO 3 2 (aq) + H 2 O(l) 2 Cl + SO 4 2 (aq) + 2 H + (aq) 2 Fe 3+ + SO H 2 O(l) 2 Fe 2+ + SO 4 2 (aq) + 2 H + (aq) Cr 2 O SO 3 2 (aq) + 8 H + (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 3 SO 4 2 (aq) + 4 H 2 O(l) 2 MnO SO 3 2 (aq) + 6H + (aq) 2 Mn 2+ (aq) + 5 SO 4 2 (aq) + 4 H 2 O(l) má ale slabší redukční vlastnosti než sulfan, protože s ním se SO 3 2 stává oxidačním činidlem: H 2 S(g) + SO 3 2 (aq) + 2 H + (l) 3 H 2 O(l) + 3 S(s)

96 Oxokyseliny (IV) vlastnosti H 2 SeO 3 na rozdíl od H 2 SO 3 má oxidační vlastnosti H 2 SeO 3 (aq) + 2 H 2 SO 3 (aq) Se(s) + 2 H 2 SO 4 (l) + H 2 O(l) H 2 SeO 3 (aq) + 4 HI(aq) Se(s) + 2 I 2 (s) + 3 H 2 O(l)

97 Oxokyseliny (VI) výroba H 2 SO 4 kontaktní způsob výroby ve vícestupňovém adiabatickém reaktoru nyní za přítomnosti Pt katalyzátoru aktivovaného V 2 O 5 na SiO 2 nosiči SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) H sl = 298 kj.mol C SO 3 (g) + H 2 SO 4 (l) H 2 S 2 O 7 (l) H 2 S 2 O 7 (l) + H 2 O(l) 2H 2 SO 4 (l)

98 Oxokyseliny (VI) výroba sírany a hydrogensírany Získávání: rozpouštění kovů v H 2 SO 4 neutralizace roztoků oxidů a kyselin rozklad solí těkavých kyselin podvojné srážení rozpustných síranů a solí kovů oxidace sulfidů nebo siřičitanů

99 Oxokyseliny (VI) výroba H 2 SeO 4 H 2 SeO 3 + H 2 O 2 H 2 SeO 4 + H 2 O Se + 3 Cl H 2 O H 2 SeO HCl Ag 2 SeO 3 + Br 2 + H 2 O H 2 SeO AgBr

100 Oxokyseliny (VI) výroba H 6 TeO 6 chemické individuum neexistuje tvoří ale soli 5 Te + 6 HClO H 2 O 5 H 6 TeO Cl 2 5 TeO KMnO H 2 O + 6 HNO 3 5 H 6 TeO KNO Mn(NO 3 ) 2 Te + 3 H 2 O 2 H 6 TeO 6

101 H 2 SO 4 výroba

102 Oxokyseliny (VI) vlastnosti H 2 SO 4 bezvodá kyselina je pozoruhodná sloučenina má vysokou permitivitu elektrickou vodivost, protože: 2 H 2 SO 4 H 3 SO HSO 4 autoprotolýza 2 H 2 SO 4 H 3 O + + HS 2 O 7 vnitřní iontová dehydratace

103 Oxokyseliny (VI) vlastnosti H 2 SO 4 Použití: zemědělství (superfosfát Ca(H 2 PO 4 ) 2.H 2 O výroba pigmentů a barviv výroba umělých vláken metalurgie rafinace ropy výroba výbušnin bezvodé rozpouštědlo

104 Oxokyseliny (VI) vlastnosti H 2 SeO 4 je velmi silné oxidační činidlo rozpouští i vzácné kovy 2 Au + 6 H 2 SeO 4 Au(SeO 4 ) H 2 SeO H 2 O

105 Oxokyseliny (VI) vlastnosti H 6 TeO 6 silná kyselina silné oxidační vlastnosti H 6 TeO HCl H 2 TeO 3 + Cl H 2 O H 6 TeO SO 2 Te + 3 H 2 SO 4

106 Halogenid oxidy S Se Te F SOF 2 SO 2 F 2 HSO 3 F SeOF 2 SeO 2 F 2 HSeO 3 F TeOF 2 Cl SOCl 2 SO 2 Cl 2 SO 3 Cl SeOCl Br SOBr SeOBr O O O S X O S X O S O H X X X

107 Monooxidy Halogenid oxidy SOF 2 SeOF 2 TeOF 2 SOCl 2 SeOCl 2 SeOBr 2

108 Monooxidy: Halogenid oxidy SOF 2 SbF 3 + SOCl 2 SOF 2 + SbFCl 2 SeOF 2 SeO 2 + SeF 4 2 SeOF 2 TeOF 2 2 TeO 2 (s) + 2 F 2 (g) 2 TeOF 2 + O 2 SOCl 2 SO 3 (s) + SCl 2 (l) SOCl 2 (l) + SO 2 (g) SO 2 (g) + PCl 5 (s) SOCl 2 (l) + POCl 3 (l) SO 3 (s) + S 2 Cl 2 (l) SOCl 2 (l) + SO 2 (g) + S(s) SeOCl 2 SeO 2 + SeCl 4 2 SeOCl 2 SeOBr 2 SeOCl NaBr SeOBr NaCl

109 Halogenid oxidy SO 2 F 2 SeO 2 F 2 SO 2 Cl 2

110 Halogenid oxidy SOF 2 Vlastnosti: SOF 2 + H 2 O SO HF reaguje s vodou zvolna SeOF 2 2 SeOCl 2 SeOCl + + SeOCl 3 Použití: rozpouštědlo vysoká vodivost a permitivita SOCl 2 Použití: chlorační a oxidační činidlo SOCl 2 + H 2 O SO HCl bouřlivá reakce s vodou

111 Halogenid oxidy Dioxidy: SO 2 F 2 2 SO 3 (s) + SF 6 (l) 3 SO 2 F 2 (l) SO 2 + F 2 SO 2 F 2 SO 2 Cl 2 SO 2 + Cl 2 SO 2 Cl 2 SO 2 Cl H 2 O H 2 SO HCl snadno reaguje s vodou SeOF 2 SeO 3 +SeF 4 SeO 2 F 2 + SeOF 2

112 Halogen kyseliny HSO 3 F H 2 S 2 O 7 (l) + SO 3 (s) + CaF 2 (s) 2 HSO 3 F(l) + CaSO 4 (s) Použití: rozpouštědlo vysoká vodivost a permitivita HSO 3 Cl H 2 SO 4 (l) + PCl 5 (s) 2 HSO 3 Cl(l) + POCl 3 (s) + HCl(g) SO 3 (s) + HCl(g) HSO 3 Cl(l) průmyslová výroba Použití: sulfochlorační činidlo HSO 3 X + H 2 O H 2 SO 4 + HCl dýmotvorná látka ve vojenství bouřlivě reagují s vodou HSeO 3 F SeO 3 (s) + HF(g) HSO 3 F(l)

113 Halogen kyseliny HSO 3 F HSO 3 Cl HSeO 3 F

114 Biochemické vlastnosti chalkogenů O kyslík tvoří 61 % hmotnosti člověka, hlavně ve vodě, ale i aminokyselinách, tucích O 2 je nezbytný pro život, O 3, peroxidy vysoce toxické kyslík podporuje hoření!

115 Biochemické vlastnosti chalkogenů S důležitá pro živé organizmy člověk má 0,2 % hmotnostního S v těle v aminokyselinách jako cystein, menthionin elementární S pro člověka neškodná ničí bykterie a houby CS 2, H 2 S, SO 2 vysoce toxické

116 Biochemické vlastnosti chalkogenů Se důležitý pro živé organizmy ve velmi malých dávkách stimulace metabolizmu člověk 50 ppb většina sloučenin velmi jedovatých podezření na karcinogenní a teratogenní účinky

117 Biochemické vlastnosti chalkogenů Te nemá biologický význam všechny sloučeniny jedovaté!

118 Biochemické vlastnosti chalkogenů Po nemá biologický význam nebezpečné radioaktivitou!

119 dotazy

120 Příští přednáška halogeny F Cl Br I At