Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová

 


 
 

Všeobecná charakteristika

 
Názov prvku
Latinský názov prvku
Značka
prvku
Protónové číslo prvku Z
Elektrónová konfigurácia
Elektronegativita
 
Relatívna atómová hmotnosť
Kyslík
Oxigenium
O
8
[He]2s2 2p4
3.5
15,99
Síra
Sulphur
S
16
[Ne]3s2 3p4
2.5
32,07
Selén
Selenium
Se
34
[Ar]3d10 4s2 4p4
2.4
78,96
Telúr
Tellurium
Te
52
[Kr]4d10 5s2 5p4
2.1
127,6
Polónium
Polonium
Po
84
[Xe]4f14 5d10 6s2 6p4
2,0
209,98
 
 
Chalkogény sú prvky VI.A skupiny v periodickej sústave prvkov. Chalkogény – názov je odvodený z gréčtiny a znamená rudotvoré.

 
Nazývame ich aj p4 – prvky. Na valenčnej sfére majú 6 elektrónov. Všeobecná elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np4

 
Chalkogény majú viacero izotopov. Napríklad prírodnú síru tvorí zmes štyroch izotopov, z ktorých tvorí 95,06% izotop s hmotnostným číslom 32. Prírodný kyslík je zmesou troch izotopov, z ktorých najväčšie zastúpenie má 16O – až 99,759%. Izotopy polónia sú rádioaktívne.
Čo sa týka skupenstva chalkogénov, kyslík ako jediný je za normálnych podmienok plyn, ostatné chalkogény sú za normálnych podmienok pevné tuhé látky a svojimi vlastnosťami sa podobajú.
So zvyšujúcim sa protónovým číslom rastie aj kovový charakter prvkov v VI.A skupine.

 
Chemické vlastnosti


Chalkogény majú na valenčnej vrstve 6 elektrónov, z toho vyplýva, že do oktetu im chýbajú dva elektróny. Chýbajúce elektróny získavajú vytvorením iónovej väzby alebo kovalentnej väzby. V kovalentnej zlúčenine sú viazané dvoma jednoduchými alebo jednou dvojitou väzbou. Ak do väzby použijú aj d orbitály (kyslík d orbitály nemá, má len 4 valenčné orbitály, preto je v zlúčeninách maximálne štvorväzbový), väzbovosť sa môže zvýšiť až na šesť, ako napríklad v prípade síry. Teda oxidačné čísla sa pohybujú od –II po VI.

S rastúcim protónovým číslom stúpa kovový charakter chalkogénov – kyslík a síra patria medzi nekovy, selén a telúr patria medzi polokovy a polónium je kov.

Pri normálnych podmienkach sú chalkogény pomerne stále, pri zvyšujúcej sa teplote reagujú s väčšinou prvkov.

Po zapálení zhoria na oxidy YO2. S väčšinou kovov po zahriatí reagujú za vzniku sulfidov, selenidov, teluridov.

Polónium je rádioaktívny prvok.


 
Síra

Výskyt v prírode

  • v elementárnej forme (napríklad v sopečných kráteroch na Sicílii)
  • vo forme zlúčenín – sírany a sulfidy


SULFIDY
Pyrit
FeS2
Sfalerit
ZnS
Galenit
PbS
SÍRANY
Glauberova soľ
Na2SO4 . 10 H2O
Sadrovec
CaSO4 . 2H2O
Baryt
BaSO4
 
Síra sa nachádza viazaná aj v bielkovinách, je biogénny prvok.
 
 
 

Vlastnosti síry


Zdroj: http://geologie.vsb.cz/loziska/loziska/nerudy/s%C3%ADra%2001_resize.JPG
 

  • Pevná látka, krehký nekov
  • Žlté sfarbenie
  • Zle vedie elektrický prúd
  • Zlý tepelný vodič
  • Dobrá rozpustnosť v nepolárnych rozpúšťadlách
  • Nerozpustná vo vode, rozpustná v sírouhlíku CS2
  • Stredne reaktívna látka, ktorá sa zlučuje s takmer všetkými prvkami
  • S kovmi reaguje silne exotermicky
  • Ľahko sa zlučuje s meďou alebo striebrom


Štruktúra síry

  • základnou stavebnou jednotkou kryštálových štruktúry síry sú cyklické molekuly S8 pri normálnej teplote. Kryštalizujú v kosoštvorcovej sústave. Pri teplote 95,5 °C sa kosoštvorcová síra mení na jednoklonnú. Ďalším zahrievaním tmavne a hustne.
  • Kryštalická síra – kosoštvorcová α – síra alebo jednoklonná β –síra
  • Amorfná síra – sírny kvet (tvorí sa rýchlym ochladením pár síry) a plastická síra (vzniká naliatím roztavenej síry zahriatej na vyše 230°C do vody)

 
Výroba, príprava síry

Získavanie síry:
  • ťažbou
  • pražením sulfidov
  • z technických plynov, v ktorých sa nachádza vo forme H2S.
 
Príklady výskytu síry: pyrit FeS2, galenit PbS, chalkopyrit CuFeS2, sfalerit ZnS a rumelka HgS, ropa (obsahuje 3% síry) a sírany, napríklad: sadrovec CaSO4.2H2O, baryt BaSO4 a podobne.
  • Chalkopyrit
 
Zdroj: http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Kryszta%C5%82y_chalkopirytu_z_wtr%C4%85ceniami_kalcytu.jpg
 

Použitie síry

  • výroba kyseliny sírovej H2SO4
  • výroba sírouhlíka CS2
  • výroba zápaliek a strelného prachu
  • výroba sulfidov a siričitanov
  • výroba pesticídov
  • ako vulkanizačná prísada v gumárenskom priemysle
  • výroba niektorých farbív
  • elementárna síra sa používa na výrobu kaučuku
  • takzvaná čistá síra sa používa v lekárstve

 
Síra reaguje  s oxidujúcimi kyselinami:

4 HNO3 + 3S → 3 SO2 + 4 NO + 2 H2O


Síra prejavuje oxidačné aj redukčné vlastnosti:
Síra ako oxidovadlo:

S + Hg → HgIIS-II

 
Síra ako redukovadlo:

S + 3F2 → SVIF-I6



Významné zlúčeniny síry


Sulfán H2S – niekedy sa nazýval aj sírovodík
Molekula sulfánu
 
 
Zdroj: http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Hydrogen-sulfide-3D-vdW.png
 



  • síra má oxidačné číslo -II
  • bezfarebná plynná látka, ktorá pôsobí toxicky a dráždi dýchacie cesty a sliznice (oči)
  • má charakteristický nepríjemný zápach, ktorý pripomína pokazené vajíčko
  • väzbový uhol α = 92,2°
  • molekuly sulfánu sa navzájom neviažu vodíkovými väzbami
  • má redukčné vlastnosti (oxiduje sa na síru)
ľahko sa oxiduje, napríklad:
halogénmi: Cl2 + H2S → 2 HCl + S
peroxidom vodíka : H2O2 + H2S → 2H2O + S
  • oxiduje sa aj kyslíkom a rôznymi ďalšími oxidovadlami
  • väzby H-S sú slabo polárne, dipólový moment molekuly sulfánu je pomerne nízky
  • vo vode je málo rozpustný – vzniká sulfánová voda
  • kyselina sulfánová vytvára dva druhy solí, a to:

1. Sulfidy M2S
2. Hydrogensulfidy MHS



 
Príprava sulfánu (priame zlučovanie vodíka so sírou)

  • Reakcia prípravy sulfánu:

H2 (g) + S (g) ↔ H2S (g)


V laboratórnych podmienkach sa sulfán pripravuje nasledovne (vodný roztok silnej neoxidujúcej kyseliny + niektoré sulfidy kovov – železnatý, bárnatý, vápenatý).
Najčastejšie so sulfidom železnatým:

 
FeS + 2 HCl ↔ H2S + FeCl2



Sulfidy

  • Síra má oxidačné číslo -II
  • Sú zlúčeniny síry a prvku, ktorý ma menšiu elektronegativitu ako síra
  • Majú charakteristické sfarbenie
  • Pri pražení sa sulfidy väčšinou menia na oxidy príslušného kovu alebo na kov (významné pri získavaní kovov):

2 ZnS + 3O2 → 2 ZnO + 2SO2
 
Ag2S + O2 → 2 Ag + SO2
 

  • Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín majú iónový charakter – dobre sa rozpúšťajú vo vode
  • Sulfidy ostatných prvkov majú kovalentný charakter a vo vode sú nerozpustné
 
Sulfidy kovov, ktoré sú málo rozpustné vo vode, získavame pôsobením sulfánu alebo sulfidu amónneho na roztoky rozpustných solí rôznych kovov:

 
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3


PbS - je čierna zrazenina

 
 
Kyslíkaté zlúčeniny


Oxid siričitý SO2
 
Zdroj: http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/93/Sulfur-dioxide-3D-vdW.png/200px-Sulfur-dioxide-3D-vdW.png

  • Síra má oxidačné číslo IV
  • bezfarebná plynná látka
  • jedovatý štipľavý plyn
  • dobre rozpustný vo vode
  • ľahko skvapalniteľný
  • molekula SO2 je polárna a má zalomený tvar
  • má redukčné aj oxidačné vlastnosti
  • redukcia: SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
  • oxidácia: 2 SO2 + O2 → 2 SO3
  • Vznik: S (s)+ O2(g) → SO2 (g) (spaľovanie síry)
  • Výroba: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 ( praženie sulfidov)
  • Príprava: Na2SO3 + H2SO4 →Na2SO4 + SO2 + H2O (reakcia rozkladu roztoku siričitanu s kyselinami)
Cu + H2SO4 (koncentrovaná) → CuO + H2O + SO2 (redukcia koncentrovanej kyseliny sírovej zahrievaním s niektorými kovmi alebo nekovmi)


 
Kyselina siričitá H2SO3


  • Síra má oxidačné číslo IV
  • Je to vodný roztok SO2
  • Dvojsýtna slabá kyselina
  • Má redukčné vlastnosti
  • jej soli (siričitany M2SO3 a hydrogensiričitany MHSO3) majú redukčné vlastnosti tak ako kyselina siričitá

Štruktúrny vzorec kyseliny siričitej
 
 
Oxid sírový SO3


  • síra má oxidačné číslo VI
  • Pevná látka v podobe (SO3)3
  • Plynná látka v podobe SO3
  • má hygroskopické vlastnosti
  • Je oxidačným činidlom
  • Výroba: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 (katalytická oxidácia, katalyzátor je V2O5)
  • Príprava: Fe2 (SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3 (termický rozklad síranu železitého)
  • SO3 + H2O → H2SO4 (reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírovej, chemická reakcia je veľmi prudká a niekedy môže mať až explozívny charakter)

 
Kyselina sírová H2SO4
 
Zdroj: http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Sulfuric-acid-3D-vdW.png
 


  • Síra má oxidačné číslo VI
  • Dvojsýtna silná kyselina
  • Bezfarebná olejovitá kvapalina
  • Silná žieravina spôsobujúca ťažko hojace sa popáleniny
  • Z vodou miešateľná v každom pomere, pričom dochádza k uvoľňovaniu tepelnej energie
Pri riedení: kyselinu vždy lejeme do vody nie naopak!!!

  • Koncentrovaná kyselina sírová (98,3%) je silné oxidačné činidlo, ktoré má korozívne a dehydratačné účinky. Pri styku s organickými látkami tieto organické látky uhoľnatejú.

  • Chemické reakcie:

Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O (koncentrovaná kyselina sírová reaguje takmer so všetkými kovmi okrem zlata, platiny a olova, reakcia s meďou prebieha pri zahriatí)
 
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 (zriedená kyselina – v roztoku - stráca svoje oxidačné schopnosti, reaguje len s menej ušľachtilými kovmi ako je napríklad aj železo)
 
  • Od kyseliny sírovej odvodzujeme dva typy solí:
  1. Sírany (rozpustné vo vode) M2SO4
  2. Hydrogensírany (vo vode rozpustné) MHSO4

 
Použitie kyseliny sírovej:


  • Výroba priemyselných hnojív
  • Plnenie akumulátorov
  • Výroba liečiv, plastov
  • Výroba farbív a výbušnín
  • Na rafináciu minerálnych olejov

 

Selén, telúr


Selén
 
Zdroj: http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Se,34.jpg
 
 
Telúr
 
Zdroj: http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Te,52.jpg
 


  • Selén a telúr sú pevné kryštalické látky, jedovaté.

Selén a telúr sa v prírode vyskytujú pomerne vzácne, sprevádzajú síru v nepatrných množstvách, polónium sa vyskytuje v uránových rudách - je to veľmi vzácny kov.
Selén je polovodič a používa sa na výrobu fotočlánkov.
Telúr sa používa ako surovina pri výrobe zliatin.



Použitá literatúra:
Zmaturuj z chémie
Anorganická chémia, Poláček, Kulich, Tomáš, Vollmannová
Chémia pre 1. Ročník gymnazií
Periodická sústava chemických prvkov - tabuľka, Čimo, Prešov
http://geologie.vsb.cz/loziska/loziska/nerudy/s%C3%ADra%2001_resize.JPG
http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Hydrogen-sulfide-3D-vdW.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/93/Sulfur-dioxide-3D-vdW.png/200px-Sulfur-dioxide-3D-vdW.png
http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Sulfuric-acid-3D-vdW.png
http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Se,34.jpg
http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Te,52.jpg
http://sk.wikipedia.org/wiki/S%C3%BAbor:Kryszta%C5%82y_chalkopirytu_z_wtr%C4%85ceniami_kalcytu.jpg
http://chemsis.szm.sk/Chalkogeny_1.html
Všeobecná a anorganická chémia, J. Gažo a kolektív
Chémia, Ing. J. Široká