Transcript 16. skupina

16. skupina
1
16. skupina (VI.A skupina)
Chalkogeny
Kyslík síra
Symbol:
Mezinárodní název:
Elektronegativita (X):
Počet protonů (Z):
Atom. Relat. hmotnost (Ar):
Počet valenčních elektronů:
Elektronová konfigurace:
Oxidační čísla:
-II, -I, -1/2, O, I, II
selen
tellur
Radioaktivní
polonium
-II, IV a VI
2
Ó Slečno Sejměte Též Podkolenku
Jak chalkogeny získají stabilní konfiguraci
(tzn. Konfiguraci nejbližšího vzácného plynu)?
a) V kovalentních sloučeninách - vytvořením dvou kovalentních
vazeb nebo jedné dvojné kovalentní vazby (např. H2S, O2).
b) V iontových sloučeninách – vznik aniontu X-II (např. Na2S)
Schopnost tvořit X-II klesá s elektronegativitou
c) Tvorba více vazeb (kromě O) – především ve sloučeninách s O
mohou tvořit až 6 vazeb
16S:
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑↓ ↑ ↑
16S*:
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑ ↑ ↑
4s ↑
16S**:
[10Ne] 3s ↑
3p ↑ ↑ ↑
4s ↑ 3d ↑
Síra
výskyt:
a) volná: sopky (sopečný plyn)
b) ve sloučeninách:
Pyrit FeS2
biogenní prvek (v bílkovinách)
sulfidy:
Sfalerit ZnS
Rumělka HgS
4
Ve sloučeninách:
Pyrit FeS2
Galenit PbS
biogenní prvek (v bílkovinách)
sulfidy:
Sfalerit ZnS
Rumělka HgS
Chalkozin Cu2S
Chalkopyrit CuFeS2
sírany:
Glauberova sůl
Na2SO4.10H2O
Baryt BaSO4
Sádrovec CaSO4.2H2O
5
těžba síry:
Roztavení síry v podzemních ložiscích přehřátou
vodní parou.
Zkapalněná síra je vyháněna stlačeným
vzduchem.
modifikace síry:
Kosočtverečná-stálá
Jednoklonná
z cyklických molekul S8
Amorfní
(plastická síra) -S-S-S-SSirný květ
(ochlazení sirných par – S2)
vlastnosti síry:
Za norm. podmínek pevná žlutá látka. Nerozp. V H2O ale rozp. v
nepol. rozp. (CS2)
6
užití síry:
Základní surovina v chem. Průmyslu: H2SO4, H2S, siřičitany a
sulfidy
Zápalky
Vulkanizace kaučuku
Prostředky proti rostlinným škůdcům.
7
Sloučeniny síry: H2S= sulfan, sirovodík
Prudce jedovatý plyn odporného zápachu.
Sulfidy, S2- (např. PbS, Na2S)
Slabá dvojsytná kyselina.
Hydrogensulfidy, HS- (např. NaHS)
příprava sulfidů:
srážení roztoků kovů sulfanem:
Pb2+ (Cd2+, Cu2+, Sb3+…) + H2S  PbS (CdS, CuS, Sb2S3) + 2H+
8
Sloučeniny síry: SO2 a H2SO3
a) SO2
Bezbarvý plyn, dráždící dýchací cesty.
Vzniká při spalování síry (nežádoucí v ovzduší)
redukční
2 SO2 + O2 → 2 SO3
SIV → SVI
oxidační
SO2 + 2 H2S→ 3 S + 2 H2O
SIV → S0
Účinky
b) H2SO3
Vzniká rozpouštěním SO2 ve vodě. SO2 + H2O→ H2SO3
siřičitany
SO32-
kyselina
hydrogensiřičitany HSO3-
Sloučeniny síry: SO3
Plynný – ve formě monomeru
Kapalný – rovnováha mezi
monomerem a trimerem
Pevný – trimer až polymer
výroba SO3:
2 SO2 + O2 → 2 SO3 , katalyzátor V2O5
10
Sloučeniny síry: H2SO4
Silná dvojsytná kyselina.
Výroba: tři kroky:
1. Vznik SO2:
2. Vznik SO3:
a) Spalování síry S + O2 → SO2
b) Pražení pyritu 4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3
2 SO2 + O2 → 2 SO3 , katalyzátor V2O5
3. Vznik H2SO4: SO3+ H2SO4 → H2S2O7 vzniká oleum
H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4
(reakce SO3 s vodou je velmi exotermní – vzniká aerosol, proto se11
kyselina sírová lije vždy do vody!!!)
1. Koncentrovaná kyselina – dehydratační činidlo
za horka oxidační vlastnosti
Cu (ušlecht.) + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O (oxiduje i ušlechtilé kovy)
2. Zředěná kyselina
Ve zředěném roztoku ztrácí oxidační vlastnosti, reaguje pouze s
neušlech. kovy
Zn (neušlecht.)+ H2SO4 → ZnSO4 + H2 (vytěsňuje vodík)
Soli:
hydrogensírany
Silná dvojsytná
kyselina – dvě řady solí
sírany
Podvojné sírany = kamence
KCr(SO4)2 . 12 H2O = dodekahydrát síranu draselno-chromitého
Užití kyseliny: základní průmyslová chemikálie (k výrobě hnojiv –
superfosfáty), k plnění akumulátorů, výroba vláken…)
12
Ušlechtilé kovy: Cu, Ag, Au, Hg, Ru, Rh, Pd, Re, Os, Ir, Pt
Neušlechtilé kovy: reagují se všemi kyselinami za uvolnění vodíku (vytěsňují z
kyselin vodík).
Ušlechtilé kovy: nevytěsňují z kyselin vodík! (s bezkyslíkatými kyselinami nereagují).
13
Jsou méně reaktivní.
Nepřechodné prvky – nejčastější oxidační čísla
1. skupina
(IA)
1. per.
2. Skupina
(IIA)
13. Skupina
(IIIA)
14. Skupina
(IVA)
15. Skupina
(VA)
16. Skupina
(VIA)
17. Skupina
(VIIA)
Vodík
18. Skupina
(VIIIA)
Helium
-I (hydridy), I
2. per.
Lithium
Beryllium
Ve skupině s
I
II
rostoucím
3. per.
Sodík
Hořčík
protonovým číslem
I
(směrem
dolů)II
4. per.
Draslík
Vápník
klesá
stálost
vyššíchI oxidačních
II
čísel,
5. per.
Rubidium
Stroncium
roste stálost
II
nižšíchI kladných
oxidačních čísel.
6. per.
7. per.
Bor
Uhlík
Dusík
Kyslík
Fluor
(-III) (boridy),
III
-IV (karbidy),
II, IV
-III (nitridy), II, -I, I, II, III,
IV, V
-II (oxidy), -I (peroxidy),
-1/2 (hyperoxidy),
O, I, II
-I (fluoridy)
Hliník
Křemík
fosfor
Síra
Chlor
III
-IV (silicidy),
IV
-III (fosfidy),
III, V
-II (sulfidy), II, IV, VI
-I (chloridy), I,
III, V, VII
Gallium
Germanium
Arsen
Selen
Brom
(I), III
(II), IV
-III (arsenidy),
III, V
-II (selenidy), (II), IV, VI
-I (bromidy), I,
III, V, VII
Indium
Cín
Antimon
Tellur
Jod
(I), III
II, IV
(-III), III, V
-II (telluridy), (II), IV, VI
-I (jodidy), I,
III, V, VII
Cesium
Baryum
Thalium
Olovo
Bismut
Radioaktivní
Polonium
Radioaktivní
astat
I
II
I, (III)
II, (IV)
III, (V)
-II, II, IV, (VI)
-I, I, III, V, (VII)
Francium
Radium
I
II
Neon
Argon
Krypton
Xenon
Radon
Maximální kladné oxidační číslo: číslo skupiny (postaru), ve které prvek leží (výjimkou
jsou prvky O a F, díky absenci d-orbitalů), Např. Chlor leží v VII.A skupině – má max. ox.
č. VII.
Hodnota maximálního záporného oxidačního čísla: 8 – číslo skupiny (např.
halogenidy mají -1)
Nepřechodné prvky - Oxidační čísla
Sloučeniny hlinité (AlIII),křemičité (SiIV), fosforečné (PV)
Ve skupině s
rostoucím
protonovým číslem
(směrem dolů)
klesá stálost
vyšších oxidačních
čísel,
roste stálost
nižších kladných
oxidačních čísel.
Spíše vyšší oxidační čísla
Spíše nižsí oxidační čísla
Sloučeniny thallné (TlI),olovnaté (PbII), bismutité (BiIII)
Ve skupinách – růst oxidačních čísel o 2