Chalkogeny

• chalkogeny = rudotvorné (chalkos = řec. ruda, gennaó = řec. tvořit)
• (Rudy jsou nerosty obsahující určitý kov v takovém množství [koncentraci], že jsou jako suroviny pro výrobu daného kovu)
• chalkogenidy: nejrozšířenější sloučeniny – s kovy

Charakteristika skupiny a postavení v PSP (skupenství, kovový charakter)

• chalkogeny jsou prvky VI. A skupiny
• jsou to prvky: O, S, Se, Te, Po
• vysoká elektronegativita > klesá od O > zvyšování kovového charakteru
• kyselinotvorné
• s protonovým číslem roste kovový charakter
• O a S (nekovy), Se, Te (polokov) a Po (kovy)
• O (plyn), ostatní pevné látky

fyzikální vlastnosti:

• se vzrůstajícím protonovým číslem se zvyšuje teplota tání a varu chalkogenů
• normálních podmínek pevné látky nerozpustné ve vodě (x O)
• rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech

chemické vlastnosti:

• stálé
• reaktivita klesá od kyslíku
• vyšší teploty – reakce s kovy (oxidy, sulfidy, selenidy, telluridy)
• chalkogeny + O > oxidy
• oxidy – kyselinotvorné

Elektronová konfigurace – vyvození vaznosti a oxidačních čísel

• konfigurace: ns2 np4
• šest valenčních elektronů: dvojvazné (ex. až šestivazné)
• oxidační čísla: -II, S/Se/Te navíc: IV., VI.
• oxidační číslo IV.: stálost klesá ve skupině

Výskyt

• Kyslík a síra se v přírodě vyskytují volné i vázané.
• Ostatní chalkogeny pouze vázané.
• Nejrozšířenější sloučeniny chalkogenů jsou sloučeniny s kovy: chalkogenidy: oxidy, sulfidy, selenidy, telluridy.
• Síra se v přírodě vyskytuje v minerálech galenit (PbS), sfalerit (ZnS), pyrit (FeS₂), sádrovec (CaSO₄.2H₂O) baryt (BaSO₄ ).
• Síra je biogenní prvek.
• Selen a tellur jsou v podobě sulfidů obsažené v malém množství v galenitu a sfaleritu.
• Polonium se v nepatrném množství vyskytuje ve smolinci (minerál obsahující uran). Jedna tuna smolince obsahuje 10^{-4 gramu polonia.}

Charakteristika jednotlivých prvků a jejich využití

Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny těchto prvků

Významné oxidy a kyseliny síry a jejich vliv na životní prostředí

Výroba a využití kyseliny sírové. Reakce kyseliny sírové s kovy

Síra (Sulfan)

• nekov
• ve sloučeninách
• charakteristický zápach (sopky)
• volná S₈ (žlutá krystalická látka)
• Sn – zahříváním pevné síry – polymerní řetězce plastické síry
• ochlazením páry síry – sirný květ
• 2 modifikace
• využití: zápalky, dezinfekční prostředek, síření sudů, vulkanizace kaučuku (zpevnění, pneumatiky)
• v krystalové struktuře jsou molekuly síry poutány Van der WAALSOVÝMI silami.

SLOUČENINY

1. bezkyslíkaté

• sirovodík, sulfan H₂S (štiplavý plyn, silný zápach po zkažených vejcích)
  • + H₂O – kyselina sirovodíková H₂S – slabá kyselina > 2soli ( sulfidy^-II a hydrogensulfidy (HS)^-I
  • silné redukční činidlo, nemůže být oxidační, -II a od 0 se zvyšuje
• polysulfidy (Sn)^-II
  • disulfid železnatý – pyrit Fe^II(S₂)^-II
  • sulfidy I. a II. A skupiny jsou rozpustné ve vodě

B) kyslíkaté

• kyseliny
  • kyselina siřičitá H₂SO₃ : (HSO₃)^– hydrogen siřičitany, (SO₃)^-II siřičitany
  • kyselina sírová H₂SO₄: (HSO₄)^– hydrogensíran, (SO₄)^-II sírany

• kyselina siřičitá H₂SO₃
  • velmi slabá
  • SO₂ +  H₂O
  • soli: (SO₃)^-II siřičitany, (HSO₃)^– hydrogensiřičitany (oboje konzervační látky)

• kyselina sírová H₂SO₄ (vitriol)
  • silná kyselina (koncentrovaná 98%)
  • olejová konzistence
  • silné ox. činidlo (VI a snižuje)
  • dehydratační účinky > odebírá vodu, zuhelnatění
  • soli: sírany (SO₄)^-II, hydrogensírany (HSO₄)^-I
  • Na₂SO₄ – síran sodný
  • MgSO₄ – minerálky, magnesie, > tvrdost vody

• sírany
  • vápenatý: sádra (sádrovec) – CaSO₄
  • barnatý: baryum (barit) – BaSO₄
  • hořečnatý: projímadlo, koupele, hořčík (moře, minerálky) – MgSO₄
  • měďnatý: dezinfekce (modrá skalice) – CuSO₄
  • amonný, sodný, draselný: hnojiva
  • zinečnatý: elektrolyt

hydráty – skalice

• CuSO₄ 5H₂O – modrá skalice: dezinfekce – bazény
• FeSO₄ 7H₂O – zelená skalice: při nedostatku Fe
• ZnSO₄ 7H₂O – bílá skalice: vyvolává zvracení
• CaSO₄ 2H₂O – sádrovec > sádra

Výroba kyseliny sírové

• S + O₂ > SO₂
• 2SO₂+ O₂ > (V₂O₅) > 2SO₃
• SO₃ + H₂O > oleum, ředění H₂O > H₂SO₄

Reakce kyseliny sírové H₂SO₄ s kovy

• neušlechtilé > sůl + H₂
• ušlechtilé (jen s koncentrovanou) Cu + H₂SO₄ > CuSO₄ + SO₂ + H₂O (Au a Pt jen v lučavce královské – směs dusičné a chlorovodíkové)

Rozpustnost síranů (soli)

• kationy z I. A a NH₄ > rozpustné ve vodě (a prvky vedlejších skupin)

Význam kyseliny sírové a jejích solí

• autobaterie – elektrolyt (20-30%)
• hnojiva (suferfosfan)
• sádrovec > sádra
• BaSO₄ – Baryová kaše – snímkování TS
• H₂S₂O₃: kyselina thiosírová > thiosíran sodný Na₂S₂O₃ – ustalovač fotek
• H₂S₂O₇: kyselina disírová
• H₂S₂O₈: kyselina peroxosírová – dezinfekční prostředky
• oxidy
  • oxid sírový SO₃
  • oxid siřičitý SO₂
    • jedovatý plyn ( s kys. dusičnou – kyselé deště)
    • nepodporuje hoření, částečně rozpustný ve vodě SO₂ + H₂O <> H₂SO₃

výroba

• hořením síry
• pražením pyritu FeS₂ + O₂ -> SO₂ + Fe₂O₃

příprava

• vytěsnění soli siřičitanu působením silné kyseliny

význam

• potravinářství, síření sudů/ovoce/vín (alergické reakce, konzervace)
• ničí B1 > nervové poruchy
• povidla, švestky, kyselá nakládaná zelenina, výrobky z brambor
• výroba H₂SO₄

ohrožuje životní prostředí

• způsobuje kyselé deště (tím dochází např. k ničení lesních porostů)
• urychluje korozi
• zapříčiňuje dýchací problémy

Kyslík –  viz. kyslík

• významný biogenní prvek
• 3 izotopy, 2 modifikace O₃, O₂
• oxidy: binární sloučeniny prvků s kyslíkem O^-II – kyselé, bazické, amfoterní, neutrální
• oxygenium = tvořit kyseliny
• objevil švédský lékárník a badatel Scheele roku 1771, popsal roku 1777
• anglický kazatel a učitel Pristley dokázal, že je nezbytnou podmínkou k dýchání
• nejrozšířenější prvek na Zemi

Základní charakteristika

• bez barvy, chuti, zápachu
• v kapalném skupenství má namodralou barvu
• v přírodě se uvolňuje fotosyntézou
• v ovzduší jako ozón O₃ – vzniká při bouřkách a tvoří ozónovou vrstvu 30km nad zemí
  • ozónová vrstva se rozpadá působením freonů – ozónová díra
• nejznámější sloučeninou H a O je voda
• tvoří dvouprvkové sloučeniny – oxidy
• 3 izotopy, ¹⁶O, ¹⁷O, ¹⁸O
• dvouatomové molekuly – O₂

Stabilní konfigurace

• elektronová konfigurace: 2S-2, 2P-4: 2vazebný
• není stabilní – tvorba vazeb: O=, -O-

– přibírání 2 elektronů – O^-II oxidy

– vytvoření 1 vazby a přijetí 1 elektronu: peroxidy H₂O₂

Oxidační čísla

• oxidační čísla: O^-I, O^-II

Chemické vlastnosti

• podporuje hoření: oxidace
• oxidační činidlo: sám se redukuje
• v základní stavu dvouvazný (Atomy kyslíku mohou být ve sloučeninách buď v hybridním stavu sp³ (potom tvoří dvě vazby σ: -O-, např. v molekulách H₂O nebo H₂O₂), nebo v hybridním stavu sp² (potom tvoří jednu vazbu σ a jednu vazbu π: O=, např. v molekulách CO nebo CO₂))
• druhý nejelektronegativnější prvek (1. F)
• tvoří iontové/polární vazby
• reaguje s většinou prvků (oxidy, peroxidy)

Fyzikální vlastnosti

• bezbarvý plyn bez chuti a zápachu
• částečně rozpustný ve vodě
• nízké teploty tání a varu

Výskyt

• nejrozšířenější prvek v zemské kůře
• volný ve vzduchu 21% (O₂ – molekulární kyslík, O₃ – ozón – ultrafialové záření, elektrické výboje)
• vázaný: ve vodě, oxidy, kyslíkaté sloučeniny (minerály, horniny)
• biogenní prvek

Příprava, výroba a důkaz

příprava:

• rozklad peroxidu vodíku: 2 H₂O₂ -> 2H₂O + O₂ (jako katalyzátor: krev, MnO₂; dezinfekce – tmavé lahve – na světle) nestálý
• ze solí bohatých na kyslík: 2KClO₃ (ohňostroje) – > 3O₂  + 2KCl; KMnO₄

výroba:

• elektrolýza vody
• destilace ze vzduchu

důkaz:

• přítomnost dokážeme vzplanutím rozžhavené špejle, která v proudu kyslíku vzplane

Využití kyslíku

• dýchací přístroje: kosmonauti, potápěči, hasiči, podpora dýchání v lékařství
• svařování
• raketové palivo

Rozdělení oxidů a jejich reakce s vodou

dle typu vazby

• Iontová:
  • rozpustné ve vodě, pevné skupenství, vysoká teplota tání
  • I. a II. A, K₂O, MgO – O velká elektronegativita – iontové sloučeniny (velký rozdíl elektronegativit)
• Kovalentní:
  • na vazbě se podílejí elektrony

a) molekulové oxidy: oxidy nekovů SO₃, oxidy kovů vedlejších skupin s vysokým ox. číslem: Mn₂O₇, CrO₃

b) s atomovou strukturou: krystalická mřížka, kovy vedlejších ox. skupin s nižším ox. číslem: ZnO, Ag₂O

dle reakce s vodou, kyselinou nebo hydroxidem

1) netečné: s ničím nereagují – CO, N₂O

2) kyselinotvorné – molekulové

rozpustné ve vodě – reagují s vodou za vzniku kyselin

• SO₃ + H₂O -> H₂SO₄
• SO₂ + H₂O -> H₂SO₃
• Cl₂O₇ + H₂O -> 2HClO₄

nerozpustné ve vodě – reagují s hydroxidem za vzniku soli

• SO₃ + 2NaOH – >Na₂SO₄ + H₂O
• Cl₂O₇ + Mg(OH)₂ -> Mg(ClO₄)₂

3) zásadotvorné – reagují s vodou za vzniku hydroxidu

• K₂O + H₂O -> 2KOH
• CaO + H₂O -> Ca(OH)₂
• s kyselinou
• K₂O + H₂SO₄ -> K₂SO₄ + H₂O

4) amfoterní – ve vodě nerozpustné, (s atomovou strukturou)

• ZnO + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂O
• ZnO + NaOH (-> komplexy) + H₂O -> tetrahydroxozinečnatan sodný Na₂[Zn(OH)₄]

Selen (Selenium)

• nerozpustný ve vodě (rozpustný v sirouhlíku)
• získáván při spalování síry
• stálý
• fotoelektrické vlastnosti: fotočlánky (dříve laserové tiskárny)
• v přírodě: selenidy, v rudách síry
• sloučeniny: selenidy
• rozpustný ve vodě: kyselina selenovodíková > hydrogenselenidy, selenidy
• oxidy: oxid seleničitý, selenový
• kyselina selenová

Tellur (Tellurium)

• polokov
• polovodičová technika
• může tvořit kyseliny
• metalurgie: zlepšování mechanických a chemických vlastností sloučenin
• v přírodě: telluridy, v rudách síry
• sloučeniny: telluridy
• rozpustný ve vodě: kyselina tellurovodíková > telluridy
• oxidy: oxid telluričitý, tellurový
• kyselina hexahydrogentellurová

Polonium

• radioaktivním rozpadem – radioaktivní
• v přírodě: v rudě uranu
• sloučeniny: polonidy
• polan H₂Po
• PoO

Vlastnosti a využití sulfanu v analytické chemii

• H₂S
• bezbarvý, velmi jedovatý plyn, rozpustný ve vodě
• v sirných minerálních vodách, malé množství ve vzduchu
• příprava: FeS + 2HCl > H₂S + FeCl₂
• hoření > namodralý plamen > oxid siřičitý a voda
• redukční vlastnosti
• hydrogensulfidy, sulfidy

Hydrolýza solí obsahující chalkogen

Hydrolýza solí – protolytická reakce iontů soli s vodou. Touto reakcí vznikají samostatné ionty H₃O⁺ nebo OH^–, které způsobují, že vodný roztok soli může být neutrální, kyselý nebo zásaditý.

HYDROLÝZA SOLÍ

Hydrolýza solí je  reakce iontů soli při rozpouštění ve vodě.

Rozpouštění  solí ve vodě se projevuje ionizací (štěpení solí na ionty).

1. Reakce kationtů

Hydrolyzují (s vodou reagují) pouze kationty slabých zásad.

Zvýší se koncentrace H₃O⁺ iontů.

2. Reakce aniontů

Hydrolyzují (s vodou reagují) pouze anionty slabých kyselin.

Zvýší se koncentrace OH^– iontů.

Hydrolýza různých typů solí: 

1. sůl silné kyseliny a silné zásady

NaOH-silná zásada, HCl-silná kyselina

Roztok soli reaguje neutrálně.

2. sůl silné kyseliny a slabé zásady

Zn(OH)₂-slabá zásada, HCl-silná kyselina

Zvýší se koncentrace H₃O⁺ iontů, roztok soli reaguje kysele.

3. sůl slabé kyseliny a silné zásady

KOH-silná zásada, HCN-slabá kyselina

Zvýší se koncentrace OH^– iontů, roztok soli reaguje zásaditě.

4. sůl slabé kyseliny slabé zásady 

Cu(OH)₂-slabá zásada, H₂CO₃-slabá kyselina

Zvýší se koncentrace H₃O⁺ iontů i koncentrace OH^– iontů, bez výpočtu nelze

určit výslednou reakci roztoku soli.