1 / 65

Prvky VI. hlavní skupiny (O, S, Se, Te, Po)

Prvky VI. hlavní skupiny (O, S, Se, Te, Po). Vlastnosti prvků VI. hlavní skupiny. konfigurace ns 2 np 4 Kyslík se výrazně vlastnostmi odlišuje, S a Se nekovy, Te (a Po) kovy, typická mocenství -II, +IV a +VI. Kyslík. 1773 - 1774 Scheele, Priestley, objev kyslíku

erek
Télécharger la présentation

Prvky VI. hlavní skupiny (O, S, Se, Te, Po)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Prvky VI. hlavní skupiny (O, S, Se, Te, Po)

  2. Vlastnosti prvků VI. hlavní skupiny konfigurace ns2np4 Kyslík se výrazně vlastnostmi odlišuje, S a Se nekovy, Te (a Po) kovy, typická mocenství -II, +IV a +VI

  3. Kyslík • 1773 - 1774 Scheele, Priestley, objev kyslíku • 1775 Lavoisier poznal, že kyslík je prvek, pád flogistonové teorie • 1877 kyslík poprvé zkapalněn

  4. Výskyt • Nejhojnější prvek zemské kůry (49,5 hmotn. %) • Volný a minerály (oxidy, křemičitany, hlinitokřemičitany, fosforečnany atd.) • Živé organizmy - biogenní prvek • Nejvíce zastoupený izotop 16O (stopy 17O a 18O)

  5. Plynný kyslík Řád vazby 2, ale dva nepárové elektrony v protivazebných molekulových π orbitalech molekula je paramagnetická

  6. MO diagram molekuly kyslíku

  7. Oxidační stavy kyslík je po fluoru druhý nejelektronegativnější prvek, proto ve všech sloučeninách (mimo nevýznamných s fluorem, např. OF2) má oxidační číslo -II

  8. Příprava Příprava • Tepelný rozklad oxidů 2 HgO 2 HgO+ O2 • Rozklad peroxidů 5 H2O2+ 2 KMnO4+ 3 H2SO4  5 O2+ K2SO4+ 2 MnSO4+ 8 H2O • Tepelný rozklad kyslíkatých solí 2 KClO3 2 KCI + O2 • Elektrolýza 4 OH– 2 H2O +O2+ 4 e-(anoda)

  9. Výroba a použití Výroba destilace kapalného vzduchu dělení na molekulových sítech Použití výroba železa a oceli (vysoké pece) výroba syntézního plynu výroba skla řezání a sváření

  10. Oxidy probírány u jednotlivých prvků, charakter závisí na rozdílu elektronegativit (iontové až kovalentní polární)

  11. Ozon lomená molekula O3

  12. Ozon Příprava Ozonizátory (tichý elektrický výboj v plynném kyslíku), také UV záření O2  2 O O + O2  O3 po zkapalnění se frakční destilací získá 10% O3

  13. Ozon Použití • dezinfekce pitné vody • organické syntézy (kyselina peroxooctová, ozonidy) • konzervárenský průmysl

  14. H2O2 bezbarvá kapalina s extrémními oxidačními schopnostmi, dodává se jako 30% roztok ve vodě Peroxid vodíku

  15. Příprava BaO2 + H2SO4 BaSO4 + H2O2 H2S2O8 + 2 H2O  2 H2SO4 + H2O2 Výroba přes deriváty antrachinonu Peroxid vodíku

  16. Vlastnosti rozklad 2 H2O2 2 H2O + O2 oxidace SO32–+ H2O2 SO42–+ H2O redukce Ag2O + H2O2 2 Ag + H2O + O2 Peroxid vodíku

  17. Peroxid vodíku Použití • Oxidační činidlo • Výroba peroxosloučenin (peroxoboritany, peroxofosforečnany) Hyperoxidy - KO2 Komplexy s H2O2 (náhrada za H2O) K2Cr2O7 + 4 H2O2 + H2SO4→ 2CrO(O2)2 + K2SO4 + 5 H2O modrý peroxokomplex Cr (+VI)

  18. Chalkogeny • síra známa od prehistorických dob (zmínky i v Bibli) • 1777 Lavoisier zjistil elementární podstatu síry • 1782 Reichestein připravil tellur ze zlatonosných rud z Rumunska, o 35 let později izolován selen • 1898 Marie Curie-Sklodowská izolovala polonium (a radium) ze zbytků jáchymovského smolince

  19. Výskyt Síra 16. nejrozšířenější prvek v zemské kůře (0,05 %), ale vyskytuje se i ryzí (sopky) a tvoří řadu nápadných a hojných minerálů (sulfidů a síranů), nejběžnější pyrit FeS2 a sádrovec CaSO4 . 2 H2O Živé organizmy - biogenní prvek

  20. Výskyt Selen a tellur obsah v zemské kůře nízký (10-5 – 10-6 %, blíží se zlatu), minerály vzácné, hlavně doprovázejí síru v sulfidech Polonium radioaktivní prvek, velmi vzácný, součást rozpadové řady (t1/2 = 138 dní)

  21. Síra Žlutá krystalická látka, několik alotropických modifikací, ve všech molekuly S8, v plynném stavu podle teploty S8, S6, S4 a S2

  22. Příprava Síra je jednou z přírodních forem, současně je jednou z výchozích surovin pro přípravu sloučenin síry Důležitá reakce při vzniku síry v přírodě 2 H2S + SO2 3 S + 2 H2O Hoření síry S + O2 SO2 bez katalyzátorů nevzniká SO3

  23. Výroba a použití síry Výroba těžba síry z podzemních ložisek přehřátou parou (např. Tarnobrzeg) oxid siřičitý vzniká pražením sulfidů na vzduchu 4 FeS2 + 11 O2→ 2 Fe2O3 + 8 SO2 Použití výroba kyseliny sírové vulkanizace kaučuku

  24. Oxidační stavy síra má v hlavních sloučeninách oxidační číslo -II (sulfan, sulfidy), +IV (oxid siřičitý, siřičitany) a +VI (oxid sírový, sírany), malé množství méně významných sloučenin (SCl2) má oxidační číslo +II

  25. Sulfany H2Sx x = 1 – 6 první člen sirovodík H2S,lomená molekula (obdoba H2O), jedovatý plyn nepříjemného zápachu, příprava reakcí zředěné H2SO4 s FeS v Kippově přístroji H2SO4 + FeS → FeSO4 + H2S

  26. Sulfan H2S sirovodík ve vodě se rozpouští na sirovodíkovou vodu, v roztoku se chová jako slabá kyselina H2S + H2O → HS- + H3O+ HS- + H2O → S2- + H3O+ soli hydrogensulfidy a sulfidy

  27. Vyšší sulfany H2Sx příprava S2Cl2 + 2 H2S → H2S4 + 2 HCl působením roztoku bílého sulfidu amonného na síru vzniká žlutý sulfid amonný Sx + (NH4)2S → (NH4)2Sx+1

  28. Sulfidy hydrogensulfidy a sulfidy alkálií a alkalických zemin, dobře rozpustné ve vodě sulfidy ostatních kovů ve vodě nerozpustné, některé vodou hydrolyzují (Al2S3, Cr2S3, SiS2)

  29. Sulfidy Sulfidy těžkých kovů vznikají reakcí rozpustných solí kovů se sulfanem, reakcí s bílým sulfidem amonným, redukcí síranů uhlíkem nebo přímou reakcí prvků Na rozdílech v podmínkách vzniku a v rozpustnosti produktů založen dříve používaný sirovodíkový způsob analytického dělení kationtů

  30. Sulfidy Sulfidy As3+, Sb3+, Ag+, Sn2+, Hg2+ a Pb2+ a Cd2+ se srážejí již v kyselém prostředí, Fe2+, Mn2+, Ni2+, Co2+, Zn2+ až v zásaditém (amoniakálním), sulfidy As3+, Sb3+ a Sn2+ se rozpouštějí v roztoku bílého sulfidu amonného

  31. Sulfidy Velmi rozšířené minerály, hlavně těžkých kovů (PbS, ZnS, CuFeS2 atd.) Pyrit FeS2 je disulfid železnatý, obsahuje aniont S22- Při jejich zpracování je vždy nutné je převést na oxidy 2 CuS + 3 O2→ 2 CuO + 2 SO2

  32. Sulfan a sulfidy Sulfan a sulfidy mají redukční vlastnosti a podle podmínek se mohou oxidovat na síru, oxid siřičitý nebo sírany H2S + Br2→ S + 2 HBr ZnS + 8 HNO3→ ZnSO4 + 8 NO2 + 4 H2O

  33. Halogenidy síry Vzniká řada halogenidů, ale bromidy a jodidy jsou nestálé a nevýznamné Důležité halogenidy SF6, SF4 a S2Cl2

  34. Fluorid sírový SF6 mimořádně chemicky inertní plyn vznikající reakcí fluoru se sírou, použití v rozvaděčích

  35. Fluorid siřičitý SF4 vysoce chemicky reaktivní plyn vznikající reakcí fluoru se sírou, použití v syntézách, jedovatý

  36. Chloridy síry S2Cl2 a SCl2 vysoce chemicky reaktivní kapaliny vznikající reakcí chloru s roztavenou sírou použití v syntézách a pro rozpouštění síry

  37. Oxidy síry SO2 silně toxický plyn vznikající spalováním síry, pražením sulfidů nebo rozkladem siřičitanů, průmyslové znečistění atmosféry Na2SO3 + H2SO4→ Na2SO4 + H2O + SO2

  38. Oxidy síry SO2 s vodou reaguje za vzniku kyseliny siřičité H2SO3, s hydroxidy za vzniku siřičitanů, vůči oxidačním činidlům vystupuje jako redukční látka 5 SO2 + 2 KMnO4 + 2 H2O → K2SO4 + 2 MnSO4 + 2 H2SO4

  39. Oxidy síry SO3 pevná, snadno těkající látka, t.t. 17 °C vzniká oxidací SO2 pouze v přítomnosti katalyzátorů, průmyslově NO nebo V2O5

  40. Oxidy síry SO3 anhydrid kyseliny sírové, rozpouští se v koncentrované kyselině sírové na oleum, má slabé oxidační vlastnosti mezistupeň výroby kyseliny sírové

  41. Oxokyseliny síry Oxokyselin síry je několik řad v důsledku schopnosti síry tvořit vazby S – O, S – S i S – H Mimo základních kyselin H2SO3 a H2SO4 jsou průměrné oxidační stupně síry formální

  42. Kyselina siřičitá Reakcí SO2 s vodou vzniká nestálá kyselina siřičitá H2SO3 s redukčními vlastnostmi, známá pouze v roztoku nebo jako soli Je to slabá kyselina a tvoří dvě řady solí hydrogensiřičitany a siřičitany

  43. Kyselina disiřičitá Kondenzací kyseliny siřičité nebo hydrogensiřičitanů vznikají nestálá slabá kyselina disiřičitá H2S2O5 respektive disiřičitany

  44. Kyselina dithioničitá Reakcí SO2 se zinkem v kyselém prostředí vzniká kyselina dithioničitá H2S2O4 se silně redukčními vlastnostmi 2 SO2 + Zn → ZnS2O4 dithioničitany se používají jako redukční prostředek v chemii a textilním průmyslu

  45. Kyselina sírová Reakcí SO3 s vodou vzniká stálá kyselina sírová H2SO4, je to silná kyselina a tvoří dvě řady solí: hydrogensírany a sírany Koncentrovaná za tepla má slabé oxidační vlastnosti

  46. Výroba kyseliny sírové • spalování síry na SO2 • oxidace SO2 na SO3 starší nitrosní způsob nový kontaktní způsob • reakce SO3 s vodou (přes oleum, jinak vzniká mlha)

  47. Oxidace SO2 na SO3 nitrosní způsob homogenní katalýza 2 NO + O2→ 2 NO2 SO2 + NO2 → SO3 + NO kontaktní způsob 2 SO2 + O2 → 2 SO3 (400 °C, katalyzátor V2O5)

  48. Oleum Reakcí SO3 s koncentrovanou kyselinou sírovou vzniká oleum, což je směs kyselin disírové, trisírové a tetrasírové Oleum se dodává s koncentrací 20 % SO3 v H2SO4 nebo se ředí na 98% H2SO4

  49. Kyselina disírová Reakcí SO3 s kyselinou sírovou vzniká kyselina disírová H2S2O7, ve vodě hydrolyzuje na kyselinu sírovou Hydrogensírany po zahřátí lehce kondenzují na disírany, které po rozpuštění ve vodě tvoří zpět hydrogensírany

More Related