Shrnutí na Chemie chalkogenů a sloučenin síry

## Úvod Sloučeniny síry jsou rozsáhlou a prakticky důležitou skupinou organických i anorganických látek. V tomto materiálu najdete přehled hlavních typů sloučenin síry, jejich vlastnosti, přípravu, reakce a praktické využití. Text je rozdělen do přehledných částí a obsahuje příklady a použité rovnice v LaTeXu s mhchem označením. > Definice: Sloučeniny síry jsou látky obsahující atom síry v různých oxidačních stavech, zahrnující bezkyslíkaté sloučeniny (např. > \(\ce{H2S}\), thioly, sulfidy) a kyslíkaté deriváty (např. oxidy \(\ce{SO2}\), \(\ce{SO3}\), kyseliny sírové a siřičité). ## 1. Základní bezkyslíkaté sloučeniny síry ### Sulfan (sirovodík) - Vlastnosti: prudce jedovatý plyn s vůní zkažených vajec. Silné redukční účinky. - Příprava laboratorně: $$\ce{FeS + 2 HCl -> FeCl2 + H2S}$$ - Hoření na vzduchu: $$\ce{2 H2S + 3 O2 -> 2 H2O + 2 SO2}$$ - Reakce s kyselinami: $$\ce{H2SO4 + H2S -> S + SO2 + 2 H2O}$$ - Soli: tvoří dvě řady solí \(\ce{M2S}\) (sulfidy) a \(\ce{MHs}\) (hydrogensulfidy). Většina sulfiddů kovů je ve vodě nerozpustná. ### Merkaptany (thioly) - Funkční skupina: \(\ce{-SH}\) (sulfhydrylová skupina). - Názvosloví: koncovka -thiol (př. ethanthiol), v některých názvech se používá merkapto- jako předpona. - Vlastnosti: - Vazba C–S je málo polární, C–S se obtížně štěpí iontově. - Thioly jsou kyseliny silnější než alkoholy (snadnější štěpení S–H než O–H). - Prakticky netvoří vodíkové můstky, málo rozpustné ve vodě, charakteristický silný zápach. - Příprava: - Alkylace hydrogensulfidů: $$\ce{R-X + NaHS -> R-SH + NaX}$$ - Redukce sulfonylchloridů: $$\ce{Ar-SO2Cl + 3 H2 -> Ar-SH + 2 H2O + HCl}$$ - Reakce: 1. Neutralizace: $$\ce{R-SH + NaOH -> R-SNa + H2O}$$ 2. Tvorba nerozpustných solí těžkých kovů: $$\ce{2 C2H5SH + HgO -> (C2H5S)2Hg + H2O}$$ 3. Oxidace na disulfidy: $$\ce{2 R-CH2SNa + I2 -> RCH2-S-S-CH2R + 2 NaI}$$ 4. Silnější oxidace na sulfonové kyseliny (např. \(\ce{HNO3},\ \ce{KMnO4}\)). ### Sulfidy (thioethery) - Struktura: \(\ce{R-S-R'}\) - Vlastnosti: - Připomínají ethery, ale chovají se jinak při reakcích. - Síra má dva nevazebné páry a chová se jako donor (Lewisova báze). - Reakce s Lewisovými kyselinami: $$\ce{R-S-R + HgCl2 -> [Hg(R-S-R)]Cl2}$$ - Příprava (Williamson): $$\ce{CH3SNa + C2H5Br -> CH3-S-C2H5 + NaBr}$$ - Vlastnosti: kapalné, ve vodě nerozpustné, zapáchají. Fun fact: V přírodě se některé sulfidy jako diallylsulfid nacházejí v česneku a jsou zdrojem charakteristické vůně a biologické aktivity. ## 2. Kyslíkaté oxidy a kyseliny síry ### Oxid siřičitý \(\ce{SO2}\) - Vlastnosti: bezbarvý, jedovatý plyn štiplavého zápachu, vzniká hořením síry nebo pražením sulfidů. - Laboratorní příprava: $$\ce{HCl + NaHSO3 -> SO2 + H2O + NaCl}$$ - Průmyslová výroba (pražení pyritu): $$\ce{4 FeS2 + 11 O2 -> 8 SO2 + 2 Fe2O3}$$ - Vlastnosti a účinky: má oxidační i redukční vlastnosti, přispívá k znečištění ovzduší, korozi a imisím, používá se k výrobě \(\ce{H2SO4}\), dezinfekci a bělení. ### Oxid sírový \(\ce{SO3}\) - Agregátní stavy: v plynném stavu monomerní \(\ce{SO3}\), v kapalném a pevném stavu často trimerní \(\ce{(SO3)3}\) nebo polymerní \(\ce{(SO3)_n}\). - Příprava (kontaktní způsob): $$\ce{2 SO2 + O2 ->[425^\circ C, V2O5] 2 SO3}$$ - Reakce s vodou: prudce reaguje za vzniku \(\ce{H2SO4}\). ### Kyselina siřičitá \(\ce{H2SO3}\) - Vznik: rozpouštěním \(\ce{SO2}\) ve vodě; jde o slabou, dvojsytnou kyselinu. - Tvoří siřičitany \(\ce{SO3^{2-}}\) a hydrogensiřičitany \(\ce{HSO3^-}\). - Siřičitany silně redukují a snadno se oxidují na sírany. ### Kyselina sírová \(\ce{H2SO4}\) - Vlastnosti: silná dvojsytná kyselina, bezbarvá olejovitá kapalina, silně hygroskopická, dehydratační a oxidační účinky (koncentrovaná). - Reakce s kovy: koncentrovaná \(\ce{H2SO4}\) reaguje s většinou kovů kromě Pb (pokrývá se \(\ce{PbSO4}\)) a Au, Pt; zředěná reaguje s neušlechtilými kovy za vzniku solí a vodíku, např.: $$\ce{Fe + H2SO4 -> FeSO4 + H2}$$ Výroba kyseliny sírové má tři etapy: 1. Výroba \(\ce{SO2}\) (oxi