Shrnutí na Chemie chalkogenů a sloučenin síry
Chemie chalkogenů a síry: Komplexní průvodce pro maturitu
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:
- Neutralizace: $$\ce{R-SH + NaOH -> R-SNa + H2O}$$
- Tvorba nerozpustných solí těžkých kovů: $$\ce{2 C2H5SH + HgO -> (C2H5S)2Hg + H2O}$$
- Oxidace na disulfidy: $$\ce{2 R-CH2SNa + I2 -> RCH2-S-S-CH2R + 2 NaI}$$
- 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.
💡 Věděli jste?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:
- Výroba (\ce{SO2}) (oxi
Zaregistruj se pro celé shrnutíKartičkyTest znalostíShrnutíPodcastMyšlenková mapa
Začni zdarma Už máš účet? Přihlásit se
Sloučeniny síry
Klíčová slova: Sloučeniny síry, Chalkogeny
Klíčové pojmy: Sulfan (\(\ce{H2S}\)) je jedovatý plyn připravitelný reakcí \(\ce{FeS}\) s \(\ce{HCl}\)., Thioly obsahují skupinu \(\ce{-SH}\), jsou kyselejší než alkoholy a mají silný zápach., Sulfidy mají strukturu \(\ce{R-S-R'}\) a chovají se jako Lewisovy báze., Oxid \(\ce{SO2}\) vzniká pražením pyritu: \(\ce{4 FeS2 + 11 O2 -> 8 SO2 + 2 Fe2O3}\)., Oxidace \(\ce{SO2}\) na \(\ce{SO3}\) probíhá kontaktním způsobem: \(\ce{2 SO2 + O2 ->[425^\circ C, V2O5] 2 SO3}\)., Kyselina sírová vzniká rozpouštěním \(\ce{SO3}\) v \(\ce{H2SO4}\) přes \(\ce{H2S2O7}\): \(\ce{SO3 + H2SO4 -> H2S2O7}\)., Sulfonové kyseliny jsou silné a jejich soli (sulfonáty) se široce používají v detergentech., Thioly oxidací tvoří disulfidy: \(\ce{2 R-CH2SNa + I2 -> RCH2-S-S-CH2R + 2 NaI}\)., Koncentrovaná \(\ce{H2SO4}\) je hygroskopická, dehydratuje organické látky a má oxidační vlastnosti., Sulfonace aromátů se provádí pomocí \(\ce{H2SO4}\) nebo olea za vzniku \(\ce{Ar-SO3H}\).
## 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