32_inovace merkova.anchem.03

VI.A SKUPINA PS
VY_32_INOVACE.MERKOVA.ANCHEM.03
Obecná charakteristika








VI.A skupina PS zahrnuje prvky O,S,Se,Te,Po
(ó slečno, sejměte též podkolenky)
Mají 6 valenčních elektronů, z nichž 4 se nacházejí v
orbitalu p, proto též název p4 prvky
O – plyn, ostatní pevné látky
Po je radioaktivní
O,S,Se – nekovy
Te – polokov
Po - kov
KYSLÍK – OXYGENIUM - O
Výskyt
a)
b)
volný v atmosféře – 21% - nezbytný pro
život
vázaný v hydrosféře a biosféře (oxidy,
dusičnany, sírany)
Vlastnosti
a)
b)
c)
d)
e)
f)
bezbarvý plyn, bez chuti, zápachu
tvoří dvouatomové molekuly O2
rozpustný ve vodě
oxidační činidlo 16 17 18
tvoří 3 izotopy - 8 O, 8 O, 8 O
Tvoří 3 atomovou molekulu O3 - ozón
OZÓN






Bezbarvý, jedovatý plyn
Nachází se ve vyšších vrstvách atmosféry (10-50km) a
chrání Zemi před škodlivým zářením z kosmu
Vzniká působením UV záření nebo el. výboje (bouřka)
Oxidační a dezinfekční účinky (dezinfekce pitné vody,
čištění vzduchu – horské slunce, medicína – léčba akné,
kožních defektů, sterilizace krevních konzerv – ochrana
proti přenosu HIV a žloutenky, ozonoterapie – likvidace
počátečních stadií zubního kazu)
Přízemní ozón (troposférický ozón)- vyskytuje se těsně
nad zemským povrchem. Tento plyn je lidskému zdraví
nebezpečný. Vzniká za slunečných horkých letních dnů v
lokalitách s vysokou koncentrací výfukových plynů
Molekuka ozonu je nestabilní a rozkládá se za vzniku
kyslíku
Výroba kyslíku
Frakční destilací kapalného vzduchu
Příprava kyslíku
a)
Rozkladem kyslíkatých solí
2 KClO3  2 KCl  3O2
2 KNO3  2 KNO2  O2
2HgO  2Hg  O2
b)
Tepelným rozkladem oxidů
c)
Elektrolýzou vody (čistá, ale nákladná
metoda)
Použití kyslíku
-
dýchací přístroje
svařování a řezání kovů
oxidační činidlo
stlačený se dopravuje v ocelových lahvích s modrým
pruhem
Sloučeniny kyslíku
Oxidy
Jsou to dvouprvkové sloučeniny O s prvky o nižší
elektronegativitě
Rozdělení:
a)
Kyselinotvorné (oxidy nekovů a kovů s vyšším oxidačním
číslem) – s vodou tvoří kyseliny
SO2  H 2 O  H 2 SO3
b)
Zásadotvorné (oxidy kovů) – s vodou tvoří zásady
CaO  H 2 O  CaOH 2
c)
Amfoterní (oxidy kovů s nižším oxidačním číslem, reagují s
kyselinami i zásadami)
ZnO  H 2 SO4  ZnSO4  H 2 O
ZnO  2 NaOH  Na 2 ZnOH 4 
Tetrahydroxozinečnatan sodný
d)
Neutrální (nereagují ani s kyselinami ani se zásadami) – CO, NO
Voda H2O





Nejrozšířenější sloučenina
3 skupenství – vodní pára, voda, led
Bezbarvá, bez zápachu, ve větší vrstvě má modrou barvu
Bod varu 100°C, teplota tuhnutí 0°C, hustota 1 g/cm3 při
4°C
Anomálie vody – největší hustota při 4°C, od 0°C do 4°C
hustota roste a se zvyšující se teplotou zase klesá
Význam anomálie
vody??
Struktura vody

Molekula vody má lomený charakter, je polární, vazebný
úhel je 104°, molekuly jsou navzájem poutány
vodíkovými můstky
Přítomnost H
můstků
způsobuje např.
dost vysoký
bod varu vody.
Struktura ledu
Obsahuje velké množství děr, sublimuje ( význam??)
Peroxid vodíku H2O2









Bezbarvá kapalina
Sirupovitá konzistence
Rozpustný ve vodě
Slabá kyselina
Dezinfekční a bělicí účinky
Oxidační i redukční vlastnosti
Kyslík s oxidačním číslem –I
Peroxidická vazba O-O
Ve vyšších koncentracích žíravý, nebezpečí exploze při
styku s kyselinami, alkoholy
SÍRA – SULPHUR - S

Výskyt
Volně – žlutý nerost (PL, IT), vázaná v sulfidech, síranech
Pyrit FeS2
Galenit PbS
Sádrovec CaSO4 . 2H2O
Baryt BaSO4
Modrá skalice CuSO4 . 5H2O
A
B
C
D


Zkuste přiřadit k obrázkům názvy nerostů:
Sádrovec, baryt, pyrit, modrá skalice
Vlastnosti a použití S







nerozpustná ve vodě
Taje při 119°C
Tvoří 8 atomové molekuly S8
Dvě alotropické modifikace – kosočtverečná, jednoklonná
Nalijeme-li kapalnou S do studené vody vzniká plastická
síra. Nemá krystalovou mřížku, je amorfní
Ochlazením sirných par vzniká sirný květ – též amorfní
Použití v chemickém průmyslu - výroba kyseliny sírové,
sírouhlíku CS2, vulkanizace kaučuku
Výroba S

Ze sulfanu z rafinérských plynů katalytickou oxidací
2H 2 S  O2  2S  2H 2 O

Těžba čisté S
Sloučeniny S
SO2
bezbarvý plyn, štiplavý zápach, oxidační i redukční
vlastnosti, vyrábí se
a) spalováním S
S  O2  SO2
b) pražením pyritu
4FeS 2  11O2  2Fe2 O3  8SO2
Použití SO2: výroba kyseliny sírové, siřičité, celulózy
SO2 je hlavní složkou kyselých dešťů, podporuje korozi,
ohrožuje zdraví
SO3
plyn, 3 modifikace, s vodou dává kyselinu sírovou (výroba
kys. sírové)
Příprava:
a)
Vydestilováním z olea (oleum = směs konc. H2SO4 a
20-65% SO3)
b)
Tepelným rozkladem síranů
C
Fe2 SO4 3 t
Fe2 O3  3SO3
c)
Katalytická oxidace SO2
2O5
2SO2  O2 V
 2SO3
H2SO4 – kyselina sírová






Bezbarvá, olejovitá kapalina
Silné oxidační účinky
Hygroskopická (odnímá vodu jiným látkám)
Reakce s vodou je exotermická (uvolňuje teplo)
Při ředění kyseliny lijeme vždy kyselinu do vody!!!
Tvoří 2 řady solí – sírany a hydrogensírany
SO42
HSO4
Výroba kyseliny sírové
kontaktním způsobem
1.Fáze – příprava SO2 spalováním tekuté S v proudu
kyslíku
S  O2  SO2
2. Fáze – příprava SO3
2O5
2SO2  O2 V
 2SO3
3. Fáze - pohlcování SO3 vodou
SO3  H 2 O  H 2 SO4
Použití kyseliny sírové: výroba barviv, léčiv, výbušnin
Kamence
Podvojné sírany, vznikají společnou krystalizací příslušných
vodných roztoků, např.síran draselný a chromitý
K 2 SO4  Cr2 SO4 3  K 2 Cr2 SO4 4  KCr SO4 2
Vzniká síran draselno-chromitý
Sulfan H2S






Plyn
Charakteristický zápach (zkažená vejce)
Jedovatý
Rozpustný ve vodě
Slabá kyselina
Redukční vlastnosti
H 2 S  Cl 2  S  2HCl

Vyrábí se reakcí sulfidů s kyselinami
FeS  HCl  H 2 S  FeCl 2
Sulfan tvoří 2 řady solí – sulfidy a hydrogensulfidy
S  II
HS 
Získávání sulfidů:
CuSO4  H 2 S  CuS  H 2 SO4
CaSO4  4C  CaS  CO
Selen, Tellur, Polonium



Selen – plokov, tvoří kyseliny, výroba fotočlánků, stopový
prvek v organismu, antioxidant
Tellur – kov, výroba slitin, slučuje se s kyslíkem a
halogeny
Polonium – radioaktivní kov, nestabilní, součást
uranových rud, objeven 1898 Marií Curieovou –
Sklodowskou v jáchymovské rudě smolinec, použití jako
alfa zářič







SOLKOLL. wikipedia.cz [online]. [cit. 9.11.2012]. Dostupný na WWW:
cs.wikipedia.org/wiki/Voda
MAGASJUKUR2. wikipedia.cz [online]. [cit. 9.11.2012]. Dostupný na WWW:
cs.wikipedia.org/wiki/Voda
KLUKA. wikipedia.cz [online]. [cit. 9.11.2012]. Dostupný na WWW:
cs.wikipedia.org/wiki/Sádrovec
DESCOUENS, Didier. wikipedia.org [online]. [cit. 9.11.2012]. Dostupný na WWW:
cs.wikipedia.org/wiki/Pyrit
ÜBERRASCHUNGSBILDER. wikipedia.org [online]. [cit. 19.11.2012]. Dostupný na
WWW: cs.wikipedia.org/wiki/Síran_měďnatý
DESCOUENS, Didier. wikipedia.org [online]. [cit. 19.11.2012]. Dostupný na WWW:
cs.wikipedia.org/wiki/Baryt
DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. první. Olomouc: Rubico, 2003. ISBN 8085839-42-3