Téma prezentace: Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny síry
Typ souboru: prezentace PPTX
Přidal(a): Nik
Popis materiálu:
Tato prezentace byla zpracována tak, aby odpovídala obsahu maturitní otázky z chemie – bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny síry.
Osnova:
Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny síry.
Bezkyslíkaté sloučeniny
Sulfan = sirovodík (-II)
Sulfidy (-ll)
Hydrogensulfidy (+lV, +Vl)
Sulfan (sirovodík) H2S
je nejdůležitější bezkyslíkatou sloučeninou S
Vlastnosti:
-bezbarvý plyn, těžší než vzduch, součást sopečných plynů
-velmi nepříjemný zápach (jako zkažená vejce)
-prudce jedovatý (0,15% ve vzduchu je smrtelná dávka)
-dobře rozpustný ve vodě, vzniká roztok sulfanové kyseliny
-má redukční vlastnosti
Příprava: -Rozkladem sulfidů silnou kyselinou
FeS(s) + 2 HCl(aq) FeCl2(aq) + H2S(g)
-Přímým slučováním z prvků
S + H2 H2S (za zvýšení teploty)
Chemické vlastnosti:
Redukční účinky:
3H2S + 2HNO3 2NO + 3S + 4H2O
H2S + Cl2 2HCl + S
Na vzduchu hoří:
2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O
S kovy reaguje za vzniku sulfidů:
H2S + Na Na2S + H2
Využití:
-v analytické chemii – činidlo pro důkazy kationtů
-výroba kovových sulfidů
Rozpuštěním ve vodě vzniká kyselina sirovodíková (sulfanová, nebo sirovodíková voda), která tvoří dvě řady solí: -sulfidy
-hydrogensulfidy
Sulfidy
Sulfidy většiny kovů (s výjimkou alkalických) jsou nerozpustné ve vodě a tvoří charakteristicky zbarvené sraženiny:
– PbS = černá
– HgS = červená
– As2S3 = žlutá
– As2S5 = oranžová
-využití – důkaz kovů v analytické chemii
- Sulfidy můžeme připravit reakcí sulfanu a příslušné soli.
- Pražením (zahříváním) sulfidů na vzduchu vzniká oxid kovu (nebo kov) a oxid siřičitý, čehož se využívá při výrobě kovu.
Kyslíkaté sloučeniny
Oxidy (+lV, +Vl)
SO2 oxid siřičitý (> k. siřičitá, siřičitany, hydrogensiřičitany)
SO3 oxid sírový (> k. sírová, sírany, hydrogensírany)
Oxokyseliny (+lV, +Vl)
H2SO3, H2SO4
Oxidy
SO2 oxid siřičitý
-bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn
-dráždí dýchací cesty
-Vznik: při spalování nekvalitního uhlí, spalování síry
S + O2 SO2
-podílí se na vzniku kyselých dešťů (H2SO3)
-Odsíření: Ca OH + SO2 Ca SO4 + H2O
-sádrovec, sádrokarton
-Výroba: pražení sulfidů 4FeS2 + 11O2 Fe2 O3 + 8SO3
-Příprava: rozkladem roztoků siřičitanů kyselinami
-Použití: výroba kyseliny sírové, odbarvování, konzervování, výroba celulózy
Oxokyseliny
Rozpuštěním oxidu siřičitého ve vodě vzniká k. siřičitá H2SO3
-slabá, dvojsytná
-kyselina i její soli mají silné redukční vlastnosti
-soli – siřičitany, hydrogensiřičitany
-siřičitany se snadno oxidují na sírany
-NaHSO3 – hydrogensiřičitan sodný = odstraňovač skvrn
Kyselina sírová H2SO4
-silná, dvojsytná kyselina
-Viskózní kapalina, ochotně se mísí s vodou za uvolnění tepla (lejeme kyselinu do vody!)
-bezbarvá, olejovitá
–Vlastnosti závisí na koncentraci:
-Koncentrovaná – 98,3%
a) hydroskopická (odjímá vodu)
C6H2O6 + H2SO4 (konc.) 6H2O + 6C (zčernání)
b) reaguje s ušlechtilými kovy (kromě Pt a Au)
-má oxidační účinky
-2H2SO4 + Cu CuSO4 + 2H2O + SO4
c) pasivace = vlivem oxidačních účinků se na kovech vytváří souvislá vrstva oxidů, které brání další reakci (Fe, Al, Cr)
-zředěná: – nemá oxidační účinky
-reaguje s méně ušlechtilými kovy
H2SO4 + Fe H2 + FeSO4
Cu + H2SO4 nereaguje
–Použití:
-chemický průmysl
-hnojiva (fosfáty)
-výbušniny
-viskóza (hedvábí)
-léčiva, plasty, v papírenském průmyslu
-elektrolyt do automobilů
