Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny síry – prezentace

Téma prezentace: Bezkyslíkaté a kyslíkaté sloučeniny síry

Typ souboru: prezentace PPTX

Přidal(a): Nik

 

 

Popis materiálu:

Prezentace by měla odpovídat 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