Struktura

Síra

Síra, sulfur, 16S

Síra se vyskytuje v přírodě buď volná v blízkosti sopek a sirných pramenů, nebo vázaná v minerálech.

Ze skupiny sulfidů je to např. pyrit FeS2, chalkopyrit CuFeS2, chalkosin Cu2S, galenit (leštěnec olověný) PbS, sfalerit (blejno zinkové) ZnS, cinabarit (rumělka) HgS.

Ze síranů jsou nejznámější baryt (těživec) BaSO4, sádrovec CaSO4 ∙ 2 H2O, Glauberova sůl Na2SO4 ∙ 10 H2O.

Síra je biogenní prvek, je součástí bílkovin.

Získává se vytavováním – síra se přehřátou vodní párou roztaví, tavenina se vytlačuje na povrch teplým stlačeným vzduchem.

Vlastnosti

Síra se vyskytuje v několika alotropických modifikacích (krystalových strukturách). Alotropie je výskyt prvku v několika krystalových strukturách v závislosti na vnějších podmínkách.

Za obyčejné teploty síra krystalizuje v kosočtverečné soustavě, při zahřátí nad 96 °C přechází na soustavu jednoklonnou. Nad 119 °C síra kapalní, dalším zahříváním houstne, hnědne, potom řídne. Vře při 445 °C, vznikají hnědočervené páry, jejichž ochlazením se vytváří sirný květ.

Amorfní modifikace síry jsou sirný květ, který vzniká ochlazením sirných par, a plastická síra, jež vzniká náhlým ochlazením kapalné síry (nalitím roztavené síry do vody). Získaná hmota se dá tvarovat, plasticita je ale jen přechodná.

Krystalická síra tvoří cyklické osmiatomové molekuly, jejichž atomy neleží v rovině:

Obr. 1: Molekula síry

Síra je žlutá látka nerozpustná ve vodě, rozpouští se v nepolárních rozpouštědlech (např. v sirouhlíku CS2). Za běžné teploty je stálá, při vyšší teplotě reaguje téměř se všemi prvky (exotermické reakce):

S + O2 → SO2

S + 3 F2 → SF6

Fe + S → FeS

S + 2 Cl2 → SCl4

C + 2 S → CS2

Použití

Síra se využívá k výrobě H2SO4, SO2, CS2, Na2S2O3, siřičitanů, sulfidů, zápalek, přípravků na hubení škůdců na rostlinách, barviv, mastí a při vulkanizaci kaučuku.

Sloučeniny síry

Sulfan H2S vzniká v přírodě rozkladem bílkovin obsahujících síru, je i součástí sopečných plynů, zemního plynu, koksárenského plynu, svítiplynu, vzduchu. Často bývá přítomen v minerálních vodách a zkažených vejcích.

Laboratorně se připravuje reakcí sulfidu železnatého s kyselinou chlorovodíkovou:

FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2

Sulfan je bezbarvý po zkažených vejcích páchnoucí prudce jedovatý plyn. Má redukční účinky:

2 HNO3 + 3 H2S → 2 NO + 3 S + 4 H2O

Na vzduchu hoří. Částečnou oxidací vzniká síra a voda:

2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

Úplná oxidace probíhá podle reakce:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O

Způsobuje černání stříbra:

2 Ag + H2S → Ag2S + H2

Ve vodě se rozpouští na sulfanovou vodu, která se používá v analytické chemii ke kvalitativním důkazům kationtů.

 

Sulfidy jsou binární sloučeniny síry s elektropozitivnějšími prvky. Dělí se na rozpustné ve vodě (Li2S, Na2S, K2S, CaS, SrS, BaS, (NH4)2S) a nerozpustné ve vodě (sulfidy většiny zbývajících kovů).

Rozpustné sulfidy se připravují neutralizací sulfanu hydroxidy:

H2S + 2 KOH → K2S + 2 H2O

nebo redukcí síranů uhlíkem za vyšší teploty:

CaSO4 + 4 C → CaS + 4 CO

Nerozpustné sulfidy se získávají slučováním kovů se sírou:

Fe + S → FeS

Zn + S → ZnS

nebo srážením sulfidovými anionty – roztoky H2S, Na2S a (NH4)2S:

Cu2+ + S2– → CuS

2 Sb3+ + 3 S2– → Sb2S3

Sulfidy za vyšší teploty reagují s kyslíkem, jedná se o tzv. pražení sulfidů:

2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2

Ag2S + O2 → 2 Ag + SO2

4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2

Tab. 1: Zbarvení sulfidů

sulfid

barva sraženiny

sulfid

barva sraženiny

MnS

růžová

CdS                

žlutá

FeS

černá

Hg2S

černá

Fe2S3

černá

HgS

černá

CoS

černá

SnS

hnědá

NiS

černá

PbS

černá

CuS

černá

As2S3

žlutá

Ag2S

černá

Sb2S3

oranžová

ZnS

bílá

Bi2S3

černohnědá

 

Oxid siřičitý SO2 se vyskytuje ve vzduchu, kam se dostává jako průmyslový odpadní plyn, který vzniká při spalování látek obsahujících síru. Reakcí s vodní parou a dešťovou vodou pak způsobuje kyselé deště. Je rovněž přítomen v sopečných plynech.

Připravuje se rozkladem siřičitanů kyselinami:

Na2SO3 + H2SO4 → Na2SO4 + SO2 + H2O

hořením sulfanu:

2 H2S + 3 O2 → 2 SO2 + 2 H2O

reakcí mědi s koncentrovanou H2SO4:

Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Vyrábí se spalováním síry:

S + O2 → SO2

dříve i pražením pyritu:

4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3

Oxid siřičitý je bezbarvý plyn štiplavého zápachu, dráždí dýchací cesty, pro nižší organismy je jedovatý.

Má redukční účinky:

Cl2 + SO2 + 2 H2O → 2 HCl + H2SO4

ale i oxidační účinky:

2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O

V přítomnosti katalyzátoru V2O5 reaguje s kyslíkem:

2 SO2 + O2 → 2 SO3

S vodou vzniká nestálá slabá dvojsytná kyselina siřičitá:

SO2 + H2O → H2SO3

Používá se při výrobě H2SO4, bílení, čištění ropy, ničení mikroorganismů (síření sudů, dezinfekce úlů). Způsobuje kyselé deště.

Obr. 2: Měrné emise SO2 v roce 2008

Oxid sírový SO3 se vyrábí reakcí oxidu siřičitého s kyslíkem v přítomnosti katalyzátoru V2O5:

2 SO2 + O2 → 2 SO3

Existuje ve všech třech skupenstvích, v plynném stavu tvoří molekuly SO3, v kapalném a pevném skupenství polymeruje.

S vodou reaguje až explozivně:

SO3 + H2O → H2SO4

Používá se k výrobě H2SO4.

Kyselina sírová H2SO4 se vyrábí následujícími reakcemi:

S + O2 → SO2

2 SO2 + O2 → 2 SO3

SO3 + H2SO4 → H2S2O7       (používaná H2SO4  je zředěná)

H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4     (vznikající H2SO4 je koncentrovaná)

Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina, disociuje do dvou stupňů:

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4

HSO4 ⇄  H+ + SO42–

Je to bezbarvá olejovitá hustá kapalina dokonale mísitelná s vodou za vzniku velkého množství tepla. Koncentrovaná kyselina (96-98%) má dehydratační vlastnosti (odnímá látkám vodu) – je hygroskopická:

CuSO4 ∙ 5 H2O → CuSO4 + 5 H2O (změna modré barvy na bílou)

C12H22O11 → 12 C + 11 H2O (změna bílé barvy na černou)

Koncentrovaná má oxidační účinky:

Cu + 2 H2SO4 →  CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Koncentrovaná nereaguje se železem (pasivuje se), proto se může převážet v ocelových cisternách.

Zředěná nemá oxidační účinky a reaguje jen s kovy vlevo od vodíku v řadě napětí kovů:

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Kyselina sírová je nejdůležitější anorganická kyselina v laboratořích a téměř ve všech odvětvích průmyslu. Používá se k výrobě hnojiv, výbušnin, plastů, barviv a léčiv nebo jako náplň do akumulátorů.

Sírany (sulfáty) jsou soli kyseliny sírové.

Rozlišují se sírany nerozpustné ve vodě (např. PbSO4, Hg2SO4, HgSO4, BaSO4, SrSO4), které se připravují srážením:

Ba2+ + SO42– → BaSO4

Nejméně rozpustný je síran barnatý – toho se využívá při důkazu síranových aniontů:

BaCl2 (aq) + Na2SO4 (aq) → BaSO4 (s) + 2 NaCl (aq)

Další skupinou jsou sírany rozpustné ve vodě, které se připravují neutralizací:

2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O

nebo rozpouštěním obecných kovů ve zředěné H2SO4:

Fe + H2SO4 →  FeSO4 + H2

nebo rozpouštěním ušlechtilých kovů v koncentrované H2SO4:

Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Můžeme také rozpouštět oxidy, hydroxidy a uhličitany ve zředěné H2SO4:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

Cd(OH)2 + H2SO4 → CdSO4 + 2 H2O

MgCO3 + H2SO4 → MgSO4 + CO2 + H2O

Některé sírany krystalují s vodou – vznikají skalice: modrá skalice CuSO∙ 5 H2O, zelená skalice FeSO∙ 7 H2O, bílá skalice ZnSO4 ∙ 7 H2O. Modrá skalice se používá k dezinfekci bazénů a jako fungicid v zemědělství.

           

 

 

 

 

 

 

Obr. 3: Modrá skalice                                                            Obr. 4: Zelená skalice

Hydrogensírany známe jen od alkalických kovů. Jsou dobře rozpustné ve vodě.

Kamence jsou podvojné sírany prvků s oxidačním číslem I a III např. KCr(SO4)∙ 12H2O dodekahydrát síranu draselnochromitého, KAl(SO4)2 ∙ 12 H2O dodekahydrát síranu draselnohlinitého, NH4Fe(SO4)2 ∙ 12 H2O dodekahydrát síranu amonnoželezitého.

Thiosíran sodný Na2S2O3 obsahuje thiosíranový anion, který se od síranového liší tím, že má jeden z atomů kyslíku nahrazen atomem síry s oxidačním číslem –II. Používá se k odstraňování přebytku chloru z pitné vody a jako ustalovač při vyvolávání černobílých fotografií.

Zdroje

  • BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
  • BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
  • DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
  • FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
  • KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
  • ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

 

 

 

Obrázek

Content 731px soufresicile2

Obr. 5: Síra

Obrázek

Content 800px pyrit 1

Obr. 6: Pyrit

Obrázek

Content 777px galenit 4

Obr. 7: Galenit

Obrázek

Content 800px chalkopyrit mineralogisches museum bonn

Obr. 8: Chalkopyrit

Obrázek

Content 800px sfalerit 1

Obr. 9: Sfalerit

Obrázek

Content 800px cinabre 1

Obr. 10: Cinabarit (rumělka)

Obrázek

Content alstonite baryte 216041

Obr. 11: Baryt (těživec)

Obrázek

Content mineral   selenite by khruner

Obr. 12: Sádrovec

Vypočítej

Který minerál obsahuje více síry - baryt nebo sádrovec?

Mr(BaSO4) = 233,4; Mr(CaSO∙ 2 H2O) = 172,1;

Ar(S) = 32,1

Výsledek:

baryt 13,75 %, sádrovec 18,65 %

Zamysli se

„Sírou to smrdí v pekle.“  Síra až tolik nezapáchá, ale její sloučeniny jsou v tomto oboru mistry. Sulfan (postaru sirovodík) je plyn, na který je náš čich ze všech nejcitlivější. Uvolňuje se například při rozkladu bílkovin, když se kazí vejce nebo maso. Může za zápach, kterým zamoříme okolí, když provedeme flatulenci (prdneme si).  Sloučeniny síry mohou za zápach z úst. Sloučeninami síry značkujeme zemní plyn, abychom se včas dověděli o jeho úniku. Charakteristický zápach má oxid siřičitý vznikající při hoření síry. To bude zřejmě plyn, se kterým má řada z nás spojené peklo.

 

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Příprava plastické síry

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Oxid siřičitý a kyselý déšť

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Reakce zinku se sírou

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Vlastnosti koncentrované kyseliny sírové

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Dehydratace cukru

Video

This div will be replaced by the JW Player.

Peklo ve zkumavce

Logolink