chemie.gfxs.cz - Chemický vzdělávací portál

Chemie.gfxs.cz – chemický vzdělávací portál

úvodní stránka

protonové číslo	16
relativní atomová hmotnost	32.06
elektronegativita	2.58
elektronová konfigurace	[Ne]3s²3p⁴
hustota (g·cm^-3)	2.069 (kosočtverečná); 1.958 (jednoklonná)
teplota tání (°C)	112.8 (kosočtverečná); 118.95 (jednoklonná)
teplota varu (°C)	444.55

Síra (₁₆S)

historie

Síru znali již staří Řekové a Římané, od legendárního zničení Sodomy a Gomory sirným deštěm, až k nedávnému objevu, že síra spolu s kyselinou sírovou je hlavní složkou atmosféry planety Venuše. Egypťané znali síru již od 16. století před naším letopočtem a o použití hořící síry k desinfekci se lze dočíst i v Homérově Odysseji. V roce 1245 objevil Friar Bacon střelný prach, který se skládal z ledku, práškovitého dřevěného uhlí a síry. Poprvé byl použit v bitvě u Kresčaku. V roce 1746 zavedl John Roebuck výrobu kyseliny sírové v Anglii.

výskyt

16. prvek v pořadí výskytu v zemské kůře. Je v přírodě hojně zastoupena, ale zřídka je její koncentrace tak vysoká, aby byla její těžba ekonomicky využitelná. Vyskytuje v anorganických i organických sloučeninách:

^-II (sulfidy, sulfan, organosírové sloučeniny),
^-I (disulfidy (S₂)^2-),
⁰ (elementární síra),
^IV (oxid siřičitý),
^VI (sírany).

Komerčně využitelné zdroje síry jsou:

elementární síra v krytbě solných dómů (USA, Mexiko) a sedimentární evaporitní ložiska (Polsko),
sulfan v ropě, zemním plynu
organoprvkové sloučeniny síry v uhlí a ropných píscích,
sulfidické rudy

Často se nachází volná síra sopečného původu. Síra je obsažena i v mnoha rostlinných a živočišných bílkovinách (především ve třech aminokyselinách cystein, cystin, methionin).

sulfidy
- pyrit - FeS₂
- molybdenit - MoS₂
- auripigment - As₂S₃
- chalkosin - Cu₂S
- sfalerit - ZnS
- rumělka - HgS
- galenit - PbS
- realgar - As₄S₄
- bismutin - Bi₂S₃
- chalkopyrit - CuFeS₂
- arsenopyrit - FeAsS
sírany
- sádrovec - CaSO₄·2H₂O
- anhydrit - CaSO₄
- baryt - BaSO₄
- celestin - SrSO₄
- glauberit - Na₂SO₄·CaSO₄

průmyslová výroba

Do začátku 20. století – z ložisek sopečného původu.
V první polovině 20. století – metodou vyvinutou H. Fraschem – vháněním přehřáté vodní páry do hornin obsahujících síru a vytlačováním zkapalněné síry horkým vzduchem na povrch.
Stále větší význam má získávání síry ze zemního plynu, který obsahuje 15 - 20% sulfanu a z ropy.

Při izolování síry ze zemního plynu se nejprve oddělí sulfan, který se pak oxiduje na síru (C. F. Claus)
H₂S + ¹/₂O₂ → ¹/₈S₈ + H₂O
Třetina sulfanu se spálí na oxid siřičitý, vodní páru a plynnou síru. Oxid siřičitý pak reaguje se zbylým sulfanem za přítomnosti katalyzátorů (Fe₂O₃, Al₂O₃) na vodu a páry síry:
H₂S + ³/₂ O₂ → SO₂ + H₂O
2H₂S + SO₂ → ³/₈S₈ + 2H₂O

fyzikální vlastnosti

Síra má 4 stabilní izotopy ³²S, ³³S, ³⁴S a ³⁶S a dalších 6 izotopů je radioaktivních.
Vyskytuje se v několika alotropických modifikacích:
- kosočtverečná (α)
  - stálá modifikace, na kterou přecházejí ostatní modifikace
  - žlutá látka nerozpustná ve vodě
  - dobře rozpustná v sirouhlíku, v etanolu, etheru
  - dobrý tepelný a elektrický izolant
  - molekula cyklická, oktaatomická
  - při teplotě 95,3 °C přechází na modifikaci jednoklonnou (β)
- jednoklonná (β)
  - jiné stěstnání molekul S₈ než u S_α
  - připraví se krystalizací kapalné síry při teplotě 100 °C a rychlým ochlazením na teplotu 20 °C
- jednoklonná (γ)
  - říká se jí také perleťová
  - připravuje se pomalým ochlazováním taveniny síry z teploty nad 150 °C
  - molekuly jsou cyklické oktaatomické – uspořádání těsnější než u β
  - pomalu přechází na formu α
  - homocyklické formy jsou tvořeny kruhy, které obsahují 6 až 20 atomů
- tuhá katena
  - polysíra se vyskytuje v mnoha formách – kaučukovitá síra, plastická síra, vláknitá síra, polymerní síra, nerozpustná síra, bílá síra, supersublimovaná síra
  - tyto metastabilní alotropické směsi se připravují srážením síry z roztoků nebo ochlazením horké kapalné síry z teploty okolo 400°C
  - obsahují šroubovice, cyklo-S₈ a další molekulové formy
  - všechny tyto formy přecházejí na S_α
rychlým ochlazením par síry vzniká sirný květ
síra taje při teplotě 114°C – vzniká žlutá průhledná kapalina
nad teplotou 160°C hnědne, stává se viskóznější
při teplotě 444,5°C vře a uvolňuje oranžové páry
páry jsou tvořeny z osmi- a šestiatomových, které se s rostoucí teplotou rozpadají na čtyř- a dvouatomové
při teplotě 860°C existují v parách jen dvouatomové molekuly
samotné atomy jsou až při teplotě 2000°C

chemické vlastnosti

síra je reaktivní prvek;
přímo se slučuje se všemi prvky kromě vzácných plynů, dusíku, telluru, jodu, iridia, platiny a zlata
při teplotě 120 °C velmi pomalu reaguje s vodíkem
v atmosféře fluoru se vznítí za vzniku SF₆
reakce s dalšími halogeny probíhá při normální teplotě klidně
s čistým kyslíkem síra za normální teploty nereaguje
reaguje s ozónem
přímá reakce s dusíkem nebyla za normální teploty pozorována
ostatní nekovy reagují se sírou až za zvýšené teploty
přechodné prvky, lanthanoidy a aktinoidy reagují se sírou živě za vzniku podvojných sulfidů
síra hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a v malém množství i oxidu sírového
reaguje s kyselinami, které mají oxidační vlastnosti:
S + 2HNO₃ → H₂SO₄ + 2NO
reakcí s hydroxidy vzniká thiosíran a sulfid:
4S + 6KOH → K₂S₂O₃ + 2K₂S + 3H₂O

užití

vulkanizace kaučuku
výroba oxidu siřičitého
výroba kyseliny sírové
výroba sirouhlíku (umělé hedvábí)
insekticidy
fungicidy
léčiva

sloučeniny

sulfan, sirovodík (H₂S)

vyskytuje se v sopečných plynech, v minerálních vodách, při rozkladu bílkovin
příprava - působením kyselin na sulfidy:
FeS + 2HCl → FeCl₂ + H₂S
čistý sulfan – přímou syntézou z prvků při teplotě 600 °C
bezbarvý, nepříjemně páchnoucí plyn
velmi jedovatý
má redukční vlastnosti:
2HNO₃ + 3H₂S → 2NO + 3S + 4H₂O
snadno se rozpouští v kyselých i alkalických vodných roztocích
plynný H₂S na vzduch hoří namodralým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a vody:
H₂S + ³/₂O₂ → SO₂ + H₂O
za omezeného přístupu vzduchu na síru a vodu:
H₂S + ¹/₂O₂ → S + H₂O
v nevodných silně kyselých roztocích vystupuje jako báze – vzniká (SH₃)⁺ - sulfonium
vodný roztok H₂S je slabou dvojsytnou kyselinou
tvoří dva druhy solí: sulfidy – S^2- a hydrogensulfidy – HS^-
- sulfidy
  - příprava
    1. přímou syntézou prvků:
      Fe + S → FeS
    2. redukcí síranů uhlíkem:
      Na₂SO₄ + 4C → Na₂S + 4CO
    3. srážením sulfanem z okyselených vodných roztoků (Cu, Ag, Cd, Hg, Pb, Sn atd.):
      CuCl₂ + H₂S → CuS + 2HCl
    4. nebo sulfidem amonným z alkalických roztoků (Mn, Fe, Co, Ni, Zn):
      (NH₄)S + Fe(OH)₂ → FeS + 2NH₃ + 2H₂O
    5. saturací alkalických roztoků hydroxidů sulfanem:
      NaOH + H₂S → NaHS + H₂O
      NaHS + NaOH → Na₂S + H₂O
  - sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou rozpustné ve vodě – podléhají hydrolýze, jejich roztoky reagují zásaditě:
    Na₂S + H₂O → NaHS + NaOH
  - sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a většinou barevné
  - průmyslově důležité je pražení sulfidů:
    HgS + O₂ → Hg + SO₂
    4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂
  - sulfid sodný – (Na₂S
    - v koželužnách jako depilační činidlo před mořením tříslem
    - redukční činidlo při výrobě aminů
    - flotační činidlo při úpravě měděných rud
  - sulfid barnatý – (BaS)
    - výchozí látka pro výrobu většiny barnatých sloučenin
  - polysulfidy
    - vznikají rozpouštěním síry ve vodných koncentrovaných roztocích sulfidů
      nebo tavením alkalických sulfidů s nadbytkem síry
    - dobře rozpustné ve vodě
    - podléhají hydrolýze
    - jejich roztoky reagují zásaditě
    - jedná se především o polysulfidy elektropozitivnějších prvků (např. Na, K, Ba, …)
    - jsou při normální teplotě žluté a jejich barva se při zahřívání mění až na tmavočervenou
    - jsou to pevné látky s nízkými teplotami tání
    - M₂S_n (n = 2 až 5 pro Na, 2 až 6 pro K, 6 pro Cs)

halogenidy
- fluoridy
  - v těchto sloučeninách je síra v oxidačních stavech I, II, III, IV, V, VI
  - fluorid sirnatý - (SF₂)
    - těkavá látka
    - lomená molekula
    - snadno podléhá dimerizaci
  - fluorid siřičitý – (SF₄)
    - trigonální bipyramida
    - reaktivní sloučenina
    - amfoterní – akceptor i donor elektronového páru
    - používá se jako selektivní fluorační činidlo
    - v přítomnosti vlhkosti hydrolyzuje na HF a SO₂
    - oxiduje se fluorem při teplotě 380°C na SF₆
  - fluorid sírový – (SF₆)
    - příprava - spalováním síry v atmosféře fluoru
    - velmi stálý
    - plyn bez barvy, chuti, zápachu
    - může být zahříván bez rozkladu až na teplotu 500°C
    - chemicky nereaktivní
    - nehořlavý
    - netoxický
    - nerozpustný
    - pro svou stálost a výborné dielektrické vlastnosti se používá jako izolátor ve vysokonapěťových spínačích a generátorech
- chloridy
  - reakce mají značný ekonomický význam
  - dichlordisulfan (S₂Cl₂)
    - toxická, zlatožlutá kapalina odporného zápachu
    - plynný se používá k přípravě mono- a dichlorhydrinů
  - chlorid sirnatý (SCl₂)
    - oranžově žlutá kapalina s dráždivým zápachem
    - snadno se aduje na dvojnou vazbu v alkenech (ethen a SCl₂ – yperit)
- bromidy
  - dibromdisulfan (S₂Br₂)
    - granátově červená olejovitá kapalina
- jodidy
  - jodid sirnatý (SI₂)
    - červenohnědá pevná látka, připravená v roce 1980
oxidy
- uvádí se, že existuje nejméně 13 oxidů síry
- nižší oxidy
  - oxidy obecného vzorce S_nO (5≤n≤10) byly přiraveny teprve nedávno
  - všechny mají oranžovou nebo tmavožlutou barvu
  - při zahřátí se rozkládají na SO₂ a síru
  - dva dioxidy: S₇O₂, S₆O₂
  - tepelně nestálé necyklické oxidy S₂O, S₂O₂, SO
  - oxid siřičitý – (SO₂)
    - vyrábí se spalováním síry nebo sulfanu:
      S + O₂ → SO₂
      H₂S + ³/₂ O₂ → SO₂ + H₂O
    - vzniká jako nežádoucí a škodlivý vedlejší produkt při spalování uhlí a topných olejů (znečišťování ovzduší)
    - bezbarvý jedovatý plyn s dusivým zápachem
    - nehoří ani hoření nepodporuje
    - kapalný SO₂ nevodné rozpouštědlo
    - dobře rozpustný ve vodě
    - vodný roztok „kyselina siřičitá“
    - oxiduje se na oxid sírový:
      SO₂ + ¹/₂O₂ → SO₃ (katalyzátor Pt nebo V₂O₅)
    - užití
      - výroba kyseliny sírové
      - bělící činidlo
      - dezinfekční činidlo
      - konzervační činidlo v potravinářském průmyslu
      - chladivo
      - výroba siřičitanů a dithioničitanů
      - spolu s chlorem sulfochlorační činidlo
  - oxid sírový (SO₃)
    - připravuje se oxidací oxidu siřičitého:
      2SO₂ + O₂ → 2SO₃ (katalyzátor Pt nebo V₂O₅)
    - tepelným rozkladem síranů při vysokých teplotách
    - ve formě dýmavé kyseliny sírové
    - čistý bezvodý se obtížně uchovává – mimořádně agresivní vůči většině materálů
    - tvoří cyklický triér S₃O₉ – pevná látka podobná ledu (γ SO₃)
    - stopy vody vedou k tvorbě třpytivých bílých jehličkových krystalů (β SO₃)
    - vrstevnatá struktura – vzniká příčným spojením řetězců α SO₃
    - s vodou reaguje živě za vzniku kyseliny sírové
    - reakcí s halogenvodíky vznikají halogensírové kyseliny – HSO₃X
    - při reakci SO₃ s organickými látkami dochází k extrakci vody a k zuhelnatění organického materálu
    - reakcí s některými oxidy kovů (Fe₃O₄) vznikají sírany – této reakce se využívá k odstraňování SO₃ z kouřových plynů
- vyšší oxidy
  - vznikají reakcí plynného SO₂ nebo SO₃ s kyslíkem v tichém elektrickém výboji
  - jsou to bezbarvé polymerní kondenzované sloučeniny
  - SO₄
    - těkavá látka
    - má buď otevřenou nebo uzavřenou peroxidovou strukturu
kyseliny
- kyselina siřičitá (H₂SO₃)
  - příprava - zaváděním oxidu siřičitého do vody:
    SO₂ + H₂O → H₂SO₃
  - středně silná
  - velmi nestálá dvojsytná kyseina
  - známá pouze v roztoku
  - silné redukční činidlo
  - tvoří dvě řady solí: siřičitany (SO₃)^2- a hydrogensiřičitany (HSO₃)^-
  - siřičitany
    - hydrogensiřičitany stálé ve vodných roztocích
    - siřičitany poměrně stálé, známé i krystalické
    - příprava - reakcí oxidu siřičitého s vodnými roztoky hydroxidů nebo uhličitanů:
      SO₂ + NaOH → NaHSO₃
      NaHSO₃ + NaOH → Na₂SO₃ + H₂O
      SO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SO₃ + CO₂
    - nebo rozpouštěním kovů ve vodném roztoku kyseliny siřičité
    - reakcí siřičitanů alkalických kovů s roztoky solí jiných kovů:
      Na₂SO₃ + CuCl₂ → CuSO₃ + 2NaCl
    - většina siřičitanů je ve vodě málo rozpustná (kromě siřičitanů alkalických kovů a amonia)
    - roztoky reagují vlivem hydrolýzy slabě zásaditě
    - středně silná redukční činidla
    - siřičitan sodný (Na₂SO₃)
      - vyrábí se reakcí uhličitanu sodného s oxidem siřičitým:
        SO₂ + Na₂CO₃(aq) → Na₂SO₃(aq) + CO₂
        Na₂SO₃(aq) → Na₂SO₃(s) + H₂O (t ≥ 37°C)
      - výroba papíru
    - hydrogensiřičitan vápenatý (Ca(HSO₃)₂
      - vyrábí se z hydroxidu vápenatého a oxidu siřičitého:
        Ca(OH)₂ +2SO₂ → Ca(HSO₃)₂
      - výroba celulosy
- kyselina disiřičitá (H₂S₂O₅)
  - známá pouze ve formě disiřičitanů (S₂O₅)^2-
- kyselina dithioničitá (H₂S₂O₄)
  - volná kyselina neexistuje, její přítomnost nebyla zjištěna ani ve vodných roztocích
  - soli dithioničitany (S₂O₄)^2-
    - poměrně stálé
    - silná redukční činidla
    - užití
- kyselina sírová (H₂SO₄)
  - bezvodá kyselina – hustá,viskózní kapalina
  - neomezeně se mísí s vodou
  - 98,3% tvoří azeotropickou směs
  - má vysokou elektrickou vodivost – způsobenou autoprotolýzou:
    2H₂SO₄ → (HSO₄)^- + (H₃SO₄)⁺
  - silná dvojsytná kyselina
  - koncentrovaná kyselina má silné oxidační vlastnosti
  - zředěná kyselina rozpouští neušlechtilé kovy za vývoje vodíku:
    H₂SO₄ + Zn → ZnSO₄ + H₂
  - horká koncentrovaná kyselina rozpouští některé ušlechtilé kovy:
    Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O
  - zlato účinkům H₂SO₄ odolává
  - významná je její dehydratační schopnost
  - tvoří dvě řady solí
    - sírany (SO₄)^2-
    - hydrogensírany (HSO₄)^-
  - užití
    - výroba hnojiv
    - při rafinaci ropy
    - výroba papíru a nátěrových barev
    - výroba mýdel a detergentů
    - výroba umělých vláken
  - výroba
    - komorový způsob
      - oxid siřičitý, který vzniká spalováním síry reaguje s vodou a oxidem dusičitým v komorách vyložených olovem:
        S + O₂ → SO₂
        SO₂ + H₂O + NO₂ → H₂SO₄ + NO
      - oxid dusnatý se oxiduje vzdušným kyslíkem:
        2NO + O₂ → 2NO₂
      - oxidy dusíku odcházející z poslední komory se zachytí v Gay-Lussacově věži v koncentrované kyselině sírové:
        H₂SO₄ + 2NO₂ → HOSO₂ONO + HNO₃
      - vracejí se do výrobního procesu v Gloverově věži, která je předřazená komorám:
        2HOSO₂ONO + SO₂ + 2H₂O → 3H₂SO₄ + 2NO
        2HNO₃ + 3SO₂ + 2H₂O → 3H₂SO₄ + 2NO
    - z komorového způsobu se vyvinul ekonomičtější způsob věžový (komory nahrazeny systémem věží)
  - kontaktní způsob
- sírany
  - příprava
    1. rozpouštěním kovu ve vodném roztoku kyseliny:
      Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂
    2. reakcí kyseliny s oxidy nebo hydroxidy kovů:
      2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2H₂O
      ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H2O
    3. reakcí uhličitanů a kyseliny:
      Na₂CO₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O
    4. podvojnou záměnou:
      BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2HCl
    5. oxidací sulfidů nebo siřičitanů:
      PbS + 2O₂ → PbSO₄
      CaSO₃ + ¹/₂ O₂ → CaSO₄
  - většina síranů je ve vodě dobře rozpustná
  - málo rozpustné jsou sírany kovů alkalických zemin, stříbra a olova
  - působením oxidu sírového na sírany lze získat polysírany, např. trisíran didraselný (K₂S₃O₁₀ )
kyselina disírová (H₂S₂O₇)
- vzniká reakcí koncentrované kyseliny sírové s oxidem sírovým:
  H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇
- soli: disírany (S₂O₇)^2-
kyselina peroxodisírová (H₂S₂O₈)
- bezbarvá pevná látka
- ve vodě se rozpouští v jakémkoli poměru
- soli: peroxodisírany (S₂O₈)^2-
  - oxidační a bělící činidla
kyselina thiosírová (H₂S₂O₃)
- příprava
- kyselina peroxosírová (H₂SO₅) (Carova)
  - příprava - reakcí chlorsírové kyseliny s bezvodým peroxidem vodíku:
    Cl(SO₂)OH + H₂O₂ → HCl + HOOSO₂(OH)
  - silná jednosytná kyselina
  - bezbarvá krystalická látka
  - soli – hydrogenperoxosírany (HSO₅)^-
- kyselina dithionová (H₂S₂O₆)
  - příprava - reakcí dithionanu barnatého s kyselinou sírovou:
    BaS₂O₆(aq) + H₂SO₄(aq) →H₂S₂O₆(aq) + BaSO₄(s)
  - soli dithionany (S₂O₆)^2-
    - stálé sloučeniny
    - silnými oxidačními činidly (X₂, (Cr₂O₇)^2-, (MnO₄)^-) se oxidují na sírany
    - silnými redukčními činidly (Na/Hg) se redukují na siřičitany (SO_3,)^2- a dithioničitany (S₂O₄)^2-
- kyselina polythionová H₂S_xO₆ (x = 3 až 6)
  - soli: polythionany – (S_xO₆)^2-
halogenidy kyselin síry
- dichlorid kyseliny siřičité, thionylchlorid (SOCl₂)
  - příprava - působením chloridu fosforečného na siřičitan sodný:
    Na₂SO₃ + 2PCl₅ → SOCl₂ + 2POCL₃ + 2NaCl
  - bezbarvá kapalina ostrého zápachu
  - silně láme světlo
  - vodou se hydrolyzuje:
    SOCl₂ + 2H₂O → H₂SO₃ + 2HCl
  - užití
- dichlorid kyseliny sírové, sulfurylchlorid (SO₂Cl₂)
  - vzniká reakcí oxidu siřičitého s chlorem v přítomnosti kafru nebo aktivního uhlí
  - bezbarvá kapalina
  - snadno se hydrolyzuje:
    SO₂Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl
  - je-li vody málo, vzniká chlorsulfonová kyselina:
    SO₂Cl₂ + H₂O → SO₂(OH)Cl + HCl
- kyselina chlorosulfonová (SO₂(OH)Cl)
  - bezbarvá kapalina
  - nepříjemného zápachu
  - hydrolyzuje:
    SO₂(OH)Cl + H₂O → H₂SO₄ + HCl
  - užití

2003 - 2006 © uvedení autoři, Gymnázium F. X. Šaldy v Liberci
Jakékoliv kopírování obsahu je bez svolení autorů zakázáno.

Síra (16S)