Síra je chemický prvek, který se nachází v šesté skupině a třetí periodě periodické tabulky prvků. V tomto článku se podrobně podíváme na jeho chemické a fyzikální vlastnosti, výrobu, použití a tak dále. Fyzikální charakteristika zahrnuje takové vlastnosti, jako je barva, úroveň elektrické vodivosti, bod varu síry atd. Chemická charakteristika popisuje její interakci s jinými látkami.
Síra z hlediska fyziky
Toto je křehká látka. Za normálních podmínek je v pevném stavu agregace. Síra má citronově žlutou barvu.
A z větší části mají všechny jeho sloučeniny žluté odstíny. Nerozpouští se ve vodě. Má nízkou tepelnou a elektrickou vodivost. Tyto vlastnosti jej charakterizují jako typický nekov. Navzdory skutečnosti, že chemické složení síry není vůbec složité, může mít tato látka několik variací. Vše závisí na struktuře krystalové mřížky, pomocí které jsou atomy spojeny, ale netvoří molekuly.
Takže první možností je kosočtverečná síra. Náhodou jenejstabilnější. Bod varu tohoto typu síry je čtyři sta čtyřicet pět stupňů Celsia. Ale aby daná látka přešla do plynného skupenství agregace, musí nejprve projít kapalným skupenstvím. K tání síry tedy dochází při teplotě, která je sto třináct stupňů Celsia.
Druhou možností je monoklinická síra. Jedná se o jehličkovité krystaly s tmavě žlutou barvou. Tavení síry prvního typu a její pomalé ochlazování vede ke vzniku tohoto typu. Tato odrůda má téměř stejné fyzikální vlastnosti. Například bod varu síry tohoto typu je stále stejných čtyři sta čtyřicet pět stupňů. Kromě toho existuje taková rozmanitost této látky jako plast. Získává se zalitím do studené vody ohřáté téměř k varu kosočtverec. Bod varu síry tohoto typu je stejný. Ale látka má schopnost se natahovat jako guma.
Další složkou fyzikální charakteristiky, o které bych chtěl mluvit, je teplota vznícení síry.
Tento údaj se může lišit v závislosti na typu materiálu a jeho původu. Například teplota vznícení technické síry je sto devadesát stupňů. Toto je poměrně nízké číslo. V jiných případech může být bod vzplanutí síry dvě stě čtyřicet osm stupňů a dokonce dvě stě padesát šest. Vše záleží na tom, z jakého materiálu byl těžen, jakou má hustotu. Ale dá se to uzavřítže teplota hoření síry je poměrně nízká, ve srovnání s jinými chemickými prvky jde o hořlavou látku. Kromě toho se někdy síra může sloučit do molekul skládajících se z osmi, šesti, čtyř nebo dvou atomů. Nyní, když jsme zvážili síru z hlediska fyziky, přejděme k další části.
Chemická charakterizace síry
Tento prvek má relativně nízkou atomovou hmotnost, je to třicet dva gramů na mol. Charakteristika sirného prvku zahrnuje takový rys této látky, jako je schopnost mít různé stupně oxidace. V tom se liší například od vodíku nebo kyslíku. Vzhledem k otázce, jakou chemickou charakteristiku má sirný prvek, nelze nezmínit, že v závislosti na podmínkách vykazuje jak redukční, tak oxidační vlastnosti. Zvažte tedy postupně interakci dané látky s různými chemickými sloučeninami.
Síra a jednoduché látky
Jednoduché jsou látky, které mají ve svém složení pouze jeden chemický prvek. Jeho atomy se mohou slučovat do molekul, jako například v případě kyslíku, nebo se nemusí slučovat, jako je tomu u kovů. Síra tedy může reagovat s kovy, jinými nekovy a halogeny.
Interakce s kovy
Tento druh procesu vyžaduje vysokou teplotu. Za těchto podmínek probíhá adiční reakce. To znamená, že atomy kovů se spojují s atomy síry, a tak tvoří složité látky sulfidy. Například pokud topídva moly draslíku, smíchané s jedním molem síry, získáme jeden mol sulfidu tohoto kovu. Rovnici lze napsat následovně: 2K + S=K2S.
Reakce s kyslíkem
Toto je spalování síry. V důsledku tohoto procesu vzniká jeho oxid. Posledně jmenované mohou být dvou typů. Spalování síry tedy může probíhat ve dvou fázích. První je, když jeden mol síry a jeden mol kyslíku tvoří jeden mol oxidu siřičitého. Rovnici této chemické reakce můžete napsat takto: S + O2=SO2. Druhým stupněm je přidání jednoho dalšího atomu kyslíku k oxidu. To se stane, když se jeden mol kyslíku přidá ke dvěma molům oxidu siřičitého při vysokých teplotách. Výsledkem jsou dva moly oxidu sírového. Rovnice pro tuto chemickou interakci vypadá takto: 2SO2 + O2=2SO3. V důsledku této reakce vzniká kyselina sírová. Provedením dvou popsaných procesů je tedy možné nechat procházet výsledný trioxid proudem vodní páry. A získáme síranovou kyselinu. Rovnice pro takovou reakci je napsána takto: SO3 + H2O=H2 SO 4.
Interakce s halogeny
Chemické vlastnosti síry, stejně jako jiných nekovů, jí umožňují reagovat s touto skupinou látek. Zahrnuje sloučeniny jako fluor, brom, chlor, jód. Síra reaguje s kterýmkoli z nich, kromě posledního. Příkladem je proces fluorace uvažovanéhojsme prvkem periodické tabulky. Zahříváním zmíněného nekovu s halogenem lze získat dvě varianty fluoridu. První případ: vezmeme-li jeden mol síry a tři moly fluoru, dostaneme jeden mol fluoridu, jehož vzorec je SF6. Rovnice vypadá takto: S + 3F2=SF6. Navíc je tu ještě druhá možnost: vezmeme-li jeden mol síry a dva moly fluoru, dostaneme jeden mol fluoridu s chemickým vzorcem SF4. Rovnice je napsána následovně: S + 2F2=SF4. Jak vidíte, vše závisí na poměrech, ve kterých jsou složky smíchány. Úplně stejným způsobem je možné provést proces chlorace síry (mohou vzniknout i dvě různé látky) nebo bromace.
Interakce s jinými jednoduchými látkami
Charakterizace prvku síry tím nekončí. Látka může také vstoupit do chemické reakce s vodíkem, fosforem a uhlíkem. Díky interakci s vodíkem vzniká sulfidová kyselina. V důsledku jeho reakce s kovy lze získat jejich sulfidy, které se zase získají přímou reakcí síry se stejným kovem. K přidávání atomů vodíku k atomům síry dochází pouze za podmínek velmi vysoké teploty. Když síra reaguje s fosforem, vzniká jeho fosfid. Má následující vzorec: P2S3. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít dva moly fosforu a tři moly síry. Při interakci síry s uhlíkem vzniká karbid uvažovaného nekovu. Jeho chemický vzorec vypadá takto: CS2. Abyste získali jeden mol této látky, musíte vzít jeden mol uhlíku a dva moly síry. Všechny výše popsané adiční reakce probíhají pouze tehdy, když jsou reaktanty zahřáté na vysoké teploty. Uvažovali jsme o interakci síry s jednoduchými látkami, nyní přejdeme k dalšímu odstavci.
Síra a komplexní sloučeniny
Komplex jsou látky, jejichž molekuly se skládají ze dvou (nebo více) různých prvků. Chemické vlastnosti síry jí umožňují reagovat se sloučeninami, jako jsou alkálie, stejně jako koncentrovaná síranová kyselina. Jeho reakce s těmito látkami jsou dosti zvláštní. Nejprve zvažte, co se stane, když se dotyčný nekov smíchá s alkálií. Pokud například vezmete šest molů hydroxidu draselného a přidáte k nim tři moly síry, získáte dva moly sulfidu draselného, jeden mol tohoto siřičitanu kovu a tři moly vody. Tento druh reakce lze vyjádřit následující rovnicí: 6KOH + 3S=2K2S + K2SO3 + 3H2 O. Na stejném principu dochází k interakci, pokud je přidán hydroxid sodný. Dále zvažte chování síry, když se k ní přidá koncentrovaný roztok síranové kyseliny. Pokud vezmeme jeden mol první a dva moly druhé látky, dostaneme následující produkty: oxid sírový v množství tří molů a také vodu - dva moly. Tato chemická reakce může proběhnout pouze tehdy, když se reaktanty zahřejí na vysokou teplotu.
Získání příslušné položkynekovové
Existuje několik základních způsobů, jak extrahovat síru z různých látek. První metodou je izolace od pyritu. Chemický vzorec posledně jmenovaného je FeS2. Při zahřátí této látky na vysokou teplotu bez přístupu kyslíku lze získat další sulfid železa - FeS - a síru. Reakční rovnice je napsána následovně: FeS2=FeS + S. Druhým způsobem získávání síry, který se často používá v průmyslu, je spalování sulfidu sírového za podmínek malé množství kyslíku. V tomto případě můžete získat uvažovaný nekov a vodu. Chcete-li provést reakci, musíte vzít složky v molárním poměru dvě ku jedné. V důsledku toho získáme konečné produkty v poměru dva až dva. Rovnici pro tuto chemickou reakci lze napsat takto: O. Kromě toho lze síru získat při různých metalurgických procesech, například při výrobě kovů, jako je nikl, měď a další.
Průmyslové použití
Nekov, o kterém uvažujeme, našel své nejširší uplatnění v chemickém průmyslu. Jak bylo uvedeno výše, zde se používá k získání síranové kyseliny z ní. Kromě toho se síra používá jako složka pro výrobu zápalek, protože jde o hořlavý materiál. Je také nepostradatelný při výrobě výbušnin, střelného prachu, prskavek atd. Kromě toho se síra používá jako jedna ze složek přípravků na hubení škůdců. Vléku, používá se jako složka při výrobě léků na kožní onemocnění. Dotyčná látka se také používá při výrobě různých barviv. Kromě toho se používá při výrobě fosforů.
Elektronická struktura síry
Jak víte, všechny atomy se skládají z jádra, které obsahuje protony – kladně nabité částice – a neutrony, tedy částice s nulovým nábojem. Elektrony obíhají kolem jádra se záporným nábojem. Aby byl atom neutrální, musí mít ve své struktuře stejný počet protonů a elektronů. Pokud jich je více, jedná se již o záporný iont - anion. Pokud je naopak počet protonů větší než počet elektronů, jedná se o kladný iont neboli kationt. Anion síry může působit jako zbytek kyseliny. Je součástí molekul látek, jako je sulfidová kyselina (sirovodík) a sulfidy kovů. Anion vzniká při elektrolytické disociaci, ke které dochází při rozpuštění látky ve vodě. V tomto případě se molekula rozloží na kation, který může být reprezentován jako kovový nebo vodíkový ion, stejně jako kation - iont kyselého zbytku nebo hydroxylové skupiny (OH-).
Protože pořadové číslo síry v periodické tabulce je šestnáct, můžeme dojít k závěru, že se jedná o počet protonů v jejím jádře. Na základě toho můžeme říci, že zde také rotuje šestnáct elektronů. Počet neutronů lze zjistit odečtením pořadového čísla chemického prvku od molární hmotnosti: 32- 16=16. Každý elektron se neotáčí náhodně, ale po určité dráze. Vzhledem k tomu, že síra je chemický prvek, který patří do třetí periody periodické tabulky, existují tři oběžné dráhy kolem jádra. První má dva elektrony, druhý má osm a třetí má šest. Elektronový vzorec atomu síry je napsán následovně: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Rozšíření v přírodě
Uvažovaný chemický prvek se v zásadě nachází ve složení minerálů, což jsou sulfidy různých kovů. Především je to pyrit – sůl železa; dále je to olovo, stříbro, lesk mědi, směs zinku, rumělka - sulfid rtuťnatý. Kromě toho může být síra také součástí minerálů, jejichž struktura je reprezentována třemi nebo více chemickými prvky.
Například chalkopyrit, mirabilit, kieserit, sádra. Každý z nich můžete zvážit podrobněji. Pyrit je sulfid železitý nebo FeS2. Má světle žlutou barvu se zlatým leskem. Tento minerál lze často nalézt jako nečistotu v lapis lazuli, který se široce používá k výrobě šperků. Je to dáno tím, že tyto dva minerály mají často společné ložisko. Měděný lesk – chalkocit, neboli chalkosin – je modravě šedá látka, podobná kovu. Lesk olova (galenit) a stříbrný lesk (argentit) mají podobné vlastnosti: oba vypadají jako kovy a mají šedou barvu. Rumělka je hnědočervený matný minerál s šedými skvrnami. Chalkopyrit, chemickýjehož vzorec je CuFeS2, - zlatožlutá, nazývá se také zlatá směs. Zinková směs (sfalerit) může mít barvu od jantarové až po ohnivě oranžovou. Mirabilite - Na2SO4x10H2O - průhledné nebo bílé krystaly. Říká se jí také Glauberova sůl, používaná v lékařství. Chemický vzorec kieseritu je MgSO4xH2O. Vypadá jako bílý nebo bezbarvý prášek. Chemický vzorec sádry je CaSO4x2H2O. Kromě toho je tento chemický prvek součástí buněk živých organismů a je důležitým stopovým prvkem.
