Síra se nachází v VI.A skupině, tudíž má 6 valenčních elektronů ve třetí vrstvě. Je to nekov a jeho elektronová konfigurace je 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1. Má 16 protonů, 16 neutronů a 16elektronů a nukleonové číslo 32. Jeho teplota tání je 119,0°C a teplota varu je 444,6°C. Může mít oxidační čísla –II, II, IV a VI.
Výskyt:
Je to biogenní prvek(vázaný v bílkovinách).
Volný:
V sopečných horninách a v okolí sopek.
Vázaný:
V sulfidech (galenit-PbS, sfalerit-ZnS, pyrit-FeS2), síranech (sádrovec-CaSO4×2H2O, chalkopyrit CuFeS2) a v sopečných plynech (sulfan-H2S a SO2)
Výroba:
V přírodě vzniká buď srážením se za horka ze sirných par- k tomu dochází v blízkosti činných nebo vyhaslých sopek (pohoří Eifel/SRN, Vulcano/Itálie, Japonsko, Indonesie) nebo sedimentárně redukcí síranů působením organických substancí (anaerobní bakterie), v tomto případě se vyskytuje společně se sádrovcem a celestinem (Agrigento,Caltanisetta/Sicílie,Staßfurt [solná ložiska z období svrchního permu], Sasko/SRN; Tarnobrzeg/jižní Polsko). U nás se vyskytuje například v okolí Františkových a Mariánských Lázní.
Průmyslová:
-hlubinová nebo povrchová těžba.
-vytavováním síry z ložisek-souosýma rourami(horký vzduch, horká voda, odvod taveniny).
-vytavováním síry ze sopečných vyvřelin bez přístupu vzduchu(milíře).
Laboratorní:
-z fluoridu sirného při 20°C : SF6 ? S + 6F .Fluorid sirný je vodou nerozkladatelný a je nehořlavý.
-z galenitu: PbS ? Pb+II + S+II
Vlastnosti:
Síra je žlutá, křehká krystalická látka, vyskytuje se v několika alotropických modifikacích:
za obyčejné teploty síra kosočtverečná a při 95° C přechází v síru jednoklonnou.
. Stabilní síra v kosočtverečné modifikaci tvoří velmi krásné, hojnoploché krystaly, které mají někdy povlak nebo obsahují vtroušeniny ze živce nebo ropy. Síra má lasturnatý lom, je velmi křehká, při kolísání teplot praská, již při pouhém uchopení krystalu se na něm mohou objevit trhliny.
Obě tyto modifikace vytvářejí S8, zahříváním nad 119° C vzniká kapalná (polymerní) síra S (prudkým ochlazením vzniká síra plastická (amorfní).
zahříváním kapalné síry vznikají hnědé páry složené z S8, S6, S4, S2
ochlazením par vzniká sirný květ (žlutý prášek).
zahříváním na vzduchu vzplane při 250°C a shoří modravým plamenem na oxid siřičitý SO2
S + O2 ? SO2
síra má jek oxidační, tak redukční vlastnosti:
Fe + S ? FeS
S + HNO3 ? H2SO4 + 2NO
Použití:
prvku
Asi polovina světové produkce tohoto nerostu pochází z elementární síry (přes 10 mil. tun). Síra se používá převážně k výrobě černého střelného prachu, sulfátové buničiny, zápalek a jako dezinfekční prostředek k tzv. síření sudů (popř. včelích plástů). Dále se využívá například v lékařství ve formě sirných mastí, které se používají proti kožním chorobám. Významné využití síry je také vulkanizace kaučuku a výroba dalších chemických sloučenin (např. kyselina sírová - H2SO4, sirouhlík - CS2, atd.).
Sloučenin:
bezkyslíkaté
H2S-sulfan
-prudce jedovatý plyn, zápachem připomíná zkažené vejce, vzniká při rozkladu bílkovin.
-na vzduchu hoří modrým plamenem 2H2S + 3O2 ? 2H2O + 2SO2
-má silné redukční účinky H2SO4 + H2S ? S + SO2 + 2H2O
-rozpouští se ve vodě za vzniklé slabé dvojsytné kyseliny sirovodíkové („sulfanová voda“)
-laboratorní příprava: v Kippově přístroji rozkladem FeS zředěnou kyselinou sírovou
FeS + H2SO4 ? H2S + FeSO4
-sulfidy kovů (až na pár vyjímek) jsou ve vodě nerozpustné, často charakteristicky zbarvené.
kyslíkaté
SO2 – bezbarvý jedovatý plyn štiplavého zápachu
-oxidační i redukční účinky, vzniká hořením síry na vzduchu.
-laboratorní příprava: HCl + NaHSO3 ? NaCl + H2O + SO2
-průmyslová výroba: pražením pyritu 4FeS2 + 11O2 ? 8SO2 + 2Fe2O3
H2SO4 ( )
-redukční účinky, pevný tvoří trimerní cyklické S3O9, ochotně reaguje s vodou za vzniklé H2SO4 (kyselé deště)
SO3-vzniká: 2SO2 + O2? 2SO3
H2SO3 ( )
-vzniká rozpouštěním SO2 ve vodě za vzniklé slabé dvojsytné kyseliny siřičité SO2 + H2O ? H2SO3
-vlastnosti:
-bezbarvá, olejovitá, silně hygroskopická kapalina, má silné redukční účinky (uhelnatění organyckých látek)
-silná dvojsytná kys., s vodou se mísí v libovolném poměru (exotermní reakce)
-koncentrovaná (w=0.98) – oxidační schopnosti – reaguje se všemi kovy kromě Pb (pokrývá se nerozpustným PbSO4), Au a Pt
-zředěná – ztrácí oxid. Vlastnosti – reaguje s neušlechtilými kovy Fe + H2SO4 ? FeSO4 + H2
-od H2SO4 odvozujeme sírany (sulfáty) M2ISO4 a hydrogensírany MIHSO4
-sírany:
-většina síranů (výjimka BaSO4, PbSO4) a hydrogensíranů je rozpustná ve vodě
-většina síranů tvoří podvojné soli = kamence (například KAl(SO4)2×12H2O)
-některé sírany obsahují krystalovou vodu = tzv. skalice (modrá skalice CuSO4×5H2O, zelená skalice FeSO4×7H2O, bílá skalice ZnSO4×7H2O)
-z dalších síranů: Glauberova sůl NaSO4×10H2O, sádra CaSO4×10H2O
-výroba (3 fáze):
-výroba SO2 (oxidací síry nebo pražením pyritu)
-oxidace SO2: 2SO2 + O2 ? 2SO3
-rozpouštění SO3 v H2SO4 ? H2S2O7 + H2O ? 2H2SO4
-užití:
-výroba průmyslových hnojiv (superfosfát, síran amonný), výroba barviv, viskózových vláken, elektrolyt do olověných akumulátorů, zpracování rud,ropných produktů,desinfekce vody v bazénech,…
další oxokyseliny síry:
kyselina thiosírová H2S2O7
kyselina thiosiřičitá H2S2O2
kyselina polythionová H2SxO6 (kys. tetrathionová H2S4O6)
kyselina peroxodisírová H2S2O8
kyselina peroxosírová H2SO5
28. září 2007
8 184×
752 slov
