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⁺ + S^2– → CuS

2 Sb³⁺ + 3 S^2– → 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⁺ + SO₄^2–

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⁺ + SO₄^2– → 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 CuSO₄∙ 5 H₂O, zelená skalice FeSO₄∙ 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)₂∙ 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.