Prvky 16. skupiny - kyslík, síra, selén, telúr, polónium

Chalkogény predstavujú skupinu chemických prvkov, ktoré sa nachádzajú v 16. skupine (predtým VI.A) periodickej tabuľky prvkov. Samotný názov „chalkogény" je odvodený z gréčtiny a v preklade znamená „rudotvorné prvky", čo odráža ich častý výskyt v rudách a mineráloch. Do tejto skupiny patria prvky: kyslík (O), síra (S), selén (Se), telúr (Te), rádioaktívne polónium (Po) a superťažké, umelo pripravené livermórium (Lv).

Všetky chalkogény majú vo svojej valenčnej vrstve 6 elektrónov, ich všeobecná elektrónová konfigurácia je ns² np⁴. Chýbajú im teda 2 elektróny na dosiahnutie stabilnej konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu (oktetu). Táto snaha doplniť valenčnú vrstvu je dôvodom ich tendencie prijímať 2 elektróny, čím môžu dosiahnuť stabilnú konfiguráciu. Táto vlastnosť určuje ich typické oxidačné číslo -II v zlúčeninách s kovmi a menej elektronegatívnymi prvkami. Môžu však tvoriť zlúčeniny aj s kladnými oxidačnými číslami, najmä +IV a +VI (okrem kyslíka).

Trendy fyzikálnych a chemických vlastností link

V rámci skupiny chalkogénov môžeme pozorovať plynulé zmeny fyzikálnych vlastností:

• Atómový polomer: S pribúdajúcimi elektrónovými vrstvami rastie smerom nadol v skupine.
• Teploty topenia a varu: Majú tendenciu rásť so zvyšujúcim sa protónovým číslom, čo súvisí so silnejšími medziatómovými silami a vyššou hmotnosťou atómov. Výnimkou je polónium.
• Alotropia: Schopnosť tvoriť rôzne štruktúrne modifikácie je výrazná najmä u kyslíka (O₂, O₃), síry (cyklo-S₈ v α a β forme, plastická S...) a selénu (červený, sivý, sklovitý).

Rovnako ako aj zmeny chemických vlastností:

• Elektronegativita: Výrazne klesá smerom nadol v skupine, pričom kyslík patrí k najviac elektronegatívnym prvkom vôbec.
• Kovový charakter: S rastúcim protónovým číslom prvky postupne strácajú nekovové vlastnosti a nadobúdajú kovový charakter.
  • Kyslík a síra sú typické nekovy.
  • Selén a telúr sa považujú za polokovy.
  • Polónium už vykazuje vlastnosti kovu, rovnako ako sa predpokladá u livermória.
• Oxidačné čísla: Najčastejšie sa vyskytuje -II, avšak síra, selén, telúr a polónium tvoria aj stabilné zlúčeniny s oxidačnými číslami +IV a +VI. Kyslík má výnimočne aj -I (peroxidy), -1/2 (hyperoxidy) alebo kladné ox. čísla (s F).
• Schopnosť reťazenia (katenácia): Je najvýraznejšia u síry (polysulfány, polysulfidy, polytiónany), v menšej miere u Se a Te.

Biologický význam a toxicita link

Niektoré chalkogény zohrávajú v živých organizmoch kľúčové úlohy:

• Kyslík: Nevyhnutný pre aeróbne dýchanie, tvorí súčasť biomolekúl. Zúčastňuje sa mnohých metabolických procesov. Telo využíva aj reaktívne formy kyslíka (napr. superoxid O₂⁻, peroxid vodíka H₂O₂) v imunitnej obrane, ale zároveň disponuje enzýmami (napr. superoxiddismutáza, kataláza) a antioxidantmi (napr. vitamín E, C) na ochranu pred ich poškodzujúcim účinkom. Ozón v stratosfére chráni pred UV žiarením.
• Síra: Je makroprvok prítomný v aminokyselinách (cysteín, metionín), bielkovinách (disulfidické mostíky), vitamínoch (B1, biotín) a koenzýme A. Podieľa sa na redoxnej rovnováhe a metabolizme. Elementárna síra sa používa v dermatológii (antifungálne, proti svrabu). Niektoré sírany (Na₂SO₄, MgSO₄) slúžia ako preháňadlá.
• Selén: Je stopový prvok, dôležitý pre funkciu enzýmov ako antioxidant (súčasť glutatión peroxidázy). Podieľa sa na metabolizme hormónov štítnej žľazy. Jeho nedostatok môže viesť k zdravotným problémom. Využíva sa aj v dermatológii (sulfid seleničitý proti lupinám).

Ostatné chalkogény (Te, Po, Lv) nemajú známy pozitívny biologický význam pre ľudí. Zlúčeniny telúru sú toxické (podobne ako zlúčeniny arzénu), polónium a livermórium sú navyše vysoko rádioaktívne. Chronická expozícia Se a Te môže viesť k zdravotným problémom a charakteristickému cesnakovému zápachu dychu.

Typy zlúčenín prvkov 16. skupiny link

Chalkogény tvoria široké spektrum anorganických zlúčenín, pričom typ a vlastnosti týchto zlúčenín sa výrazne menia v závislosti od konkrétneho chalkogénu a prvku, s ktorým sa zlučujú. Vďaka prechodu od nekovového charakteru kyslíka a síry k polokovovému selénu a telúru a kovovému polóniu, ako aj schopnosti síry, selénu a telúru mať okrem oxidačného čísla -II aj kladné oxidačné čísla (+IV, +VI), je chémia ich zlúčenín veľmi bohatá a rozmanitá.

Medzi najcharakteristickejšie typy anorganických zlúčenín, ktoré chalkogény tvoria, patria:

• Hydridy chalkogénov (Chalkogénovodíky)
• Oxidy
• Oxokyseliny chalkogénov
• Soli oxokyselín chalkogénov
• Chalkogenidy (Sulfidy, Selenidy, Teluridy, Polonidy)
• Zlúčeniny s halogénmi

Hydridy chalkogénov (Chalkogénovodíky) link

Všetky stabilné chalkogény tvoria binárne zlúčeniny s vodíkom so všeobecným vzorcom H₂E, kde E je kyslík, síra, selén alebo telúr (polónium tvorí nestabilný polonán H₂Po). Kým voda (H₂O) je kvapalina s unikátnymi vlastnosťami danými silnými vodíkovými väzbami, ostatné chalkogénovodíky (H₂S, H₂Se, H₂Te) sú za normálnych podmienok jedovaté plyny so silne nepríjemným zápachom. Ich stabilita klesá a kyslosť ich vodných roztokov (ako kyselín) rastie smerom od síry k telúru.

Oxidy link

Oxidy sú binárne zlúčeniny kyslíka s inými prvkami. Kyslík tvorí oxidy prakticky so všetkými ostatnými prvkami. Najvýznamnejším je voda (H₂O). Ostatné chalkogény (S, Se, Te, Po) tiež tvoria oxidy s kyslíkom, najčastejšie typu EO₂ (napr. SO₂, SeO₂, TeO₂) a EO₃ (napr. SO₃, SeO₃, TeO₃). Acidobázický charakter týchto oxidov sa mení v skupine – oxidy síry sú kyslé, SeO₂ je kyslý, TeO₂ je amfotérny, čo odráža rastúci kovový charakter.

Oxokyseliny chalkogénov link

Chalkogény v kladných oxidačných stavoch (+IV, +VI) tvoria kyslíkaté kyseliny. Najvýznamnejšie sú oxokyseliny síry (napr. kyselina siričitá H₂SO₃, kyselina sírová H₂SO₄, kyselina tiosírová H₂S₂O₃, kyselina disírová H₂S₂O₇), selénu (kyselina seleničitá H₂SeO₃, kyselina selénová H₂SeO₄) a telúru (kyselina teluričitá H₂TeO₃, kyselina telúrová H₆TeO₆). Sila kyselín a ich oxidačné/redukčné vlastnosti sa v skupine menia.

Soli oxokyselín chalkogénov link

Soli oxokyselín chalkogénov sú často stabilnejšie ako samotné kyseliny a mnohé z nich majú praktické využitie. Medzi najvýznamnejšie patria sírany (SO₄²⁻), siričitany (SO₃²⁻), tiosírany (S₂O₃²⁻), selénany (SeO₄²⁻), seleničitany (SeO₃²⁻) a telúrany. Využívajú sa v stavebníctve (sadrovec CaSO₄·2H₂O), poľnohospodárstve (hnojivá), medicíne (BaSO₄, MgSO₄), analytickej chémii (Na₂S₂O₃) a priemysle.

Chalkogenidy link

Chalkogenidy (sulfidy, selenidy, teluridy, polonidy) sú binárne zlúčeniny chalkogénov (okrem kyslíka) s menej elektronegatívnymi prvkami, najmä kovmi, kde má chalkogén oxidačné číslo -II. Mnohé sulfidy, selenidy a teluridy kovov sú dôležitými rudami (napr. PbS, ZnS, FeS₂). Ich rozpustnosť vo vode a kyselinách je veľmi rôznorodá, čo sa využíva v analytickej chémii na delenie katiónov zrážaním pomocou H₂S. Síra tvorí aj polysulfidy (obsahujúce anióny S²⁻).

Príklad zrážania:

\( \ce{Cd^2+(aq) + H2S(g) -> CdS(s) v + 2H+(aq)} \)

Zlúčeniny s halogénmi link

Chalkogény tvoria rôznorodé zlúčeniny s halogénmi, v ktorých má chalkogén kladné oxidačné čísla (napr. +II, +IV, +VI). Príkladmi sú S₂Cl₂, SCl₂, SF₄, SF₆, SeF₆, TeF₆. Mnohé sú reaktívne a hydrolyzujú vodou. Výnimkou je mimoriadne inertný fluorid sírový (SF₆) s oktaédrickou štruktúrou, ktorý sa používa ako dielektrický plyn.

Charakteristické väzby kyslíka link

Kyslík má vo valenčnej vrstve 6 elektrónov a na dosiahnutie stabilného oktetu potrebuje získať 2 elektróny alebo zdieľať 2 elektrónové páry. Typicky tvorí kovalentné väzby s väzbovosťou 2, napríklad v molekule vody (H-O-H) alebo v molekule kyslíka (O=O).

So silne elektropozitívnymi prvkami (najmä alkalické kovy a kovy alkalických zemín) môže kyslík prijať 2 elektróny a vytvoriť iónový oxidový anión O²⁻.

Vo výnimočných prípadoch môže kyslík tvoriť aj viac ako dve väzby, napríklad v oxóniovom katiónu (H₃O⁺), kde je viazaný s tromi atómami vodíka.

Vďaka svojej vysokej elektronegativite a prítomnosti voľných elektrónových párov zohráva kyslík kľúčovú úlohu pri tvorbe vodíkových väzieb, ktoré významne ovplyvňujú vlastnosti zlúčenín ako voda.

Významné zlúčeniny kyslíka link

Kyslík tvorí nespočetné množstvo anorganických zlúčenín, pričom v väčšine z nich má oxidačné číslo -II (napr. vo vode a oxidoch), ale môže mať aj iné oxidačné stavy (napr. -I v peroxidoch, 0 v elementárnom stave O₂ a O₃). Medzi najvýznamnejšie patria voda (H₂O), elementárny dikyslík (O₂), ozón (O₃), a peroxid vodíka (H₂O₂). Kyslík tiež tvorí oxidy s takmer všetkými ostatnými prvkami.

Kyslík je kľúčovým prvkom v mnohých typoch anorganických zlúčenín, vrátane:

• Oxidy: Binárne zlúčeniny kyslíka s inými prvkami (napr. CO₂, Fe₂O₃).
• Peroxidy: Zlúčeniny obsahujúce peroxidovú skupinu O₂²⁻ (ox. č. -I), napr. H₂O₂, Na₂O₂.
• Superoxidy: Zlúčeniny obsahujúce superoxidový anión O₂⁻ (ox. č. -1/2), napr. KO₂.
• Hydroxidy: Zlúčeniny obsahujúce hydroxidovú skupinu OH⁻ (ox. č. -II pre O), napr. NaOH, Ca(OH)₂.
• Oxóniové soli: Obsahujú oxóniový katión H₃O⁺, ktorý vzniká hydratáciou protónu (napr. H₃O⁺Cl⁻).

Dikyslík link

Dikyslík (O₂) je za normálnych podmienok je plyn bez farby, zápachu a chuti, ktorý je ťažší ako vzduch. V skvapalnenej forme má modrú farbu, v tuhej tvorí modré kryštály. Je čiastočne rozpustný vo vode, pričom jeho rozpustnosť klesá so zvyšujúcou sa teplotou vody. Táto vlastnosť je kľúčová pre dýchanie vodných organizmov.

Horenie link

Vysoká reaktivita kyslíka sa prejavuje jeho schopnosťou pôsobiť ako silné oxidačné činidlo. Zlučuje sa takmer so všetkými prvkami za vzniku oxidov, pričom tieto reakcie sú často exotermické. Typickou reakciou je horenie, čo je prudká exotermická reakcia, pri ktorej dochádza k zlučovaniu látok s kyslíkom za vzniku tepla a svetla. Prítomnosť kyslíka je pre horenie nevyhnutná.

Pri spaľovaní uhlíkatých látok závisí produkt od množstva dostupného kyslíka:

• Pri dokonalom spaľovaní (dostatok O₂) vzniká oxid uhličitý (CO₂) a voda:

\( \ce{C(s) + O2(g) ->[\text{dostatok O}_2] CO2(g)} \)

• Pri nedokonalom spaľovaní (nedostatok O₂) vzniká jedovatý oxid uhoľnatý (CO):

\( \ce{2C(s) + O2(g) ->[\text{nedostatok O}_2] 2CO(g)} \)

Výskyt, výroba a využitie kyslíka link

Voľný kyslík sa nachádza v atmosfére. Viazaný je extrémne rozšírený vo vode, oxidoch a soliach oxokyselín (uhličitany, sírany, kremičitany...). Priemyselne sa vyrába frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu. Laboratórne sa dá pripraviť elektrolýzou vody alebo tepelným rozkladom niektorých zlúčenín, napr. manganistanu draselného (KMnO₄) alebo chlorečnanu draselného (KClO₃, s katalyzátorom MnO₂):

\( \ce{2KMnO4(s) ->[\text{t}] K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)} \)

\( \ce{2KClO3(s) ->[\text{t, MnO}_2] 2KCl(s) + 3O2(g)} \)

alebo katalytickým rozkladom peroxidu vodíka:

\( \ce{2H2O2(aq) ->[\ce{MnO2}] 2H2O(l) + O2(g)} \)

Jeho prítomnosť sa dokazuje tlejúcou trieskou. Využitie kyslíka je rozsiahle: v metalurgii, medicíne (dýchacie prístroje), pri dýchaní vo výškach a pod vodou, v chemickom priemysle a v raketovej technike.

Ozón link

Ozón (O₃) je alotropická modifikácia kyslíka. Je to bezfarebný plyn (vo vyšších koncentráciách modrastý) s charakteristickým zápachom. Je toxický a je silnejším oxidačným činidlom ako O₂.

Vzniká z dikyslíka pôsobením energie (napr. UV žiarenie v stratosfére, elektrický výboj v ozonizátoroch). Reaguje s látkami, s ktorými O₂ za bežných podmienok nereaguje, napr. s jodidom draselným (využíva sa na jeho dôkaz):

\( \ce{O3(g) + 2KI(aq) + H2O(l) -> I2(aq) + 2KOH(aq) + O2(g)} \)

Používa sa na dezinfekciu vody a vzduchu, má bieliace účinky.

Funkcia ozónovej vrstvy link

Ozónová vrstva v stratosfére chráni Zem pred škodlivým UV žiarením. Jej narúšanie (napr. freónmi) vedie k vzniku ozónovej diery.

Voda link

Voda (H₂O) je najrozšírenejšou zlúčeninou na Zemi a základnou podmienkou života. Je to polárna molekula s unikátnymi vlastnosťami vďaka vodíkovým väzbám. Je vynikajúcim rozpúšťadlom.

Peroxid vodíka link

Peroxid vodíka (H₂O₂) je bezfarebná, mierne viskózna kvapalina. Je nestabilný a ľahko sa rozkladá na vodu a kyslík, najmä za prítomnosti katalyzátorov (napr. MnO₂, krvná kataláza) alebo v zásaditom prostredí:

\( \ce{2H2O2(aq) ->[\text{kat.}] 2H2O(l) + O2(g)} \)

Pripravuje sa napr. reakciou peroxidu bárnatého s kyselinou sírovou:

\( \ce{BaO2(s) + H2SO4(aq) -> H2O2(aq) + BaSO4(s) v} \)

Má oxidačné aj redukčné vlastnosti. Oxiduje napr. jodidy na jód, redukuje napr. manganistany na manganaté soli:

\( \ce{H2O2(aq) + 2HI(aq) -> I2(s) + 2H2O(l)} \)

\( \ce{2KMnO4(aq) + 5H2O2(aq) + 3H2SO4(aq) -> 2MnSO4(aq) + 5O2(g) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)} \)

Používa sa ako bielidlo (vlasy, papier), dezinfekčný prostriedok (3 % roztok) a v chemickej syntéze. Niektoré zlúčeniny, ako peroxohydrát močoviny, sa označujú ako "tuhý peroxid vodíka".

Výskyt, výroba a využitie síry link

Síra sa v prírode nachádza jednak ako voľný prvok (vulkanické oblasti, sedimenty), jednak viazaná v početných mineráloch – najmä sulfidoch (pyrit FeS₂, galenit PbS, sfalerit ZnS) a síranoch (sadrovec CaSO₄·2H₂O, baryt (barit) BaSO₄). Získava sa ťažbou z ložísk (napr. Fraschova metóda – tavenie horúcou vodou) alebo ako vedľajší produkt pri odsírovaní ropy a zemného plynu (Clausov proces – oxidácia H₂S).

Najvýznamnejšie využitie síry je pri výrobe kyseliny sírovej. Ďalej sa používa pri vulkanizácii kaučuku, výrobe zápaliek, pyrotechniky, pesticídov (fungicídov), v dermatológii (masti, zásypy) a ako konzervačné látky (siričitany).

Vlastnosti a reaktivita síry link

Síra je menej reaktívna ako kyslík. Schopnosť tvoriť vodíkové väzby je výrazne slabšia. V zlúčeninách má najčastejšie oxidačné čísla -II (sulfidy, H₂S), +IV (SO₂, H₂SO₃) a +VI (SO₃, H₂SO₄). Má výraznú schopnosť katenácie (tvorby reťazcov S-S), napr. v polysulfidoch a polytiónanoch.

Na vzduchu horí za vzniku oxidu siričitého:

\( \ce{S(s) + O2(g) -> SO2(g)} \)

S väčšinou kovov reaguje za tvorby sulfidov, často už pri miernom zahriatí:

\( \ce{Fe(s) + S(s) ->[\text{t}] FeS(s)} \)

Reaguje aj s mnohými nekovmi (H₂, halogény okrem I₂). Voči silným oxidačným kyselinám (HNO₃, konc. H₂SO₄) pôsobí ako redukovadlo.

Významné zlúčeniny síry link

Síra tvorí mnoho významných anorganických zlúčenín, vrátane hydridov, oxidov, oxokyselín a ich solí.

Sulfán (Sírovodík) link

Sulfán (H₂S), známy aj ako sírovodík, je bezfarebný, na vzduchu výbušný, extrémne toxický plyn so zápachom po zhnitých vajciach. Vzniká napríklad reakciou sulfidu železnatého s kyselinou chlorovodíkovou alebo ako produkt rozkladu organickej hmoty obsahujúcej síru.

\( \ce{FeS(s) + 2HCl(aq) -> FeCl2(aq) + H2S(g)} \)

Na vzduchu horí modrým plameňom za vzniku oxidu siričitého:

\( \ce{2H2S(g) + 3O2(g) -> 2SO2(g) + 2H2O(g)} \)

Jeho vodný roztok je slabá dvojsýtna kyselina sírovodíková. Sulfán má redukčné vlastnosti.

Využíva sa pri výrobe síry, v analytickej chémii (detekcia kovových katiónov) a v priemysle ako redukčné činidlo.

Oxid siričitý link

Oxid siričitý (SO₂) je bezfarebný, štipľavo zapáchajúci, toxický plyn. Vzniká spaľovaním síry, pražením sulfidov (napr. pyritu FeS₂) alebo reakciou siričitanov s kyselinami.

\( \ce{4FeS2(s) + 11O2(g) -> 2Fe2O3(s) + 8SO2(g)} \)

\( \ce{Na2SO3(s) + 2HCl(aq) -> 2NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g)} \)

Dobre sa rozpúšťa vo vode za vzniku slabej kyseliny siričitej. Je hlavnou príčinou kyslých dažďov. Používa sa ako medziprodukt pri výrobe H₂SO₄, dezinfekčný prostriedok (sírenie sudov, sušeného ovocia), bielidlo a konzervant (E220).

Oxid sírový link

Oxid sírový (SO₃) je za normálnych podmienok biela kryštalická látka (existuje vo viacerých polymérnych formách) alebo bezfarebná kvapalina (monomér SO₃). Vyrába sa katalytickou oxidáciou SO₂ (kontaktný spôsob):

\( \ce{2SO2(g) + O2(g) ->[\ce{V2O5, t}] 2SO3(g)} \)

Je to veľmi reaktívna látka, anhydrid kyseliny sírovej, s vodou reaguje prudko exotermicky. Používa sa takmer výlučne na výrobu H₂SO₄.

Kyselina siričitá link

Kyselina siričitá (H₂SO₃) je slabá, nestabilná kyselina, existujúca len vo vodných roztokoch SO₂.

\( \ce{SO2(aq) + H2O(l) <=> H2SO3(aq)} \)

Má redukčné vlastnosti (ľahko sa oxiduje na síran), ale môže pôsobiť aj oxidačne (napr. voči H₂S). Jej soli sú siričitany (SO₃²⁻) a hydrogénsiričitany (HSO₃⁻). Používajú sa ako konzervačné látky a redukovadlá.

Kyselina sírová link

Kyselina sírová (H₂SO₄) je bezfarebná, hustá, olejovitá kvapalina. Je to silná dvojsýtna kyselina a jedna z najdôležitejších priemyselných chemikálií. Má silné hygroskopické a dehydratačné účinky (odoberá vodu aj z organických látok, napr. cukrov, za ich uhoľnatenia). Koncentrovaná H₂SO₄ (96–98 %) je silné oxidačné činidlo, najmä za tepla (reaguje aj s Cu, C, S). Zriedená H₂SO₄ nemá oxidačné účinky (oxiduje len H⁺) a reaguje s neušľachtilými kovmi za uvoľnenia vodíka.

\( \ce{Zn(s) + H2SO4(\text{zried.}) -> ZnSO4(aq) + H2(g)} \)

\( \ce{Cu(s) + 2H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] CuSO4(aq) + SO2(g) + 2H2O(l)} \)

Priemyselne sa vyrába kontaktným spôsobom: SO₂ → SO₃ (katalýza V₂O₅) → absorpcia SO₃ v konc. H₂SO₄ za vzniku olea (H₂S₂O₇) → riedenie olea vodou. Má extrémne široké využitie: výroba hnojív (superfosfát), chemikálií, plastov, farbív, liečiv, výbušnín, úprava kovov, sušidlo, elektrolyt v olovených akumulátoroch.

Soli kyseliny sírovej sú sírany (SO₄²⁻) a hydrogénsírany (HSO₄⁻). Mnohé sírany sú dôležité (napr. CaSO₄·2H₂O – sadrovec, CuSO₄·5H₂O – modrá skalica, FeSO₄·7H₂O – zelená skalica, MgSO₄·7H₂O – horká soľ, BaSO₄ – baryt).

Kyselina disírová (pyrosírová) link

Kyselina disírová (H₂S₂O₇) je hlavnou zložkou olea (dymivej kyseliny sírovej), ktoré vzniká rozpúšťaním SO₃ v koncentrovanej H₂SO₄. Je to veľmi silná kyselina a dehydratačné činidlo. Jej soli sú disírany (M₂S₂O₇).

Kyselina tiosírová a tiosírany link

Kyselina tiosírová (H₂S₂O₃) je veľmi nestabilná kyselina, ktorá sa vo vodnom roztoku rýchlo rozkladá na síru a kyselinu siričitú (resp. SO₂).

Jej soli, tiosírany (S₂O₃²⁻), sú však stabilné. Anión S₂O₃²⁻ má štruktúru podobnú síranovému aniónu, kde jeden atóm kyslíka je nahradený atómom síry. Najznámejší je tiosíran sodný (Na₂S₂O₃·5H₂O), ktorý sa pripravuje varením roztoku siričitanu sodného so sírou:

\( \ce{Na2SO3(aq) + S(s) ->[\text{t}] Na2S2O3(aq)} \)

Tiosírany majú redukčné vlastnosti. Reakcia s jódom za vzniku tetratiónanu sodného sa využíva v analytickej chémii (jodometria):

\( \ce{2S2O3^2-(aq) + I2(aq) -> S4O6^2-(aq) + 2I-(aq)} \)

Tiosíranový anión tvorí stabilné komplexné zlúčeniny s niektorými kovmi, napr. so striebrom. Táto vlastnosť sa využíva vo fotografii na ustálenie obrazu (odstránenie nezreagovaného AgBr).

\( \ce{AgBr(s) + 2S2O3^2-(aq) -> [Ag(S2O3)2]^3-(aq) + Br-(aq)} \)

Tiosíran sodný sa používa aj ako antidotum pri otravách kyanidmi.

Významné zlúčeniny selénu link

Selén tvorí zlúčeniny najmä v oxidačných číslach -II, +IV a +VI.

Selán a selenidy link

Selán (H₂Se) je bezfarebný, extrémne toxický plyn s nepríjemným zápachom, nestabilnejší a kyslejší ako H₂S. Pripravuje sa napr. reakciou selenidov s kyselinami.

\( \ce{Al2Se3(s) + 6HCl(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3H2Se(g)} \)

Selenidy sú binárne zlúčeniny selénu (Se⁻ᴵᴵ) s kovmi, často sú polovodičmi.

Oxid seleničitý link

Oxid seleničitý (SeO₂) je biela kryštalická látka s polymérnou reťazcovou štruktúrou (na rozdiel od molekulového SO₂). Vzniká spaľovaním selénu na vzduchu:

\( \ce{Se(s) + O2(g) -> SeO2(s)} \)

Je to kyslý oxid, reaguje s vodou na kyselinu seleničitú. Používa sa ako oxidačné činidlo v organickej syntéze.

Kyselina seleničitá a seleničitany link

Kyselina seleničitá (H₂SeO₃) je biela kryštalická látka, stredne silná dvojsýtna kyselina. Pripravuje sa rozpustením SeO₂ vo vode alebo oxidáciou Se zriedenou HNO₃. Má oxidačné aj redukčné vlastnosti. Jej soli sú seleničitany.

Kyselina selénová link

Kyselina selénová (H₂SeO₄) je bezfarebná kryštalická látka. Je to silná kyselina, porovnateľná so silou H₂SO₄, ale je oveľa silnejšie oxidačné činidlo. Pripravuje sa oxidáciou H₂SeO₃ silnými oxidovadlami (Cl₂, H₂O₂...).

\( \ce{H2SeO3(aq) + Cl2(g) + H2O(l) -> H2SeO4(aq) + 2HCl(aq)} \)

Jej soli, selénany, sú podobné síranom.

Halogenidy selénu link

Selén tvorí rôzne halogenidy, napr. SeF₆ (plyn podobný SF₆, ale reaktívnejší), SeF₄, SeCl₄, Se₂Cl₂, Se₂Br₂.

Sulfid seleničitý link

Sulfid seleničitý (SeS₂) je zlúčenina používaná v dermatológii v šampónoch a prípravkoch proti lupinám a seboroickej dermatitíde vďaka svojim antifungálnym vlastnostiam.

Výskyt a významné zlúčeniny telúru link

V prírode je veľmi vzácny, vyskytuje sa ako prímes v sulfidických rudách alebo tvorí vlastné minerály, často s drahými kovmi (napr. sylvanit AgAuTe₄).

Telán a teluridy link

Telán (H₂Te) je bezfarebný, veľmi nestabilný, toxický plyn s nepríjemným zápachom. Je najkyslejší spomedzi chalkogénovodíkov (okrem H₂O). Pripravuje sa reakciou teluridov s kyselinami.

\( \ce{Al2Te3(s) + 6HCl(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3H2Te(g)} \)

Teluridy sú binárne zlúčeniny telúru (Te⁻ᴵᴵ) s kovmi.

Oxid teluričitý link

Oxid teluričitý (TeO₂) je žltkastá kryštalická látka s polymérnou štruktúrou. Je amfotérny (reaguje s kyselinami aj zásadami). Vzniká spaľovaním telúru na vzduchu:

\( \ce{Te(s) + O2(g) -> TeO2(s)} \)

Používa sa pri výrobe špeciálnych optických skiel.

Kyselina teluričitá a teluričitany link

Kyselina teluričitá (H₂TeO₃) je veľmi slabá kyselina, známa len v roztoku. Jej soli sú teluričitany.

Kyselina telúrová link

Kyselina telúrová (H₆TeO₆), presnejšie kyselina hexahydroxotelúrová, je biela kryštalická látka. Na rozdiel od H₂SO₄ a H₂SeO₄ má oktaédrickú štruktúru Te(OH)₆ a je to slabá kyselina. Pripravuje sa oxidáciou telúru alebo TeO₂ silnými oxidačnými činidlami.

Jej soli sú telúrany. Využíva sa napríklad v analytickej chémii.

Halogenidy telúru link

Telúr tvorí halogenidy ako TeF₆ (reaktívnejší ako SF₆, hydrolyzuje), TeF₄, TeCl₄, TeBr₄. Dihalogenidy TeCl₂, TeBr₂ sú tiež známe.

Významné zlúčeniny polónia link

Polónium tvorí zlúčeniny podobné telúru (napr. polonidy, oxidy PoO₂, PoO₃, halogenidy PoX₂, PoX₄), ale kvôli jeho silnej rádioaktivite a toxicite sú jeho zlúčeniny predmetom len špecializovaného výskumu a nemajú praktické využitie.