Objav: Antoine Lavoisier (1777)
Izolácia: Staroveká Čína (cca 500 p.n.l.)
T. topenia
115.21 °C
T. varu
444.7 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
32.06 u
Atómový polomer
100 pm
Hustota
1960 kg/m³
Elektronegativita
2.58
Ionizačná energia
999.6 kJ/mol
Elektrónová afinita
200.41 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Známa od staroveku (napr. Staroveká Čína, cca 500 p.n.l.); ako prvok ju klasifikoval Antoine Lavoisier v roku 1777.
- Za normálnych podmienok žltá, krehká pevná látka bez zápachu (zápach "síry" je z jej zlúčenín, napr. H₂S).
- Vyskytuje sa vo viacerých alotropických modifikáciách; bežné sú cyklické molekuly S₈ (kosoštvorcová α-síra, jednoklonná β-síra). Amorfná forma je plastická síra.
- Teplota topenia (α-síry) je 115,21 °C.
- Nerozpustná vo vode, rozpustná v nepolárnych rozpúšťadlách (napr. sírouhlík CS₂).
- Zlý vodič tepla a elektrického prúdu.
- Horľavá, horí modrým plameňom za vzniku plynného oxidu siričitého (SO₂) s dráždivým zápachom.
- Reaguje s väčšinou kovov (okrem Au, Pt, Ir) za vzniku sulfidov, často pri miernom zahriatí.
- V prírode sa vyskytuje voľná (vulkanické oblasti) aj viazaná v sulfidoch (napr. pyrit FeS₂, galenit PbS) a síranoch (napr. sadrovec CaSO₄·2H₂O).
- Dôležitý biogénny prvok, súčasť niektorých aminokyselín (metionín, cysteín) a bielkovín.
- Bežné oxidačné čísla: -II (sulfidy, H₂S), +IV (SO₂, siričitany), +VI (SO₃, sírany, H₂SO₄).
- Hlavné využitie: výroba kyseliny sírovej (H₂SO₄) – kľúčovej priemyselnej chemikálie (hnojivá, chemikálie, metalurgia).
- Ďalšie využitie: vulkanizácia kaučuku, výroba zápaliek, pušného prachu, pyrotechniky, fungicídov a insekticídov.
- Niektoré zlúčeniny síry sa používajú v medicíne (napr. sulfónamidy).
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.
