Síra
Elementární síra je pevná žlutá látka. Je docela reaktivní, ale na rozdíl od kyslíku netvoří vodíkové můstky. Může mít oxidační stavy -II, II, +IV, +VI. Může se vyskytovat ve 3 modifikacích - \alpha,\beta a γ. Za normálních podmínek ji najdeš jen jako kosočtverečnou a modifikaci. Ta je tvořena osmičlennými cykly \mathbf{S}_{8} uspořádanými do tvaru „koruny” jako na obrázku.
Při 95^{\circ} \mathrm{C} přechází síra na jednoklonnou \beta modifikaci a při 119^{\circ} \mathrm{C} taje na žlutou kapalinu a jejím pomalým ochlazováním vzniká y modifikace, které se taky říká perleťová. Pokud se ale ochladí moc rychle, tak vznikne tzv. plastická síra. Při 160^{\circ} \mathrm{C} se kapalina stává viskóznější a hnědne, za což může polymerace řetězců síry. Při 444^{\circ} \mathrm{C} síra vře a prudkým ochlazením plynné síry vzniká tzv. sirný květ. Všechny tyto modifikace ale časem přechází zpátky na a síru.
Kde se vyskytuje síra?
Elementární síra se v přírodě vyskytuje poměrně hojně v podzemních ložiscích. Častěji se však vyskytuje vázaná hlavně ve formě sulfidů a síranů. Můžeš ji najít třeba jako pyrit \mathrm{FeS}_{2}, galenit \mathrm{PbS} nebo sfalerit \mathrm{ZnS}. Taky ji najdeš ve formě sulfanu ve fosilních palivech. Je to oligobiogenní prvek, takže se nachází i v lidském těle. Je obsažena v aminokyselinách cysteinu a methioninu. Taky se nachází v keratinu, ze kterého jsou tvořeny naše vlasy, a dokonce ovlivňuje i to, jestli jsou rovné, kudrnaté, nebo vlnité.
Síra se těží tzv. Frashovou metodou založenou na roztavení síry v jejich podzemních ložiscích přehřátou vodní párou, která je vháněna sondami. Zkapalněná síra se pak odtud vyhání horkým tlakovým vzduchem. Získaná síra je velmi čistá (99,6\%) a proto se většinou dále neupravuje. Laboratorně se síra nevyrábí.
Již po několik staletí se používá v medicíně. I v současné době se sirnou mastí léčí svrab. Je jednou ze složek střelného prachu (těmi dalšími jsou uhlík a dusičnan draselný \mathrm{KNO}_{3} ). Přidává se také do zábavní pyrotechniky a hlaviček zápalek. Proto se taky zápalkám říká nespisovně sirky. Největší množství síry se spotřebuje na výrobu kyseliny sírové. Síra je významnou složkou mnoha pesticidů a používá se i k tzv. vulkanizaci kaučuku, kde ovlivňuje tvrdost výsledného produktu.
Sulfan \textcolor{#800080}{\mathrm{H}_2\mathrm{~S}}
Sulfan je bezbarvý plyn, na který je náš čich ze všech nejcitlivější. Je totiž prudce jedovatý. Opravdu nepříjemně zapáchá po zkažených vejcích. Uvolňuje se při rozkladu bílkovin, když se kazí vejce nebo maso. Při sopečné erupci se uvolňuje společně s oxidem siřičitým. A když flatuluješ (když si prdneš), tak také uniká do ovzduší sulfan. V jeho vodném roztoku, kterému se říká kyselina sulfanová, se chová jako slabá kyselina.
Připravuje se rozpouštěním sulfidu železnatého v kyselině chlorovodíkové.
\mathrm{FeS}+2\mathrm{HCl}\longrightarrow{}\mathrm{H}{}_2\mathrm{S}+\mathrm{FeCl}_2
V průmyslu se vyrábí přímou syntézou z prvků při vysoké teplotě.
\mathrm{H}_{2}+\mathrm{S} \xrightarrow{\Delta t} \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}
V analytické chemii se s ním můžeš setkat při kvalitativní analýze roztoků. Je srážecím činidlem a s některými kationty tvoří zářivě barevné sraženiny. Zároveň se využívá jako redukční činidlo. Jeho sodné soli se říká „sirná játra“ a používá se k patinování mědi.
Oxid siřičitý \textcolor{#800080}{\mathrm{SO}_2}
Oxid siřičitý je bezbarvý plyn štiplavého zápachu. A hlavně, je jedovatý. Má výrazné redukční účinky. Ve vodě se snadno rozpouští za vývoje tepla a vzniku kyseliny siřičité. Když bys ho rozpouštěl ve vodě, tak ti bude vznikat kyselina siřičitá a docela velké množství tepla. A víš proč vzniká kyselina? Protože oxid siřičitý patří mezi kyselinotvorné oxidy. Když ho ale necháš zreagovat s kyslíkem za chladu, tak ti vznikne oxid sírový.
Připravuje se hořením síry.
\mathrm{S}+\mathrm{O}_2\longrightarrow{}\mathrm{SO}{}_2
Kromě toho vzniká i při pražení pyritu, což může být jeden z kroků při výrobě surového železa.
4\mathrm{FeS}_2+11\mathrm{O}_2\longrightarrow8\textcolor{#00FFFF}{\mathrm{SO}}_2+2\mathrm{Fe}_2\mathrm{O}_3
Oxid siřičitý způsobuje kyselé deště. Do atmosféry se dostává především spalováním nekvalitního hnědého uhlí. Je součástí sopečného plynu. Používá se jako konzervant v potravinářském průmyslu a pro odbarvování látek. Vzniká při hoření sirných knotů. Ty se používají k šíření (dezinfekci) sklepů a sudů na víno. Oxid siřičitý je nezbytným meziproduktem při výrobě kyseliny sírové.
Kyselina sírová \textcolor{#800080}{\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4}
Kyselina sírová je bezbarvá, viskózní kapalina. Obvykle se dodává jako koncentrovaná 98\%, ta má vysokou hustotu. S vodou je neomezitelně mísitelná a v roztoku se chová jako silná, dvojsytná kyselina. Má dehydratační účinky - odnímá vodu. To je důvodem, proč kyselina sírová leptá kůži. Má oxidační účinky a reaguje se všemi kovy kromě platiny a zlata. Olovo se při reakci s ní pasivuje - to znamená, že se na jeho povrchu vytvoří vrstvička síranu olovnatého, která brání reakci se zbytkem kovu. Je dobré si zapamatovat, že při reakci kyseliny sírové s neušlechtilým kovu vzniká vodík, ale při reakci s ušlechtilým kovem vzniká oxid siřičitý a voda.
\begin{aligned}\mathrm{Zn}+\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 & \longrightarrow{}{\mathrm{ZnSO}}_4+\mathrm{H}_2\\ 2\mathrm{Ag}+2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 & \longrightarrow{}\mathrm{Ag}_2\mathrm{SO}_4+\mathrm{SO}_2+2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\end{aligned}
A pokud je kyselina sírová zředěná, tak s ušlechtilými kovy nereaguje vůbec.
V dnešní době vyrábí výhradně tzv. kontaktním způsobem.
Nejprve se vyrobí oxid siřičitý.
\mathrm{S}+\mathrm{O}_2\longrightarrow{}\mathrm{SO}{}_2
Oxidu siřičitého se zoxiduje za katalýzy oxidu vanadičného.
\mathrm{SO}_{2}+\mathrm{O}_{2} \xrightarrow{\mathrm{V}_{2} \mathrm{O}_{5}} \mathrm{SO}_{3}
Oxid sírový se zavádí do předem připravené koncentrované kyseliny sírové a vzniká oleum (kyselina disírová).
\mathrm{SO}_3+\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4\longrightarrow{}\mathrm{H}{}_2\mathrm{~S}_2\mathrm{O}_7
Oleum se míchá s vodou a vzniká z něj kyselina sírová.
\mathrm{H}_2\mathrm{~S}_2\mathrm{O}_7+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{H}{}_2\mathrm{SO}_4
Kyselině sírové se přezdívá „krev chemického průmyslu”. Používá se pro výrobu hnojiv. Jedním z těch známějších je superfosfát, což je směs \mathrm{CaSO}_{4} a \mathrm{Ca}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{PO}_{4}\right)_{2}. Kyselina sírová je elektrolytem v olověných akumulátorech do aut. Tyto akumulátor mají v sobě 6 sériově spojených článků. Každý článek je složený z olova a oxid olovičitý, které jsou zality kyselinou sírovou. Při vybíjení vzniká síran olovnatý a voda.
\mathrm{Pb}+\mathrm{PbO}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} \rightleftarrows \mathrm{PbSO}_{4}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}
Kromě toho se ještě používá k čištění kovů a výrobě výbušnin, barev, pesticidů, nátěrových hmot, plastů a léků.