Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі

Скачати 3.56 Mb.

Назва	Галогени як сильні окисники перебувають у природі у відновленому стані у вигляді галогенідів, головним чином у вигляді солей галогеноводневих кислот. Ці солі
Сторінка	5/23
Дата	19.03.2013
Розмір	3.56 Mb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Біологія > Документи

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 23

Халькогени

Поширення халькогенів. Вміст сірки у земній корі становить 5^.10^-2 %, селену - 8^.10^-5 %, телуру - 1^.10^-7 %, ²¹⁰Ро - продукт радіоактивного розпаду урану, у незначних кількостях присутній в мінералах, що містять уран (Т_1/2 для ²¹⁰Ро 138 діб). Тепер полоній добувають при опроміненні бісмуту в ядерних реакторах:

²⁰⁹₈₃Bi +¹₀n +   ²¹⁰₈₃Bi  ²¹⁰₈₄Ро + .

Форми знаходження сірки в природі різноманітні. Порівняно рідко трапляються самородні родовища сірки. Вона залягає переважно у вулканічних районах, де є продуктом реакцій, пов'язаних з виверженнями, зокрема реакції між SO₂ і H₂S, виявлених у вулканічних газах. Крім того, поклади, що мають промислове значення, утворюються за рахунок того, що сірководень, яким іноді багаті підземні води, може окиснюватися в організмах особливих бактерій, що живляться їм, до вільної сірки.

Відповідно до характерних ступенів окиснення сірка трапляється в природі у вигляді сульфідних і сульфатних мінералів. Природні сульфати утворюють, в основному, s-елементи, а сульфіди - це сполуки менш активних металів. Сульфідні мінерали ділять на колчедани - світлі з металевим блиском; блиски - темні з металевим відливом; обманки - темні без металевого блиску або частіше світлі, прозорі.

FeS₂- сірчаний колчедан, залізний колчедан, пірит,

FeCuS₂ - мідний колчедан, халькопірит,

FeAsS - арсеновий колчедан, міспікель, арсенопірит,

PbS - свинцевий блиск, галеніт,

Cu₂S - мідний блиск, халькозин,

MoS₂ - молібденовий блиск, молібденіт,

Ag₂S - срібний блиск, аргентит,

Sb₂S₃ - сурм'яний блиск, стибніт, сіра сурм'яна руда,

ZnS - цинкова обманка, сфалерит,

HgS - кіновар,

As₄S₄ - реальгар,

Na₂SO₄^.10H₂O - мірабіліт, глауберова сіль,

CaSO₄^.2H₂O - гіпс,

CaSO₄ - ангідрит,

BaSO₄ - барит, важкий шпат,

SrSO₄ - целестин,

MgSO₄^.H₂O - кізерит (гірка сіль),

KMg(SO₄)Cl^.3H₂O, або KCl^.MgSO₄^.3H₂O - каїніт.

Легкорозчинні сульфати поступово накопичуються в морській воді, чим і пояснюється присутність у ній іонів SO₄^2-. У світовому океані міститься 9^.10^-2 % сірки. Крім сульфатів, у водах деяких морів, океанів і мінеральних джерел міститься сірководень. Органічні похідні сірки входять до складу кам'яних вугіль, нафти, природних газів, сланців. У складі білків сірка міститься в організмах тварин і рослин, особливо багато сірки в кератині волосся, пір'я та вовни.

Селен і телур - розсіяні елементи, а полоній - рідкісний елемент. Власні мінерали селену і телуру трапляються вкрай рідко.

Cu₂Se – берцеліаніт,

Ag₂Se – науманіт,

PbSe – клаустаніт,

CuSeO₃^.2H₂O – халькоменіт,

PbSeO₄^.2H₂O – керстеніт,

AuAgTe₄ - сильваніт,

Ag₂Te - гесит,

AuTe₂ - калаверит,

PbTe – алтаїт,

Bi₂Te₃ – теллуробісмутит,

Bi₂Te₂S – тетрадиміт.

усього телур утворює близько 40 мінералів.

Найбільше характерно для селену і телуру спільне знаходження з такими металами, як мідь, свинець, ртуть, срібло, золото. Селен у невеликих (слідових) кількостях присутній у багатьох природних сульфідах (галеніт, пірит, халькопірит, сфалерит, халькозин) у вигляді ізоморфних домішок. Деякі рослини, наприклад айстри, здатні концентрувати селен, витягаючи його із ґрунту.

Добування халькогенів. Сірка. 1. Головним чином сірку добувають виплавкою самородної сірки безпосередньо в місцях її залягання під землею.

Виділення сірки при десульфуризації газів, що містять SO₂ і H₂S (природний газ, газів, що утворюються при випалі сульфідних руд, продуктів газифікації вугілля - водяний, повітряний та світильний гази).

У так званому процесі Клауса елементарну сірку добувають окисненням H₂S, що виділяють з нафтових попутних газів і сирої нафти за допомогою 2-гідроксиетиламіну (HOCH₂CH₂NH₂). Процес Клауса складається з двох стадій. На першій стадії деяку кількість сірководню окиснюють до діоксиду сірки:

2Н₂S + 3О₂ = 2SО₂ + 2Н₂О.

На другій стадії діоксид сірки в присутності каталізатора вводять у реакцію з сірководнем, що не прореагував:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O.

Каталізатором звичайно служать Fe₂O₃ і Al₂O₃, процес ведуть при 300^оС.

Виділення сірки при підкисленні розчину тіосульфату натрію:

Na₂S₂O₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O + S

і як кубовий залишок при перегонці розчину полісульфіду амонію:

(NH₄)₂(S₅) = (NH₄)₂S + 4S.

Карботермія сульфатів:

а) CaSO₄ + 3C (кокс) = CaS + CO₂ + 2CO,

б) CaS + CO₂ + H₂O = CaCO₃ + H₂S,

в

) H₂S + 1/2O₂ ^{каталізатор} S + H₂O.

Селен і телур добувають з відходів кольорової металургії та сірчанокислотної промисловості. При витягу їх переводять у стан Е⁺⁴ з подальшим відновленням за допомогою SO₂, наприклад:

SeO₂ + 2SO₂ + 2H₂O = Se + 2H₂SO₄.

Фізичні властивості. Алотропні та поліморфні модифікації. Сірка істотно відрізняється від першого елементу своєї підгрупи кисню здатністю утворювати стійкі гомоланцюги. Це можна пояснити тим, що два зв’язки у гомоланцюгу S-S-S виявляються міцнішими (2^.260 кДж/моль), ніж зв’язки у молекулі S₂ (420 кДж/моль). Гомоланцюги сірки мають зигзагоподібну форму, оскільки в їх утворенні беруть участь електрони взаємно перпендикулярно розташованих р-орбіталей атома:

S S

S S

Внаслідок цього сірка у вільному стані складається з молекул різної довжини (S_, S₁₂, S₈, S₆, S₄, S₂ та ін.). і ці молекули можуть бути упорядковані різними способами, тому існують кілька модифікацій сірки. Найбільш стабільні молекули S₈, замкнуті у формі корони, де атоми сірки у стані sp³-гібридизації зв’язані між собою ковалентними зв’язками.

d_S_-_S= 205 пм,  SSS = 108^o.
Існують також молекули S_ з відкритим ланцюгом, S₆ та S₄ із замкненим ланцюгом.

При кімнатній температурі стабільна жовта ромбічна (орторомбічна) сірка (-сірка). Великі, прозорі, правильно ограновані кристали цієї форми утворюються при повільній кристалізації з розчину сірки у сірковуглеці, бензолі, CCl₄, деяких інших розчинниках. У кристалах -сірки цикли S₈ знаходяться на відстані 330 пм один від одного і зв’язані ван-дер-ваальсовими силами. Кристали ромбічної симетрії мають форму октаедрів, у яких частина кутів або ребер нібито зрізана. Ромбічна сірка - лимонно-жовті крихкі кристали без запаху, що мають невелику твердість. Вона нерозчинна у воді, дуже погано розчиняється у спирті та ефірі. Легше розчиняється у бензолі, CCl₄; краще за все розчиняється у сірковуглеці (24 % при 0^оС, біля 50 % при 25^оС). Сірка - поганий провідник тепла та електрики.

В інтервалі від 95.4^о до т.пл. (119.25^оС) стійка моноклінна сірка (-сірка). Кристали моноклінної сірки утворюються, якщо розплавлену сірку частково закристалізувати і потім злити рідку фазу. Температура 95.4^о є точкою перетворення моноклінної сірки у ромбічну. Отже, ці дві форми сірки є енантіотропними поліморфними формами. Моноклінні кристали при низьких температурах повільно розпадаються на ромбічні кристалики, а ромбічна сірка вище точки перетворення поступово перетворюється у моноклінну. Як і всі кристали моноклінної сингонії, кристали -сірки ростуть переважно в одному напрямку і тому мають голчасту форму. Кристали ромбічної та моноклінної сірки відрізняються взаємною орієнтацією кільцевих молекул S₈. Моноклінна сірка має більш бліде забарвлення, ніж ромбічна.

При плавленні утворюється низьков’язка -сірка, що має колір соломи. Вона, як і обидві модифікації твердої сірки, складається з циклічних молекул S₈.

При подальшому нагріванні (приблизно вище 160^оС) утворюється -сірка - червоно-коричнева дуже в’язка рідина, в’язкість якої досягає максимуму при 187^оС, а потім знижується. -Сірка складається з відкритих ланцюгів з великим числом атомів S_х, де х може досягати кількох тисяч, причому нагрівання спричинює поступове зменшення довжини ланцюгів, що і пояснює зниження в’язкості.

Якщо нагріту до кипіння сірку швидко охолодити (наприклад, якщо вилити її тонким струменем у холодну воду), утворюється переохолоджена рідина - пластична сірка (суміш - та -сірки). Пластична сірка жовто-коричнева, гумоподібна, ріжеться ножем, не розчиняється у сірковуглеці. Приблизно за 1 годину при кімнатній температурі на повітрі вона стає крихкою, жовтіє, поступово перетворюючись у ромбічну сірку.

Інші нестійкі модифікації сірки побудовані з молекул S₂ (пурпурна сірка, утворюється при швидкій конденсації пари сірки на поверхні, що охолоджується рідким азотом), S₆ (оранжево-жовта) та ін.

Пара сірки при температурі кипіння містить 59 % (об.) S₈, 34 % S₆, 4 % S₄ та 3 % S₂. При нагріванні пара сірки змінює своє забарвлення, що спричинене поступовим зміщенням рівноваги у газовій фазі від S₈ до S:

₆₅₀^о ₉₀₀^о ₁₅₀₀^о

S

₈ (оранжева) S₆(червона) S₄ (жовта) S₂ S.

Подібно до сірки, у вигляді простих речовин селен і телур можуть знаходитися у різних модифікаціях. Найстійкіші гексагональні модифікації, де атоми розташовані у вузлах спіральних ланцюжків, в яких кожен атом зв’язаний з двома найближчими по ланцюжку атомами ковалентними зв’язками.

З модифікацій селену найстійкіший сірий селен, що за зовнішнім виглядом нагадує метал. Утворюється при повільному охолодженні розплавленого селену. Не розчиняється у сірковуглеці. Є напівпровідником р-типу з шириною забороненої зони Е = 1.5 еВ. Його електрична провідність різко (приблизно у 1000 разів) зростає при освітленні.

Менш стійкий червоний селен, що має дві модифікації, які складаються з циклічних молекул Se ₈. Утворюється з розчинів у сірковуглеці при випарюванні у вигляді моноклінних кристалів. Розчинний у CS₂ з утворенням жовтого розчину. Не проводить електричний струм. Термодинамічно нестійкий, при нагріванні до 50^оС переходить з виділенням теплоти у сірий кристалічний селен.

Чорний склоподібний селен - напівпровідник, як і сірий селен, проте менш стійкий. Складається з хаотично розташованих зигзагоподібних ланцюгів.

Для телуру найстійкіша гексагональна модифікація - сріблясто-біла металоподібна кристалічна речовина. Проте він крихкий, легко розтирається у порошок. Фактично нерозчинний в жодному з розчинників, за винятком тих, з якими реагує хімічно. Є напівпровідником (Е = 0.35 еВ). Його електрична провідність при освітленні зростає.

При відновленні з водних розчинів телуристої кислоти телур виділяється у формі аморфної темно-коричневої модифікації. Аморфний телур менш стійкий, ніж аморфний селен, і при 25^оС переходить у кристалічний.

Полоній - сріблясто-білий блискучий метал.

Хімічні властивості халькогенів

Р

озподіл електронів по орбіталях зовнішніх енергетичних рівнів такий:

ns np nd
n = 3 (S), 4 (Se), 5 (Te), 6 (Po).
За рахунок двох неспарених електронів та вільних d-орбіталей ступені окиснення елементів можуть бути рівними від -2 до +6. Але якщо стан S⁺⁶ типовий, то сполуки Ро⁺⁶ не виділені. У ряді S - Se - Te - Po посилюється відновна і зменшується окиснювальна активність.

Сірка, селен та телур - помірно реакційноздатні речовини, оскільки для проходження реакцій потрібно за рахунок підведення енергії розірвати зв'язки між атомами у простих речовинах. На холоду досить інертні (енергійно сполучаються лише із фтором), але при нагріванні стають вельми хімічно активними. За хімічною поведінкою сірка та селен - типові неметали, чого не можна сказати щодо телуру. Сірка за електронегативністю поступається лише галогенам, кисню та азоту і тому окиснюється ними. Селен та телур віддають електрони легше, ніж сірка. Наприклад, сірка та кристалічний селен не реагують з водою, аморфний селен реагує з водою при нагріванні, а телур - навіть за звичайних умов за схемою:

Е + 2Н₂О = ЕО₂ + 2Н₂.

Горіння на повітрі призводить до утворення діоксидів:

Е + О₂ = ЕО₂.

Сірка горить синім полум'ям, селен - синім, телур - зеленувато-синім.

Сірка утворює сполуки майже зі всіма неметалами, але не так легко та енергійно, як з металами. У фторі сірка, селен та телур згоряють з утворенням гексафторидів ЕF₆. Реакція сірки з хлором сильно прискорюється при нагріванні: її продуктами є S₂Cl₂ та SCl₂. Селен та телур за цих умов дають тетрахлорид ЕCl₄. При пропусканні пари сірки над розжареним вугіллям утворюється сірковуглець:

C + 2S  CS₂.

Сірка безпосередньо не сполучається з інертними газами, азотом, селеном, телуром, золотом та йодом.

Як окисник сірка при підвищеній температурі взаємодіє з металами та з воднем; з посиленням металевих ознак у ряді S - Se - Te схильність елементу до прояву негативних ступенів окиснення зменшується. Метали сірка окиснює з утворенням сульфідів.

Hg + S = HgS,

Fe + S = FeS,

Zn + S= ZnS.

Селен та телур взаємодіють з металами при нагріванні, виступаючи як окисники і утворюючи селеніди та телуриди, ізоморфні сульфідам:
2Ga + 3Se = Ga₂Se₃,

2Cu + Se = Cu₂Se,

Pb + Te = PbTe,

2Ag + Te = Ag₂Te.

Рівновага реакції сірки з воднем

H₂ + S  H₂S

при температурі біля 350 ^оС зміщена праворуч, а при подальшому підвищенні температури зміщується вліво. Селен частково реагує з газоподібним воднем при підвищених температурах, тоді як телур з ним безпосередньо не сполучається.

При кип'ятінні у концентрованих лужних розчинах сірка, селен та телур диспропорціонують:

3Е + 6КОН = К₂ЕО₃ + 2К₂Е + 3Н₂О.

Для сірки паралельно йде реакція

4S + 6KOH = K₂S₂O₃ + 2K₂S + 3H₂O.

У розплавах лугів сірка, селен та телур можуть бути окиснені до вищого ступеня окиснення:

2Se + 4NaOH + 3O₂ = 2Na₂SeO₄ + 2H₂O.

Сірка, селен та телур не реагують з кислотами, які не мають окиснювальних властивостей, а полоній розчиняється у плавиковій, соляній, сірчаній кислотах, що узгоджується з його металевим характером:

Po + 6HCl(конц.) = H₂[PoCl₆] + 2H₂.

При нагріванні сірка, селен та телур реагують з концентрованими розчинами сірчаної або азотної кислот та окиснюються до відповідних кислот, наприклад:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2Н₂О,

S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O,

3Se + 4HNO₃(розб.) + H₂O = 3H₂SeO₃ + 4NO,

Se + 4HNO₃(конц.) = H₂SeO₃ + 4NO₂ + H₂O.

Телур розбавлена азотна кислота окиснює до телуристої кислоти Н₂ТеО₃, концентрована, – до оксогідроксонітрату Te₂O₃(OH)NO₃.

До вищих кислот селен та телур окиснюються за жорсткіших умов:

4Se + 3HClO₄ + 4H₂O = 4H₂SeO₄ + 3HCl,

_t

Te + 3H₂O₂(30%) = H₆TeO₆.

До H₆TeO₆ телур окиснюється і хлорнуватою кислотою.

Полоній же за цих умов утворює солеподібну сполуку:

Po + 8HNO₃(конц.) = Po(NO₃)₄ + 4NO₂ + 4H₂O.

Посилення відновної та зменшення окиснювальної активності у ряді S - Se - Te - Po підтверджує, зокрема, реакція:

S (ромб.) + H₂Se(г) = H₂S(г) + Se(к, сірий).

Халькогеноводні

У ряді H₂O - H₂S - H₂Se - H₂Te - Н₂Ро падає стійкість халькогеноводнів. У воді H₂Se та H₂Te розчиняються краще, ніж H₂S. Водні розчини Н₂Е - слабкі кислоти внаслідок встановлення рівноваг типу

H₂O + Н₂Е  Н₃О⁺ + НЕ^-.

Константи дисоціації хальгеноводневих кислот зростають від H₂S до H₂Te. У цьому ж ряді зростає і відновна здатність Н₂Е. Для H₂S та H₂Se відомі і кислі, і середні солі, для H₂Te - лише середні.

Сірководень - сильний відновник. На повітрі він горить, як і H₂Se та H₂Tе:

2Н₂Е + 3О₂ = 2ЕО₂ + 2Н₂О.

У водних розчинах сірководень повільно окиснюється киснем повітря з виділенням сірки:

2H₂S + O₂ = 2H₂O + 2S.

Окиснення селено- та телуроводню відбувається швидше та призводить до виділення вільного селену та телуру.

Халькогеноводні можуть реагувати також з багатьма іншими окисниками, продуктами окиснення залежно від умов можуть бути похідні Е(0), Е(IV) та Е(VI), наприклад:

2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5S + K₂SO₄ + 8H₂O,

K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3S + K₂SO₄ + 7H₂O,

H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O = H₂SO₄ + 8HCl,

H₂S + Br₂ = S + 2HBr (аналогічно I₂),

3H₂S + 4HClO₃ = 3H₂SO₄ + 4HCl.

Сірководень, селеноводень та телуроводень - безбарвні гази з дуже неприємним запахом, надзвичайно отруйні.

Сірководень та селеноводень можна добути прямим синтезом, для H₂Tе це неможливо. Селеноводень та телуроводень добувають розкладом селенідів та телуридів водою або розбавленими кислотами:

Al₂Te₃ + 6H₂O = 3H₂Te + 2Al(OH)₃,

FeSe + 2HCl = FeCl₂ + H₂Se,

Na₂Е + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂Е.

Сірководень у лабораторії зазвичай добувають дією розбавленої соляної кислоти на сульфід заліза:

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S.
Халькогеніди

Сульфіди, селеніди та телуриди добувають синтезом з простих речовин у вакуумі або в інертній атмосфері; взаємодією халькогеноводню з металами, їхніми оксидами або солями:

Cd(CH₃COO)₂ + H₂S = CdS + 2CH₃COOH,

NiCl₂ + H₂S = NiS + 2HCl,

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS + 2HNO₃,

2CuSO₄ + 2H₂Se = Cu₂Se + Se + 2H₂SO₄;

відновленням похідних Е⁺⁴ і Е⁺⁶, наприклад:

BaSO₄ + 4C = BaS + 4CO,

Na₂SO₄ + 2C = Na₂S + 2CO₂.

Між халькогенідів є основні, амфотерні та кислотні:

К₂Е + Н₂О  КНЕ + КОН

^{основний}

Al₂Е₃ + 6Н₂О = 2Al(OH)₃ + 3H₂Е,

^{амфотерний}

SiS₂ + 3H₂O = H₂SiO₃ + 2H₂S,

CSe₂ + 3H₂O = H₂CO₃ + 2H₂Se.

^{кислотні}

При взаємодії основних та кислотних сульфідів утворюються тіосолі:

Na₂S + CS₂ = Na₂CS₃.

Сульфіди - середні солі сірководневої кислоти (з аніоном S^2-).

Сульфіди за розчинністю можна розділити на

1) розчинні у воді сульфіди лужних металів, барію та амонію;

2) нерозчинні у воді, але розчинні у розчинах кислот, що не є окисниками (соляної та розбавленої сірчаної) сульфіди із ДР>10^-27: FeS, ZnS, MnS, CoS, NiS. Реакція з кислотою перебігає таким чином:

MS(к) +2H⁺  H₂S + M²⁺.

3) нерозчинні у воді та кислотах сульфіди з ДР<10^-30: CuS, PbS, HgS, As₂S₃, As₂S₅, Sb₂S₃, SnS₂, Ag₂S, Bi₂S₃.

Сульфіди, не розчинні у кислотах-неокисниках, можна перевести у розчин нагріванням з царською горілкою або конц. HNO₃, наприклад:

CuS + 8HNO₃ (конц. гар.) = CuSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O.

Сульфіди Sn⁺⁴, As⁺³, As⁺⁵, Sb⁺³ у надлишку розчинів сульфідів лужних металів та амонію, що є осадниками, переходять у розчинні тіосполуки, наприклад:

As₂S₃ + 3K₂S = 2K₃AsS₃,

GeS₂ + K₂S = K₂GeS₂.

Сульфіди - найбільш звичайні руди кольорових та рідкісних металів і тому широко використовуються у металургії. Шляхом випалювання на повітрі сульфіди переводять в оксиди, наприклад:

2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂.

Оскільки сірководень - кислота двоосновна, він здатний давати не лише середні, але і кислі сульфіди. Кислі солі сірководневої кислоти (з аніоном HS^-) називаються гідросульфідами. Солі сірководневої кислоти можна добути, пропускаючи газоподібний сірководень крізь розчини лугів та солей, причому гідросульфіди утворюються при надлишку сірководню:

NaOH + H₂S = NaHS + H₂O,

NH₃^.H₂O + H₂S = NH₄HS + H₂O.
Поліхалькогеніди

Оскільки атоми сірки, селену та телуру здатні до утворення ланцюгів або кілець, то для цих елементів можливе існування поліхалькогенід-іонів. Ця можливість реалізується в існуванні полісульфідів, поліселенідів та політелуридів. Для сірки виділені ланцюгові аніони аж до S₉^2-, для селену - до Se₆^2-, для телуру - до Te₆^2-.

Полісульфіди лужних металів утворюються при взаємодії сірки з відповідним сульфідом (при сплаві або в концентрованому розчині):

Na₂S(р) + 2S(ромб.) = Na₂S₃(р),

у загальному вигляді

Na₂S + (n-1)S = Na₂S_n.

Полісульфіди кальцію CaS_n також добувають кип'ятінням гідроксиду кальцію з сіркою.

Дисульфіди добувають також окисненням на повітрі розчинів гідросульфідів натрію та амонію або середніх сульфідів, що містять гідросульфіди внаслідок гідролізу:
N

H₄S H +1/2O₂ + H SNH₄ = H₂O + NH₄S-SNH₄.
Для полісульфідів характерні і окисні, і відновні властивості, а також диспропорціонування:

_-2 _{+2 +4}

(NH₄)₂S₂ + SnS = (NH₄)₂SnS₃ (S₂^2- - окисник),

_-2 _{t +4}

4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂ (S₂^2- - відновник),

_{-2 -2 o}

Na₂S₂ = Na₂S + S (S₂^2- - окисник та відновник).

Полісульфіди з важчими аніонами - слабкіші окисники.

При вливанні розчину полісульфіду в охолоджений надлишок розчину HCl утворюється суміш багатосірчистоводнів- полісульфідів водню, або сульфанів H₂S_n, де n = 2 - 23:

(NH₄)₂S_n + 2HCl = H₂S_n + 2NH₄Cl.

Суміш сульфанів - важка масляниста жовта рідина. Сульфани стійкі лише у кислому середовищі, вони легко розкладаються:

H₂S_n = H₂S + (n-1)S.

В індивідуальному стані виділені всі члени ряду аж до H₂S₈. Вони є дуже нестійкими маслянистими жовтими рідинами з різким запахом: H₂S₂ (t_кип = +75 ^оС), H₂S₃ (розкладається до кипіння при +90 ^оС), ще менш стійкий H₂S₅.

Дисульфід водню H₂S₂ - аналог пероксиду водню. По аналогії з пероксидами полісульфіди можуть бути названі персульфідами.
Діоксиди халькогенів

Діоксиди ЕО₂ добувають спалюванням елементів у вільному вигляді на повітрі або у струмі кисню, при окиснювальному випалюванні халькогенідів, наприклад:

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂,

2ZnSe + 3O₂ = 2ZnO + 2SeO₂,

а також при спалюванні халькогеноводнів.

Діоксид сірки утворюється також при спалюванні кам'яного вугілля, що завжди містить певну кількість сірки.

У промисловості для добування SO₂ використовується також відновний термічний розклад гіпсу або ангідриту:

2CaSO₄ + C = 2CaO + 2SO₂ + CO₂.

У лабораторії невеликі кількості SO₂ зручно добувати із сульфітів дією сильних кислот:

Na₂SO₃ + 2H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + SO₂ + H₂O,

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O,

а також дією конц. H₂SO₄ на мідь або сірку:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

S + 2H₂SO₄ (конц.) = 3SO₂ + 2H₂O.

Діоксиди селену та телуру добувають обробкою елементів у вільному вигляді гарячою азотною кислотою з подальшим нагріванням утворених H₂SeO₃ та 2TeO₂^.HNO₃ для видалення води та азотної кислоти.

SO₂ - безбарвний газ із задушливим запахом сірки, що горить, густина 2,93 г/л у газоподібному стані при н.у., негорючий, отруйний. Концентрація SO₂ у повітрі понад 30-50 мг/м³ спричинює задишку, бронхіт, запалення легенів. На відміну від SO₂, діоксиди SeO₂,TeO₂ та PoO₂ - тверді речовини. SeO₂ - біла блискуча тверда летка речовина, TeO₂ – нелетка біла тверда речовина. Розчинність у воді у SeO₂ дуже велика, у TeO₂ - дуже мала.

Оксид сірки(IV) є ангідридом сірчистої кислоти H₂SO₃. Аналогічно діоксиди SeO₂ та TeO₂ є ангідридами селенистої H₂SеO₃ та телуристої H₂ТеO₃ кислот:

ЕО₂ + Н₂О = Н₂ЕО₃ (Е = Se, Te).

У ряді SO₂ - SeO₂ - TeO₂ - PoO₂ виразно спостерігається послаблення кислотних властивостей. Це виявляється, зокрема, у значному зменшенні розчинності у воді при переході від SO₂ до TeO₂. Розчинність SeO₂ у воді та ж, що і SO₂ (36:1), а TeO₂ - 1:150000. Крім того, якщо SeO₂ - кислотний оксид, то TeO₂ - амфотерний, взаємодіє і з розчинами лугів, і з кислотами:

TeO₂ + 2NaOH = Na₂TeO₃ + H₂O, або

TeO₂ + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Te(OH)₆];

TeO₂ + 4HCl = TeCl₄ + 2H₂O.

Діоксид же полонію з лугами реагує лише при сплавленні, а з кислотами взаємодіє як основний оксид:

PoO₂ + 2H₂SO₄ = Po(SO₄)₂ + 2H₂O.

У діоксидах халькогени виявляють ступінь окиснення +4, який є для цих елементів проміжним. Тому сполуки Е(IV) можуть бути як окисниками, так і відновниками, залежно від речовин, з якими вони реагують. Для сполук сірки(IV) характерніший прояв відновних властивостей, наприклад:

SO₂ + Cl₂ = SO₂Cl₂; SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl;

SO₂ +2HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO₂;

5SO₂ + 2KMnO₄ + 2H₂O = 2H₂SO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄.

При взаємодії ж з сильнішими відновниками похідні сірки(IV) виявляють окисні властивості:

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O;

S

O₂ + 2CO ^боксит 2CO2 + S;

₅₀₀^о_С

₈₀₀^о_С

S

O₂ + 2C S + 2CO;

SO₂ + 2H₂ = S + 2H₂O.

На відміну від діоксиду сірки, SeO₂ та TeO₂ виявляють переважно окисні властивості, легко відновлюючись до вільного селену та телуру, наприклад:

2SO₂ + SеO₂ = Se + SO₃ або

2SO₂ + SеO₂ + 2H₂O = Se  + H₂SO₄.

Для окиснення ж похідних Se та Te(IV) необхідні сильні окисники, при цьому SeO₂ та TeO₂ переходять відповідно у H₂SеO₄ та H₂ТеO₄.
Сірчиста, селениста та телуриста кислоти

Сірчиста кислота H₂SO₃ у вільному стані не виділена, це двоосновна кислота середньої сили. На відміну від неї, селениста кислота H₂SеO₃ виділена у вільному стані. Це біла гігроскопічна тверда речовина, при 70 ^оС легко втрачає воду та перетворюється на SеO₂. Телуриста кислота H₂ТеO₃ існує лише у розбавленому розчині, оскільки схильна до полімеризації, тому з концентрованих розчинів випадає малорозчинний гідрат змінного складу TeO₂^.хH₂O. Селениста та телуриста кислоти виділяються у вільному стані при дії сильних кислот на їхні солі. Їх зручно добувати також окисненням селену та телуру за допомогою конц. HNO₃:

Se + 4HNO₃ (конц.) = 3H₂SeO₃ + 4NO₂ + H₂O.

У ряді H₂SO₃ - H₂SеO₃ - H₂ТеO₃ сила кислот зменшується. Якщо H₂SO₃ є кислотою середньої сили, то H₂SеO₃ та H₂ТеO₃ відносяться до слабких кислот і виявляють амфотерність (основна функція виражена значно слабкіше кислотної). Полоній(IV) утворює амфотерний гідроксид PоO(OH)_2.

Як і для SO₂, для H₂SO₃ характерні відновні властивості:

H₂SO₃ + MnO₂ = MnSO₄ + H₂O;

H₂SO₃ + H₂O₂ = H₂SO₄ + H₂O.

Окисні властивості для H₂SO₃ менш характерні. Для селенистої та телуристої кислот окисні властивості характерніші, ніж відновні. Так, легко перебігають реакції:

H₂ЕO₃ + 2H₂SO₃ = 2H₂SO₄ + Е + H₂O (Е = Se, Te),

H₂SeO₃ + 2H₂S = Se + 2S + 3H₂O,

H₂SeO₃ + 4HI = Se + 2I₂ + 3H₂O.

Окисні властивості телуристої кислоти виражені дещо слабкіше, ніж селенистої.

Відновні властивості селениста та телуриста кислоти виявляють лише при взаємодії із сильними окисниками:

5H₂SeO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5H₂SeO₄ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O,

5H₂ЕO₃ + 2HClO₃ = 5H₂ЕO₄ + Cl₂ + H₂O.

Будучи двоосновною, сірчиста кислота дає два ряди солей: середні (сульфіти) та кислі (гідросульфіти), що містять відповідно іони SO₃^2- та НSO₃^-.Селениста кислота також утворює два типи солей - селеніти, що містять іон SеO₃^2-, та гідроселеніти, що містять іон НSеO₃^-.

Солі сірчистої кислоти добувають взаємодією SO₂ з лугами або карбонатами:

SO₂ + NaOH = NaHSO₃,

NaHSO₃ + NaOH = Na₂SO₃,

2SO₂ + Ca(OH)₂ = Ca(HSO₃)₂,

2SO₂ + Na₂CO₃ + H₂O = 2NaHSO₃ + CO₂,

2SO₂ + CaCO₃ + H₂O = Ca(HSO₃)₂ + CO₂.

Нерозчинні сульфіти утворюються за обміннми реакціями у розчині:

Na₂SO₃ + CuSO₄ = CuSO₃ + Na₂SO₄.

Селеніти добувають нейтралізацією розчинів H₂SeO₃, а телурити – розчиненням ТеО₂ у розчинах лугів.

Сульфіти s-елементів I групи, будучи солями відносно слабкої кислоти та сильної основи, мають у водних розчинах внаслідок гідролізу лужну реакцію. Розчини гідросульфітів мають слабкокислу реакцію.

Для сульфітів, як і для SO₂, характерні відновні властивості:

NaHSO₃ + Cl₂ + H₂O = NaHSO₄ + 2HCl,

Na₂SO₃ + H₂O₂ = Na₂SO₄ + H₂O.

Навіть у твердому вигляді сульфіти поступово окиснюються киснем повітря:

2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄.

З наведених рівнянь видно, що сульфіти при взаємодії із сильними окисниками переходять у сульфати, тоді як при взаємодії із слабкими окисниками (MnO₂, IO₃^-, Ag⁺, Fe³⁺ у кислих розчинах) сульфіти переходять у дитіонати:

2SO₃^2-  S₂O₆^2- +2e^-.

При нагріванні сульфіти диспропорціонують:

₆₀₀^o_C

4Na₂SO₃  Na₂S + 3Na₂SO₄.

При термічному розкладі твердих сульфітів важких металів утворюються або оксид металу та SO₂, або, якщо оксид металу термічно нестабільний, метал, О₂ та SO₂.

Гідросульфіти при слабкому нагріванні перетворюються на дисульфіти, або піросульфіти (соли дисірчистої кислоти H₂S₂O₅):

2NaHSO₃  Na₂S₂O₅ + H₂O.

При сильнішому нагріванні відбувається реакція:

2NaHSO₃  Na₂SO₃ + SO₂ + H₂O.

При відновленні сульфітів у кислому розчині цинком утворюються солі дитіоністої кислоти H₂S₂O₄:

2NaHSO₃ + Zn + H₂SO₃  Na₂S₂O₄ + ZnSO₃ + 2H₂O.

При нагріванні конц. розчину Na₂SO₃ з порошкоподібною сіркою утворюється тіосульфат натрію:

Na₂SO₃ +S = Na₂S₂O₃.

Тіосірчана кислота та тіосульфати

Тіосірчана кислота (стара назва - сіркуватиста) H₂S₂O₃. Її солі - тіосульфати – легко добувають кип'ятінням сірки з розчинами сульфітів та розкладом дитіонитів:

2NaO₂S-SO₂Na + H₂O = NaO₃S-SNa + 2NaHSO₃.

У промисловості тіосульфати добувають окисненням дисульфідів (полісульфідів) повітрям або іншими слабкими окисниками:

2Na⁺[S-S]^2- + 3O₂ = 2Na⁺[O₃S-S]^2-.

H₂S₂O₃ - нестійка двоосновна кислота, при добуванні розпадається:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S₂O₃,

_{+6 -2 +4 o}

H₂SO₃S = SO₂ + S + H₂O.

Її солі цілком стійкі, безбарвні та добре розчинні у воді.

H₂S₂O₃- кислота сильна, по силі близька до сірчаної кислоти.

Тіосульфат-іон виявляє відновні властивості:

Сильні окисники (Cl₂, Br₂, MnO₄^-, Cr₂O₇^2-) окиснюють тіосульфат до сульфату:

Na₂S₂O₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + S + 2HCl,

при надлишку Cl₂

Na₂S₂O₃ + 4Cl₂ +5H₂O = Na₂SO₄ + H₂SO₄ + 8HCl.

Слабкі окисники (I₂, Fe³⁺, Cu²⁺) окиснюють іон S₂O₃^2- до S₄O₆^2-:

N

aO-SO₂-S Na + I₂ + Na S-SO₂-ONa  NaO-SO₂-S-S-SO₂-ONa + 2NaI.

При термічному розкладі тіосульфати дають сульфід, сульфат та сірку.

Тетратіонат натрію Na₂S₄O₆, що утворюється при взаємодії тіосульфату натрію з йодом, є сіллю тетратіонівой кислоти - однієї з політіонових кислот, загальна формула яких H₂S_nO₆ (n>2).
Триоксиди

Триоксиди ЕО₃. Триоксид сірки SO₃ добувають каталітичним окисненням SO₂ киснем повітря при температурі близько 450 ^оС:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

У лабораторії невеликі кількості оксиду сірки(VI) добувають перегонкою олеуму або термічним розкладом K₂S₂O₇:

K₂S₂O₇ = K₂SO₄ + SO₃.

Триоксид селену SeO₃ добувають кип'ятінням селенату калію з рідким триоксидом сірки:

K₂SeO₄ + SO₃ = K₂SO₄ + SeO₃.

Добути SeO₃ зневодненням H₂SeO₄ не вдається.

Триоксид телуру ТеО₃ утворюється при зневодненні Н₆ТеО₆ при температурі 300-360 ^оС:

Н₆ТеО₆ = ТеО₃ + 3Н₂О.

При вищих температурах ТеО₃ розкладається на ТеО₂ та кисень.

Триоксиди халькогенів є солетворними оксидами відповідних кислот. Триоксид сірки бурхливо реагує з водою, утворюючи сірчану кислоту, взаємодія супроводжується виділенням теплоти:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄.

SеO₃ також дуже енергійно взаємодіє з водою з утворенням H₂SеO₄. ТеO₃ взаємодіє з водою повільно з утворенням Н₆ТеО₆. ТеO₃ не розчиняється у розбавлених кислотах та лугах. Проте концентровані розчини сильних лугів розчиняють його з утворенням відповідних телуратів:

ТеO₃ + 2КОН + Н₂О = К₂H₄ТеО₆.

Всі оксиди ЕО₃ - сильні окисники. Безводний SO₃ спричинює виділення вільного йоду з йодиду калію, займання фосфору (відновлюється зазвичай до SO₂):

3SO₃ + 2Р = Р₂О₃ + 3SO₂.

SеO₃ має настільки сильні окиснювальні властивості, що окиснює навіть охолоджену соляну кислоту до вільного хлору, а ТеO₃ - при нагріванні.
Сірчана, селенова та телурова кислоти

Сірчана, селенова та телурова кислоти - H₂SO₄, H₂SеO₄, Н₆ТеО₆.

Сірчана кислота утворюється при взаємодії SO₃ з водою.

Селенову H₂SеO₄ та телурову Н₆ТеО₆ кислоти добувають окисненням Se⁺⁴ та Te⁺⁴ або Se^o та Te^o сильними окисниками (H₂O₂, Na₂O₂, CrO₃, HСlO₃, KMnO₄, царська горілка, суміш азотної та хромової кислот тощо):

H₂SeO₃ + H₂O₂ = H₂SeO₄ + H₂O,

3H₂TeO₃ + 2HClO₄ = 3H₂TeO₄ + Cl₂ + H₂O + 2O₂,

5Te + 6HClO₃ + 12H₂O = 5H₆TeO₆ + 3Cl₂.

Можна добути селенати окисненням селенідів у лужному середовищі:

_{-2 +5 сплавлення +6 +3}

K₂Se + 4NaNO₃  K₂SeO₄ + 4NaNO₂.

Чиста сірчана кислота - безбарвна в'язка масляниста рідина без запаху, має зазвичай густину 1,84 г/см³, t_пл= +10,37 ^оС, t_кип= +296,2 ^оС (з розкладом), H_f = -10,73 кДж/моль. Змішується з водою у всіх співвідношеннях, утворюючи гідрати - сполуки, які можуть бути виділені при охолодженні: H₂SO₄^.nH₂O, де n = 1, 2, 4. Тому розчинення концентрованої сірчаної кислоти у воді супроводжується значним виділенням тепла. Щоб уникнути розбризкування рідини, слід вливати при перемішуванні кислоту у воду, а не навпаки. Попадання H₂SO₄ на шкіру призводить до важких опіків.

Селенова та телурова кислоти - безбарвні кристалічні речовини, розчинні у воді (Н₆ТеО₆ - при нагріванні). t_пл H₂SеO₄ = 57 ^oС, її концентровані розчини в'язкі, схожі на H₂SO₄.

У водних розчинах H₂SO₄ поводиться як сильна двоосновна кислота. Селенова кислота H₂SеO₄ (мета-форма) по силі близька до сірчаної, а телурова кислота Н₆ТеО₆ (орто-форма) значно слабкіша. У ортотелурової кислоті всі шість атомів водню можуть бути заміщені на метал; так, добуті ортотелурати Ag₆ТеО₆, Нg₆ТеО₆. При нагріванні Н₆ТеО₆ у запаяних ампулах утворюється сиропоподібна маса, що переходить у кристали - метателурову кислоту Н₂ТеО₄, яка набагато сильніша за орто-форму. Розчини Н₂ТеО₄ поступово перетворюються на орто-кислоту.

Концентрована сірчана кислота - сильний окисник, а селенова кислота - ще сильніший окисник, ніж H₂SO₄. Телурова кислота як окисник слабкіша, ніж H₂SеO₄. Залежно від сили відновника продуктами відновлення концентрованої сірчаної кислоти можуть бути діоксид сірки, сірка та сірководень.

У холодній концентрованій H₂SO₄ Be, Al, Ti, Cr, Mn, Fe, Ni стійкі, вони пасивуються за рахунок утворення оксидної плівки.

Концентрована холодна H₂SO₄ на легкі метали діє з утворенням солі, H₂S та води; гаряча конц. H₂SO₄ взаємодіє майже зі всіма металами, зокрема з металами, що стоять у ряді напруг після водню (Cu, Hg, Ag):

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

2Hg + 2H₂SO₄ = Hg₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O;

2Ag + 2H₂SO₄ = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

При взаємодії з цинком можуть перебігати реакції:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O;

4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Стійкі по відношенню до H₂SO₄ золото та платинові метали.

Розбавлена сірчана кислота окиснювальних властивостей за рахунок S⁺⁶ не виявляє. Вона реагує з металами, електродний потенціал яких негативний, з виділенням водню:

Mg + H₂SO₄ = MgSO₄ + H₂;

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂.

Не взаємодіють з розбавленою сірчаною кислотою ті метали, сульфати яких нерозчинні. Наприклад, свинець не розчиняється у сірчаній кислоті при її концентрації нижчій приблизно 80%. Тепла концентрована сірчана кислота діє на свинець, оскільки утворюються розчинніші кислі солі.

Концентрована сірчана кислота окиснює HI та HBr (але не HCl) до вільних галогенів, вугілля - до СО₂, сірку - до SO₂, наприклад:

C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O.

Будучи сильнішим окисником, H₂SеO₄ окиснює концентровану соляну кислоту:

H₂SеO₄ + 2HCl  H₂SеO₃ + Cl₂ + H₂O.

Сірчана кислота не розчиняє золото навіть при нагріванні, але воно розчинне у гарячій безводній селеновій кислоті:

2Au + 6H₂SеO₄ = Au₂(SeO₄)₃ + 3SeO₂ + 6H₂O.

Селенова кислота не реагує з платиною, але суміш концентрованої селенової та соляної кислот розчиняє її за рахунок виділення атомарного хлору:

2H₂SеO₄ + 4HCl + Pt = PtCl₄ + 2SeO₂ + 4H₂O.

При контакті з багатьма органічними речовинами, що містять водень та кисень, особливо з вуглеводами (клітковина, цукор), сірчана кислота віднімає від них воду, внаслідок чого вони обвуглюються. Наприклад:

nC₁₂H₂₂O₁₁ + H₂SO₄ = 12nC + H₂SO₄^.11nH₂O.

^{сахароза}

Селенова кислота, як і сірчана, енергійно сполучається з водою та обвуглює органічні речовини.

Як сильна двоосновна кислота, H₂SO₄ дає два ряди солей: середні (сульфати) та кислі (гідросульфати), причому гідросульфати у твердому стані виділені лише для активних металів, а для більшості металів відомі лише у розчині.

Сульфати можна добувати такими методами:

1) При розчиненні металу у розб. або конц. H₂SO₄.

2) При нейтралізації H₂SO₄ основою.

3) При розкладі солей деяких летючих кислот конц. сірчаною кислотою.

4) Труднорозчинні сульфати осаджують з водних розчинів розчинних солей відповідних металів додаванням H₂SO₄ або розчинних сульфатів.

5) Деякі сульфіди та сульфіти повільно окиснюються на повітрі, утворюючи сульфати.

6) Кислі сульфати утворюються при обробці середніх сульфатів розрахованою кількістю або надлишком конц. H₂SO₄:

Na₂SO₄ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄.

По відношенню до нагрівання сульфати поводяться неоднаково. Безводні сульфати лужних металів плавляться та киплять при високих температурах без розкладу. Сульфати лужноземельних металів розкладаються при червоно-білому калінні, наприклад:

_t_<1450^o_C _t_>1450^o_C

CaSO₄  CaO + SO₃; 2CaSO₄  2CaO + 2SO₂ + O₂.

Сульфати менш активних металів розкладаються при нижчих температурах:

_500-600^o_{C 740-1000}^o_C

2ZnSO₄  Zn₂O(SO₄) + SO₃; 2ZnSO₄  2ZnO + 2SO₂ + O₂;

Ag₂SO₄  2Ag + SO₂ + O₂;

_₅₀₀^o_C

PtSO₄  Pt + SO₂ + O₂.

Тобто термічна стійкість сульфатів збільшується із зростанням активності металу.

Гідросульфати при нагріванні виділяють воду та перетворюються на піросульфати (дисульфати):

2MHSO₄  M₂S₂O₇ + H₂O.

При подальшому нагріванні виділяється SO₃:

M₂S₂O₇  SO₃ + M₂SO₄.

Пероксокислоти

Пероксокислоти: H₂SO₅ - пероксосірчана кислота (кислота Каро) та H₂S₂O₈ - пероксодисірчана кислота (надсірчана кислота). Кислоту H₂S₂O₈ добувають електрохімічним окисненням сірчаної кислоти (див. добування Н₂О₂) або взаємодією хлорсульфонової кислоти з пероксидом водню:

HO-SO₂-Cl + H-O-O-H + Cl-SO₂-OH  2HCl + HO-SO₂-O-O-SO₂-OH.

Кислота H₂SO₅ утворюється при дії 100%-ного пероксиду водню на H₂S₂O₈:

H₂S₂O₈ + Н₂О₂ = 2H₂SO₅

або при гідролізі H₂S₂O₈, а також при дії конц. розчину пероксиду водню на сірчану кислоту:

H₂SO₄ + Н₂О₂ = HOO-SO₂-OH +H₂O.

Обидві кислоти H₂SO₅ і H₂S₂O₈ - безбарвні гігроскопічні кристалічні речовини, легкоплавкі (t_пл H₂SO₅ = 47 ^оС, t_пл H₂S₂O₈ = 65 ^оС з розкладом).

Кислота H₂SO₅ одноосновна, оскільки атом водню, зв'язаний з пероксидною групою, практично не відщеплюється. Її солі дуже нестійкі та легко розкладаються.

Пероксосірчані кислоти та їхні солі - пероксосульфати - сильні окисники, сильніші, ніж Н₂О₂:

2MnSO₄ + 5K₂S₂O₈ + 8H₂O = 2KMnO₄ + 4K₂SO₄ + 8H₂SO₄ (кат. AgNO₃),

₉₀^o_{C +1 +3}

K₂S₂O₈ + 2AgNO₃ + 4KOH  2K₂SO₄ + AgAgO₂ + 2KNO₃ + 2H₂O,

Cu + K₂S₂O₈ = CuSO₄ + K₂SO₄.

Оскільки залишок пероксиду водню в H₂SO₅ менш заміщений, то H₂SO₅ - ще сильніший окисник, ніж H₂S₂O₈.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 23

Схожі:

1 У хворого 60 років 2 дні турбували сильні болі в правій руці. На... Пухирцеві висипання у вигляді ланцюжка на шкірі плеча, передпліччя та кисті. Чутливість	Розробка уроку з біології «Різноманітність ракоподібних. Їх значення... Завдання : що треба робити для покращення пам'яті ? (обговорення відповіді у вигляді гри " Мікрофон " )
Таблиця розчинності основ, кислот, амфотерних гідроксидів та солей...	Уроку Тема: Реалізація алгоритмів з послідовним розгалуженням у вигляді програм (проектів) Мета: Навчитись реалізувати алгоритми розгалуження у вигляді програм (проектів) в середовищі програмування Visual Basic; розвинути...
Перепишемо рівняння у вигляді Бачимо, що повинно бути цілим числом. Перепишемо наше рівняння у вигляді. Зауважимо, що 450 = 1∙2∙32∙52. Тому (у + 1) може набувати...	Коментарі до слайдів презентації «Методи добування металів» У повітрі метали містяться в сполуках у вигляді часточок пилу, у воді – у розчинених в ній солях. У земній корі у самородному та...
Золото, срібло, платина, метали платинової групи, доведені (афіновані)... України грошові знаки у вигляді банкнотів, казначейських білетів, монет та в інших формах, що перебувають в обігу та є законним платіжним...	УРОК №45 Тема уроку Працювати над формуванням умінь наводити приклади подання статистичних даних у вигляді таблиць і графіків (гістограм); описувати...
Розроблено на підставі ДСТУ 3008-95 «Документи. Звіти у сфері науки... Дисертація на здобуття наукового ступеня доктора, кандидата наук готується у вигляді спеціально підготовленої наукової праці на правах...	ДРУГИЙ ЗАКОН НЬЮТОНА Розглянемо взаємодію двох візків, між якими розміщена стиснута пружина уІСВ, якою будемо вважати Землю. Слід особливо наголосити...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання