Свойства оксидов элементов главной подгруппы VI группы

Ст. окисления	Оксид	Агрегатное состояние, цвет	tпл, С	Кислотно-основные свойства
+2	SO	Неустойчивый бесцветный газ, разлагается: 2SO → SO2 + S		Несолеобразующий
+4	SO2	Бесцветный газ	–75	Кислотный
	SeO2	Твердое вещество белого цвета, полимер	Возгоняется при 337С	Кислотный
	ТеО2	Твердое вещество белого цвета, полимер	733	Амфотерный
	РоО2	Кристаллическое вещество желтого цвета	Разлагается при 500С	Амфотерный
+6	SO3	Бесцветная летучая жидкость	16,8	Кислотный
	SеО3	Твердое вещество белого цвета, полимер	121	Кислотный
	ТеО2	Твердое вещество желтого цвета, полимер	Разлагается при 400С	Кислотный
	РоО3	Неустойчив

Способы получения

SО₂ получают в промышленности обжигом сернистых руд или сжиганием серы: 4FeS₂ + 11O₂ 2Fe₂O₃ + 8SO₂;

S + O₂ SО₂.

В лаборатории – действием сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO_3(к) + H₂SO_4(конц.) → Na₂SO₄ + H₂O + SO₂↑

или: Cu + 2H₂SO_4(конц.) CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

SеО₂, ТеО₂ получают из простых веществ: Э + О₂ ЭО₂.

SО₃ получают окислением SО₂ в присутствии катализатора (Pt, V₂O₅, NO): 2SO₂ + O₂ → 2SO₃.

SеО₃ – кипячением К₂SеО₄ с SО₃: К₂SeO₄ + SO₃ K₂SO₄ + SeO₃.

ТеО₃ – обезвоживанием гексаоксотеллурата(VI) водорода:

Н₆ТеО₆ ТеО₃ + 3Н₂О.

Химические свойства

SО₂, SеО₂, ЭО₃ – кислотные оксиды; ТеО₂ и РоО₂ обладают амфотерными свойствами.

Оксиды теллура (IV) и (VI) и РоО₂ в воде практически нерастворимы, реагируют со щелочами, РоО₂ – только при сплавлении, ТеО₂ и РоО₂ реагируют также с кислотами: ЭО₂ + Н₂О → Н₂ЭО₃ (Э = S, Se);

ЭО₂ + 2КОН → К₂ЭО₃ + Н₂О (Э = S, Se); ТеО₂ + 2КОН + 2Н₂О →К₂[Те(ОН)₆];

ЭО₂ + 2КОН К₂ЭО₃ + Н₂О (Э = Se, Те, Ро);

2ТеО₂ + Н₂SО₄ → Те₂О₃SО₄ + Н₂О; РоО₂ + 2Н₂SО₄ → Ро(SО₄)₂ + 2Н₂О;

ЭО₃ + Н₂О → Н₂ЭО₄ (Э = S, Se); ТеО₃ + 6КОН К₆ТеО₆ + 3Н₂О.

SО₂ в зависимости от условий может окисляться и восстанавливаться; для него характерны реакции диспропорционирования:

восстановитель: SО₂ + Н₂О₂ → Н₂SО₄,

SО₂ + NО₂ → SО₃ + NО, SО₂ + 2НNО₃ → Н₂SО₄ + 2NО₂,

SО₂ + О₃ → SО₃ + О₂, SО₂ + Сl₂ + 2Н₂О → Н₂SO₄ + 2НСl;

окислитель: SО₂ + 2Н₂S → 3S + 2Н₂О, SО₂ + 2СО → S + 2СО₂;

диспропорционирование: 4SО₂ + 8КОН К₂S + 3К₂SО₄ + 4Н₂О.

Для SеО₂, ТеО₂ в отличие от SО₂ в большей степени выражены окислительные свойства: 2SО₂ + ЭО₂ → 2SО₃ + Э (Э = Sе, Тe).

ЭО₃ при нагревании разлагаются: 2ЭО₃ 2ЭО₂ + О₂.

SО₃ и SеО₃ – сильные окислители:

SО₂ + 2КI → К₂SО₃ + I₂; 5SО₃ + 2Р → Р₂О₅ + 5SО₂.

Гидроксиды. Формулы и некоторые свойства гидроксидов элементов подгруппы приведены в табл. 6.7.

Таблица 6.7