4 Сполуки р-елементів VI групи, які містять Гідроген, та їх властивості

Сірка з воднем при високій температурі утворює отруйний газ гідроген сульфід (сірководень) – H₂S, який має дуже неприємний запах тухлих яєць. На практиці Н₂S одержують дією розбавлених кислот на сульфіди металів. Наприклад:

FeS +2HC1 = FeCl₂ + H₂S↑.

Гідроген селенід і гідроген телурид можна отримати дією води або кислот на селеніди і телуриди деяких металів. Наприклад:

Аl₂Те₃ + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + 3Н₂Те.

Сульфіди, селеніди і телуриди водню здатні розчинятися у воді, утворюючи відповідні кислоти – H₂S (сульфідна), H₂Se (селенідна), Н₂Те (телуридна).

Здатність до дисоціації, сила кислот і їх відновні властивості збільшуються в ряду – H₂SH₂SeН₂Те.

Водний розчин H₂S - слабка, двоосновна кислота, здатна утворювати кислі та середні солі. Розчинними є лише солі лужних, лужноземельних металів та амонію. Кислоти H₂S, H₂Se, Н₂Те та їх солі поводять себе як відновники, окиснюючись, як правило, до вільних неметалів. Наприклад:

I₂ + H₂S = 2HI + S.

Сульфіди, селеніди і телуриди можна отримати різними способами. Наприклад:

2Cr + 3S Сr₂S₃,

CdSO₄ + H₂S = CdS↓ + H₂SO₄.

Сульфіди здатні гідролізувати:

К₂S + Н₂O ↔ KHS + КОН,

S^-2 + Н₂O ↔ НS + OH^-.

Срібні і мідні предмети в повітрі або у воді, де міститься cірководень, темніють завдяки утворенню відповідного сульфіду:

4Ag + 2H₂S + О₂ = 2Ag₂S + 2Н₂О.

5 Сполуки р-елементів VI групи, які містять Оксиген, та їх властивості

У сполуках з Оксигеном S, Se, Те проявляють ступінь окиснення +4 та +6, утворюючи діоксиди та пероксиди.

Наприклад: SO₂, SeO₂, ТеО₂, SO₃, SeO₃, ТеО₃.

У ряду SO₂SeO₂ТеО₂ спостерігається послаблення кислотних властивостей. SO₂- сульфур діоксид (сірчистий газ) – прозорий газ з задушливим запахом. У промисловості SO₂ добувають прожарюванням на повітрі сульфідів металів. При розчиненні сірчистого газу у воді утворюється сульфітна (сірчиста) кислота:

SО₂ + Н₂О = Н₂SО₃.

У ряду SО₂ → SeО₂ → ТеО₂ → PoO₂ чітко спостерігається послаблення кислотних властивостей. SO₂ і SeO₂ розчиняються у воді, утворюючи сульфітну і селенітну кислоту, TeO₂ - не розчиняється у воді, a PoO₂ поводить себе як основний оксид.

SO₂ і SeO₂ взаємодіють з основними оксидами і гідроксидами, утворюючи солі - сульфіти і селеніти. SO₂ проявляє властивості окисника і відновника:

2SO₂ + О₂ = 2SО₃ - SO₂ – відновник;

2H₂S + SO₂ = 2Н₂О + S - SО₂ – окисник.

У лабораторії SО₂ можна отримати при дії концентрованої Н₂SO₄ на мідну стружку:

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SО₂ + 2Н₂О.

Н₂SО₃ існує тільки в розбавлених розчинах. На повітрі Н₂SО₃ та при дії брому та калій перманганату окиснюється до Н₂SО₄.

2Н₂SО₃ + О₂ = 2H₂SO₄

Сульфітна кислота проявляє окисно-відновну двоїстість:

Н₂SО₃ + Сl₂ + Н₂О = H₂SO₄ + 2НС1 – відновник;

Н₂SО₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O – окисник.

Н₂SО₃ утворює середні солі - сульфіти та кислі - гідросульфіти. Сульфіти активних металів при нагріванні розкладаються з утворенням сульфідів і сульфатів:

4Na₂SO₃ Na₂S + 3Na₂SO₄.

S, Se, Те з Оксигеном утворюють триоксиди, які при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти - H₂SO₄ - сульфатну, Н₂SeО₄ -селенатну та Н₆ТеО₆ - гексаоксотелуратну.

SО₃ – сульфур триоксид (сірчаний ангідрид) - прозора рідина з t_кип = 45^оC. SО₃ можна одержати окисненням SO₂ за наявності каталізатора.

2SO₂ + О₂ 2SО₃

Сульфатний ангідрид добре розчиняється в концентрованій сульфатній кислоті, утворюючи олеум. Вміст SО₃ в олеумі складає 60%. Концентрована сульфатна кислота - важка масляниста прозора рідина, що активно поглинає вологу, обвуглює органічні речовини (клітковину, цукор).

У промисловості сульфатну кислоту одержують окисненням сульфур діоксиду до триоксиду (за наявності каталізатора) і подальшою взаємодією SО₃ з водою:

2SO₂ + О₂ = 2SО₃;

H₂O + SО₃ = Н₂SО₄.

Н₂SО_4(конц.) є сильним окисником. Вона взаємодіє з неметалами (С, S, Р, Si), окиснюючи їх до відповідних кислот:

С + 2H₂SO₄ = СО₂ + 2SO₂ + 2Н₂О.

Активні метали відновлюють Сульфур в Н₂SО_{4 (конц.)} до вільної сірки або H₂S.

4Zn + 5H₂SO_4конц. = 4ZnSO₄ + H₂S + 4H₂O.

Менш активні метали (Cu, Ag, Hg) відновлюють Сульфур в сульфатній кислоті до S⁺⁴ (SO₂):

Cu + 2H₂SO₄= CuSО₄ + SO₂+ 2Н₂О.

H₂SО_{4 (конц.)} окиснює галогеноводневі кислоти і їх солі до вільних галогенів:

2НВr + H₂SО_4(конц.) = Вr₂ + SO₂ + 2Н₂О;

8НІ + H₂SO_4(конц.) = 4I₂ + H₂S + 4Н₂О.

Розбавлена H₂SО₄ не є окисником, і метали, що стоять у ряду напруг до Гідрогену, здатні взаємодіяти з нею із виділенням водню:

Fe + Н₂SО_4(розв.) = FeSO₄+ Н₂↑.

Н₂SО₄ - двоосновна кислота, здатна утворювати середні солі-сульфати та кислі - гідросульфати. Всі солі сульфатної кислоти добре розчинні у воді за винятком солей Ва, Са, Sr, Pb. Практичне значення має тіосульфатна кислота Н₂S₂О₃ та її сіль Na₂ S₂О₃ • 5Н₂О - натрій тіосульфат. Кип'ятінням натрій сульфіту з сіркою можна отримати натрій тіосульфат:

Nа₂SО₃ + S = Na₂S₂O₃.

Натрій тіосульфат при взаємодії з соляною кислотою утворює спочатку слабку тіосульфатну кислоту, яка розкладається з утворенням вільної сірки:

Na₂S₂О₃ + 2НС1 = H₂S₂O₃ + 2NaCl;

Н₂S₂О₃ = Н₂О + SO₂ + S↓.

Сильні окисники окиснюють натрій тіосульфат до сульфатної кислоти або її солі:

Na₂S₂О₃ + 4Cl₂ + 5 Н₂О = 2 H₂SО₄ + 2NaCl + 6HCl.

Менш сильні окисники окиснюють натрій тіосульфат до натрій тетратіонату:

I₂ + 2 Na₂SО₃ = 2NaI + Na₂S₄О₆.

Ця реакція застосовується в кількісному аналізі - методі йодометрії для кількісного визначення деяких окисників і відновників.