Характеристика вагонов 81-717(714) 17 страница

+ iv S + 4е~ =

= 3S; + зн₂о s°

S = S° + 2e~

Будучи двухосновной (K\ ~ 2-Ю^-2, Кг = 6,3-Ю^-8), сернистая кислота образует два ряда солей. Средние ее соли называются сульфитами, кислые — гидросульфитами*.

Как и кислота, сульфиты и гидросульфиты являются восстано­вителями. При их окислении получаются соли серной кислоты.

Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании раз­лагаются с образованием сульфидов и сульфатов (реакция само­окисления-самовосстановления):

+IV +VI S = S + 2e~ + IV -II S + 6e~ = S

4Na₂S0₃ = Na₂S + 3Na,S0₄ 3

Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания неко­торых материалов, в текстильной промышленности при крашении тканей, в фотографии. Раствор Са (НБОз^ (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемую сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.

130. Триоксид серы. Серная кислота. Диоксид серы может при­соединять кислород, переходя при этом в триоксид (трехокись) серы. При обычных условиях эта реакция протекает чрезвычайно медленно. Гораздо быстрее и легче она проходит при повышенной температуре в присутствии катализаторов.

Триоксид серы представляет собой бесцветную легкоподвиж­ную жидкость плотностью 1,92 г/см³, кипящую при 44,7 °С и кри­сталлизующуюся при 16,8°С. При хранении, особенно в присут­ствии следов влаги, это вещество видоизменяется, превращаясь в длинные шелковистые кристаллы.

* Гидросульфитом натрия иногда неправильно называют дитионит натрия NajS₂0₄--? натриевую соль дитнонистой кислоты H₂Se0₄.

Свободные молекулы S0₃ (в газообразном состоянии) построе­ны в форме правильного треугольника, в центре которого нахо­дится атом серы, а в вершинах — атомы кислорода. Как и в мо­лекуле SO2, атом серы находится здесь в состоянии я/Агибриди-зации; в соответствии с этим ядра всех четырех атомов, входящих в состав молекулы S0₃, расположены в одной плоскости, а валентные углы OSO равны 120°:

О

II S

Атом серы в молекуле S0₃ связан с атомами кислорода тремя двухцентровыми о-связями и одной четырехцентровой л-связью (ср. со структурой молекулы S0₂ — § 129). Кроме того, за счет неподеленных 2/?-электронных пар атомов кислорода и свободных Зй-орбиталей атома серы здесь возможно образование дополни­тельных ковалентных связей, подобно тому, как это имеет место в молекуле С1₂ (стр. 341).

Триоксид серы — ангидрид серкой кислоты; последняя обра­зуется при взаимодействии S0₃ с водой:

S0₃ + Н₂0 = H₂S0₄ +88 кДж

Структура молекул серной кислоты соответствует формуле:

н-о_ч о

н—о/

Безводная H₂S0₄ — бесцветная маслянистая жидкость, кри­сталлизующаяся при 10,3 °С.

При нагревании безводная серная кислота (так называемый «моногидрат») отщепляет SO3, который улетучивается. Отщепление идет до тех пор, пока не получится азеотропный раствор. Он содержит 98,3 % (масс.) H₂S0₄ и 1,7 % (масс.) воды. Этот раствор кипит и перегоняется без изменения состава при 338,8 °С. Азеотропный раствор в конечном счете получается и при пере­гонке разбавленной серной кислоты. В этом случае отгоняется преимущественно вода до тех пор, пока концентрация кислоты ие достигает 98,3 % (масс.).

При растворении серной кислоты в воде образуются гидраты и выделяется очень большое количество теплоты. Поэтому смеши­вать концентрированную серную кислоту с водой следует с осто­рожностью. Во избежание разбрызгивания разогретого поверх­ностного слоя раствора, надо вливать серную кислоту (как более тяжелую) в воду небольшими порциями или тонкой струйкой; ни в коем случае не следует вливать воду в кислоту.

Серная кислота жадно поглощает пары воды и поэтому часто применяется для осушения газов. Способностью поглощать воду объясняется.и обугливание многих органических веществ, осо­бенно относящихся к классу углеводов (клетчатка, сахар и др.)', при действии на них концентрированной серной кислоты. В состав углеводов водород и кислород -входят в таком же отношении, в каком они находятся в воде. Серная кислота отнимает от угле­водов водород и кислород, которые образуют воду, а углерод выделяется в виде угля₄

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, — энер­гичный окислитель. Она окисляет HI и НВг (но не НС1) до сво­бодных галогенов, уголь — до С0₂, серу — до S0₂. Указанные ре­акции выражаются уравнениями:

8HI + h₂S0₄ = 41, + h₂Sf + 4Н₂0 2HBr + h₂S0₄ = Br₂ + S0₂f + 2Н₂0 С + 2H₂S0₄ = C0₂f + 2S0₂t + 2Н₂0 S + 2H₂S0₄ = 3S0₂t + 2H₂0

Взаимодействие серной кислоты с металлами 'протекает раз­лично в зависимости от ее концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодей­ствует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряже­ний до водорода, например:

Zn + h₂S0₄ = ZnS0₄ + h₂f

Однако свинец не растворяется в разбавленной кислоте, по­скольку образующаяся соль PbS0₄ нерастворима.

Концентрированная серная кислота является окислителем 'за счет серы(VI). Она окисляет металлы, стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты ее восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты, температура). При взаимодействии с ма­лоактивными металлами, например с медью, кислота восстанав­ливается до S0₂:

Си + 2H₂S0₄ = CuS0₄ + S0₂ f + 2H₂G

При взаимодействии с более активными металлами продуктами восстановления могут быть как S0₂, так и свободная сера и серо­водород. Например, при взаимодействии с цинком могут протекать реакции:

Zn + 2H₂S0₄ = ZnS0₄ + S0₂f + 2H₂0 3Zn + 4H₂S0₄ = 3ZnS0₄ + S| + 4H₂0 4Zn + 5H₂S0₄ = 4ZnS0₄ + H₂Sf + 4H₂0

О действии серной кислоты на железо см. § 242.

Серная кислота — сильная двухосновная кислота. По первой ступени в растворах невысокой концентраций она диссоциирует практически нацело:

h₂so₄ h⁺ + hso;

Диссоциация по второй ступени

HS0₄- 2?=*н⁺ +so;*-

протекает в меньшей степени. Константа диссоциации серной кис­лоты по второй ступени, выраженная через активности ионов, #2 = Ю-²,

Как кислота двухосновная, серная кислота образует два ряда солей: средние и кислые. Средние соли серной кислоты называют­ся сульфатами, а кислые — гидросульфатами.

Большинство солей серной кислоты довольно хорошо раство­ряется в воде. К практически нерастворимым относятся сульфаты бария BaS0₄, стронция SrS0₄ и свинца PbS0₄. Мало растворим сульфат кальция CaS0₄. Произведение растворимости BaS0₄ рав­но 1,1-Ю-¹⁰, SrS0₄ 3,2-Ю-⁷, PbS0₄ 1,6-Ю-⁸, CaS0₄ 1,3-10~⁴.

Сульфат бария нерастворим не только в воде, но и в разбав­ленных кислотах. Поэтому образование белого нерастворимого в кислотах осадка при действии на какой-нибудь раствор солью бария служит указанием на присутствие в этом растворе ионов

SOt;

Ba²⁺ + SO=- = BaS04

Таким образом, растворимые соли бария служат реактивом на сульфат-ион.

К важнейшим солям серной кислоты относятся следующие.

Сульфат натрия Na₂S0₄. Кристаллизуется из водных растворов с десятью молекулами воды (Na₂S0₄-10Н₂О) и в таком виде на­зывается глауберовой солью по имени немецкого врача и химика И. Р. Глаубера, который первым получил ее действием серной кис­лоты'на хлорид натрия. Безводная соль применяется при изготов­лении стекла.

Сульфат калия K₂S0₄. Бесцветные кристаллы, хорошо раство­римы в воде. Образует ряд двойных солей, в частности квасцы (см. ниже).

Сульфат магния MgS0₄. Содержится в морской воде. Из рас­творов кристаллизуется в виде гидрата MgS0₄-7H₂0.

Сульфат кальция CaS0₄. Встречается в природе в больших ко­личествах в виде минерала гипса CaS0₄-2H₂0. При нагревании до 150—170°С гипс теряет ³/₄ содержащейся в нем кристаллиза­ционной воды и переходит в так называемый жженый гипс, или алебастр (2CaS0₄-H₂0). Будучи замешан с водой в жидкое тесто, жженый гипс довольно быстро затвердевает, снова превращаясь в CaS0₄-2H₂0. Благодаря этому свойству гипс применяется для изготовления отливочных форм и слепков с различных предметов, а также в качестве вяжущего материала для штукатурки стен и потолков. В хирургии при переломах используют гипсовые по­вязки.

Безводный сульфат кальция называется ангидритом.

К у по росы. Так называются сульфаты меди, железа, циика и некоторых других металлов, содержащие кристаллизационную воду.

Медный купорос CuS0₄-5H₂0 образует синие кристаллы. При­меняется для электролитического покрытия металлов медью, для приготовления некоторых минеральных красок, а также в каче-

131. Получение и применение серной кислоты

стве исходного вещества при получении других соединений меди. В сельском хозяйстве разбавленным раствором медного купороса пользуются для опрыскивания растений и протравливания зерна перед посевом, чтобы уничтожить споры вредных грибков, i Железный купорос FeS0₄-7H₂0— см. стр. 668.

Квасцы. Если к раствору сульфата алюминия A1₂(S0₄)3 при­бавить раствор сульфата калия K2SO4 и оставить жидкость кри­сталлизоваться, то из нее выделяются красивые бесцветные кри­сталлы состава K₂S0₄-A1₂(S0₄)₃-24H₂0 или КА1 (S0₄)₂-12Н₂0. Это алюмокалиевые квасцы — двойная соль серной кислоты и ме­таллов калия и алюминия *.

Двойные соли существуют только в твердом виде. Раствор алюмокалиевых квасцов в воде содержит ионы К⁺. А1³⁺ и S0₄~.

Вместо алюминия в состав квасцов могут входить другие трех­валентные металлы — железо, хром, а вместо калия — натрий или аммоний. Например, хромокалиевые квасцы имеют состав K₂SCvCr₂(S0₄)₃-24H₂0.

Двусерная кислота. Олеум. Раствор триоксида серы в серной кислоте на­зывается олеумом. Он широко применяется в промышленности, например, для очистки нефтепродуктов, для производства некоторых красителей, взрывчатых веществ.

В олеуме часть молекул S0₃ соединяется с серной кислотой. При этом получается двусерная, или пиросерная, кислота H₂S₂0₇:

S0₃ + H₂S0₄ H₂S₂0₇

При охлаждении олеума двусерная кислота выделяется в виде бесцветных кристаллов.

Соли пиросернон кислоты — д и сульфаты или пиросульфаты по­лучаются нагреванием гндросульфатов. Например:

2KHS0₄ = K₂S₂0₇ + H₂0

При нагревании выше температуры плавления днсульфаты разлагаются с выделением S0₃, переходя в сульфаты:

K₂S₂0₇ = S0₃ + K₂S0₄

131. Получение и применение серной кислоты. В промышлен­ности серная кислота получается окислением диоксида серы S0₂ до триоксида с последующим взаимодействием S0₃ с водой.

Необходимый для производства кислоты диоксид серы полу­чают в технике различными способами. Наиболее распространен­ным из них является обжиг железного колчедана при доступе воз­духа (см. § 129).

* О применении алюмокалиевых квасцов см. стр. 618.

В СССР вместо пирита обжигу преимущественно подвергают флотационный колчедан — продукт флотации (см. § 192) мед­ных руд с низким содержанием меди — и углистый колчедан, по­лучаемый при обогащении каменных углей с высоким содержа­нием серы.

Образующийся при обжиге колчедана оксид железа(III) («кол­чеданный огарок») удаляется из печей и может быть, использован для получения железа, а смесь диоксида серы с кислородом и азотом воздуха пропускается через очистительные аппараты, в ко­торых она освобождается от пыли и других примесей.

Диоксид серы получают также сжиганием серы. В этом случае образуется газ, свободный от вредных примесей; поэтому отпадает необходимость в очистительных аппаратах, что значительно упро­щает производство серной кислоты.

Важным источником получения диоксида серы служат отходя­щие газы заводов цветной металлургии. Значение этого источника видно хотя бы из того, что при выплавке 1 т меди образуется 7,5 т S0₂, из которого можно получить более 10 т серной кислоты.

Большое количество S0₂ извлекают из топочных газов, осо­бенно получаемых при сжигании каменного угля, содержащего много серы.

Сырьем для получения S0₂ служит также гипс CaS04-2H₂0 и ангидрит CaS04. Эти минералы при 1350—1400 °С разлагаются с образованием S0₂:

2CaS0₄ = 2СаО + 2S0₂ + 0₂

Если прокаливать гипс, смешанный в необходимой пропорции с оксидом железа (III) Fe₂03, оксидом алюминия А)₂0з и кремне­земом S10₂, то одновременно с диоксидом серы получается цемент.

При получении серной кислоты S0₂ окисляют двумя методами; контактным и нитрозным.

Контактный метод основан на присоединении кислорода к диоксиду серы при соприкосновении (контакте) этих газов с ка­тализатором. Обязательным условием успешного протекания про­цесса является полное удаление примесей из реакционных газов, так как даже ничтожные следы некоторых веществ (соединений мышьяка, фосфора и др.) «отравляют» катализатор, вызывая быструю потерю им своей активности.

В качестве катализатора для окисления S0₂ применяют вана­диевый ангидрид У₂Об.

При получении серной кислоты контактным методом смесь диоксида серы и воздуха после освобождения от примесей проходит через подогреватель, обо­греваемый выходящими из контактного аппарата газами, и поступает в кон­тактный аппарат. На катализаторе происходит окисление S0₂ в SO3, сопро-вол<дающееся выделением значительного количества теплоты:

2S0₂ + 0₂ 2S0₃ +197 кДж

Увеличение содержания кислорода в смеси повышает выход S0₃, смещая равновесие вправо. При 450 °С и избытке кислорода степень превращения S0₂ в S0₃ достигает 95—97 %.

Образовавшийся в контактном аппарате триоксид серы пропускают в 96— 98 %-ную серную кислоту, которая, насыщаясь S0₃, превращается в олеум.

В России производство серной кислоты по контактному методу впервые было осуществлено на Тентелевском заводе (ныне завод

«Красный химик») в Петербурге. Разработанная химиками этого завода «тентелевская система» была одной из самых совершенных систем своего времени и получила мировую известность. По этой системе были построены контактные установки в ряде стран, в том числе в Японии и США.

Н и т р о з и ы н метод. Контактный метод ' получения серной кислоты стал применяться сравнительно недавно. До этого серную кислоту получали исключительно нитрозным методом, сущность которого заключается в окисле­нии диоксида серы диоксидом азота N0₂ в присутствии воды.

Газообразный диоксид азота реагирует с диоксидом серы согласно урав­нению:

S0₂ + NOjj + Н₂0 = H₂S0₄ + NO

Отдавая диоксиду серы часть кислорода, N0₂ превращается в другой газ — оксид азота(II) N0. Последний взаимодействует с кислородом воздуха, в ре­зультате чего вновь образуется диоксид азота

2N0 + 0₂ = 2N0₂

который идет на окисление новых порций S0₂.

Таким образом, при производстве серной кислоты N0 служит по существу катализатором, ускоряющим процесс окисления диоксида серы.

Промышленность выпускает несколько сортов серной кислоты. Они различаются между собою концентрацией, а также содержа­нием примесей. Большая часть производимой кислоты имеет плот­ность 1,825—1,84 г/см³, что соответствует массовой доле H₂S0₄ от 91 до 94 %.

Серная кислота — один из важнейших продуктов основной химической промышленности; к последней относится производство кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений и хлора. Основным потребителем серной кислоты является производ­ство минеральных удобрений. Она служит также для получения многих других кислот, применяется в большом количестве в орга­ническом синтезе, при производстве взрывчатых веществ, для очистки керосина, нефтяных масел и продуктов коксохимической промышленности (бензола, толуола), при изготовлении красок, травлении черных металлов (снятие окалины).

До Октябрьской революции производство серной кислоты в Рос­сии было ничтожным по сравнению с производством ее в других странах. Продукция всех заводов составляла в 1913 г. всего около 145 тыс. т.

После революции положение резко изменилось. Старые заводы были расширены и заново переоборудованы. Была создана отече­ственная сырьевая база для сернокислотной промышленности и построен ряд новых заводов. Это позволило значительно увеличить производство серной кислоты:

Годы млн. т

1940 1,6

1964 7,6

1983 26,0

132. Пероксодвусерная кислота. При электролизе 50 % раствора серной
кислоты на катоде разряжаются ионы водорода, а на аноде HSO^. Послед-
ние, теряя свои заряды, соединяются попарно и образуют пероксодвусерную,
или надсерную, кислоту H₂S₂0s:

2HS0₄-=H₂S₂0₈ + 2e"

Пероксодвусерная кислота является производным пероксида водорода и промежуточным продуктом при получении последней электрохимическим путем (см. § 117). Строение ее можно выразить формулой:

О О

II II

Н—О— S —О—О— S —о—н

II II

о о

Как и в пероксиде водорода, два атома кислорода связаны здесь кова­лентной связью, образуя «цепочку», характерную для пероксидов. Такие кис­лоты получили общее название пероксокислот (надкислот) и, кроме серы, известны для ряда других элементов. Изучением пероксокислот много занимался Л. В. Пнсаржевский *, которому химия обязана классическими ис­следованиями в этой области.

Все пероксокислоты обладают, подобно пероксидам, сильными окислитель­ными свойствами.

Соли пероксодвусерной кислоты — пероксод и сульфаты — применя­ются для некоторых технических целей, как средство для отбелки и в качестве окислителей в лабораторной практике.

133. Тиосерная кислота. Если прокипятить водный раствор
сульфита натрия Na₂S0₃ с серой и, отфильтровав излишек серы,
оставить охлаждаться, то из раствора выделяются бесцветные про-
зрачные кристаллы нового вещества, состав которого выражается
формулой Na₂S₂0₃-5H₂0. Это вещество — натриевая соль тиосер-
ной кислоты H₂S₂0₃ **. Структурная формула тиосерной кислоты
имеет следующий вид:,

н—о/ V»

* Лев Владимирович Пнсаржевский (1874—1938)—ученый и педагог, смело использовавший достижения физики для изучения и объяснения химических процессов. Важнейшие его работы посвящены исследованию пер­оксидов и пероксокислот, разработке теории растворов, приложению электрон­ной теории к химии и разработке теории гальванических элементов. ** Вещества, которые можно рассматривать как получающиеся из кисло­родсодержащих кислот путем замещения в них всего части кислорода серой, называются тиокислотами, а соответствующие им соли — тиосолями, В частности, тиосерную кислоту можно представить как серную кислоту, в мо­лекуле которой вместо одного из атомов кислорода находится атом серы. По­этому для H2S2O3 принято название «тиосерная кислота».

Тиосерная кислота неустойчива. Уже при комнатной темпера­туре она распадается. Значительно устойчивее ее соли — тио-сульфаты. Из них наиболее употребителен тиосульфат натрия

Na₂S₂03-5H₂0, известный также под неправильным названием «гипосульфит».

При добавлении к раствору тиосульфата натрия какой-нибудь кислоты, например соляной, появляется запах диоксида серы и через некоторое время жидкость становится мутной от выделив­шейся серы.

По-видимому, вначале образуется тиосерная кислота Na₂S₂0₃ + 2НС1 = H₂S₂0₃ + 2NaCl

которая далее разлагается согласно уравнению:

H₂S₂0₃ = Н₂0 + S0₂* + s;

Изучение свойств тиосульфата натрия приводит к выводу, что атомы серы, входящие в его состав, имеют различную окислен-ность: у одного из них степень окисленности +4. у другого 0.

Тиосульфат натрия — восстановитель. Хлор, бром и другие сильные окислители окисляют его до серной кислоты или до ее соли. Например:

Na₂S₂0₃ + 4С1₂ + 5Н₂0 = 2H₂S0₄ + 2NTaCl + 6НС1

Иначе протекает окисление тиосульфата натрия менее силь­ными окислителями. Под действием, например, иода тиосульфат натрия окисляется до соли тетратионовой кислоты H₂S40₆: la + 2Na₂S₂0₃ = 2NaI + Na₂S₄O_e

Эта реакция служит основой одного из методов количествен­ного химического анализа (иодометрип), с помощью которого опре­деляют содержание некоторых окислителей и восстановителей.

Тетратноповая кислота H₂S₄0₆ принадлежит к группе политно новых кислот. Это двухосновные кислоты общей формулы H₂S._vO_e, где х может при­нимать значения от 2 до 6, а возможно и больше. Полнтионовые кислоты неустойчивы и известны лишь в водных растворах. Соли полптионовых кис­лот— по л ит и о на ты — более устойчивы; некоторые из них получены в виде кристаллов.

Тиосульфат натрия применяется в фотографии как закрепитель (см. стр. 561), в текстильной промышленности для удаления остат­ков хлора после отбелки тканей, в медицине, в ветеринарии.

134. Соединения серы с галогенами. При пропускании хлора через расплав­ленную серу образуется хлорид серы(1) (или хлористая сера), представляющий собой жидкость, кипящую при 137 "С. Молекулярная масса этого вещества, как показывает плотность его пара, отвечает формуле S₂Ci2-

Хлорид серы(1) растворяет в себе серу в количестве до 66 % (масс). Вода разлагает S₂CI₂ с образованием диоксида серы, хлороводорода и сероводорода:

S₂C1₂ + 2Н₂0 = S0₂ + H₂S + 2НС1

Хлорид серы(1) применяется для вулканизации каучука.

Известны еще два соединения серы с хлором (SC1₂ и SC1₄), не имеющие практического значения. С фтором сера образует газообразный фторид серы(VI) 6F_e, с бромом — бромид серы(1) S₂Br₂.

135. Селен (Selenium). Теллур (Tellurium). Селен мало распро­странен в природе. В земной коре содержание селена составляет 0,00006% (масс). Его соединения встречаются в виде примесей к природным соединениям серы с металлами (PbS, FeS₂ и др.). Поэтому селен получают из отходов, образующихся при производ­стве серной кислоты, при электролитическом рафинировании меди и при некоторых других процессах.

Теллур принадлежит к числу редких элементов: содержание его в земной коре составляет всего 0,000001 % (масс).

В свободном состоянии селен, подобно сере, образует несколько аллотропических видоизменений, из которых наиболее известны аморфный селен, представляющий собой красно-бурый порошок, и серый селен, образующий хрупкие кристаллы с металлическим блеском.

Теллур тоже известен в виде аморфной модификации и в виде кристаллов светло-серого цвета, обладающих металлическим бле­ском.

Селен — типичный полупроводник (см. § 190). Важным свой­ством его как полупроводника является резкое увеличение элек­трической проводимости при освещении. На границе селена с металлическим проводником образуется запорный слой — уча­сток цепи, способный пропускать электрический ток только в од­ном направлении. В связи с этими свойствами селен применяется в полупроводниковой технике для изготовления выпрямителей и фотоэлементов с запорным слоем. Теллур —тоже полупроводник, но его применение более ограничено. Селениды и теллуриды неко­торых металлов также обладают полупроводниковыми свойствами и применяются в электронике. В небольших количествах теллур служит легирующей добавкой к свинцу, улучшая его механические свойства.

Селеноводород H₂Se и теллуроводород Н₂Те представляют со­бой бесцветные газы с отвратительным запахом. Водные растворы их являются кислотами, константы диссоциации которых несколько больше, чем константа диссоциации сероводорода.

В химическом отношении селеноводород и теллуроводород чрез­вычайно похожи на сероводород. Как и сероводород, они в силь­ной степени обладают восстановительными свойствами. При нагре­вании оба они разлагаются. При этом Н₂Те менее стоек, чем H₂Se: подобно тому, как это происходит в ряду галогеноводородов, проч­ность молекул уменьшается при переходе H₂Q->-H₂S->-H₂Se-HH₂Te. Соли селеноводорода и теллуроводорода — селениды и тел­луриды— сходны с сульфидами в отношении растворимости в воде и кислотах. Действуя на селениды и теллуриды сильными кислотами, можно получить селеноводород и теллуроводород.

При сжигании селена и теллура на воздухе или в кислороде получаются диоксиды Se0₂ и Те0₂, находящиеся при обычных условиях в твердом состоянии и являющиеся ангидридами селени-

стой H₂SeQ₃ и теллуристой Н₂Те0₃ кислот. В отличие от диоксида серы, Se0₂ и Те0₂ проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до свободных селена и теллура, например:

Se0₂ + 2S0₂ + 2Н₂0 = 2H₂S0₄ + Se|

Действием сильных окислителей диоксиды селена и теллура могут быть переведены соответственно в селеновую H₂SeC>4 и тел­луровую H₂TeQ₄ кислоты.

Селеновая кислота H₂Se0₄ принадлежит к сильным кислотам. Подобно серной кислоте, она малолетуча, энергично соединяется с водой, обугливает органические вещества и обладает сильными окислительными свойствами. Соли ее — селена ты — очень по­хожи на сульфаты. Бариевая и свинцовая соли этой кислоты, как и соответствующие соли серной кислоты, нерастворимы.

Теллуровая кислота Н₂Те0₄, в отличие от селеновой и серной, очень слабая кислота. Из раствора она выделяется в виде кри­сталлов ортотеллуровой кислоты состава Н₆Те0₆. Это шестиоснов­ная кислота; она образует ряд солей, например ортотеллурат серебра Ag₆TeQ₆. При нагревании ортотеллуровая кислота отщеп­ляет две молекулы воды и переходит в двухосновную кислоту Н₂Те0₄.

Все соединения селена и теллура ядовиты.

Глава ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА
XIV ПЯТОЙ ГРУППЫ

К главной подгруппе V группы периодической системы принад­лежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Эти элементы, имея пять электронов в наружном слое атома, характеризуются в целом как неметаллы. Однако способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окис­ленность элементов этой подгруппы равна -f-5, а отрицательная —3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI и VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными свойствами.

Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последо­вательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных груп­пах. Но так как неметаллические свойства выражены у азота.

слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой по­явление и нарастание металлических свойств. Последние заметны уже у мышьяка, сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

Дата добавления: 2014-11-16