6_1_VIA_gruppa_prostye_i_otrits_SO (1) (1)

1. Элементы VI группы главной подгруппы S, Se,Te – халькогены – «рождающие руду»

Кислород O - «рождающий кислоту»
Сера
S - желтый
Селен
Se – Луна
Теллур
Te – Земля
Полоний Po - Польша

2.

3.

4.

5.

Открытие селена и теллура

6.

7.

Общая характеристика
Э
Кларк
%
Эл. конфиг.
R ат,
I1 ,
ОЭО
нм
эВ
Полинг
O
49,5
[He]2s22p4
0,066
13,6
3,5
S
0,048
[Ne]3s23p4
0,102
10,4
Se
8·10-5
[Ar]3d104s24p4
0,116
Te
1·10-6
[Kr]4d105s25p4
0,13
tпл
φЭO2/Э φЭ/H2Э
B
B
-219
-
+1,23
2,6
119
+0,45
+0,14
9,7
2,4
220
+0,74
-0,4
9,0
2,1
450
+0,53
-0,51
φPo2+/Po
Po
2·10-14 [Xe]4f145d106s26p4
0,18
8,4
?
254
≈0
-

8. Строение и свойства атомов

…nS2nP4 -строение внешнего энергетического уровня
Количество электронов на внешнем энергетическом
уровне постоянно
Увеличивается число энергетических уровней
Увеличивается радиус атома
Увеличивается способность к отдаче электронов
Уменьшаются неметаллические и окислительные
свойства
Увеличиваются металлические и восстановительные
свойства
Может проявлять степени окисления: S-2, S0, S+4, S+6

9. Строение атома кислорода

↑↓ ↑
↑↓
↑
Валентные возможности = 4
O – чаще всего валентность II, т.к. имеет 2 неспаренных
электрона, но может еще образоваться одна донорноакцепторная связь за счет неподеленной электронной
пары. В этом случае валентность – III. Пример: H3O+
Характеристические с.о. кислорода: 0, -2.
Все с.о.: -2, -1, 0, +1, +2
О – второй по электроотрицательности элемент после
F; О отдает электроны только фтору, поэтому положительные
с.о. +1, +2 проявляет только в соединениях со F:
O+2F2, O+2F2.
-2 – самая устойчивая с.о. кислорода из-за
его высокой электроотрицательности (3,5)

10. Строение атомов S, Se,Te

валентные орбитали
Валентные
возможности = 9
Характеристические с.о. = -2, 0, +2, +4, +6
кроме Po
Устойчивые с.о. S: -2, 0, +6.
У серы средняя для неметаллов ЭО (2,6), поэтому
примерно одинаково отдает и принимает электроны
Устойчивые с.о. Se, Te: 0, +4.

11.

Характеристические с.о. = -2, 0, +2, +4, +6
кроме Po
Увеличивается число электронных слоев,
увеличивается эффект проникновения ns-электронов
к ядру, усиливается их связь с ядром, уменьшается
способность атомов отдавать s-электроны,
уменьшается устойчивость с.о. +6,
увеличивается устойчивость с.о. +4.
Но! Эффект проникновения увеличивается немонотонно.
Он особенно велик, если перед ns-e находятся
кайносимметричные d и f-орбитали (3d, 4f).
Следовательно, он особенно велик для селена
Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4
O
S
Se
Te
Po
и полония. Поэтому для них с.о. +6 наименее
устойчива:

12. Устойчивые + степени окисления

Для полония эффект проникновения 6s-электронов
к ядру особенно силен (эффект инертной 6s-электронной
пары, т.к. перед 6s-электронами находится 4fкайносимметричная орбиталь, а также 5d, поэтому эффект
проникновения очень велик. 6s-электроны сильно
притягиваются с ядру и не склонны к образованию связей.
Поэтому для полония с.о. +6 – неустойчива.
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p4
Устойчивые + степени окисления
O
S
Se
Te
Po
+6
+4
+4
+2, +4

13. Изменение устойчивости минимальной отрицательной степени окисления (-2)

O
S
Se
Te
Po
Увеличивается радиус, ослабевает
притяжение электронов к ядру,
увеличиваются металлические
свойства, уменьшается способность
принимать электроны, уменьшается
устойчивость с.о. -2.
Для металла Po с.о. -2 не характерна.

14.

15. Кислород в природе

С.о. = -2 – самая устойчивая
H2O
xAl2O3·ySiO2 – алюмосиликаты земной коры,
оксидные руды (например, Fe2O3 – гематит)
С.о. = 0
O2 – кислород атмосферы
O3 – озон стратосферы
,,

16.

17.

ток

18. Сера в природе

Самородная (S0)
вулканического происхождения
Сульфидная (S2-)
ZnS – вюрцит, сфалерит
PbS – галенит
СuFeS2 – халькопирит
Дисульфидная (S-1)
FeS2 – пирит
Сульфатная (SO42-)
CaSO4·2H2O - гипс
Na2SO4·10H2O - глауберова соль
(мирабилит)

19.

20.

(в лаборатории)
В лаборатории

21. Нахождение в природе Se и Te

• Se и Te – рассеянные элементы, не
образуют самостоятельных руд,
залегают совместно с S.
• Se и Te добывают из шламов
сернокислотного производства

22. Простые вещества элементов VIА группы

Строение простых веществ
Т.к. кислород и халькогены имеют на внешней
оболочке 2 неспаренных электрона, возможны
разные способы соединения атомов в
молекулу, т.е. возможна аллотропия

23.

24. Строение молекулы O2

ММО
МВС
МВС не объясняет
парамагнетизм кислорода
P = 2, есть неспаренные электроны,
парамагнитен

25.

26.

27.

3O2 ↔ 2O3
3(NH4)2S2O8 + 6HNO3 + 3H2O = 6NH4NO3 + O3 + 6H2SO4

28.

29.

30.

Имеет много модификаций. Устойчивая имеет
полимерное строение

31.

Имеет много модификаций. Устойчивая имеет
полимерное строение

32.

33. Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами
Кислород при взаимодействии с простыми
веществами (кроме фтора) проявляет только
окислительные свойства
Сера, селен и теллур проявляет окислительные
свойства при взаимодействии с металлами и с
менее электроотрицательными неметаллами;
восстановительные свойства при
взаимодействии с более
электроотрицательными неметаллами (фтором,
хлором, бромом, кислородом)
Теллур – металл - проявляет только
восстановительные свойства.

34.

35. Взаимодействие с галогенами

O2 + F2 = OnF2 (n = 2 – 6) в эл. разряде при -50оС
С остальными галогенами O2 не реагирует!
Х + 3F2 = XF6
(X – S, Se,Te)
X + Cl2 = XCl2 (X2Cl2, XCl4) (X – S, Se,Te)
S + Br2 = SnBr2 (n = 2 – 20)
X + Br2 = XBr4 (X2Br2, XBr2) (X – Se,Te)
S и Se с I2 не реагирует!
Te + I2 = TeI2
S, Se, Te в реакциях с галогенами – восстановители!

36. Взаимодействие халькогенов и кислорода

Сера горит синим пламенем.
В результате образуется
сернистный газ SO2
с характерным резким
удушливым запахом.

37. Взаимодействие с элементами VA группы

С азотом:
S, Se,Te c N2 – не реагируют
С фосфором, мышьяком, сурьмой (to):
2P + 5O2(изб) = 2P4O10
2P + 3O2(нед) = 2P4O6
4As + 3O2 = 2As2O3
4Sb + 3O2(возд) = 2Sb2O3
2P + 3S = P2S3
As Se
Sb Te

38. Взаимодействие с элементами IVA группы

Взаимодействие с водородом
2Н2 + O2 = 2H2O
гремучая смесь
Н2 + S
Н2 + Se ≠
Н2 + Te ≠
Н 2S
взрыв

39. Взаимодействие с железом

Взаимодействие с металлами
Кислород и халькогены при взаимодействии с металлами
образуют оксиды и халькогениды.
Взаимодействие с железом

40. Взаимодействие с ртутью

При обычных условиях сера взаимодействует с ртутью:
Hg + S = HgS
в -ль
ок-ль
Эта реакция лежит в основе удаления и обезвреживания
ртути и называется демеркуризацией.
• Кислород реагирует с ртутью при нагревании:
2Hg + O = 2HgO
2
в -ль
ок-ль

41.

Взаимодействие со сложными
веществами

42.

Взаимодействие со сложными
веществами
C H2SO4 (конц):
Е = -0,28 < 0, но при
нагревании с
концентрированной
кислотой идет
t0
зеленый
t0
красный
Po + 2H2SO4 = PoSO4 + SO2 + 2H2O

43. C HNO3(конц)

44. 4. С щелочами

Возможность диспропорционирования:
SО32-
0 , 57
0 , 46
S
S2-
S + 6OH- - 4e → SO32- + 3H2O 1
S + 2e → S22
Е = -0,46 + 0,57 = 0,11 В > 0,
реакция возможна
3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
Сера диспропорционирует при нагревании в растворах щелочей
SeО32-
0, 37
0 , 57
Se Se
2-
Е = -0,57 + 0,37 = -0,2 В < 0,
реакция невозможна
Е = -0,95 + 0,57 = -0,38 В < 0,
реакция невозможна
Селен и теллур не реагируют с растворами щелочей

45. Специфические свойства серы

46.

Специфические свойства
кислорода
• Кислород - сильный окислитель.
• Реагирует со сложными веществамивосстановителями:

47. Химические свойства озона

48.

49. Применение серы

Сера применялась в Древнем Египте уже за
тысячи лет до н.э. для приготовления красок, для
беления тканей, изготовления косметических
средств, для лечения кожных заболеваний, в
целях дезинфекции вещей и воздуха в
помещениях.
В наши дни это бумага и резина, эбонит и спички,
ткани и лекарства, косметика и пластмассы,
взрывчатка и краски, удобрения и ядохимикатыэто небольшой перечень того, что нуждается в
сере для изготовления.

50. Соединения кислорода и халькогенов в отрицательной характеристической с.о.

С.о. = -2:
вода и халькогеноводороды
халькогениды

51. Вода и халькогеноводороды

Строение молекул и физические свойства

52.

53. Физические свойства сероводорода

H2S –бесцветный газ с запахом тухлых
яиц, очень ядовит, однако в небольших
дозах проявляет лечебное действие
(входит в состав лечебных минеральных
вод Пятигорска, Мацесты, Серноводска)
Образуется при гниении белка (постоянно
образуется на дне Черного моря),
содержится в вулканических газах.
Молекула сероводорода полярна, поэтому
сероводород растворим в воде.
При растворении в воде образуется
слабая сероводородная кислота, соли
которой называются сульфидами.

54. Строение и физические свойства селеноводорода и теллуроводорода

Бесцветные, горючие, легкоразлагающиеся
газы с весьма неприятным запахом,
растворимы в воде. Очень ядовиты.

55.

Закономерности изменения строения
и свойств H2Э
угол между
связями
H2O
H2S
H2Se
H2Te
104,5
92,1
91
90
sp3 –гибридизация
нет гибридизации
Форма молекул – уголковая
Увеличивается радиус
халькогена,
увеличивается длина
связи Э-H, отталкивание
между связями ↓,
необходимость в
гибридизации отпадает,
связь осуществляется pорбиталями халькогена,
угол приближается к 900.
Разность
электроотрицательностей
Э-O уменьшается,
полярность связи Э-О
уменьшается, полярность
молекул уменьшается.

56. Химические свойства халькогеноводородов H2X

1) Кислотные свойства
• Связь H-Х полярна, в водном растворе
халькогеноводороды диссоциируют с образованием H+:
• H2S ↔ HS- + H+ Ka(I) = 1,0 10-7
Сероводородная
• HS- ↔ S2- + H+ Ka(II) = 2,5 10-13
кислота - слабая
• Водные растворы халькогеноводородов –
халькогеноводородные кислоты. Вступают все реакции,
характерные для кислот:
• С щелочами
• С основными оксидами
С солями

57. Изменение кислотных свойств в ряду халькогеноводородов

Ka(I)
H2O
идеальный амфолит
H2S
1,0 10-7 слабая к-та
H2Se
1,3 10-4 средняя к-та
H2Te
2,3 10-3 средняя к-та
Увеличивается длина
связи H-X, облегчается
ее разрыв,
облегчается
диссоциация,
кислотные свойства
возрастают

58. 2) Окислительно-восстановительные свойства H2X

2) Окислительновосстановительные свойства H2X
- 2 – минимальная с.о. для халькогенов, следовательно
Х-2 может быть только восстановителем.
+1 – максимальная с.о. для водорода, следовательно
H+ может быть только окислителем.
А) восстановительные свойства (за счет Х-2):
Х
Х-2 – ze
Х+4
Х+6

59. Закономерность изменения восстановительных свойств Н2X

H2X – 2e → X + 2H+
φX/H2X, B
O
+1,23
S
+ 0,14
Se
- 0,4
Te
- 0,51
Увеличивается радиус халькогенид-иона,
ослабевает притяжение внешних электронов к
ядру, облегчается их отрыв восстановительные
свойства возрастают.
O-2 – очень слабый восстановитель,
халькогениды – сильные восстановители.
Б) Окислительные свойства (за счет H+) - слабые:
2Н+ + 2e → H2 φ = 0 B
H2X как окислители реагируют с металлами до
водорода:
H2S + Zn = ZnS + H2

60. Изменение термической устойчивости в ряду халькогеноводородов

3) Разложение при нагревании
Изменение термической устойчивости в ряду
халькогеноводородов
t0 разложения
H2O
1500
H2S
400
H2Se
300
H2Te
20
Увеличивается радиус
халькогена, увеличивается длина
связи H-X, уменьшается ее
энергия, облегчается ее разрыв,
термическая устойчивость
уменьшается, t0 разложения
уменьшается

61.

62. Халькогениды

• Халькогениды металлов – твердые
вещества ионного строения.
• Большинство халькогенидов нерастворимо.
Растворимы халькогениды щелочных,
щелочноземельных металлов и аммония.
• Сульфиды неметаллов (P2S3) – вещества
молекулярного строения, гидролизуются.
• Наибольшее практическое значение имеют
сульфиды. Свойства селенидов и
теллуридов близки к свойствам сульфидов.

63. Классификация сульфидов

I. По кислотно-основным свойствам
сульфиды
основные
Na2S, (NH4)2S
амфотерные
Sb2S3
Реагируют с кислотными
сульфидами:
Реагируют и с кислотными,
и с основными
сульфидами:
3Na2S + As2S5↓ = 2Na3AsS4
3Na2S + Sb2S3↓ = 2Na3SbS3
тиоарсенат натрия
тиостибит натрия
кислотные
As2S5, SnS2
Реагируют с оcновными
сульфидами:
Na2S + SnS2↓ = Na2SnS3
тиостаннат натрия
Sb2S3 + As2S5 = 2SbAsS4
тиоарсенат сурьмы (III)
С увеличением с.о. элемента увеличиваются кислотные
свойства его сульфида

64. II. По растворимости в воде, кислотах, сульфидах и полисульфидах

сульфиды
растворимые
в воде:
сульфиды
ЩМ, ЩЗМ и
NH4+
разлагаются
водой:
Al2S3, Cr2S3
Na2S, (NH4)2S
нерастворимые в воде и
кислотах, но
растворимые в Na2S,
(NH4)2S (кислотно-осн
вз-е).
Кислотные или
амфотерные сульфиды:
As2S5 Sb2S3 SnS2
нерастворимые
в воде, но
растворимые в
минеральных
кислотах:
ПР(MeS) > 10-20
FeS ПР = 5·10-18
нерастворимые в
воде и кислотах, но
растворимые в
HNO3 конц (ОВР)
ПР(MeS) < 10-20
CuS ПР = 6,3·10-34
нерастворимые в воде и кислотах,
но растворимые в полисульфидах
Na2Sn, (NH4)2Sn (за счет ОВР).
Сульфиды металлов в
немаксимальных с.о, легко
окисляющиеся до максимальной
с.о.: As2S3 Sb2S3 SnS

65. Примеры взаимодействия сульфидов с разными растворителями:

• Сульфиды, разлагающиеся водой (полный необратимый
гидролиз):
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
• Сульфиды, растворяющиеся в минеральных кислотах
(ПР > 10-20 ):
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
FeS + 2H+ = Fe2+ + H2S
1) FeS ↔ Fe2+ + S2-
K1 = ПР(FeS) = 5·10-18
2) 2H+ + S2- ↔ H2S
K2 = 1/Ka(I)·Ka(II) = 1/2,5·10-20
K = K1·K2 = ПР(FeS) / Ka(I)·Ka(II) =
= 5·10-18 / 2,5·10-20 = 2·102 >1 реакция возможна

66. Примеры взаимодействия сульфидов с разными растворителями:

• Сульфиды, не растворимые в минеральных кислотах
(ПР < 10-20 ), но реагирующие c концентрированной азотной
кислотой за счет ОВР:
CuS + 8HNO3 = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
CuS + 4H2O – 8e → Cu2+ + SO42- + 8H+ 1
NO3- + 2H+ + e → NO2 + H2O
8
• Сульфиды, не растворяющиеся в минеральных кислотах,
но растворяющиеся в растворе сульфида натрия или
аммония за счет кислотно-основного взаимодействия:
As2S5↓ + 3Na2S = 2Na3AsS4
тиоарсенат натрия
кислотный сульфид
Sb2S3↓ + 3Na2S = 2Na3SbS3
амфотерный сульфид
тиостибит натрия

67. Примеры взаимодействия сульфидов с разными растворителями:

• Сульфиды, не растворяющиеся в минеральных кислотах,
но растворяющиеся в растворе полисульфида натрия или
аммония за счет ОВР:
+3
+5
+5
As2S3↓ + 2Na2S2 = NaAsS3 + Na3AsS4
метатиоарсенат натрия ортотиоарсенат натрия
As+3 – 2e → As+5 1
As+3 - восстановитель
S-1 + e → S-2
S-1 - окислитель
2
+2
+4
тиостаннат натрия
SnS↓ + Na2S2 = Na2SnS3
Sn+2 – 2e → Sn+4 1
Sn+2 - восстановитель
S-1 + e → S-2
S-1 - окислитель
2
PbS↓ + Na2S2 ≠
Bi2S3↓ + Na2S2 ≠
не реагируют, т.к. Pb+2 и Bi+3 –
слабейшие восстановители, не
окисляются S-1

68. Химические свойства сульфидов 1. Кислотно-основные свойства

• Классификацию по кислотно-основному признаку и
уравнения реакций см. выше.
• Сульфиды неметаллов, а также металлов в высокой с.о. –
кислотные.
• Сульфиды неметаллов разлагаются водой с образованием
соответствующих кислот:
• SiS2 + 3H2O = H2SiO3 + 2H2S
• P2S3 + 6H2O = 2H3PO3 + 3H2S
• Pазлагаются щелочами с образованием соответствующих
солей:
SiS2 + 6NaOH = Na2SiO3 + 2Na2S + 3H2O
P2S3 + 10NaOH = 2Na2HPO3 + 3Na2S + 4H2O

69. 2. Восстановительные свойства

За счет S-2 – сильные восстановители
1) Обжиг сульфидов
Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов
при обжиге образуют сульфаты:
Na2S +2O2 = Na2SO4
Сульфиды металлов от магния до меди включительно
образуют оксид металла и сернистый газ:
Сульфиды металлов после меди
образуют металл и сернистый газ:

70.

2) Взаимодействие с окислителями в растворах
Используется для реставрации картин

71.

(ПР < 10-20)
(ПР > 10-20)
Прямой синтез (для всех сульфидов)
Fe + S = FeS

72. Соединения в с.о. -1

• Пероксид водорода Н+2О-2
• Пероксиды металлов Na+2О-2
• Полисульфан H2Sn, n = 2 – 9
H-S--S0-S0-S0-S--H
• Ди – и полисульфиды
(Fe+2S-2, Na2Sn, n = 2 – 9)
Na+ [S--S0-S0-S0-S-] Na+

73.

74. Химические свойства H2O2

1. Кислотно-основные свойства
Два атома кислорода сильнее оттягивают электронную
плотность от атомов водорода, поэтому связь O-H более
полярна, чем в воде, диссоциация протекает легче.
H2O2 проявляет слабые кислотные свойства.
H2O2 ↔ H+ + HO2Ka(I) = 10-12
гидропероксид-ион
Очень слабая кислота, слабее угольной.
Диссоциация протекает только по первой ступени.
Реагирует с щелочами:
H2O2 + NaOH → NaHO2 + H2O
гидропероксид натрия
H2O2 + OH- → HO2- + H2O

75. 2. Окислительно-восстановительные свойства H2O2

2. Окислительновосстановительные свойства H2O2
-1 – промежуточная с.о. для кислорода, следовательно
H2O2 может быть и окислителем, и восстановителем
А) как окислитель
O-1 + e → O-2
(H+):
(сильный, т.к. переходит в устойчивую с.о. = -2)
H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O
φ = +1,77 В
(OH-): H2O2 + OH- → HO2- + H2O
HO2- + H2O + 2e → 3OH- φ = +0,88 В
или можно записать суммарную реакцию:
(OH-):
H2O2 + 2e → 2OHφ = +0,88 В
Окислительные свойства сильнее в кислой среде.

76. Окислительные свойства H2O2

3H2O2 + 2CrCl3 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
Cr3+ + 8OH- - 3e → CrO42- + 4H2O 2 φ = +0,13 В
H2O2 + 2e → 2OH-
Е = +1,01 В
3 φ = +0,88 В
2Cr3+ + 16OH- + 3H2O2 = 2CrO42- + 8H2O + 6OHH2O2 + 2HI → I2 + 2H2O
H2O2 + 2H+ +2e → 2H2O
1 φ = +1,77 В
2I- - 2e → I2
1 φ = -0,56 В
H2O2 + 2H+ + 2I- → I2 + 2H2O
Е = +1,21 В

77. Б) Восстановительные свойства H2O2

2O- - 2e O2
5H2O2 + 2KMnO4 + 6HNO3 2Mn(NO3)2 + 5O2 + 2KNO3 + 8H2O
H2O2 - 2e O2 + 2H+
5 φ = -0,69 В
MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O 2 φ = +1,51 В
Е = +0,82 В
5H2O2 + 2MnO4- + 16H+ 5O2 + 10H+ + 2Mn2+ + 8H2O
3H2O2 + KClO3 → 3O2 + KCl + 3H2O
H2O2 + 2OH- - 2e → O2 + 2H2O
ClO3- + 3H2O
+ 6e → Cl- + 6OH-
3 φ = + 0,06 В
1 φ = +0,63 В
3H2O2 + ClO3- → 3O2 + Cl- + 3H2O
Е = +0,69 В

78. В. Диспрпорционирование

, 695
, 763
½H2О2 1
½H2О
Кислая: ½О2 0
H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O 1
φ = +1,763 В
H2O2 - 2e → O2 + 2H+
1
φ = -0,695 В
2H2O2 → 2H2O + O2
Е = +1,068 В
Реакция возможна. Медленно протекает даже при
комнатной температуре, быстро – при нагревании или в
присутствии катализатора (Mn2+).

79. 4. Качественные реакции на H2O2

• H2O2 образует пероксосоединения с d-металлами,
которые часто имеют яркую окраску.
• А) С солями Ti(+4) – пероксосоединения оранжевого цвета:
• В щелочной среде:
1) TiOSO4 + 2KOH = TiO(OH)2 + K2SO4
2)
H2TiO3 + 2H2O2 = H2TiO5 + 2H2O
TiOSO4 + 2H2O2 + 2KOH = H2TiO5 + 2H2O + K2SO4
оранжевый р-р
пероксотитановая кислота
титановая кислота

80.

• В кислой среде:
Ti(SO4)2 + H2O2 = H2[Ti(O2)(SO4)2]
оранжевый р-р пероксодисульфатотитанат
(IV) водорода
ярко-синий раствор

81. Получение пероксида водорода

82.

Желто-оранжевые растворы, с увеличением x окраска переходит от
желтой к оранжевой и красной.
t0 ≈ 00
Полисульфан (сульфан) - тяжелая жидкость с
неприятным запахом, неустойчива, разлагается при
комнатной t0: H2Sx → H2S + (x-1)S

83. Химические свойства полисульфидов

1. Окислительно-восстановительные
• С.о. -1 – промежуточная, поэтому могут быть и
окислителями, и восстановителями.
• Как окислитель: S-1 + e → S-2
SnS↓ + Na2S2 = Na2SnS3
Sn+2 – 2e → Sn+4 1
Sn+2 - восстановитель
S-1 + e → S-2
S-1 - окислитель
2
• Как восстановитель: S-1 - e → S0
Na2S2 + 4HNO3 = 2NaNO3 + 2S + 2H2O + 2NO2
N+5 + e → N+4
1
N+5 - окислитель
S-1 - e → S0
1
S-1 - восстановитель

84. 2. Качественная реакция на полисульфиды

• Полисульфиды диспропорционируют в кислой
среде:
S-2
S-1
Na2S2 + 2HCl = 2NaCl + S↓ + H2S
желтый осадок
S0