Introdução

O livro sobre química dos calcogênios é o segundo de uma série dedicada à química dos elementos dos principais subgrupos do sistema periódico de D.I. Mendeleev. Foi escrito com base em um curso de palestras sobre química inorgânica ministradas na Universidade Estadual de Moscou nos últimos 10 anos pelo acadêmico Yu.D. Tretyakov e pelo professor V.P. Zlomanov.

Em contraste com os desenvolvimentos metodológicos publicados anteriormente, o manual apresenta um novo material factual (catenação, uma variedade de oxoácidos de calcogênio (VI), etc.), uma explicação moderna é dada para os padrões de mudanças na estrutura e propriedades dos compostos de calcogênio usando o conceitos de química quântica, incluindo o método orbital molecular, efeito relativístico, etc. O material do manual foi selecionado para ilustrar a relação entre o curso teórico e o treinamento prático em química inorgânica.

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§ 1. Características gerais dos calcogênios (E).

Os elementos do subgrupo principal VI (ou o 16º grupo de acordo com a nova nomenclatura IUPAC) da tabela periódica de elementos de D.I. Mendeleev incluem oxigênio (O), enxofre (S), selênio (Se), telúrio (Te) e polônio (Po). O nome do grupo desses elementos é calcogênios(prazo "calcogênio" vem das palavras gregas "chalkos" - cobre e "genos" - nascido), ou seja, "dando origem aos minérios de cobre", devido ao fato de que na natureza eles ocorrem mais frequentemente na forma de compostos de cobre (sulfetos, óxidos , selenetos, etc.).

No estado fundamental, os átomos de calcogênio têm a configuração eletrônica ns 2 np 4 com dois elétrons p não pareados. Pertencem a elementos pares. Algumas propriedades dos átomos de calcogênio são apresentadas na Tabela 1.

Ao passar do oxigênio para o polônio, o tamanho dos átomos e seus possíveis números de coordenação aumentam, enquanto a energia de ionização (íon E) e a eletronegatividade (EO) diminuem. Por eletronegatividade (EO), o oxigênio perde apenas para o átomo de flúor, e os átomos de enxofre e selênio também são inferiores ao nitrogênio, cloro e bromo; oxigênio, enxofre e selênio são não-metais típicos.

Em compostos de enxofre, selênio, telúrio com oxigênio e halogênios, os estados de oxidação +6, +4 e +2 são realizados. Com a maioria dos outros elementos, eles formam calcogenetos, onde estão no estado de oxidação -2.

Tabela 1. Propriedades dos átomos dos elementos do grupo VI.

Propriedades
número atômico
Número de isótopos estáveis
Eletrônico configuração			3d 10 4s 2 4p 4	4d 10 5s 2 5p 4	4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
Raio covalente, E
Primeira energia de ionização, íon E, kJ/mol
Eletronegatividade (Pauling)
Afinidade de um átomo a um elétron, kJ/mol

A estabilidade dos compostos com o estado de oxidação mais alto diminui do telúrio para o polônio, para os quais são conhecidos compostos com estados de oxidação de 4+ e 2+ (por exemplo, PoCl 4 , PoCl 2 , PoO 2). Isso pode ser devido a um aumento na força de ligação de 6s 2 elétrons com o núcleo devido a efeito relativista. Sua essência é aumentar a velocidade de movimento e, consequentemente, a massa de elétrons em elementos com grande carga nuclear (Z> 60). A "ponderação" dos elétrons leva a uma diminuição do raio e a um aumento da energia de ligação dos elétrons 6s com o núcleo. Este efeito é mais claramente manifestado em compostos de bismuto, um elemento do grupo V, e é discutido com mais detalhes no manual correspondente.

As propriedades do oxigênio, bem como de outros elementos do 2º período, diferem das propriedades de suas contrapartes mais pesadas. Devido à alta densidade eletrônica e forte repulsão intereletrônica, a afinidade eletrônica e a força de ligação E-E do oxigênio é menor que a do enxofre. As ligações metal-oxigênio (M-O) são mais iônicas que as ligações M-S, M-Se, etc. Devido ao raio menor, o átomo de oxigênio, ao contrário do enxofre, é capaz de formar ligações fortes (p - p) com outros átomos - por exemplo, oxigênio na molécula de ozônio, carbono, nitrogênio, fósforo. Ao passar do oxigênio para o enxofre, a força de uma ligação simples aumenta devido a uma diminuição na repulsão intereletrônica e a força de uma ligação diminui, o que está associado a um aumento no raio e uma diminuição na interação (sobreposição) de p- orbitais atômicos. Assim, se o oxigênio é caracterizado pela formação de múltiplas ligações (+), então o enxofre e seus análogos são caracterizados pela formação de ligações de cadeia simples - E-E-E (ver § 2.1).

Há mais analogias nas propriedades do enxofre, selênio e telúrio do que com oxigênio e polônio. Assim, em compostos com estados de oxidação negativos, as propriedades redutoras aumentam de enxofre para telúrio, e em compostos com estados de oxidação positivos, as propriedades oxidantes aumentam.

O polônio é um elemento radioativo. O isótopo mais estável é obtido bombardeando núcleos com nêutrons e subsequente -decaimento:

(1/2 = 138,4 dias).

O decaimento do polônio é acompanhado pela liberação de uma grande quantidade de energia. Portanto, o polônio e seus compostos decompõem solventes e recipientes nos quais são armazenados, e o estudo de compostos de Po apresenta dificuldades consideráveis.

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§ 2. Propriedades físicas das substâncias simples.
Tabela 2. Propriedades físicas de substâncias simples.

		Densidade	Temperaturas, o C		Calor de atomização, kJ/mol	Resistência elétrica (25 ° C), Ohm. cm
			Derretendo
S
Se	hex.
						1.3. 10 5 (líquido, 400 o C)
Esses hex.	hex.
Ro

Com o aumento do raio covalente na série O-S-Se-Te-Po, a interação interatômica e as temperaturas correspondentes das transições de fase, bem como energia de atomização, ou seja, a energia da transição de substâncias sólidas simples para o estado de um gás monoatômico aumenta. A mudança nas propriedades dos calcogênios de não-metais típicos para metais está associada a uma diminuição na energia de ionização (Tabela 1) e características estruturais. Oxigênio e enxofre são típicos dielétricos, ou seja, substâncias que não conduzem eletricidade. Selênio e telúrio - semicondutores[substâncias cujas propriedades eletrofísicas são intermediárias entre as propriedades de metais e não metais (dielétricos). A condutividade elétrica dos metais diminui e a dos semicondutores aumenta com o aumento da temperatura, o que se deve às peculiaridades de sua estrutura eletrônica)], e o polônio é um metal.

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§ 2.1. Catenação calcogênica. Alotropia e polimorfismo.

Uma das propriedades características dos átomos de calcogênio é sua capacidade de se ligarem uns aos outros em anéis ou cadeias. Esse fenômeno é chamado catenação. A razão para isso está relacionada às diferentes forças de ligações simples e duplas. Considere este fenômeno no exemplo do enxofre (Tabela 3).

Tabela 3. Energias de ligações simples e duplas (kJ/mol).

Segue-se dos valores dados que a formação de dois únicos -ligações para enxofre em vez de um duplo (+) está associado a um ganho de energia (530 - 421 = 109 J / mol). Para o oxigênio, pelo contrário, uma ligação dupla é energeticamente preferível (494-292=202 kJ/mol) do que duas ligações simples. A diminuição da força da dupla ligação na transição de O para S está associada a um aumento no tamanho dos orbitais p e a uma diminuição em sua sobreposição. Assim, para o oxigênio, a catenação é limitada a um pequeno número de compostos instáveis: O 3 ozônio, O 4 F 2 .

policatiões cíclicos .

Alotropia e polimorfismo de substâncias simples estão associados à catenação. Alotropiaé a capacidade do mesmo elemento existir em diferentes formas moleculares. O fenômeno da alotropia é atribuído a moléculas contendo um número diferente de átomos do mesmo elemento, por exemplo, O 2 e O 3, S 2 e S 8, P 2 e P 4, etc. O conceito de polimorfismo aplica-se apenas aos sólidos. Polimorfismo- a capacidade de uma substância sólida com a mesma composição ter uma estrutura espacial diferente. Exemplos de modificações polimórficas são enxofre monoclínico e enxofre rômbico, consistindo nos mesmos ciclos S 8, mas colocados de forma diferente no espaço (ver § 2.3). Vamos primeiro considerar as propriedades do oxigênio e sua forma alotrópica - ozônio, e depois o polimorfismo de enxofre, selênio e telúrio.

Dmitry Ivanovich Mendeleev descobriu a lei periódica, segundo a qual as propriedades dos elementos e os elementos que eles formam mudam periodicamente. Esta descoberta foi exibida graficamente na tabela periódica. A tabela mostra muito bem e claramente como as propriedades dos elementos mudam ao longo do período, após o que se repetem no próximo período.

Para resolver a tarefa nº 2 do Exame do Estado Unificado em química, só precisamos entender e lembrar quais propriedades dos elementos mudam em quais direções e como.

Tudo isso é mostrado na figura abaixo.

Da esquerda para a direita, aumentam a eletronegatividade, propriedades não metálicas, estados de oxidação mais elevados, etc. E as propriedades metálicas e os raios diminuem.

De cima para baixo, vice-versa: as propriedades metálicas e os raios dos átomos aumentam, enquanto a eletronegatividade diminui. O estado de oxidação mais alto, correspondente ao número de elétrons no nível de energia externo, não muda nessa direção.

Vejamos exemplos.

Exemplo 1 Na série de elementos Na→Mg→Al→Si
A) os raios dos átomos diminuem;
B) o número de prótons nos núcleos dos átomos diminui;
C) o número de camadas de elétrons nos átomos aumenta;
D) o grau mais alto de oxidação dos átomos diminui;

Se observarmos a tabela periódica, veremos que todos os elementos desta série estão no mesmo período e estão listados na ordem em que aparecem na tabela da esquerda para a direita. Para responder a esse tipo de pergunta, você só precisa conhecer alguns padrões de mudanças nas propriedades da tabela periódica. Assim, da esquerda para a direita ao longo do período, as propriedades metálicas diminuem, as não metálicas aumentam, a eletronegatividade aumenta, a energia de ionização aumenta e o raio dos átomos diminui. De cima para baixo, as propriedades metálicas e redutoras aumentam em um grupo, a eletronegatividade diminui, a energia de ionização diminui e o raio dos átomos aumenta.

Se você estava atento, já entendeu que neste caso os raios atômicos diminuem. Resposta A.

Exemplo 2 Em ordem crescente de propriedades oxidantes, os elementos são organizados na seguinte ordem:
A. F→O→N
B. I→Br→Cl
B. Cl→S→P
D. F→Cl→Br

Como você sabe, na tabela periódica de Mendeleev, as propriedades oxidantes aumentam da esquerda para a direita em um período e de baixo para cima em um grupo. A opção B mostra apenas os elementos de um grupo em ordem de baixo para cima. Então B se encaixa.

Exemplo 3 A valência dos elementos no óxido superior aumenta na série:
A. Cl→Br→I
B. Cs→K→Li
B. Cl→S→P
D. Al→C→N

Em óxidos mais altos, os elementos mostram seu estado de oxidação mais alto, que coincidirá com a valência. E o maior grau de oxidação cresce da esquerda para a direita na tabela. Olhamos: na primeira e na segunda versões, recebemos elementos que estão nos mesmos grupos, onde o mais alto grau de oxidação e, portanto, a valência nos óxidos não muda. Cl → S → P - estão localizados da direita para a esquerda, ou seja, pelo contrário, sua valência no óxido superior cairá. Mas na linha Al→C→N, os elementos estão localizados da esquerda para a direita, a valência no óxido mais alto aumenta neles. Resposta: G

Exemplo 4 Na série de elementos S→Se→Te
A) a acidez dos compostos de hidrogênio aumenta;
B) o grau mais alto de oxidação dos elementos aumenta;
C) aumenta a valência dos elementos nos compostos de hidrogênio;
D) o número de elétrons no nível externo diminui;

Observe imediatamente a localização desses elementos na tabela periódica. Enxofre, selênio e telúrio estão no mesmo grupo, um subgrupo. Listados em ordem de cima para baixo. Observe novamente o diagrama acima. De cima para baixo na tabela periódica, as propriedades metálicas aumentam, os raios aumentam, a eletronegatividade, a energia de ionização e as propriedades não metálicas diminuem, o número de elétrons no nível externo não muda. A opção D é descartada imediatamente. Se o número de elétrons externos não muda, as possibilidades de valência e o estado de oxidação mais alto também não mudam, B e C são excluídos.

Permanece a opção A. Verificamos o pedido. De acordo com o esquema de Kossel, a força dos ácidos livres de oxigênio aumenta com a diminuição do estado de oxidação de um elemento e o aumento do raio de seu íon. O estado de oxidação de todos os três elementos é o mesmo nos compostos de hidrogênio, mas o raio cresce de cima para baixo, o que significa que a força dos ácidos também cresce.
A resposta é A

Exemplo 5 Em ordem de enfraquecimento das propriedades principais, os óxidos são organizados na seguinte ordem:
A. Na 2 O → K 2 O → Rb 2 O
B. Na 2 O → MgO → Al 2 O 3
B. BeO→BaO→CaO
G. SO 3 → P 2 O 5 → SiO 2

As principais propriedades dos óxidos enfraquecem sincronicamente com o enfraquecimento das propriedades metálicas dos elementos que os formam. E as propriedades Me enfraquecem da esquerda para a direita ou de baixo para cima. Na, Mg e Al são apenas organizados da esquerda para a direita. Resposta B

Química é obrigatória! como as propriedades oxidantes mudam na série de elementos S---Se---Te---Po? explique a resposta. e obtive a melhor resposta

Resposta de Pna Aleksandrovna Tkachenko[ativo]
No subgrupo oxigênio, com o aumento do número atômico, o raio dos átomos aumenta e a energia de ionização, que caracteriza as propriedades metálicas dos elementos, diminui. Portanto, na série 0--S-Se-Te-Po, as propriedades dos elementos mudam de não metálicas para metálicas. Em condições normais, o oxigênio é um típico não-metal (gás), enquanto o polônio é um metal semelhante ao chumbo.
Com o aumento do número atômico dos elementos, o valor da eletronegatividade dos elementos do subgrupo diminui. O estado de oxidação negativo está se tornando cada vez menos característico. O estado de oxidação oxidativa torna-se cada vez menos característico. A atividade oxidante de substâncias simples da série 02--S-Se-Te diminui. Então, se o enxofre é muito mais fraco, o selênio interage diretamente com o hidrogênio, então o telúrio não reage com ele.
Em termos de eletronegatividade, o oxigênio perde apenas para o flúor, portanto, em reações com todos os outros elementos, exibe propriedades exclusivamente oxidantes. Enxofre, selênio e telúrio em suas propriedades. pertencem ao grupo dos agentes oxidantes-redutores. Em reações com agentes redutores fortes, apresentam propriedades oxidantes e sob a ação de agentes oxidantes fortes. são oxidados, ou seja, apresentam propriedades redutoras.
Possíveis valências e estados de oxidação dos elementos do sexto grupo do subgrupo principal em termos da estrutura do átomo.
Oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio compõem o principal subgrupo do grupo VI. O nível de energia externo dos átomos dos elementos deste subgrupo contém 6 elétrons cada, que têm a configuração s2p4 e estão distribuídos nas células da seguinte forma:

Resposta de 2 respostas[guru]

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em uma série de elementos O-S-Se com um aumento no número ordinal de um elemento químico, a eletronegatividade 1) aumenta. 2) inteligente.
O-S-Se - diminui
C-N-O-F - aumenta
O flúor é o elemento mais eletronegativo.

em que cada átomo de selênio está ligado a duas outras ligações covalentes.

As cadeias são paralelas entre si. A interação intermolecular ocorre entre átomos do mesmo tipo em cadeias vizinhas. Os pontos de fusão e ebulição do Se cinza são respectivamente 219o C e 685o C. Foto-

a condutividade do selênio cinza pode ser explicada pelo fato de que sob a ação do incidente

de luz, os elétrons adquirem energia que lhes permite superar certas

uma grande barreira entre a banda de valência e a banda de condução, que é usada

etsya em fotocélulas. A condutividade elétrica do selênio no escuro é muito baixa, mas aumenta muito na luz. Modificações menos estáveis ​​do selênio são

são: selênio vermelho, que possui anéis de oito membros em sua estrutura

ca, como enxofre e selênio vítreo preto, em que as cadeias helicoidais não são

reputações.

O telúrio tem duas modificações: marrom escuro amorfo e prata.

cinza cristal, com estrutura semelhante à do selênio cinza. O ponto de fusão e ebulição do Te é 450o C e 990o C.

Substâncias simples são capazes de apresentar efeitos redutores e oxidantes.

propriedades de fundição.

Nas séries S, Se, Te, a capacidade redutora de substâncias simples aumenta, enquanto a atividade oxidativa diminui.

A reação S (t.) + H2 Se (g.) \u003d H2 S (g.) + Se (cinza) mostra que o enxofre é mais

Um agente oxidante mais forte que o selênio.

Selênio e telúrio reagem com metais quando aquecidos, formando selênio.

dy e teluretos.

2Cu + Se = Cu2Se,

2Ag + Te = Ag2Te.

O selênio e o telúrio são oxidados pelo oxigênio para formar dióxidos

OE 2 somente quando aquecido. Ambos os não-metais são estáveis ​​no ar.

Quando Se e Te são oxidados com ácidos nítrico e sulfúrico concentrados, são obtidos os ácidos selenoso e telúrico.

E + 2H2SO4 = H2EO3 + 2SO2 + H2O

Ao ferver em soluções alcalinas, o selênio e o telúrio são desproporcionais.

3Se + 6KOH = 2K2Se + K2SeO3 +3H2O

Compostos de selênio e telúrio

Selenetos e teluretos

Metais alcalinos, cobre e prata formam selenetos e teluretos de estequiometria normal, e podem ser considerados como sais de seleno e telureto.

ácidos clorídricos. conhecido selenetos e teluretos naturais:

Cu2Se, PbSe, Cu2Te, Ag2Te, PbTe.

Compostos de selênio e telúrio com hidrogênio: H2Se e H2Te são gases tóxicos incolores com odor muito desagradável. Dissolva em água para formar

ácidos fracos. Na série H2S, H2Se, H2Te, a força dos ácidos aumenta devido ao enfraquecimento da ligação H-E devido ao aumento do tamanho do átomo. Na mesma série, as propriedades restauradoras são aprimoradas. Em soluções aquosas de H2Se e

H2Te são rapidamente oxidados pelo oxigênio atmosférico.

2H2Se + O2 = 2Se + 2H2O.

Óxidos e ácidos de oxigênio de selênio e telúrio

Dióxidos de selênio e telúrio- substâncias cristalinas.

Óxido SeO2 - dissolve-se bem em água, formando ácido selenoso

H2SeO3. O óxido de TeO2 é pouco solúvel em água. Ambos os óxidos são altamente solúveis

estão em álcalis, por exemplo:

SeO2 + 2NaOH = Na2SeO3 + H2O

O ácido H 2 SeO 3 é um sólido branco.

ácido telúrico descreva a fórmula TeO 2 . xH 2 O, indicando-

na sua composição variável.

Os ácidos selenoso e telúrico são fracos , o telúrico apresenta anfotericidade. O ácido selênico é altamente solúvel, enquanto o ácido telúrico é

apenas em solução diluída.

selenitos e teluretos semelhantes aos sulfitos. Quando exposto a ácidos fortes, ácidos selenoso e telúrico.

O estado de oxidação (+4) de selênio e telúrio é estável , mas agentes oxidantes fortes podem oxidar compostos de Se (+4) e Te (+4) ao estado de oxidação

5H2 SeO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5H2SeO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

As propriedades redutoras dos compostos Se (+4) e Te (+4) são expressas em termos de

visivelmente mais fraco que o enxofre (+4). Portanto, são possíveis reações do tipo: H2 EO3 + 2SO2 + H2 O \u003d E + 2H2 SO4

Este método pode ser usado para isolar depósitos de selênio vermelho e selênio preto.

Ácido selênico H 2 SeO 4 em sua forma pura é um sólido incolor

substância altamente solúvel em água. O ácido selênico é próximo em força para

sulfúrico. e telúrico é um ácido fraco.

O ácido telúrico tem a fórmula H6 TeO6 . Todos os seis hidrogênios

átomos podem ser substituídos por átomos de metal, como, por exemplo, em sais:

Ag6TeO6, Hg3TeO6. Este é um ácido fraco.

Os ácidos selênico e telúrico são de ação lenta, mas fortes

agentes oxidantes nye, mais fortes que o ácido sulfúrico.

O ouro se dissolve em ácido selênico concentrado: 2Au + 6 H2 SeO4 = Au2 (SeO4) 3 + 3 SeO2 + 6 H2O

Uma mistura de ácidos selênico e clorídrico concentrados dissolve a placa

Pt + 2 H2 SeO4 + 6HCl = H2 + 2 SeO2 +4 H2O

O trióxido de TeO 3 é um sólido amarelo, insolúvel em água, diluído

adicionados ácidos e bases. TeO3 é obtido por decomposição de ortotelúricos

ácido uivante quando aquecido.

O trióxido de SeO 3 é um sólido branco formado por moléculas

trímero (SeO3)3. O trióxido de selênio é altamente solúvel em água, tem um forte

nye propriedades oxidantes. O SeO3 é obtido deslocando-o do ácido selênico com trióxido de enxofre.

Haletos de selênio e telúrio. Muitos haletos de selênio e telúrio são conhecidos (EF6, EF4, SeF2, TeCl2), eles são obtidos por síntese direta a partir de elementos simples

Conclusão

O subgrupo VIA é formado pelos elementos p: O, S, Se, Te, Po.

Todos eles são não-metais, exceto Po.

A fórmula geral para elétrons de valência é ns 2 np 4 .

Os elementos do subgrupo VIA são frequentemente combinados sob o nome geral "hal-

cohens", que significa "formando minérios".

Os estados de oxidação mais característicos para S, Se, Te: -2, +4, +6.

O estado de oxidação mínimo (–2) é estável para todos os elementos

O enxofre dos estados de oxidação positivos é mais estável +6.

Para Se, Te - o estado de oxidação mais estável é +4.

O enxofre ocorre na natureza na forma de uma substância simples, na forma de minerais de sulfeto e sulfato. Minérios de sulfeto contêm pequenas quantidades de selenetos e teluretos.

Substâncias simples são capazes de exibir efeitos oxidativos e redutores.

propriedades benéficas.

Na série S, Se, Te, as propriedades redutoras de substâncias simples são aprimoradas,

e a atividade oxidativa é reduzida.

Enxofre, selênio e telúrio reagem com metais para formar sulfetos, se-

lenetos e teluretos, atuando como oxidantes.

Enxofre, selênio e telúrio são oxidados pelo oxigênio para formar dióxidos EO2.

Em estado de oxidação(–2) todos os elementos formam ácidos fracos do tipo

H2E.

Na série H2S, H2Se, H2Te, a força dos ácidos aumenta.

Compostos de calcogênio no estado de oxidação (-2) mostram

propriedades inovadoras. Eles se intensificam ao passar de S para Te.

Todos os óxidos e hidróxidos de calcogênios apresentam propriedades ácidas.

A força dos ácidos aumenta com o aumento do grau de oxidação e diminui com o excesso.

passar de S para Te.

H2SO4 e H2SeO4 são ácidos fortes, H2TeO6 ácido é fraco.

Os ácidos dos elementos no estado de oxidação (+4) são fracos, e o óxido Te (+4)

apresenta anfotericidade.

Os óxidos SO2 e SeO2 dissolvem-se em água. O óxido de TeO2 é pouco solúvel em água. Todos os óxidos são altamente solúveis em álcalis.

Os trióxidos SO3 e SeO3 são altamente solúveis em água, enquanto o TeO3 é insolúvel.

O ácido sulfúrico é o ácido mais utilizado, como na prática química.

carrapato e na indústria.

A produção mundial de H2SO4 é de 136 milhões de toneladas/ano.

Compostos no estado de oxidação +4 podem ser oxidados e reduzidos.

Os compostos S(+4) são mais característicos de propriedades redutoras.

As propriedades redutoras dos compostos Se (+4) e Te (+4) são expressas

visivelmente mais fraco que o enxofre (+4).

O estado de oxidação (+4) do selênio e do telúrio é estável, mas agentes oxidantes fortes podem oxidar Se (+4) e Te (+4) ao estado de oxidação (+6).

O ácido sulfúrico contém dois agentes oxidantes: íon hidrogênio e

íon sulfato.

No ácido sulfúrico diluído, a oxidação dos metais é realizada por íons de hidrogênio.

No ácido sulfúrico concentrado, o íon sulfato atua como agente oxidante.

que pode ser restaurado para SO2, S, H2S, dependendo da força da recuperação

construtor.

Os ácidos selênico e telúrico são de ação lenta, mas fortes

agentes oxidantes mais fortes que o ácido sulfúrico.

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Stepin, A. A. Tsvetkov.- M.: Superior. escola, 1994.- 608 p.: ll.

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3. Ugay Ya.A. Química geral e inorgânica: livro didático para estudantes universitários,

alunos da direção e especialidade "Química" / Ya.A. Uau. - 3º

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4. Nikolsky A.B., Suvorov A.V. Química. Livro didático para universidades /

A. B. Nikolsky, A. V. Suvorov - São Petersburgo: Himizdat, 2001. - 512 p.: ll.