1. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
1. Общая характеристика элементов
Атомы серы и остальных VIА-элементов имеют
конфигурацию валентных электронов ns2np4.
Однако их сходство с химическим поведением
кислорода очень мало по ряду причин:
• S, Se, Te и Po менее электроотрицательны, чем
кислород, поэтому их соединения имеют менее
ионный характер.
• Их связи с другими элементами менее прочны, чем
аналогичные связи кислорода. В особенности резко
понижается прочность водородных связей. Сущест-
вуют только слабые связи S∙∙∙H−S, так, например, H2S
совершенно не похож на воду Н2О. http://arkadiyzaharov.ru/studentu/chto-delat-
studentam/neorganicheskaya-ximiya/

2. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
1. Общая характеристика элементов
• Наличие в валентной оболочке S, Se, Te и Po
вакантных nd-орбиталей обуславливает увеличение их
валентных возможностей до 6 и более (SF6, Te(OH)6,
Cs2[TeF8]), а также возможность dπ– pπ- cвязывания при
отсутствии pπ– pπ-связей.
• В химии серы проявляется сильная тенденция
образовывать цепи из атомов серы и давать
соединения, для которых нет аналогов у кислорода,
селена или теллура. Примерами могут служить
производные полисульфидных Sn2– и политионатных
SnO62– ионов с n = 3÷20 и более.
Для S, Se, Te и Po характерно проявление четных
степеней окисления: –2, +2, +4, +6.

3. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
2 Распространение элементов в природе
Сера относится к весьма распространенным
элементам. Большая часть серы находится в земной
коре в связанном с металлами состоянии, образуя
минералы двух типов:
Сульфидные: ZnS, HgS, PbS, FeS2, CuFeS2 и др.
Сульфатные: CaSO4 ∙ 2H2O, BaSO4, Na2SO4 ∙ 10H2O
Сравнительно редко встречаются залежи самородной
серы. Сера – биогенный элемент, входит в состав
белков. Содержится в нефти, угле, природных газах.

4. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
2 Распространение элементов в природе
Селен и теллур самостоятельных минералов почти
не образуют, относятся к рассеянным элементам.
Чаще всего они сопутствуют сульфидным минералам
меди, цинка и свинца.
Полоний – редкий элемент, радиоактивен. Он
встречается в урановых и ториевых минералах как
продукт распада радиоактивного ряда урана.

5. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Сера, селен и теллур в виде простых веществ могут
находиться в разных модификациях. В ряду О ‒ S ‒ Se
‒ Те ‒ Ро тип устойчивых молекул изменяется: от
двухатомных кислорода О2, затем циклических S8 и Se8
и цепных молекул S∞ и Те∞ до металлического
кристалла полония.
S8, Sе8 S∞, Sе∞, Те∞

6. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Сера. В обычных условиях устойчивы ромбическая
a- S и частично моноклинная β-S модификации серы.
Их кристаллы отличаются взаимной ориентацией
кольцевых молекул S8:
a-S β-S
(Т.пл. 112,8 0С) (Т.пл. 119,3 0С)
Форма кристаллов ромбической (a-S)
и моноклинной (β-S) серы

7. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Ромбическая сера не растворима в воде, но хорошо
растворима в сероуглероде. При 95,4 0С ромбическая
сера переходит в моноклинную β-сера с температурой
плавления 119,3 0С. β-Сера отличается от α-серы
только способом упаковки циклических молекул S8 в
кристалле.
При вливании расплавленной серы в холодную воду
образуется мало устойчивая в обычных условиях
пластическая сера, которая постепенно превраща-
ется в ромбическую (a- серу).
(Число атомов в цепи достигает нескольких тысяч).

8. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
При нагревании расплава серы выше 160 0С
кольцевые молекулы S8 размыкаются и соединяются
в длинные цепи S∞ из нескольких сотен тысяч
атомов. Жидкая сера становится при этом вязкой как
смола. При 444,6 0С сера закипает. В зависимости от
температуры в её парах обнаруживаются молекулы
S8, S6, S4, S2.

9. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Селен и теллур, как и сера, могут находиться в
разных модификациях. Наиболее устойчивы
гексагональные модификации («серый» селен,
«серый» теллур). Их кристаллы, образованы парал-
лельно расположенными зигзагообразными цепями
Se∞ и Тe∞.
Структура
гексагонального
селена и теллура

10. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Гексагональные селен и теллур – кристаллические
вещества темно-серого и серебристо-серого соответ-
ственно цвета. Они – полупроводники. Теллур метал-
лоподобен, но хрупок, легко растирается в порошок.
Другие модификации Se и Te мене устойчивы. При
высоких температурах существуют парамагнитные
молекулы Se2 и Te2. При понижении температуры они
полимеризуются в молекулы Э4, Э6 и Э8.
Полоний – мягкий металл серебристо-белого цвета.
По физическим свойствам он напоминает висмут и
свинец.

11. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
3 Простые вещества
Некоторые сведения о физических свойствах простых
веществ VIA-элементов представлены ниже:
О2 S Se Te
Po
(ромб.) (гекс.) (гекс.)
Пл., г/см3
– 2,07 4,82 6,25 9,3
Т. пл., 0С
– 218,8 119,3 221 450 254
Т. кип., 0С – 182,9 444,6 685,3 990 962
Е0 (Э0 / Э2–), В
1,23 0,17 – 0,40 – 0,72 –

12. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
Химические свойства простых веществ
По химическому поведению сера и селен – типичные
неметаллы, чего нельзя сказать относительно
теллура. При обычных условиях вода и разбавлен-
ные кислоты на S Se практически не действуют.
Теллур медленно окисляется водой:
Те + 2Н2О = ТеО2 + Н2
Полоний реагирует с соляной кислотой как типичный
металл:
Po + 2HCl = PoCl2 + H2

13. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
Химические свойства простых веществ
Концентрированной HNO3 сера, селен и теллур
окисляются до кислот – H2SO4, но H2SeO3 и H2TeO3
соответственно. Полоний с HNO3 образует соль:
Po + 8HNO3 = Po(NO3)4 + 4NO2 + 4H2O
При кипячении в щелочах S, Se и Te диспропор-
ционируют:
2Э + 6КОН = К2ЭО3 + К2Э + 3Н2О
При нагревании S, Se, Te и Ро хорошо окисляются
кислородом и галогенами, переходя в состояния
окисления +4 и +6.

14. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
Химические свойства простых веществ
Но и сами (сера при умеренном нагревании, Se, Te
и Ро при сплавлении) – выступают в качестве
окислителей, образуя сульфиды, селениды,
теллуриды и полониды:
S + Hg = HgS (на холоду)
2Cu + Se = Cu2Se
2Ag + Te = Ag2Te
Po + Pb = PbPo

15. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
ПОЛУЧЕНИЕ
Получение кислорода.
1. Лабораторные способы:
а) электролиз водного раствора гидроксида натрия.
б) разложение хлората или перманганата калия:
кат. МnO2
2KClO3 2KCl + 3O2↑
2КМnO4 = К2МnO4 + МnO2 + O2↑
2. Промышленные способы:
а) ректификацией жидкого воздуха;
б) как побочный продукт при электролиза воды

16. Получение серы.
В промышленности серу получают выплавкой ее из
самородных месторождений с последующей очисткой и
перегонкой:

17. Получение селена и теллура.
Селен и теллур извлекают из отходов производства
серной кислоты, из анодных шламов при очистке
цветных металлов. Отходы и шлам окисляют
(например, с помощью MnO2) до SeO2 и TeO2,
разделяют и восстанавливают диоксидом серы:
ЭO2 + 2SO2 = Э + 2 SO3
Получение полония
Изотоп 210
Ро получают в атомных реакторах
облучением висмута нейтронами:
-β
209
Bi (n, γ)210
Bi 210
Ро

18. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
ПРИМЕНЕНИЕ S, Se, Te и Ро
Более половины добываемой серы расходуется на
получение серной кислоты. В больших количествах
сера используется при вулканизации каучука.
Селен и теллур используются как полупроводники
для изготовления фотоэлементов и других
устройств.
Полоний (изотоп 210Ро) применяют как источник α-
частиц. (Т1/2 = 138,4 дня)

19. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, SE, TE И РО
Оксиды и оксокислоты
В соответствии с характерными степенями окисления
S, Se, Te и Ро образуют оксиды двух типов: ЭО2 и
ЭО3, которым отвечают кислоты Н2ЭО3, Н2SO4, H2SeO4
и H6TeO6. Производные Ро(+6) неустойчивы.
Диоксиды ЭО2 получают при сжигании элементов на
воздухе. SeO2 и ТеО2 образуются также при
обработке селена и теллура горячей HNO3. Диоксид
серы SO2 – газ, остальные ЭО2 – твердые полимер-
ные вещества.

20. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te И Ро
ОКСИДЫ И ОКСОКИСЛОТЫ
В ряду SO2 – SeO2 –ТeO2 – РоO2 отчетливо
наблюдается ослабление кислотных свойств.
Так SO2 и SeO2 хорошо растворяются в воде,
образуя слабые сернистую Н2SО3 и селенистую
Н2SеО3 кислоты:
ЭО2 + Н2О = Н2ЭО3
ТeO2 уже не реагирует с водой. Проявляет
амфотерные свойства

21. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te И Ро
ОКСИДЫ И ОКСОКИСЛОТЫ
В отличие от Н2SеО3, которую можно выделить в
свободном состоянии в виде бесцветного
кристаллогидрата, сернистая кислота существует
лишь в растворе. Причем основная масса
растворенного SО2 находится в растворе в
гидратированной форме SО2∙nН2О и лишь неболь-
шая часть молекул SО2 взаимодействует с водой по
схеме:
SО2 + Н2О Н+ + НSО3‾ 2Н+ + SО32–

22. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te И Ро
ОКСИДЫ И ОКСОКИСЛОТЫ
Диоксид ТеО2 в воде не растворяется, но взаимо-
действует с растворами щелочей:
ТеО2 + 2NaOH = Na2ТеО3 + Н2О
Теллуристая кислота Н2ТеО3 выделяется в виде осадка
ТеО2∙Н2О при действии сильных кислот на теллуриты.
Диоксид полония РоО2 с щелочами реагирует только
при сплавлении, а с кислотами взаимодействует как
основный оксид:
PoO2 + 2H2SO4 = Po(SO4)2 + 2H2O
Производные ионов SО32–, SеО32–, ТеО32– и РоО32–
называются сульфитами, селенитами, теллуритами
и полонитами.

23. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te И Ро
ОКСИДЫ И ОКСОКИСЛОТЫ
Диоксид серы и сульфиты функционируют в основ-
ном как восстановители, окисляясь до сульфатов:
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
При нагревании сульфиты диспропорционируют:
4Na2SO3 = 3Na2SO4 + Na2S
Оксиды SеО2, ТеО2 и SеО32– и ТеО32– по сравнению с
SО2 и SО32– проявляют в большей степени окисли-
тельные свойства, чем восстановительные. Например,
SеО2 и ТеО2 легко окисляют SО2:
2SО2 + SеО2 = Sе + 2SО3
2SО2 + ТеО2 = Те + 2SО3

24. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te И Ро
ОКСИДЫ И ОКСОКИСЛОТЫ
Для окисления же производных Sе(+4), Te(+4) и Ро(+4)
необходимы сильные окислители:
5H2SeO3 + 2HClO3 = 5H2SeO4 + Cl2 + H2O
3Na2ТеО3 + 2KMnO4 + 7H2O = 2MnO2 + 3Na2H4TeO6 +
+ 2KOН
Тиосульфаты
При кипячении растворов сульфитов с измельченной
серой образуются тиосульфаты:
Na2SO3 + S = Na2S2O3

25. 4 СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ТИОСУЛЬФАТЫ
Свободная Н2S2O3 (тиосерная кислота) при обычных
температурах неустойчива. Тиосульфаты – сильные
восстановители, окисляются даже слабыми
окислителями, например:
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
Тиосульфат-ион S2O32– имеет строение искаженного
тетраэдра. С ионами Ag+ и других металлов он
образует прочные комплексы. Например, в
фотографии для растворения и удаления из эмульсии
непрореагировавшего AgBr используется следующая
реакция:
AgBr + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr

26. 4 СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ПОЛИТИОНАТЫ
При пропускании в разбавленный раствор SO2 в
воде сероводорода H2S образуются политионовые
кислоты с общей формулой
HO3S–(S)n–SO3H,
где n принимает значения от 3 до 20 и более. Сами
кислоты в свободном состоянии не выделены, но
их соли – политионаты устойчивы, особенно
щелочных металлами. Тетратионаты получают из
тиосульфатов окислением иодом:
S2O32‒ + I2 = S4O62‒ + 2I‾

27. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ S, Se, Te и Ро
Высшие оксиды SО3, SeO3 и TeO3 (РоО3 не известен)
существуют в нескольких модификациях.
Все они имеют полимерный характер.
Оксид серы SO3 (т. пл. 16,8 0С) при комнатной
температуре жидкий, SeO3 и TeO3 – твердые
вещества. Серный ангидрид SO3 получают
окислением SO2 в присутствии катализатора (Pt или
V2O5) и высоком давлении:
400 0C
SO2 + О2 SO3 + Q

28. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ S, Se, Te и Ро
Для получения SeO3 и TeO3 используют реакции:
Na2SeO4 + SO3 = Na2SO4 + SeO3
Н6ТеО6 = ТеО3 + 3Н2О

29. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ и КИСЛОТЫ S, Se, Te и Ро
SO3 и SeO3 энергично взаимодействуют с водой,
образуя серную Н2SO4 и селеновую Н2SeO4 кислоты
соответственно. ТеО2 в воде практически не
растворяется. Отвечающую ему ортотеллуровую
кислоту Н6ТеО6 (Н2ТеО4∙2Н2О) получают по реакциям:
К2Н4ТеО6 + 2НNО3 = Н6ТеО6 + 2КNО3
Те + Н2О2 = Н6ТеО6 (кипячение в разб. Н2SO4)
Свободная Н2SO4 – жидкость, Н2SеO4 и Н6ТеО6 –
твердые вещества. Хорошо растворимы в воде.

30. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ и КИСЛОТЫ S, Se, Te и Ро
Серная и селеновая кислоты близки по свойствам.
Обе жадно поглощают воду, обугливают органические
вещества, в водных растворах – сильные кислоты.
В концентрированных растворах существуют в виде
смеси полисерных Н2SnO3n+1 и полиселеновых
Н2SenO3n+1 кислот, которые с разбавлением деполи-
меризуются в мономерные формы – Н2SO4 и Н2SеO4.

31. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ и КИСЛОТЫ S, Se, Te и Ро
По сравнению с Н2SO4 селеновая кислота и её
производные мене устойчивы. При нагревании они
разлагаются с выделением кислорода. Поэтому
Н2SеO4 – более сильный окислитель, чем Н2SO4.
Например, она окисляет концентрированную НCl:
Н2SеO4 + 2НCl = Н2SеO4 + Cl2 + Н2О

32. 4. СОЕДИНЕНИЯ S, Se, Te и Ро
ВЫСШИЕ ОКСИДЫ и КИСЛОТЫ S, Se, Te и Ро
Теллуровая кислота Н6ТеО6 очень слабая. При
нейтрализации раствором щелочи замещению на
металл подвергаются два атома водорода, в расплаве
– все шесть:
Н6ТеО6 + 2NaOH (конц.) = Na2Н4ТеО6↓ + 2H2O
Н6ТеО6 (тв.) + 6NaOH (тв.) = Na6ТеО6 + 6H2O
Как и селеновая, теллуровая кислота – сильный, но
медленно действующий окислитель.

33. СОЕДИНЕНИЯ VIА-ЭЛЕМЕНТОВ С ВОДОРОДОМ.
Как и кислород S, Se, Te и Po образуют аналогичные
оксидам сульфиды, селениды, теллуриды и полониды:
Оксиды Н 2О Na2O CO2
Сульфиды Н 2S Na2S CS2
Селениды H2Se Na2Se CSe2
Теллуриды H2Te Na2Te CTe2
Полониды – Na2Po PbPo
В соответствии с усилением металлических признаков простых
веществ в ряду O–S–Se–Te–Ро падает и устойчивость молекул
в ряду H2O–Н2S–Н2Se–Н2Te–Н2Ро. При нагревании Н2Te легко
распадается, а водородное соединения полония разлагается
уже при получении.

34. СОЕДИНЕНИЯ VIА-ЭЛЕМЕНТОВ С ВОДОРОДОМ.
При обычных условиях Н2S, Н2Se и Н2Te – бесцветные газы
с неприятным запахом, очень токсичны. Селеноводород
токсичнее Н2S. Некоторые свойства Н2Э приведены ниже:
H2O Н2S Н2Se Н2Te
Т. пл., 0С 0 –85,6 – 65,7 –51
Т. кип., 0С 100 –60,4 –41,4 –2
∆Н0f, 298, кДж/моль –285,8 –21 33 99,7
∆G0f, 298, кДж/моль – 237,2 – 33,8 19,7 85,2
Ка1, (Н2Э ↔ НЭ– + Н+) 1,8·10–16 1·10–7 1,7·10–4 1·10–3

35. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
Соединения VIА-элементов с водородом.
Получают Н2Э разложением сульфидов, селенидов
или теллуридов металлов разбавленными кислотами
или водой:
FeS + HCl = H2S + FeCl2
FeSe + HCl = H2Se + FeCl2
Al2Te3 + 6H2O = 3H2Te + 2Al(OH)3
В водных растворах вследствие установления
равновесий типа:
H2S + Н2О HS– + Н3О+
проявляют кислотные свойства.

36. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ С ВОДОРОДОМ.
Н2S, Н2Se и Н2Te – слабые кислоты. Диссоциация по
второй ступени у них незначительна, ионы S2–, Se2–,
Те2– образуются только при действии щелочей. Сила
кислот возрастает в ряду
Н2S → Н2Se → Н2Te
В этом же ряду растут восстановительные свойства
Н2Э и их производных. В зависимости от условий
продуктами окисления сульфидов могут быть S, SO2 и
H2SO4. Аналогично ведут себя селениды и теллуриды.

37. ЭЛЕМЕНТЫ VIА-ГРУППЫ: S, Se, Te, Po
СОЕДИНЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ С ВОДОРОДОМ.
Селениды и теллуриды ряда металлов имеют
важное практическое значение. Например,
селениды и теллуриды металлов подгруппы
цинка используются как полупроводники. MoSe2
и WSe2 – твердые антифрикционные смазки и
катализаторы.

38. ГАЛОГЕНИДЫ VIA-ЭЛЕМЕНТОВ
Отношение S, Se, Te, Po к галогенам определяется в
первую очередь относительной электроотрицательностью
(ОЭО) элементов. С уменьшением ОЭО (возрастанием
металличности) возрастают разнообразие и стабильность
галогенопроизводных.
Для серы более характерны фториды SF6, S2F10, SF4,
известны также хлориды SCl2, S2Cl2 и бромид S2Br2.
Галогениды остальных VIA-элементов более разнообразны
и стабильны:
Степень окисления элемента
+6 +4 +2 +1
SeF6, TeF6 SeF4, SeCl4, SeBr4, SeF2, Se2Cl2,
TeF4,TeCl4,TeBr4, TeCl2, Se2Br2
TeI4 TeBr2

39. ГАЛОГЕНИДЫ VIA-ЭЛЕМЕНТОВ
Все галогениды получаются прямым синтезом из
простых веществ. Высшие фториды известны для
всех элементов. Из иодидов относительно устойчив
ТеI4.
Гексафторид серы SF6 – газ, очень устойчивый к
химическим воздействиям, не реагирует с водой,
кислотами, щелочами, металлами.

40. ГАЛОГЕНИДЫ VIA-ЭЛЕМЕНТОВ
По сравнению с SF4 все другие галогениды более
реакционноспособны, многие разлагаются водой,
например:
SF4 + 2H2O = SO2 + 4HF
TeF6 + 6H2O = H6TeO6 + 6HF
Тетра- и гексагалогениды Se и Te являются слабыми
кислотами Льюиса (акцепторы электронных пар),
легко образуют комплексы типа [SeF5]–, [SeF6]2–,
[TeF5]–, [TeF6]2–, [TeF8]2– и др.

41. ОКСОГАЛОГЕНИДЫ VIA-ЭЛЕМЕНТОВ
Из оксогалогенидов наибольшее значение имеют
хлористый тионил SOCl2 и хлористый сульфурил
SO2Cl2, которые получают по реакциям:
SO2 + PCl5 = SOCl2 + POCl3
SO2 + Cl2 = SO2Cl2
SOCl2, SO2Cl2 – бесцветные дымящие жидкости. Они
используются как хлорирующие агенты для
органических соединений и легко гидролизуются
водой:
SOCl2 + H2O = SO2 + 2HCl
SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl