Химические свойства. SО2, SеО2, ЭО3 – кислотные оксиды; ТеО2 и РоО2 обладают амфотерными свойствами.

SО₂, SеО₂, ЭО₃ – кислотные оксиды; ТеО₂ и РоО₂ обладают амфотерными свойствами.

Оксиды теллура (IV) и (VI) и РоО₂ в воде практически нерастворимы, реагируют со щелочами, РоО₂ – только при сплавлении, ТеО₂ и РоО₂ реагируют также с кислотами: ЭО₂ + Н₂О → Н₂ЭО₃ (Э = S, Se);

ЭО₂ + 2КОН → К₂ЭО₃ + Н₂О (Э = S, Se); ТеО₂ + 2КОН + 2Н₂О → К₂[Те(ОН)₆];

ЭО₂ + 2КОН К₂ЭО₃ + Н₂О (Э = Se, Те, Ро);

2ТеО₂ + Н₂SО₄ → Те₂О₃SО₄ + Н₂О; РоО₂ + 2Н₂SО₄ → Ро(SО₄)₂ + 2Н₂О;

ЭО₃ + Н₂О → Н₂ЭО₄ (Э = S, Se); ТеО₃ + 6КОН К₆ТеО₆ + 3Н₂О.

SО₂ в зависимости от условий может окисляться и восстанавливаться; для него характерны реакции диспропорционирования:

восстановитель: SО₂ + Н₂О₂ → Н₂SО₄,

SО₂ + NО₂ → SО₃ + NО, SО₂ + 2НNО₃ → Н₂SО₄ + 2NО₂,

SО₂ + О₃ → SО₃ + О₂, SО₂ + Сl₂ + 2Н₂О → Н₂SO₄ + 2НСl;

окислитель: SО₂ + 2Н₂S → 3S + 2Н₂О, SО₂ + 2СО → S + 2СО₂;

диспропорционирование: 4SО₂ + 8КОН К₂S + 3К₂SО₄ + 4Н₂О.

Для SеО₂, ТеО₂ в отличие от SО₂ в большей степени выражены окислительные свойства: 2SО₂ + ЭО₂ → 2SО₃ + Э (Э = Sе, Тe).

ЭО₃ при нагревании разлагаются: 2ЭО₃ 2ЭО₂ + О₂.

SО₃ и SеО₃ – сильные окислители:

SО₂ + 2КI → К₂SО₃ + I₂; 5SО₃ + 2Р → Р₂О₅ + 5SО₂.

Гидроксиды. Формулы и некоторые свойства гидроксидов элементов подгруппы приведены в табл. 6.7.

Таблица 6.7