Как сделать сернистый газ

Добавил пользователь Валентин П.
Обновлено: 05.10.2024

Получите сернистый газ и посмотрите, как он изменит цвет индикатора!

Проведите этот опыт с нашей подпиской!

Этот эксперимент, как и Лисий хвост, входит в набор Укрощение газов. Подпишитесь и получите всё, что понадобится для проведения этого эксперимента дома.

Реагенты

Безопасность

Перед началом опыта наденьте защитные перчатки и очки.
Проводите эксперимент на подносе в хорошо проветриваемом помещении.
При работе с огнем держите поблизости емкость с водой.

Не допускайте попадания химических реагентов в глаза или рот.
Не допускайте к месту проведения экспериментов людей без защитных очков, а также маленьких детей и животных.
Храните экспериментальный набор в месте, недоступном для детей младше 10 лет.
Помойте или очистите всё оборудование и оснастку после использования.
Убедитесь, что все контейнеры с реагентами плотно закрыты и хранятся по правилам после использования.
Убедитесь, что все одноразовые контейнеры правильно утилизированы.
Используйте только оборудование и реактивы, поставляемые в наборе или рекомендуемые текущими инструкциями.
Если вы использовали контейнер для еды или посуду для проведения экспериментов, немедленно выбросьте их. Они больше не пригодны для хранения пищи.

В случае попадания реагентов в глаза тщательно промойте глаза водой, при необходимости держа глаз открытым. Немедленно обратитесь к врачу.
В случае проглатывания реагентов промойте рот водой, выпейте немного чистой воды. Не вызывайте рвоту. Немедленно обратитесь к врачу.
В случае вдыхания реагентов выведите пострадавшего на свежий воздух.
В случае контакта с кожей или ожогов промывайте поврежденную зону большим количеством воды в течение 10 минут или дольше.
В случае сомнений немедленно обратитесь к врачу. Возьмите с собой химический реагент и контейнер от него.
В случае травм всегда обращайтесь к врачу.

Неправильное использование химических реагентов может вызвать травму и нанести вред здоровью. Проводите только указанные в инструкции эксперименты.
Данный набор опытов предназначен только для детей 10 лет и старше.
Способности детей существенно различаются даже внутри возрастной группы. Поэтому родители, проводящие эксперименты вместе с детьми, должны по своему усмотрению решить, какие опыты подходят для их детей и будут безопасны для них.
Родители должны обсудить правила безопасности с ребенком или детьми перед началом проведения экспериментов. Особое внимание следует уделить безопасному обращению с кислотами, щелочами и горючими жидкостями.
Перед началом экспериментов очистите место проведения опытов от предметов, которые могут вам помешать. Следует избегать хранения пищевых продуктов рядом с местом проведения опытов. Место проведения опытов должно хорошо вентилироваться и находиться близко к водопроводному крану или другому источнику воды. Для проведения экспериментов потребуется устойчивый стол.
Вещества в одноразовой упаковке должны быть использованы полностью или утилизированы после проведения одного эксперимента, т.е. после открытия упаковки.

Часто задаваемые вопросы

Когда вы нанесете тимоловый синий, цветок должен стать ярко-синим. Нанесите столько индикатора, чтобы все лепестки окрасились целиком.

Вначале проверьте, горит ли свеча. Затем убедитесь, что цветок расположен строго над горлышком колбы: важно, чтобы газ попадал прямо на бутон. Подождите еще немного.

При повышении температуры увеличивается скорость реакции. Без нагрева реакция протекала бы гораздо дольше.

Другие эксперименты

Пошаговая инструкция

Тимоловый синий — кислотно-основный индикатор (еще называется pH-индикатором). При взаимодействии с кислотами и основаниями он меняет цвет. В осно́вной среде он становится синим, а в кислой среде — красным. Как видите, цветок стал синим, а значит, он был пропитан осно́вным раствором.

Пиросульфит натрия Na₂S₂O₅ реагирует с кислотами (например, с лимонной). При этом выделяется сернистый газ SO₂.

При комнатной температуре реакция между Na₂S₂O₅ и лимонной кислотой протекает очень медленно — газа SO₂ выделяется совсем мало. Нагрейте колбу!

Вы не обрабатывали цветок кислотой, так почему же он покраснел?

Перенесите цветок в стеклянный стакан и остановите реакцию в колбе, а уже затем читайте научное описание процесса.

Утилизация

Твердые отходы эксперимента утилизируйте вместе с бытовым мусором. Растворы слейте в раковину и затем тщательно промойте ее водой.

Что произошло

Как вы уже могли догадаться, виновник происходящего — сернистый газ SO₂. Только каким образом он убедил pH-индикатор в том, что среда кислая? Всё очень просто. SO₂, подобно многим другим газам, растворим в воде H₂O . Только в растворе он не остается в виде молекул SO₂ , а превращается в сернистую кислоту H₂SO₃ . Вот из-за нее-то тимоловый синий и покраснел !

Помимо SO₂ , есть и другие газы, вытворяющие нечто подобное. Например, NO₂ из соседнего опыта при реакции с водой H₂O образует две кислоты: азотную HNO₃ и азотистую HNO₂ . Газы SO₂ и NO₂ — распространенные загрязнители воздуха. Их способность делать воду кислой приводит к образованию кислотных дождей. И это не просто фигура речи, а настоящее бедствие!

Но есть газы, которые делают всё наоборот. Например, газ аммиак NH₃ тоже связывается с водой H₂O , но образует не кислоту, а основание — гидроксид аммония NH₄OH .

Это интересно

Диоксид серы, или сернистый газ, — это бесцветный газ с едким удушливым запахом. Этот газ чрезвычайно токсичен: вдыхание его паров вызывает кашель, заложенность носа и острое раздражение горла.

Как вы понимаете, с едой его лучше не сочетать. И тем не менее диоксид серы часто используют в качестве пищевого консерванта. Что интересно: впервые этот газ стали применять в кулинарных целях еще в Средневековье. В наше время вводится всё больше норм и законов, регулирующих допустимое содержание этого вещества в продуктах питания.

Диоксид серы есть практически во всём, включая фрукты и овощи (консервированные, сушеные и замороженные), мясо, напитки, сладости, колбасы и продукты из картофеля и грибов. Более того, диоксид серы считается отличным стабилизатором и антиоксидантом. Он препятствует размножению бактерий в мясных продуктах, а также используется для подготовки к хранению как свежих, так и сушеных фруктов.

Соки и другие безалкогольные напитки практически всегда обрабатываются диоксидом серы, чтобы предотвратить в них появление плесени и бактерий. Еще сернистый газ довольно часто добавляют в вино — это помогает стабилизировать его микрофлору, избежать нежелательного брожения и окисления, а также закрепить цвет напитка.

Сероводород H₂S – это бинарное летучее водородное соединение соединение с серой. H₂S — бесцветный ядовитый газ, с неприятным удушливым запахом тухлых яиц. При концентрации > 3 г/м 3 вызывает смертельное отравление.

Сероводород тяжелее воздуха и легко конденсируется в бесцветную жидкость. Растворимость в воде H₂S при обычной температуре составляет 2,5.

В твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку.

Геометрическая форма молекулы сероводорода представляет собой сцепленные между собой атомы H-S-H с валентным углом 92,1 о .

Качественная реакция для обнаружения сероводорода

Для обнаружения анионов S 2- и сероводорода используют реакцию газообразного H₂S с Pb(NO₃)₂:

Влажная бумага, смоченная в растворе Pb(NO₃)₂ чернеет в присутствии H₂S из-за получения черного осадка PbS.

Химические свойства серы

H₂S является сильным восстановителем

При взаимодействии H₂S с окислителями образуются различные вещества — S, SО₂, H₂SO₄

Взаимодействие с кислотами-окислителями:

Взаимодействие со сложными окислителями:

Сероводородная кислота H₂S двухосновная кислота и диссоциирует по двум ступеням:

1-я ступень: H₂S → Н + + HS —

2-я ступень: HS — → Н + + S 2-

H₂S очень слабая кислота, несмотря на это имеет характерные для кислот химические свойства. Взаимодействует:

с малоактивными металлами (Аg, Си, Нg) при совместном присутствии окислителей:

с некоторыми солями сильных кислот, если образующийся сульфид металла нерастворим в воде и в сильных кислотах:

Реакция с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Сульфиды

Получение сульфидов

Непосредственно из простых веществ:

S + Fe → FeS

Восстановление сульфатов при прокаливании с углем:

Физические свойства сульфидов

Сульфиды – это бинарные соединения серы с элементами с меньшей электроотрицательностью, в том числе с некоторыми неметаллами (С, Si, Р, As и др.).

По растворимости в воде и кислотах сульфиды классифицируют на:

растворимые в воде — сульфиды щелочных металлов и аммония;

нерастворимые в воде, но растворимые в минеральных кислотах — сульфиды металлов, расположенных до железа в ряду активности (белые и цветные сульфиды ZnS, MnS, FeS, CdS);

нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах — черные сульфиды (CuS, HgS, PbS, Ag₂S, NiS, CoS)

гидролизуемые водой — сульфиды трехвалентных металлов (алюминия и хрома (III))

По цвету сульфиды можно разделить на:

Химические свойства сульфидов

Обратимый гидролиз сульфидов

Хорошо растворимыми в воде являются сульфиды щелочных металлов и аммония, но в водных растворах они в значительной степени подвергаются гидролизу. Реакция среды — сильнощелочная:

S 2- + H₂O → HS — + ОН —

Сульфиды щелочно-земельных металлов и Mg, при взаимодействии с водой подвергаются полному гидролизу и переходят в растворимые кислые соли — гидросульфиды:

При нагревании растворов сульфидов гидролиз протекает и по 2-й ступени:

Необратимый гидролиз сульфидов

Сульфиды некоторых металлов (Cr₂S₃, Fe₂S_3, Al₂S₃) подвергаются необратимому гидролизу, полностью разлагаясь в водных растворах:

Нерастворимые сульфиды гидролизу не подвергаются

NiS + HСl ≠

Некоторые из сульфидов растворяются в сильных кислотах:

Сульфиды Ag₂S, HgS, Hg₂S, PbS, CuS не pacтворяются не только в воде, но и во многих кислотах.

Сульфиды обладают восстановительными свойствами и вступают в реакции с окислителями:

Окислительный обжиг сульфидов является важной стадией переработки сульфидного сырья в различных производствах

Взаимодействия сульфидов с растворимыми солями свинца, серебра, меди являются качественными на ион S 2− :

Оксид серы (IV), диоксид серы, сернистый газ, сернистый ангидрид (SO₂)

Способы получения сернистого газа

Окисление серы, сероводорода и сульфидов кислородом воздуха:

Действие высокой температуры на сульфиты (термическое разложение):

Действие сильных кислот на сульфиты:

Взаимодействие концентрированной H₂SO₄ с восстановителями, например с неактивными металлами:

Физические свойства сернистого газа

При обычной температуре SO₂ — газ с резким запахом без цвета. В воде растворим хорошо — при 20°С в 1 л воды растворяется 40 л SO₂.

Химические свойства сернистого газа

SO₂ – типичный кислотный оксид. За счет того, что сера находится в промежуточной степени окисления (+4) SO₂ может проявлять свойства как окислителя так и восстановителя.

При растворении в воде SO₂ частично соединяется с молекулами воды с образованием слабой сернистой кислоты.

Как кислотный оксид, SO₂ вступает в реакции с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

При взаимодействии с окислителями SO₂проявляет восстановительные свойства. При этом степень окисления серы повышается:

Обесцвечивание раствора перманганата калия KMnO₄ является качественной реакцией для обнаружения сернистого газа и сульфит-иона

SO₂ проявляет окислительные свойства при взаимодействии с сильными восстановителями, восстанавливаясь чаще всего до свободной серы:

Оксид серы (VI), триоксид серы, серный ангидрид (SO₃)

Способы получения серного ангидрида

SO₃ можно получить из SO₂путем каталитического окисления последнего кислородом:

Разложением сульфата железа (III):

Физические свойства серного ангидрида

SO₃ – тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде.

Химические свойства серного ангидрида

Оксид серы (VI) – это кислотный оксид.

Хорошо поглощает влагу и реагирует с водой образуя серную кислоту:

Как кислотный оксид, SO₃взаимодействует с щелочами и основными оксидами, образуются средние или кислые соли:

SO₃ + MgO → MgSO₄ (при сплавлении):

SO3 + ZnO = ZnSO4

SO₃проявляет сильные окислительные свойства, так как сера в находится в максимальной степени окисления (+6).

Вступает в реакции с восстановителями:

При растворении в концентрированной серной кислоте образует олеум (раствор SO₃ в H₂SO₄).

Сернистая кислота (H₂SO₃)

Способы получения сернистой кислоты

При растворении в воде SO₂ образует слабую сернистую кислоту, которая сразу частично разлагается:

Физические свойства сернистой кислоты

Сернистая кислота H₂SO₃ – двухосновная кислородсодержащая кислота. При обычных условиях неустойчива.

Валентность серы в сернистой кислоте равна IV, а степень окисления +4.

Химические свойства сернистой кислоты

Общие свойства кислот

Сернистая кислота – слабая кислота, диссоциирует в две стадии. Образует два типа солей:
кислые – гидросульфиты

Соли сернистой кислоты, сульфиты и гидросульфиты

Способы получения сульфитов

Соли сернистой кислоты получаются при взаимодействии SO₂ с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Физические свойства сульфитов

Сульфиты щелочных металлов и аммония растворимы в воде, сульфиты остальных металлов — нерастворимы или не существуют.

Гидросульфиты металлов хорошо растворимы в Н₂O, а некоторые из них, такие как Ca(HSO₃)₂ существуют только в растворе.

Химические свойства сульфитов

Cернистая кислота – двухосновная, образует нормальные (средние) соли — сульфиты Me_x(SO₃)_y и кислые соли — гидросульфиты Me(HSO₃)_x.

Водные растворы сульфитов подвергаются гидролизу. Реакция среды – щелочная(окрашивают лакмус в синий цвет):

Реакции, протекающие без изменения степени окисления:

Нормальные сульфиты в водных растворах, при избытке SO₂, переходят в гидросульфиты:

Ионно-обменные реакции с другими солями, протекающие с образованием нерастворимых сульфитов:

Сульфиты, также как и SO₂, могут быть как восстановителями, так и окислителями, т.к. атомы серы в анионах находятся в промежуточной степени окисления +4

Окисление водных растворов сульфитов, и гидросульфитов до сульфатов:

Твердые сульфиты при хранении на воздухе также медленно окисляются до сульфатов:

При нагревании сухих сульфитов с активными восстановителями (С, Mg, Al, Zn) сульфиты превращаются в сульфиды:

При нагревании сухих сульфитов до высоких температур сульфиты диспропорционируют, превращаются в смесь сульфатов и сульфидов:

Серная кислота (H₂SO₄)

Способы получения серной кислоты

В промышленности серную кислоту производят из серы, сульфидов металлов, сероводорода и др.

Наиболее часто серную кислоту получают из пирита FeS₂.

Основные стадии получения серной кислоты включают:

1.Обжиг пирита в кислороде в печи для обжига с получением сернистого газа:

2. Очистка полученного сернистого газа от примесей в циклоне, электрофильтре.

3. Осушка сернистого газа в сушильной башне

4. Нагрев очищенного газа в теплообменнике.

5. Окисление сернистого газа в серный ангидрид в контактном аппарате:

6. Поглощение серного ангидрида серной кислотой в поглотительной башне – получение олеума.

Физические свойства, строение серной кислоты

При обычных условиях серная кислота – тяжелая бесцветная маслянистая жидкость, хорошо растворимая в воде. Максимальная плотность равна 1,84 г/мл

При растворении серной кислоты в воде выделяется большое количество теплоты. Поэтому, по правилам безопасности в лаборатории при приготовлении разбавленного раствора серной кислоты во избежание разбрызгивания необходимо наливать серную кислоту в воду тонкой струйкой по стеклянной палочке при постоянном перемешивании. Но не наоборот!

Валентность серы в серной кислоте равна VI.

Качественные реакции для обнаружения серной кислоты и сульфат ионов

Для обнаружения сульфат-ионов используют реакцию с растворимыми солями бария. В результате взаимодействия, образуется белый кристаллический осадок сульфата бария:

Химические свойства серной кислоты

Серная кислота — сильная двухосновная кислота, образует два типа солей: средние – сульфаты, кислые – гидросульфаты.

Серная кислота практически полностью диссоциирует в разбавленном в растворе по первой ступени и достаточно по второй ступени:

Характерны все свойства кислот:

Реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами и аммиаком:

Вытесняетболее слабые кислоты из их солей в растворе (карбонаты, сульфиды и др.) и летучие кислоты из их солей (кроме солей HBr и HI):

Концентрированная серная кислота реагирует с твердыми солями, например нитратом натрия, хлорида натрия.

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжения металлов до водорода. В результате реакции образуются соль и водород:

Концентрированная серная кислота — сильный окислитель. Реакция с металлами протекает без вытеснения водорода из кислоты. В зависимости от активности металла образуются различные продукты реакции:

Активные металлы и цинк при обычной температуре с концентрированной серной кислотой образуют соль, сероводород (или серу) и воду:

Металлы средней активности с концентрированной H₂SO₄ образуют соль, серу и воду:

Такие металлы, как железо Fe, алюминий Al, хром Cr пассивируются концентрированной серной кислотой на холоде. При нагревании, при удалении оксидной пленки реакция возможна.

Неактивные металлы восстанавливают концентрированную серную кислоту до сернистого газа:

В реакциях с неметаллами концентрированная серная кислота также проявляет окислительные свойства:

Концентрированная серная кислота широко используется в химических процессах как водоотнимающий агент, т.к. проявляет сильное водоотнимающее действие. В органической химии ее используют при получении спиртов, простых и сложных эфиров, альдегидов и т.д.

Соли серной кислоты, сульфаты, гидросульфаты

Способы получения солей серной кислоты

Сульфаты можно получить при взаимодействии серной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами (см. Химические свойства серной кислоты). А также при взаимодействии с другими солями, если продуктом реакции является нерастворимое соединение.

Физические свойства солей серной кислоты

Кристаллы разного цвета. Многие средние и кислые сульфаты растворимы в воде. Плохо растворяются или не растворяются в воде сульфаты многозарядных щёлочноземельных металлов (BaSO₄, RaSO₄), сульфаты лёгких щёлочноземельных металлов (CaSO₄, SrSO₄) и сульфат свинца.

Средние сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Кислые сульфаты щелочных металлов при нагревании разлагаются.

Многие средние сульфаты образуют устойчивые кристаллогидраты:

CuSO₄ ∙ 5H₂O − медный купорос

FeSO₄ ∙ 7H₂O − железный купорос

ZnSO₄ ∙ 7H₂O − цинковый купорос

KАl(SO4)₂ x 12H₂O – алюмокалиевые квасцы.

Химические свойства солей серной кислоты

Разложение сульфатов на различные классы соединений в зависимости от металла, входящего в состав соли.

Получение сернистого газа ( Опыт проводится под тягой. В капельную воронку 2 влить двойной, по сравнению с теоретическим количеством, объем 40 % - ного раствора серной кислоты. Отводную трубку 3 с шариком погрузить в стакан 4, содержащий 75 мл дес-тиллированной воды. Из капельной воронки приливать в колбу по каплям серную кислоту; выделяющийся при реакции газ насыщает воду. [2]

Получение сернистого газа из гипса рассматривается в пятой главе. [3]

Получение сернистого газа и его предварительная очистка от пыли являются первой стадией производства серной кислоты любым методом. [4]

Получение сернистого газа этим способом требует осторожного и внимательного отношения во избежание возможных несчастных случаев. Для получения равномерной и непрерывной струи сернистого газа бисульфит натрия в серную кислоту необходимо подавать постепенно и равномерно. [6]

Получение сернистого газа и изучение его свойств. [7]

Рассмотрим получение сернистого газа из отдельных видов содержащего серу сырья. [8]

Для получения сернистого газа колчедан обжигают. Обжиг, или горение, серного колчедана представляет собой процесс окисления главной его составной части - пирита FeS2 - кислородом воздуха, в результате чего образуются газообразный продукт - сернистый ангидрид SO2 и твердый остаток Fe2O3, называемый огарком. [9]

Для получения сернистого газа колчедан обжигают. [10]

Для получения сернистого газа разложением сульфита натрия собирают прибор, состоящий из колбы Вюрца ( круглодон-ной колбы с газоотводной трубкой) и капельной воронки. В колбу помещают раствор сульфита натрия или кристаллический сульфит натрия и из капельной воронки прибавляют по капле 30 % - ный раствор серной кислоты. [11]

Для получения сернистого газа колчедан обжигают в печах в токе воздуха. Обжиговые сернистые газы содержат пыль, которая перед подачей газов в сернокислотную систему должна быть удалена. [12]

Для получения сернистого газа купорос нагревают до 700 горячими топочными газами во вращающемся барабане. Чтобы в газовой фазе содержалась только SO2 ( без SO3), к обжигаемому купоросу добавляют восстановитель-уголь. Для уменьшения расхода топлива к FeSO4 можно добавлять колчедан, лучше всего-углистый. [13]

Для получения сернистого газа в лабораторных условиях пользуются более удобными реакциями, чем сжигание серы или пирита. Для этой цели на медь действуют концентрированной серной кислотой при нагревании. Серная кислота окисляет медь, отдавая один атом кислорода. Молекула же Н2 О3 может существовать только в водном растворе, а в условиях опыта она тут же распадается на воду и сернистый газ. [14]

Для получения сернистого газа используется реакция взаимодействия сульфита натрия с концентрированной серной кислотой. [15]

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения серы (сероводород, сероводородная кислота и ее соли; сернистый газ, сернистая кислота и ее соли; триоксид серы, серная кислота и ее соли).

В периодической системе сера находится в главной подгруппе VI группы (подгруппа халькогенов). Электронная формула серы 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 , это р-элемент. В зависимости от состояния сера может проявлять валентность II, IV или VI:

S: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3d 0 (валентность II),

S * : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 1 (валентность IV),

S ** : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 3 3d 2 (валентность VI).

Характерные степени окисления серы –2, +2, +4, +6 (в дисульфидах, содержащих мостиковую связь –S–S– (например, FeS₂), степень окисления серы равна –1); в соединениях входит в состав анионов, с более электроотрицательными элементами – в состав катионов, например:

Сера – элемент с высокой электроотрицательностью, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Имеет четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32, 33, 34 и 36. Природная сера на 95 % состоит из изотопа 32 S.

Ф и з и ч е с к и е с в о й с т в а

Сера образует три аллотропные модификации: ромбическая (-сера), моноклинная (-сера) и пластическая, или каучукоподобная. Наиболее устойчива при обычных условиях ромбическая сера, а выше 95,5 °С стабильна моноклинная сера. Обе эти аллотропные модификации имеют молекулярную кристаллическую решетку, построенную из молекул состава S₈, расположенных в пространстве в виде короны; атомы соединены одинарными ковалентными связями. Различие ромбической и моноклинной серы состоит в том, что в кристаллической решетке молекулы упакованы по-разному.

Если ромбическую или моноклинную серу нагреть до точки кипения (444,6 °С) и полученную жидкость вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, по свойствам напоминающая резину. Пластическая сера состоит из длинных зигзагообразных цепей. Эта аллотропная модификация неустойчива и самопроизвольно превращается в одну из кристаллических форм.

Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета; в воде не растворяется (и не смачивается), но хорошо растворяется во многих органических растворителях (сероуглерод, бензол и т.д.). Сера обладает очень плохой электро- и теплопроводностью. Температура плавления ромбической серы +112,8 °С, при температуре 95,5 °С ромбическая сера переходит в моноклинную:

Х и м и ч е с к и е с в о й с т в а

По своим химическим свойствам сера является типичным активным неметаллом. В реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем.

Читайте также: