Контрольная работа по "Химии". 34

Контрольная работа № 4

№11

Какова степень окисления  кислорода  в молекуле H2O2.?привести примеры реакций в которых проявляются окислительные свойства пероксида водорода

Ответ:

Пероксид водорода (перекись водорода), H2O2 — простейший представитель пероксидов. Бесцветная жидкость с «металлическим» вкусом, неограниченно растворимая в воде, спирте и эфире. Концентрированные водные растворы взрывоопасны. Пероксид водорода является хорошим растворителем. Из воды выделяется в виде неустойчивого кристаллогидрата H2O2•2H2O.

 

 

Вследствие несимметричности молекула H2O2 сильно полярна (μ = 0,7·10−29 Кл·м). Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена  развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют  не поделённые электронные пары, молекула H2O2 также способна образовывать донорно-акцепторные связи.

 

Химические свойства

 

Оба атома кислорода  находятся в промежуточной степени  окисления −1, что и обуславливает  способность пероксидов выступать  как в роли окислителей, так и  восстановителей. Наиболее характерны для них окислительные свойства:

 

Na_2SO_3 + H_2O_2 = Na_2SO_4 + H_2O

Mn(OH)_2 + H_2O_2 =MnO(OH)_2 + H_2O

 

При взаимодействии с сильными окислителями пероксид водорода выступает  в роли восстановителя, окисляясь  до кислорода:

 

       2AgNO_3 + H_2O_2 =2Ag + O_2 + 2HNO_3

 

Молекула пероксида водорода сильно полярна, что приводит к возникновению  водородных связей между молекулами. Связь O—O непрочна, поэтому H2O2 — неустойчивое соединение, легко разлагается. Так  же этому может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов. В разбавленных растворах пероксид водорода тоже не устойчив и самопроизвольно  диспропорционирует на H2O и O2.Реакция  диспропорционирования катализируется ионами переходных металлов, некоторыми белками:

 

2H_2O_2 =2H_2O + O_2

 

Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

 

Пероксид водорода проявляет  слабые кислотные свойства (К = 1,4·10−12), и поэтому диссоциирует по двум ступеням:

 

    H_2O_2 ->H^+ +HO_2^-;     HO_2^- = H^+  +O_2^{2-}}

 

При действии концентрированного раствора Н2O2 на некоторые гидроксиды в ряде случаев можно выделить пероксиды металлов, которые можно  рассматривать как соли пероксида  водорода (Li2O2, MgO2 и др.):

 

H_2O_2 + 2NaOH =Na_2O_2 + 2H_2O

H_2O_2 + Ba(OH)_2 =BaO_2 + 2H_2O

Пероксид водорода может  проявлять как окислительные, так  и восстановительные свойства. Например, при взаимодействии с оксидом  серебра он является восстановителем:

 

    H_2 O_2^(-1)+Ag_2O =2Ag+ O_2^(0)+H_2O

 

В реакции с нитритом калия соединение служит окислителем:

KNO_2+H_2O_2^(-1) = KNO_3^(-2)+H_2O

 

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Такие  вещества называют пероксидами, или  перекидными соединениями. К ним относятся пероксиды металлов (Na2O2, BaO2 и др.). Кислоты, содержащие пероксидную группу, называют пероксокислотами, например, пероксомонофосфорная H3PO5 и пероксидисерная H2S2O8 кислоты.

Окислительно-восстановительные  свойства

 

Пероксид водорода обладает окислительными, а также восстановительными свойствами. Он окисляет нитриты в  нитраты, выделяет иод из иодидов металлов, расщепляет ненасыщенные соединения по месту двойных связей. Пероксид водорода восстанавливает соли золота и серебра, а также кислород при реакции с водным раствором перманганата калия в кислой среде.

 

При восстановлении Н2O2 образуется Н2O или ОН-, например:

H_2O_2 + 2KI + H_2SO_4 = I_2 + K_2SO_4 + 2H_2O}

 

При действии сильных окислителей H2O2 проявляет восстановительные  свойства, выделяя свободный кислород:

 

        {O_2^{2-} = O_2 + 2e^-}

 

например:

 

{3H_2O_2 + 2KMnO_4 = 2MnO_2 + 2KOH + 3O_2 + 2H_2O}

 

Реакцию KMnO4 с Н2O2 используют в химическом анализе для определения  содержания Н2O2:

 

5H_2O_2 + 2KMnO_4 + 3H_2SO_4 = 5O_2 + 2MnSO_4 + K_2SO_4 + 8H_2O}

 

Окисление органических соединений пероксидом водорода (например, сульфидов  и тиолов) целесообразно проводить  в среде уксусной кислоты.

                                    

 

№23

 

ЧЕМ ОБЪЯСНЯЕТЬСЯ высокая  устойчивость молекулы cl2?Постройте энергетическую  диаграмму  молекулярных  орбиталей  для   молекулы cl2?

Ответ:

Термическая устойчивость молекул увеличивается при переходе от F2 к С12, а затем в ряду С12 - J2 постепенно уменьшается. Последний  факт легко объясняется возрастанием радиусов атомов в ряду Cl-J, вследствие чего ослабляется притяжение электронов, осуществляющих связь в молекуле, к ядрам атомов. В то время как связь в молекуле F2 осуществляется одной парой валентных электронов, в молекуле С12 и остальных галогенов наряду с этой одинарной связью возникают так называемые дативные связи. Особенность последних заключается в том, что электронные пары, принадлежащие одному атому галогена ( имеются в виду электронные пары, которые при упрощенной трактовке строения молекул галогенов принято считать принадлежащими одному атому), включаются в свободные d - ячейки соседнего атома и наоборот. Вследствие этого между атомами в молекулах С12, Вг2 и J2 возникает дополнительное взаимодействие невалентного характера. Поскольку на внешнем электронном слое атомов фтора нет свободных d - ячеек, то в молекулах F2 дативные связи существовать не могут. [1]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, НВг, HI резко падает, HI - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [2]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, HBr, HI резко падает, HI - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [3]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду HF, HC1, НВг, HI резко падает, Hi - соединение эндотермическое, разлагается при слабом нагревании. [4]

 

Термическая устойчивость молекул увеличивается при переходе от F2 к С12, а затем в ряду С12 - 12 постепенно уменьшается. Повышение  устойчивости при переходе от F2 к  С12 объясняется увеличением кратности  связи за счет перекрывания по дативному механизму np - орбиталей, занятых электронными парами одного атома, и nd - ва-кантных орбиталеи другого атома. Уменьшение устойчивости молекул в ряду С 2 - 1з объясняется увеличением радиусов атомов галогенов, а следовательно, увеличением длины связи и понижением ее энергии. [5]

 

Несмотря на термическую  устойчивость молекул, вода весьма активна  в химическом отношении. Оксиды многих металлов и неметаллов, соединяясь с водой, образуют основания и  кислоты. [6]

 

Экспериментально было установлено, что термическая устойчивость молекул, содержащих эти связи, меняется в ряду: парафиновые олефиновые ацетиленовые. [7]

 

Органические ПАВ, вследствие их уникальной дифильности, оказываются поверхностно-активными на большинстве межфазных границ, разумеется, в области термической устойчивости молекул ПАВ. [8]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду ЬЬО-ЬЬРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды ле подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду FbS-FhPo. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул ЬЬО и образованием водородных связей между ними. [9]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду НаО - НгРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды не подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду HaS-НаРо. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул НаО и образованием водородных связей между ними. [10]

 

Термическая устойчивость молекул в ряду ШО-ШРо падает, реакции разложения обратимы. Температуры плавления и кипения, плотность воды ле подчиняются общей закономерности изменения этих свойств в ряду bhS - НзРо. Аномальные свойства воды связаны с малым размером молекул НзО и образованием водородных связей между ними. [11]

 

Из приведенных примеров видно, что в каждом отдельном  случае должны быть подобраны условия  процесса десорбции адсорбата. При этом следует учитывать как термическую устойчивость молекул адсорбированного вещества в полостях цеолитов ( если адсор-бат является целевым продуктом), так и порог термической устойчивости цеолитов. [12]

 

Необычно изменяется в  ряду галогенов и их термическая  устойчивость. Как видно из значений энергий диссоциации, приведенных  выше, термическая устойчивость молекул  галогенов при переходе от F2 к  С12 увеличивается, а затем в ряду С1 - Ь постепенно уменьшается. Последнее легко объясняется возрастанием радиусов атомов в ряду С1 Вг I, вследствие чего ослабляется притяжение электронов, осуществляющих связь в молекуле, к ядрам атомов. Повышение же устойчивости молекул при переходе от Fa к С12 вызвано особенностями химической связи. В то время как в молекуле F2 связь осуществляется только одной парой валентных электронов, в молекулах С12, Вг2 и 12 наряду с этой связью возникают также донорно-акцептор-ные связи. [13]

 

 

№35

Какие кислородные соединения образуют сера(6) ,селен(6) ,теллур(6)?

Их получение, строение молекул и свойства. Как  изменяют кислотные свойства оксидов ЭО3 и  сила соответствующих им кислот в  ряду S-Se-Te?

Ответ:

В подгруппу кислорода  входит пять элементов: кислород, сера, селен, теллур и полоний (радиоактивный  металл). Это р-элементы VI группы периодической  системы Д.И.Менделеева. Они имеют групповое название – халькогены, что означает «образующие руды».

 

Свойства элементов подгруппы  кислорода

 

 

 

 

У атомов халькогенов одинаковое строение внешнего энергетического уровня — ns2nр4. Этим объясняется сходство их химических свойств. Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления -2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами — обычно +4 и +6. Для кислорода, как и для фтора, не типична степень окис­ления, равная номеру группы. Он проявляет степень окисления обыч­но -2 и в соединении со фтором +2. Такие значения степеней окисления следуют из электронного строения халькогенов

 

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных  электрона. Его электроны не могут  разъединяться, поскольку отсутствует d-подуровень на внешнем (втором) уровне, т. е. отсутствуют свободные орбитали. Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а степень окисления -2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Таковы же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии. При переходе в возбужденное состояние (что имеет место при подводе энергии, например при нагревании) у атома серы сначала разъединяются Зр-, а затем 3s-электроны (показано стрелками). Число неспаренных электронов, а, следовательно, и валентность в первом случае равны четырем (например, в SO2), а во втором — шести (например, в SO3). Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 свойственны аналогам серы — селену, теллуру и полонию, а их степени окисления могут быть равны -2, +2, +4 и +6.

 

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода  отвечают формуле Н2R (R - символ элемента): Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те. Они называются хальководородами. При растворении их в воде образуются кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом по­рядкового номера элемента, что объясняется уменьшением энергии связи в ряду соединений Н2R. Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

 

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом типа RО2 и RО3-. Им соответствуют кислоты типа Н2RО3 и Н2RО4-. С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает. Все они проявляют окислительные свойства, а кислоты типа Н2RО3 также и восстановительные.

 

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением  заряда ядра ослабевают неметаллические  и возрастают металлические свойства. Так, кислород и теллур — неметаллы, но последний обладает металлическим  блеском и проводит электричество.

 

 

Оксид серы (VI)— бесцветная жидкость, затвердевающая при температуре 16,8°С в твердую кристаллическую массу. Он очень сильно поглощает влагу, образуя серную кислоту: SO3+Н2O= H2SO4

Таблица 20. Свойства оксидов  серы

 

 

Растворение оксиды серы (VI) в воде сопровождается выделением значительного  количества теплоты. Оксид серы (VI) очень  хорошо растворим в концентрированной  серной кислоте. Раствор SO3 в безводной  кислоте называется олеумом. Олеумы могут содержать до 70% SO3.

Получение

 

1. Оксид серы (VI) получают  окислением сернистого газа кислородом  воздуха в присутствии катализаторов  при температуре 450°С (см. Получение серной кислоты):

2SO2+O2=2SO3

2. Другим способом окисления  SO2 до SO3 является использование в  качестве окислителя оксида азота  (IV):

 

 

Образующийся оксид азота (II) при взаимодействии с кислородом воздуха легко и быстро превращается в оксид азота (IV): 2NO+О2=2NO2

который вновь может использоваться в окислении SO2. Следовательно, NO2 выполняет роль переносчика кислорода. Этот способ окисления SO2 до SO3 называется нитрозным. Молекула SO3 имеет форму треугольника, в центре которого

находится атом серы:

 

 

Такое строение обусловлено  взаимным отталкиванием связывающих  электронных пар. На их образование  атом серы предоставил шесть внешних  электронов.

 

Химические свойства

 

1. SO3 — типичный кислотный  оксид.

2. Оксид серы (VI) обладает  свойствами сильного окислителя.

Применение

Оксид серы (VI) используют для  производства серной кислоты. Наибольшее значение имеет контактный способ получения

серной кислоты. По этому  способу можно получить H2SO4 любой  концентрации, а также олеум. Процесс  состоит из трех стадий: получение SO2; окисление SO2 в SO3; получение H2SO4.

SO2 получают обжигом пирита FeS2 в специальных печах: 4FeS2+11О2=2Fe2O3+8SO2

Для ускорения обжига пирит  предварительно измельчают, а для  более полного выгорания серы вводят значительно больше воздуха (кислорода), чем требуется по реакции. Газ, выходящий из печи обжига, состоит  из оксида серы (IV), кислорода, азота, соединений мышьяка (из примесей в колчедане) и  паров воды. Он называется обжиговым  газом.

Обжиговый газ подвергается тщательной очистке, так как даже небольшое содержание соединений мышьяка, а также пыли и влаги отравляет  катализатор. От соединений мышьяка  и от пыли газ очищают, пропуская  его через специальные электрофильтры и промывную башню; влага поглощается  концентрированной серной кислотой в сушильной башне. Очищенный  газ, содержащий кислород, нагревается  в теплообменнике до 450°C и поступает  в контактный аппарат. Внутри контактного  аппарата имеются решетчатые полки, заполненные катализатором.

Раньше в качестве катализатора использовали мелкораздробленную металлическую  платину. Впоследствии она была заменена соединениями ванадия — оксидом  ванадия (V) V2O5 или суль-фатом ванадила VOSO4, которые дешевле платины и медленнее отравляются.

Реакция окисления SO2 в SO3 обратимая:

2SO2+О2«2SO3

Увеличение содержания кислорода в обжиговом газе повышает выход оксида серы (VI): при температуре 450°С он обычно достигает 95% и выше.

Образовавшийся оксид  серы (VI) далее подают методом противотока  в поглотительную башню, где он поглощается  концентрированной серной кислотой. По мере насыщения вначале образуется безводная серная кислота, а затем  олеум. В дальнейшем олеум разбавляют до 98% -ной серной кислоты и поставляют потребителям.

Структурная формула серной кислоты:

 

Физические свойства

 

Серная кислота —  тяжелая бесцветная маслянистая  жидкость, кристаллизующаяся при +10,4°С, почти вдвое (r=1,83 г/см3) тяжелее воды, не имеет запаха, нелетуча. Крайне гигроскопична. Поглощает влагу с выделением большого количества теплоты, поэтому нельзя воду приливать к концентрированной серной кислоте — произойдет разбрызгивание кислоты. Для разбавления надо серную кислоту приливать небольшими порциями к воде.

Безводная серная кислота  растворяет до 70% оксида серы (VI). При  нагревании отщепляет SO3 до тех пор, пока не образуется раствор с массовой долей H2SO4 98,3%. Безводная H2SO4 почти не проводит электрический ток.

 

Химические свойства

 

1. С водой смешивается  в любых соотношениях и образует  гидраты различного состава:

H2SO4•Н2О, H2SO4•2Н2О, H2SO4•3Н2O, H2SO4•4Н2О, H2SO4•6,5Н2O

2. Концентрированная серная  кислота обугливает органические  вещества — сахар, бумагу, дерево, волокно, отнимая от них элементы  воды:

С12Н22О11+H2SO4=12С+H2SO4•11Н2O

Образовавшийся уголь  частично вступает во взаимодействие с кислотой:

 

 

На поглощении воды серной кислотой основана осушка газов. Как  сильная нелетучая кислота H2SO4 вытесняет  другие кислоты из сухих солей:

NaNO3+H2SO4=NaHSO4+HNO3

Однако если добавлять, H2SO4 к растворам солей, то вытеснения кислот не происходит.

H2SO4 — сильная двухосновная  кислота: H2SO4«Н++HSO-4 HSO-4«H++SO2-4

Обладает всеми свойствами нелетучих сильных кислот.

Разбавленная серная кислота  характеризуется всеми свойствами кислот-неокислителей. А именно: взаимодействует с металлами, которые стоят в электрохимическом ряду напряжений металлов до водорода:

 

Взаимодействие с металлами  идет за счет восстановления ионов  водорода.

6. Концентрированная серная  кислота является энергичным  окислителем. При нагревании окисляет  большинство металлов, в том числе  и стоящие в электрохимическом ряду напряжений после водорода, Не реагирует только с платиной и золотом. В зависимости от активности металла в качестве продуктов восстановления могут быть S-2, S° и S+4.

 

 

На холоду концентрированная серная кислота не взаимодействует с такими сильными металлами, как алюминий, железо, хром. Это объясняется пассивацией металлов. Данную особенность широко используют при ее транспортировке в железной таре.

Однако при нагревании:

 

 

Таким образом, концентрированная  серная кислота взаимодействует  с металлами за счет восстановления атомов кислотообразователя.

Качественной реакцией на сульфат-ион SO2-4 является образование  белого кристаллического осадка BaSO4, нерастворимого в воде и кислотах:

SO2-4+Ba+2 ®BaSO4¯

 

Важнейшие соединения:

 

Для селена наиболее характерны степени окисления -2, +4, +6.

Оксид селена(IV) SeO2 - белые  блестящие кристаллы с полимерной молекулой (SeOsub>2)sub>n , tпл. 350°С. Пары имеют желтовато-зеленый цвет и обладают запахом гнилой редьки Легко растворяется в воде с образованием H2SeO3.

Селенистая кислота, H2SeO3 - белые ромбические кристаллы.Обладает большой гигроскопичностью. Хорошо растворима в воде. Неустойчива, при нагревании выше 70°С распадается на воду и оксид селена(IV). Соли - селениты.

Селенит натрия, Na2SeO3 – бесцветные кристаллы, tпл. 711°С. Гигроскопичен, хорошо растворим в воде. При нагревании в инертной атмосфере разлагается на оксиды. При нагревании на воздухе окисляется до селената: 2Na2SeO3 + O2 = 2Na2SeO4

Оксид селена(VI) SeO3 - - бесцветные кристаллы, tпл. 121°С. Гигроскопичен, с водой реагирует с большим тепловыделением и образованием H2SeO4. Сильный окислитель, бурно реагирует с органическими веществами

Селеновая кислота, H2SeO4 - бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое  в воде. Ядовита, гигроскопична, является сильным окислителем. Селеновая кислота - одно из немногих соединений, при нагревании растворяющих золото, образуя красно-желтый раствор селената золота(III).

2Au + 6H2SeO4 = Au2(SeO4)3 + 3H2SeO3 + 3H2O

Селенаты - соли селеновой кислоты. Селенат натрия Na2SeO4 - кристаллы ромбической сингонии; tпл. 730 °С. Получают нейтрализацией кислоты оксидом, гидроксидом или карбонатом натрия или окислением селенита натрия. Мало растворим в воде, ниже 32 °С кристаллизуется из водных растворов в виде декагидрата Na2SeO4·10H2O

Селеноводород, H2Se - бесцветный горючий газ с неприятным запахом. Самое токсичное соединение селена. На воздухе легко окисляется при обычной температуре до свободного селена. Также до свободного селена окисляется хлором, бромом и иодом. При горении в воздухе или кислороде образуется оксид селена(IV) и вода. Более сильная кислота, чем H2S.

Селениды - соединения селена с металлами. Кристаллические вещества, часто с металлическим блеском. Существуют моноселениды состава М2Se, MSe; полиселениды М2Sеn (кроме Li), где n = 2-6; гидроселениды MHSe. Кислородом воздуха окисляются до селена: 2Na2Sen + O2 + 2H2O = 2n Se + 4NaOH

Физические свойства:

 

Разнообразие молекулярного  строения обусловливает существование  селена в разных аллотропных модификациях: аморфной (порошкообразный, коллоидный, стекловидный) и кристаллической (моноклинный, a- и b-формы и гексагональный g-форма). Аморфный (красный) порошкообразный и коллоидный селен получают при восстановлении из раствора селенистой кислоты, быстрым охлаждением паров селена. Стекловидный (черный) селен получают при нагревании любой модификации селена выше 220°С с последующим быстрым охлаждением. Он обладает стеклянным блеском, хрупок. Термодинамически наиболее устойчив гексагональный (серый) селен. Он получается из других форм селена нагреванием до плавления с медленным охлаждением до 180-210°С и выдержкой при этой температуре. Решетка его построена из расположенных параллельно спиральных цепочек атомов.

Химические свойства:

 

При обычной температуре  селен устойчив к действию кислорода, воды и разбавленных кислот. При нагревании селен взаимодействует со всеми металлами, образуя селениды. В кислороде при дополнительном нагревании он медленно горит синим пламенем, превращаясь в диоксид SeO2.

С галогенами, за исключением  йода, он реагирует при комнатной  температуре с образованием соединений SeF6, SeF4, SeCl4, Se2Cl2 , SeBr4, и др. C хлорной  или бромной водой селен реагирует  по уравнению:

Se + 3Br2 + 4H2O = H2SeO4 + 6 HBr

Водород взаимодействует  с селеном при t >200°С, давая H2Se.

В конц. H2SO4 на холоду селен растворяется , давая зеленый р-р, содержащий полимерные катионы Se82+.

С водой при нагревании и в конц. растворах щелочей селен диспропорционирует:

3Se + 3H2O = 2H2Se + H2SeO3    и    3Se + 6KOH = K2SeO3 + 2K2Se + 3H2O

образуя соединения селена(-2) и селена(+4).

Аналогично сере селен  растворяется при нагревании в растворах Na2SO3 или KCN, образуя соответственно Na2SSeO3 (аналог тиосульфата) или KCNSe (аналог роданида).

 

Теллур

История открытия:

 

Открыт Ф.Мюллером в 1782 г.

Получение:

 

В природе существует как  смесь 8 стабильных изотопов (120, 122-126, 128, 130). Содержание в земной коре 10-7%. Основные минералы - алтаит (PbTe), теллуровисмутит (Bi2Te3), тетрадимит (Bi2Te2S), содержится во многих сульфидных рудах.

Получают из шламов производства меди выщелачиванием раствором NaOH в виде Na2TeO3, откуда теллур выделяется электролитически. Дальнейшая очистка - сублимацией и зонной плавкой.

Физические свойства:

 

Компактный теллур серебристо-серое  вещество с металлическим блеском, имеющее гексагональную кристаллическую  решетку (плотность 6,24 г/см3, температура  плавления - 450°С, кипения - 990°С). Из растворов осаждается в виде коричневого порошка, в парах состоит из молекул Te2.

Химические свойства:

 

На воздухе при комнатной  температуре теллур устойчив, при  нагревании реагирует с кислородом. Взаимодействует с галогенами, со могими металлами вступает в реакцию при нагревании.

При нагревании теллур окисляется водяным паром с образованием оксида теллура(II), взаимодействует  с концентрированными серной и азотной  кислотами. При кипячении в водных растворах щелочей диспропорционирует аналогично сере:

8 Te + 6NаОН = Na2TeO3 + 2Na2Te + 3H2O

В соединениях проявляет  степени окисления -2, +4, +6, реже +2.

Важнейшие соединения:

 

Оксид теллура(IV), диоксид  теллура, TeO2, плохо растворим в  воде, кислотный оксид, реагирует  со щелочами, образуя соли теллуристой  кислоты. Применяется в лазерной технике, компонент оптических стекол.

Оксид теллура(VI), триоксид теллура, TeO3, желтое или серое вещество, в воде практически не растворимо, при нагревании разлагается образуя диоксид, реагирует со щелочами. Получают разложением теллуровой кислоты.

Теллуристая кислота, H2TeO3, малорастворима, склонна к полимеризации, поэтому обычно представляет собой осадок с переменым содержанием воды TeO2*nH2O. Соли - теллуриты (M2TeO3) и полителлуриты (M2Te2O5 и др.), обычно получают спеканием карбонатов с TeO2, применяются как компоненты оптических стекол.

Теллуровая кислота, H6TeO6, белые кристаллы, хорошо растворима в горячей воде. Очень слабая кислота, в растворе образует соли состава MH5TeO6 и M2H4TeO6. При нагревании в запаянной  ампуле была получена также метателлуровая кислота H2TeO4, которая в растворе постепенно превращается в теллуровую. Соли - теллураты. Получают также сплавлением оксида теллура(IV) со щелочами в присутствии окислителей, сплавлением теллуровой кислоты с карбонатом или оксидом металла. Теллураты щелочных металлов растворимы. Применяются как сегнетоэлектрики, ионообменники, компоненты люминисцирующих составов.

Теллуроводород, H2Te - ядовитый газ с неприятным запахом, получают гидролизом теллурида алюминия. Сильный восстановитель, в растворе быстро окисляется кислородом до теллура. В водном растворе кислота, более сильная чем серо- и селеноводородная. Соли - теллуриды, получают обычно взаимодействием простых веществ, теллуриды щелочных металлов растворимы. Многие теллуриды p- и d- элементов - полупроводники.

Галогениды. Известны галогениды теллура(II), например TeCl2, солеподобные, при нагревании и в растворе диспропорционируют на Te и соединения Te(IV). Тетрагалогениды теллура - твердые вещества, в растворе гидролизуются с образованием теллуристой кислоты, легко образуют комплексные галогениды (например K2[TeI6]). Гексафторид TeF6, бесцветный газ, в отличие от гексафторида серы легко гидролизуется, образуя теллуровую кислоту.

Применение:

 

Компонент полупроводниковых  материалов; легирующая добавка к  чугуну, сталям, сплавам свинца.

Мировое производство (без  СССР) - около 216 т/год (1976).

Теллур и его соединения токсичны. ПДК около 0,01 мг/м3.