Диоксид теллура

Диокси́д теллу́ра — неорганическое соединение теллура и кислорода с формулой TeO₂, бесцветные кристаллы, не растворяется в воде. Ангидрид теллуристой кислоты.

Диоксид теллура
Общие
Систематическое наименование	Диоксид теллура
Традиционные названия	теллурит, двуокись теллура, оксид теллура(IV)
Хим. формула	TeO2
Рац. формула	TeO2
Физические свойства
Состояние	бесцветные кристаллы
Молярная масса	159,60 г/моль
Плотность	5,67 г/см³
Термические свойства
Температура
• плавления	733 °C
• кипения	1257 °C
Мол. теплоёмк.	61,38 Дж/(моль·К)
Энтальпия
• образования	−320,75 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	0,00067 г/100 мл
• в этаноле	6,7 г/100 мл
Оптические свойства
Показатель преломления	no: 2,26; ne: 2,41 (632нм)[1]
Классификация
Рег. номер CAS	7446-07-3
PubChem	62638
Рег. номер EINECS	231-193-1
SMILES	O=[Te]=O
InChI	InChI=1S/O2Te/c1-3-2 LAJZODKXOMJMPK-UHFFFAOYSA-N
ChemSpider	56390
Безопасность
Токсичность	очень ядовит
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Получение

• В природе встречаются минералы теллурит (β-TeO₂) и парателлурит (α-TeO₂).

• Окисление теллура:

${\displaystyle {\mathsf {Te+O_{2}\ {\xrightarrow {450^{o}C}}\ TeO_{2}}}}$

• Действие перегретого пара на теллур:

${\displaystyle {\mathsf {Te+2H_{2}O\ {\xrightarrow {100-160^{o}C}}\ TeO_{2}+2H_{2}}}}$

• Окисление теллура горячей концентрированной азотной кислотой:

${\displaystyle {\mathsf {Te+4HNO_{3}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ TeO_{2}+4NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$

• Окисление теллура калийной селитрой:

${\displaystyle {\mathsf {Te+2KNO_{3}\ {\xrightarrow {400-430^{o}C}}\ TeO_{2}+2KNO_{2}}}}$

• Разложение горячими кислотами теллуритов:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}TeO_{3}+2HNO_{3}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ TeO_{2}\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O}}}$

• Разложение триоксида теллура:

${\displaystyle {\mathsf {2TeO_{3}\ {\xrightarrow {400^{o}C}}\ 2TeO_{2}+O_{2}}}}$

• Разложение теллуристой кислоты и ортотеллуровой кислоты:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}TeO_{3}\ {\xrightarrow {40^{o}C}}\ TeO_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2H_{6}TeO_{6}\ {\xrightarrow {400-600^{o}C}}\ 2TeO_{2}+O_{2}+6H_{2}O}}}$

• Гидролиз тетрахлорида теллура:

${\displaystyle {\mathsf {TeCl_{4}+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ TeO_{2}+4HCl}}}$

Физические свойства

Диоксид теллура образует бесцветные кристаллы β-TeO₂ ромбической сингонии, пространственная группа P cab, параметры ячейки a = 0,550 нм, b = 1,175 нм, c = 0,559 нм, Z = 8. При 485 °C переходит в фазу α-TeO₂ — тетрагональной сингонии, пространственная группа P 4₁2₁2, параметры ячейки a = 0,481 нм, c = 0,762 нм, Z = 4.

В расплавленном состоянии представляет собой жидкость красного цвета.

Не растворяется в воде, рПР = 53,52.

Химические свойства

• Реагирует с кислотами, образуя оксосоли:

${\displaystyle {\mathsf {2TeO_{2}+2HCl{\xrightarrow {}}Te_{2}O_{3}Cl_{2}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2TeO_{2}+H_{2}SO_{4}{\xrightarrow {}}Te_{2}O_{3}SO_{4}+H_{2}O}}}$

При взаимодействии с концентрированными галогеноводородными кислотами образует комплекс^[2]:

${\displaystyle {\mathsf {TeO_{2}+6HI\rightarrow H_{2}[TeI_{6}]+2H_{2}O}}}$

• Реагирует с гидроксидами и оксидами щелочных металлов, образуя теллуриты:

${\displaystyle {\mathsf {TeO_{2}+2NaOH\ {\xrightarrow {}}\ Na_{2}TeO_{3}+H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {TeO_{2}+K_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ K_{2}TeO_{3}}}}$

• Обратимо разлагается при сильном нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {2TeO_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ 2TeO+O_{2}}}}$

• Восстанавливается водородом:

${\displaystyle {\mathsf {TeO_{2}+2H_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ Te+2H_{2}O}}}$

Применение

• Стёкла с большими показателями преломления.
• Как акустооптический материал^[3].

Биологическая роль

Как и многие другие соединения теллура, оксид теллура(IV) TeO₂ в больших концентрациях ядовит для человека. По своей токсичности несколько уступает диоксиду селена.

Литература

• Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 2-е изд., испр. — М.—Л.: Химия, 1966. — Т. 1. — 1072 с.
• Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л.: Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с.
• Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М.: Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0.