Диоксид теллура

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

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

• 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:

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

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.

• 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:

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

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

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

• 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.