Reaktor nimega “LB” ja telluur Reaktori nimeks “AD” andis selle teaduslik juhendaja A.P. Aleksandrov.Reaktor projekteeriti Gorki kuulsas suurtükitehases nr 92. Just siin lasti Suure Isamaasõja ajal parimaid relvi, kokku üle 100 tuhande. hästi ja

Tellus, Telluur

Tellus, Tellura (rooma) - "emake maa" - Vana-Rooma maajumalanna ja selle tootlikud jõud (Emake Maa, Terra Mater). T. samastati Gaiaga ning teda peeti elu- ja allilmajumalannaks, kuna maa võtab surnuid vastu. Viljakusejumalanna ja patronessina

Oksiidid

Telluur – keemiline element 16. rühma kuuluv, mis asub perioodilisuse tabelis, aatomnumber 52 ja on tähistatud ladina tähega Te – eritunnus. Element kuulub metalloidide hulka. Telluuri valem — 4p10 5s2 5p4.

Telluur - element millel on valge-hõbedane toon ja metalliline läige ja habras struktuur. Kõrgel temperatuuril, nagu paljud metallid, muutub telluur plastiliseks.

Telluuri päritolu

Element avastati Transilvaania mägedes asuvatest kullakaevandustest. Inimkond teab vähemalt sadat telluuri sisaldavat mineraali. Eelkõige on need hõbe, kuld, vask ja tsink. Neid on erinevaid telluuri ühendid, näiteks on need mõned ookritüübid. Puhtal kujul, ühest hoiust leiate seleen, telluur ja väävel, mis näitab elemendi natiivse olemasolu võimalust.

Kõiki mainitud mineraale leidub sagedamini ühes maardlas hõbeda, plii ja vismutiga. Tööstuslikes tingimustes enamasti telluur isoleeritakse keemiliselt teistest metallidest, hoolimata asjaolust, et selle peamised mineraalid on üsna tavalised. Eelkõige sisaldub seda piisavas koguses kalkopüriidis, mis on osa nikli-vase ja vaskpüriidi maakidest.

Lisaks leidub seda molübdeniidis ja galeenis, vasemaakides, polümetallide ja plii-tsingi ladestustes. Need mineraalid sisaldavad ka koobaltit ja elavhõbedat sisaldavaid sulfiid- ja antimonikivimeid.

Enamasti tööstuses ekstraheeritakse telluuri mudast, mis tekib vase ja plii elektrolüütilisel rafineerimisel. Töötlemise käigus muda põletatakse ja põletatud jäägid sisaldavad teatud telluurisisaldust. Vajaliku elemendi eraldamiseks pestakse tuhasid vesinikkloriidhappega.

Metalli eraldamiseks tekkivast happelahusest tuleb sellest läbi lasta vääveldioksiid. Sel viisil saadud telluuriumoksiid, töödeldakse söega, et saada sellest puhas element. Selle edasiseks puhastamiseks kasutatakse kloorimisprotseduuri.

See annab tetrakloriidi, mida tuleb puhastada destilleerimise või rektifikatsiooniga. Seejärel see hüdrolüüsitakse ja tulemuseks on telluurhüdroksiid redutseeritakse vesinikuga.

Telluuri rakendused

Seda metalli kasutatakse paljude erinevate materjalide (vask, plii, raud) valmistamisel, seega on metallurgiatööstus selle peamine tarbija. Telluur muudab roostevaba terase ja vase töödeldavamaks. Samuti annab selle elemendi lisamine tempermalmile hallmalmi positiivsed omadused.

Selle valuomadused ja töödeldavus on paranenud. See on võimeline oluliselt parandama plii füüsikalisi omadusi, vähendades väävelhappe negatiivset korrosiooni selle töötlemise ajal.

Telluuri kasutatakse laialdaselt pooljuhtseadmetes ja elektroonikas. Eelkõige kasutatakse seda päikesepatareide tootmiseks. Telluuri kasutamine avab nende arenenud tehnoloogiate rakendamisel laialdased väljavaated. Selliste seadmete toodangu protsent on viimastel aastatel oluliselt kasvanud. See tõi kaasa telluuri käibe märgatava kasvu maailmaturul.

Metalli kasutatakse, sealhulgas kosmosetehnoloogia arengus, eriti need on telluurilisandiga sulamid, millel on ainulaadsed omadused. Neid kasutatakse kosmoselaevade jäetud kiirguse tuvastamise tehnoloogiates.

Sel põhjusel on kallis sulam suures osas nõutud sõjatööstuses, et jälitada vaenlast kosmoses. Lisaks sellele segule seleen – telluur on osa sõjaväetehastes toodetud lõhkekehade detonaatorikorkide viivituspulbrist.

Mitmekihilise struktuuriga pooljuhtühendite valmistamisel kasutatakse erinevaid telluuriühendeid. Paljudel ühenditel, mis sisaldavad telluuri, on märkimisväärne ülijuhtivus.

Telluur töötab ka tavainimeste hüvanguks. Eelkõige kasutatakse metalloksiidi kompaktplaatide tootmisel, et tekitada neile korduvkirjutatav õhuke kiht. Seda leidub ka mõnes mikrolülituses, näiteks Inteli toodetud mikroskeemides. Vismuttelluriid sisaldub paljudes termoelektrilistes seadmetes ja infrapunaandurites.

Seda metalli kasutatakse ka keraamiliste toodete värvimisel. Infoside (televisioon, Internet jne) klaaskiu valmistamisel põhineb telluuri osalemine kaablitootmises telluriidide ja seleniidide positiivsel omadusel suurendada klaasile lisamisel optilist murdumist.

Kummi vulkaniseerimisel kasutatakse ka metallilähedasi aineid – seleeni või väävlit, mida saab võimalusel asendada telluuriga. Kumm koos selle lisandiga näitab palju paremaid omadusi. Telluur on leidnud oma niši ka meditsiinis – seda kasutatakse difteeria diagnoosimisel.

Telluuri hind

Selle haruldase muldmetalli tarbimise poolest maailmas on esikohal Hiina, teisel Venemaa ja kolmandal USA. Kogukulu on 400 tonni metalli aastas. Telluuri müüakse tavaliselt pulbrina, varraste või.

Tänu väikestele tootmismahtudele ja suhteliselt väikesele sisaldusele kivimites on telluuri hind üsna kõrge. Ligikaudu, kui te ei võta arvesse püsivaid hinnatõuse telluur, osta Seda saab maailmaturul müüa hinnaga 200-300 dollarit kilogrammi metalli kohta. Hind sõltub ka metalli puhastamise astmest soovimatutest lisanditest.

Kuid hoolimata selle ainulaadse elemendi ligipääsmatusest, on selle järele alati suur nõudlus koos pidevate kasvutrendidega. Igal aastal laieneb valdkondade hulk, mis nõuavad telluuri ja selle ühendite kasutamist.

Telluuri hinnatõusu trendi on lihtne jälgida, kui võrrelda hindu 2000. aasta alguses, mil see oli 30 dollarit 1 kg kohta, ja kümme aastat hiljem, kui see ulatus 350 dollarini. Ja hoolimata sellest, et aasta hiljem see siiski langes, on telluuri tootmismahtude languse tõttu märgata tõsist hindade tõusutendentsi.

Fakt on see, et telluuriturg sõltub otseselt tootmismahust, kuna telluur on selle kaevandamisel üks kõrvalsaadustest. Praegu on vaseturg oma käivet märkimisväärselt vähendanud ja selle tootmiseks on ilmunud uued tehnoloogiad, mille omadused mõjutavad oluliselt täiendavalt toodetava telluuri mahtu.

See mõjutab kindlasti selle tarneid ja loomulikult hindu. Hinnanguliselt on uut hinnatõusu oodata paari aasta pärast. Hoolimata asjaolust, et telluuril on tööstuses teatud analooge, pole neil nii väärtuslikke omadusi.

Selline olukord maailmaturul ei ole paljudele tootjatele, kelle tootmine hõlmab telluuri, sugugi kasulik. Eelkõige on tegemist päikesepaneelide tootjatega, kelle tooted on viimastel aastatel üha enam populaarsust kogunud.

Hapniku alarühm ehk kalkogeenid on perioodilisuse tabeli D.I 6. rühm. Mendeli, sealhulgas järgmised elemendid: O;S;Se;Te;Po. Rühma number näitab selle rühma elementide maksimaalset valentsust. Kalkogeenide üldine elektrooniline valem on: ns2np4– välisel valentstasemel on kõigil elementidel 6 elektroni, mis harva loobuvad ja sagedamini aktsepteerivad 2 puuduvat elektronnivoo täitumiseni. Sama valentsitaseme olemasolu määrab kalkogeenide keemilise sarnasuse. Iseloomulikud oksüdatsiooniastmed: -1; -2; 0; +1; +2; +4; +6. Peroksiidides on hapnik ainult -1; -2 – oksiidides; 0 – vabas olekus; +1 ja +2 – fluoriidides – O2F2, ОF2, kuna sellel puudub d-alatase ja elektrone ei saa eraldada ning valents on alati 2; S – kõik peale +1 ja -1. Väävlis ilmub d-alatase ja ergastatud olekus 3p ja 3s elektronid saab eraldada ja minna d-alamtasemele. Ergastamata olekus on väävli valents SO-s 2, SO2-s 4, SO3-s 6. Vaata +2; +4; +6, Te +4; +6, Po +2; -2. Seleeni, telluuri ja polooniumi valentsid on samuti 2, 4, 6. Oksüdatsiooniastmete väärtused kajastuvad elementide elektroonilises struktuuris: O – 2s22p4; S – 3s23p4; Se – 4s24p4; Te – 5s25p4; Po – 6s26p4. Ülevalt alla, välise energiataseme tõusuga, muutuvad loomulikult kalkogeenide füüsikalised ja keemilised omadused: suureneb elementide aatomiraadius, väheneb ionisatsioonienergia ja elektronide afiinsus, samuti elektronegatiivsus; Mittemetallilised omadused vähenevad, metallilised omadused suurenevad (hapnik, väävel, seleen, telluur on mittemetallid), polooniumil on metalliline läige ja elektrijuhtivus. Kalkogeenide vesinikuühendid vastavad valemile: H2R: H2О, H2S, H2Sе, H2Те – kalkvesinikud. Nendes ühendites olevat vesinikku saab asendada metalliioonidega. Kõikide kalkogeenide oksüdatsiooniaste kombinatsioonis vesinikuga on -2 ja valents samuti 2. Vesinikkalkogeenide lahustamisel vees tekivad vastavad happed. Need happed on redutseerivad ained. Nende hapete tugevus suureneb ülalt alla, kuna sidumisenergia väheneb ja soodustab aktiivset dissotsiatsiooni. Kalkogeenide hapnikuühendid vastavad valemile: RO2 ja RO3 – happeoksiidid. Kui need oksiidid lahustatakse vees, moodustuvad neist vastavad happed: H2RO3 ja H2RO4. Suunas ülevalt alla nende hapete tugevus väheneb. Н2RO3 – redutseerivad happed, Н2RO4 – oksüdeerivad ained.

Hapnik - kõige levinum element Maal. See moodustab 47,0% maakoore massist. Selle sisaldus õhus on 20,95% mahust või 23,10% massist. Hapnik on osa veest, kividest, paljudest mineraalidest, sooladest ning seda leidub valkudes, rasvades ja süsivesikutes, mis moodustavad elusorganismid. Laboritingimustes saadakse hapnikku: - lagunemine berthollet soola (kaaliumkloraat) kuumutamisel katalüsaatori MnO2 juuresolekul: 2KClO3 = 2KCl + 3O2 - lagunemine kaaliumpermanganaadi kuumutamisel: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 See annab ka väga puhast hapnikku elektriliselt. naatriumhüdroksiidi vesilahus (nikkelelektroodid); Tööstusliku hapniku tootmise peamiseks allikaks on õhk, mis veeldatakse ja seejärel fraktsioneeritakse. Esiteks vabaneb lämmastik (keemistemperatuur = -195 ° C) ja peaaegu puhas hapnik jääb vedelasse olekusse, kuna selle keemistemperatuur on kõrgem (-183 ° C). Laialdaselt kasutatav meetod hapniku tootmiseks põhineb vee elektrolüüsil.Tavalistes tingimustes on hapnik värvitu, maitsetu ja lõhnatu, õhust veidi raskem gaas. See lahustub vees vähe (31 ml hapnikku lahustub 1 liitris vees temperatuuril 20 °C). Temperatuuril -183°C ja rõhul 101,325 kPa muutub hapnik vedelaks. Vedel hapnik on sinakat värvi ja tõmbub magnetvälja Looduslik hapnik sisaldab kolme stabiilset isotoopi 168O (99,76%), 178O (0,04%) ja 188O (0,20%). Kunstlikult saadi kolm ebastabiilset isotoopi – 148O, 158O, 198O. Välise elektrontaseme lõpuleviimiseks puudub hapnikuaatomil kaks elektroni. Neid jõuliselt võttes on hapniku oksüdatsiooniaste -2. Fluoriga ühendites (OF2 ja O2F2) on aga ühised elektronpaarid nihkunud fluori kui elektronegatiivsema elemendi poole. Sel juhul on hapniku oksüdatsiooniastmed vastavalt +2 ja +1 ning fluori -1. Hapniku molekul koosneb kahest O2 aatomist. Keemiline side on kovalentne mittepolaarne Hapnik moodustab ühendeid kõigi keemiliste elementidega peale heelium, neoon ja argoon. See reageerib otse enamiku elementidega, välja arvatud halogeenid, kuld ja plaatina. Hapniku reaktsiooni kiirus nii lihtsate kui ka keeruliste ainetega sõltub ainete olemusest, temperatuurist ja muudest tingimustest. Aktiivne metall nagu tseesium süttib spontaanselt õhuhapnikus juba toatemperatuuril Hapnik reageerib aktiivselt fosforiga kuumutamisel temperatuurini 60°C, väävliga - kuni 250°C, vesinikuga - üle 300°C, süsinikuga (in kivisöe ja grafiidi vorm) - 700-800°C juures.4P+5O2=2P2O52H2+O2=2H2O S+O2=SO2 C+O2=CO2 Keeruliste ainete põlemisel liigses hapnikus tekivad vastavate elementide oksiidid: 2H2S+3O2=2S02+2H2OC2H5OH+3O2 =2CO2+3H2OCH4+2O2=CO2+2H20 4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 Vaadeldavate reaktsioonidega kaasneb nii soojuse kui valguse eraldumine. Selliseid hapnikuga seotud protsesse nimetatakse põlemiseks. Suhtelise elektronegatiivsuse poolest on hapnik teine ​​element. Seetõttu on see keemilistes reaktsioonides nii lihtsate kui ka keerukate ainetega oksüdeerija, sest võtab vastu elektrone. Põlemine, roostetamine, mädanemine ja hingamine toimuvad hapniku osalusel. Need on redoksprotsessid.Oksüdatsiooniprotsesside kiirendamiseks kasutatakse tavalise õhu asemel hapnikku või hapnikuga rikastatud õhku. Hapnikku kasutatakse oksüdatiivsete protsesside intensiivistamiseks keemiatööstuses (lämmastik- ja väävelhapete, tehislike vedelkütuste, määrdeõlide ja muude ainete tootmine) Metallurgiatööstus kulutab küllaltki palju hapnikku. Kõrge temperatuuri saamiseks kasutatakse hapnikku. Hapniku-atsetüleeni leegi temperatuur ulatub 3500 ° C-ni, hapniku-vesiniku leegi temperatuur ulatub 3000 ° C. Meditsiinis kasutatakse hapnikku hingamise hõlbustamiseks. Seda kasutatakse hapnikuseadmetes raskesti hingatavas keskkonnas töötamisel.

Väävel- üks väheseid keemilisi elemente, mida inimesed on kasutanud mitu aastatuhandet. See on looduses laialt levinud ja seda leidub nii vabas olekus (looduslik väävel) kui ka ühendites. Väävlit sisaldavad mineraalid võib jagada kahte rühma – sulfiidid (püriidid, sädelused, segud) ja sulfaadid. Looduslikku väävlit leidub suurtes kogustes Itaalias (Sitsiilia saar) ja USA-s. SRÜ-s on loodusliku väävli leiukohad Volga piirkonnas, Kesk-Aasia osariikides, Krimmis ja teistes piirkondades.Esimese rühma mineraalide hulka kuuluvad plii läige PbS, vaseläige Cu2S, hõbeda läige - Ag2S, tsingi segu - ZnS, kaadmiumi segu - CdS, püriit või raudpüriit - FeS2, kalkopüriit - CuFeS2, kinaver - HgS. Teise rühma mineraalide hulka kuuluvad kips CaSO4 2H2O, mirabiliit (Glauberi sool) - Na2SO4 leitud väävel 10H2O, kiese H2O -M loomade ja taimede kehas, kuna see on osa valgu molekulidest. Orgaanilisi väävliühendeid leidub õlis. Kviitung 1. Väävli saamisel looduslikest ühenditest, näiteks väävelpüriitidest, kuumutatakse see kõrgete temperatuurideni. Väävelpüriit laguneb, moodustades raud(II)sulfiidi ja väävli: FeS2=FeS+S 2. Väävlit saab vesiniksulfiidi oksüdeerimisel hapnikuvaegusega vastavalt reaktsioonile: 2H2S+O2=2S+2H2O3. Praegu on tavaline väävli saamine vääveldioksiidi SO2 redutseerimisel süsinikuga, mis on väävlimaakide metallide sulatamise kõrvalprodukt: SO2 + C = CO2 + S4. Metallurgia- ja koksiahjude heitgaasid sisaldavad vääveldioksiidi ja vesiniksulfiidi segu. See segu juhitakse kõrgel temperatuuril üle katalüsaatori: H2S+SO2=2H2O+3S Väävel on sidrunkollane kõva, rabe aine. See on vees praktiliselt lahustumatu, kuid lahustub hästi süsinikdisulfiidis CS2 aniliinis ja mõnedes teistes lahustites.Juhib halvasti soojust ja elektrivoolu. Väävel moodustab mitmeid allotroopseid modifikatsioone: Looduslik väävel koosneb nelja stabiilse isotoobi segust: 3216S, 3316S, 3416S, 3616S. Keemilised omadused Mittetäieliku välisenergia tasemega väävliaatom võib siduda kaks elektroni ja oksüdatsiooniaste on -2. See oksüdatsiooniaste on väävel metallide ja vesinikuga ühendites (Na2S, H2S). Elektronegatiivsema elemendi aatomile elektronide äraandmisel või tagasitõmbamisel võib väävli oksüdatsiooniaste olla +2, +4, +6. Külmas on väävel suhteliselt inertne, kuid temperatuuri tõustes selle reaktsioonivõime suureneb. 1. Metallide puhul on väävlil oksüdeerivad omadused. Nende reaktsioonide käigus tekivad sulfiidid (ei reageeri kulla, plaatina ja iriidiumiga): Fe+S=FeS
2. Normaalsetes tingimustes väävel ei interakteeru vesinikuga ning 150-200°C juures toimub pöörduv reaktsioon: H2 + S«H2S 3. Reaktsioonides metallide ja vesinikuga käitub väävel tüüpilise oksüdeeriva ainena ning tugevate oksüdeerivate ainete olemasolul sellel on redutseerivad reaktsioonid.S+3F2=SF6 (ei reageeri joodiga)4. Väävli põlemine hapnikus toimub temperatuuril 280 °C ja õhus temperatuuril 360 °C. Sel juhul tekib SO2 ja SO3 segu: S+O2=SO2 2S+3O2=2SO35. Ilma õhu juurdepääsuta kuumutamisel ühineb väävel otseselt fosfori ja süsinikuga, avaldades oksüdeerivaid omadusi: 2P+3S=P2S3 2S + C = CS26. Suheldes keeruliste ainetega, käitub väävel peamiselt redutseerijana:

7. Väävel on võimeline tekitama disproportsioonireaktsioone. Seega, kui väävlipulbrit keedetakse leelistega, tekivad sulfitid ja sulfiidid: Väävel on laialt levinud kohaldada tööstuses ja põllumajanduses. Umbes pool selle toodangust kasutatakse väävelhappe tootmiseks. Väävlit kasutatakse kummi vulkaniseerimiseks: sel juhul muutub kumm kummiks Väävlivärvi (peene pulbri) kujul kasutatakse väävlit viinamarjaistanduste ja puuvilla haiguste vastu võitlemiseks. Seda kasutatakse püssirohu, tikkude ja helendavate ühendite tootmiseks. Meditsiinis valmistatakse nahahaiguste raviks väävlisalve.

31 IV A alagrupi elemendid.

Süsinik (C), räni (Si), germaanium (Ge), tina (Sn), plii (Pb) on PSE peamise alarühma 4. rühma elemendid. Välisel elektronkihil on nende elementide aatomitel 4 elektroni: ns2np2. Alarühmas elemendi aatomarvu suurenedes aatomi raadius suureneb, mittemetallilised omadused nõrgenevad ja metallilised omadused suurenevad: süsinik ja räni on mittemetallid, germaanium, tina, plii on metallid. Selle alarühma elementidel on nii positiivsed kui ka negatiivsed oksüdatsiooniastmed: -4; +2; +4.

--------------------->(metallilised omadused suurenevad)

Avastas F. Müller 1782. Elemendi nimi pärineb ladinakeelsest sõnast tellus, genitive telluris, Earth (nime pakkus välja M. G. Klaproth, kes eraldas elemendi lihtainena ja määras kindlaks selle olulisemad omadused).

Kviitung:

Looduses eksisteerib see 8 stabiilse isotoobi (120, 122-126, 128, 130) seguna. Maakoore sisaldus on 10 -7%. Peamised mineraalid on altait (PbTe), tellurobismutiit (Bi 2 Te 3), tetradüümiit (Bi 2 Te 2 S), mida leidub paljudes sulfiidimaakides.
Seda saadakse vase tootmise settest NaOH lahusega leostumisel Na 2 TeO 3 kujul, millest telluur eraldatakse elektrolüütiliselt. Edasine puhastamine toimub sublimatsiooni ja tsoonisulatamise teel.

Füüsikalised omadused:

Kompaktne telluur on hõbehall, metallilise läikega aine, millel on kuusnurkne kristallvõre (tihedus 6,24 g/cm 3, sulamistemperatuur - 450°C, keemistemperatuur - 990°C). Lahustest sadestub see pruuni pulbri kujul, aurudes koosneb see Te2 molekulidest.

Keemilised omadused:

Telluur on toatemperatuuril õhus stabiilne, kuumutamisel reageerib hapnikuga. Suhtleb halogeenidega ja reageerib kuumutamisel paljude metallidega.
Kuumutamisel oksüdeerub telluur veeauru toimel, moodustades telluur(II)oksiidi ja reageerib kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappega. Leeliste vesilahustes keetmisel disproportseerub see sarnaselt väävliga:
8 Te + 6NaOH = Na 2 TeO 3 + 2Na 2 Te + 3H 2 O
Ühendites on sellel oksüdatsiooniastmed -2, +4, +6, harvem +2.

Kõige olulisemad ühendused:

Telluurium(IV)oksiid Telluurdioksiid, TeO 2, on vees halvasti lahustuv, happeline oksiid, reageerib leelistega, moodustades telluurhappe soolasid. Kasutatakse lasertehnoloogias, optiliste klaaside komponent.
Telluur(VI)oksiid, telluurtrioksiid, TeO 3, kollane või hall aine, vees praktiliselt lahustumatu, laguneb kuumutamisel dioksiidiks, reageerib leelistega. Saadakse telluurhappe lagunemisel.
Telluurhape, H 2 TeO 3, kergelt lahustuv, polümerisatsioonile kalduv, seetõttu kujutab see tavaliselt endast muutuva veesisaldusega sadet TeO 2 *nH 2 O. Soolad - telluriidid Optiliste klaaside komponentidena kasutatakse tavaliselt karbonaatide paagutamisel TeO 2-ga saadud polütelluuriite (M 2 TeO 3) ja polütelluriite (M 2 Te 2 O 5 jne).
Telluurhape, H 6 TeO 6, valged kristallid, kuumas vees hästi lahustuv. Väga nõrk hape, moodustab lahuses soolad koostisega MH 5 TeO 6 ja M 2 H 4 TeO 6. Suletud ampullis kuumutamisel saadi ka metatelluurhapet H 2 TeO 4, mis lahuses muutub järk-järgult telluurhappeks. soolad - telluraadid. Seda saadakse ka telluur(IV)oksiidi sulatamisel leelistega oksüdeerivate ainete juuresolekul või telluurhappe sulatamisel karbonaadi või metalloksiidiga. Leelismetalli telluraadid on lahustuvad. Neid kasutatakse ferroelektrikute, ioonivahetitena ja luminestsentskompositsioonide komponentidena.
Vesiniktelluriid, H 2 Te on ebameeldiva lõhnaga mürgine gaas, mis saadakse alumiiniumtelluriidi hüdrolüüsil. Tugev redutseerija, lahuses oksüdeerub hapniku toimel kiiresti telluuriks. Vesilahuses on hape tugevam kui väävel ja vesinikseleniid. soolad - telluriidid, mis saadakse tavaliselt lihtsate ainete interaktsioonil, leelismetalli telluriidid on lahustuvad. Paljud p- ja d-elemendiga telluriidid on pooljuhid.
Haliidid. Telluurium(II)halogeniidid, näiteks TeCl2, on teadaolevalt soolataolised ning kuumutamisel ja lahuses ei muutu Te- ja Te(IV)-ühenditeks. Telluurtetrahalogeniidid on tahked ained, mis lahuses hüdrolüüsivad, moodustades telluurhappe ja moodustavad kergesti komplekshalogeniide (näiteks K2). Erinevalt väävelheksafluoriidist on värvitu gaas TeF 6 heksafluoriid kergesti hüdrolüüsitav, moodustades telluurhappe.

Rakendus:

Pooljuhtmaterjalide komponent; legeeriv lisand malmile, terasele, pliisulamitele.
Maailma toodang (ilma NSV Liiduta) on umbes 216 tonni aastas (1976).
Telluur ja selle ühendid on mürgised. MPC on umbes 0,01 mg/m3.

Vaata ka:
Telluur // Vikipeedia. . Värskenduskuupäev: 20.12.2017. URL: http://ru.wikipedia.org/?oldid=89757888 (juurdepääsu kuupäev: 25.12.2017).
Elementide avastamine ja nende nimede päritolu. Telluur //
URL: http://www.chem.msu.su/rus/history/element/Te.html