Charakterystyka tlenowców

Tlenowce to nazwa określająca wszystkie pierwiastki należące do 16. grupy układu okresowego (dawniej: VIA).

Zaliczamy do nich następujące pierwiastki: tlen (O), siarkę (S), selen (Se), tellur (Te) oraz polon (Po). Wszystkie charakteryzuje się konfiguracją elektronową ns² np⁴.

Poniżej jest przedstawiona konfiguracja wszystkich tlenowców:

[₈O] = 1s² 2s² 2p⁴ = [₂He] 2s² 2p⁴

[₁₆S] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ = [₁₀Ne] 3s² 3p⁴

[₃₄Se] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ = [₁₈Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴

[₅₂Te] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁴ = [₃₆Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴

[₈₄Po] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁴ = [₅₄Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p⁴

Na podstawie konfiguracji elektronowej tych pierwiastków oraz wiedząc, że atomy łącząc się w cząsteczki dążą do osiągnięcia konfiguracji najbliższego helowca, można wnioskować, że możliwymi stopniami utlenienia dla tych pierwiastków są: -II, +IV lub +VI.

pierwiastek	Stopnie utlenienia, na których może występować w związkach chemicznych.	Najczęściej przyjmowany stopień utlenienia
tlen (O)	-II (wyjątki: -I w nadtlenkach; +II  w ponadtlenkach i we fluorku tlenu)	-II
siarka (S)	-II, +IV, +VI	+VI
selen (Se)	-II, +IV, +VI	+IV
tellur (Te)	-II, +IV, +VI	+IV
polon (Po)	-II, +IV, +VI	+IV

Wiązania chemiczne tlenowce realizują na kilka sposobów;

- wiązanie jonowe – polega na przekazaniu elektronów od pierwiastka bardziej elektrododatniego w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego. Wiązanie takie występują np. w tlenkach litowców (Na₂O, K₂O), w solach tlenowych (wiązanie między atomem tlenu, a atomem metalu: CaSO₄, MgSO₃)

- wiązanie kowalencyjne spolaryzowane – polega na uwspólnieniu pary elektronowej pochodzącej od pierwiastka bardziej elektroujemnego (czyli np. tlenowca) i przesunięci jej w stronę tego atomu. Przykłady to : H₂O, H₂S.

- wiązanie koordynacyjne – powstaje pomiędzy atomem dysponującym wolna parą elektronową (donorem), a atomem posiadającym lukę elektronową (akceptorem). Przykład to SO₂ – jedno wiązanie występujące między atomem siarki, a atomem tlenu.

W grupie tlenowców występuję pierwiastki należące zarówno do metali, niemetali, jak i półmetali. Ich właściwości metaliczne rosną w dół grupy. Tlen i siarka to typowe niemetale, selen i tellur wykazują właściwości metaloidów, czyli półmetali, natomiast polon jest metalem.

Występowanie tlenowców:

Tlen pierwszy wśród pierwiastków należących do tlenowców jest jednym z najbardziej rozpowszechniony pierwiastków na ziemi. Jego procentowa zawartość w litosferze (najbardziej zewnętrznej części kuli ziemskiej) oraz w atmosferze wynosi aż 48,6 %.  Duża cześć tlenu zawarta jest  w powietrzu, stanowi prawie 21 % objętości  gazów, nie mniej jest go w górnych warstwach stratosfery, gdzie występuje głównie w postaci ozonu, czyli trójatomowych cząsteczek tlenu. Oprócz tego, że tlen licznie występuje w postaci wolnej, jest on także zawarty w postaci związanej: wodzie (stanowi 89 % masy wody) oraz w wielu minerałach, głównie w krzemianach, glinokrzemianach, krzemionce i skałach węglanowych, które budują skorupę ziemską. Tlen zawarty w wodzie oraz w atmosferze w postaci pary wodnej znajduje się w ciągłym obiegu.

Nie można zapomnieć, iż tlen jest makropierwiastkiem, a więc należy podstawowych pierwiastków, tzw. biogennych, które budują orgazmy żywe. Stanowi on ok. 50 – 60 % masy ciała ludzkiego.

Siarka jest bardzo rozpowszechniona we wszechświecie, umiejscawia się na 10. miejscu. Nieco mniej jest jej na ziemi, stanowi jedynie 0,048 % masy litosfery, co klasyfikuje ją na 16. miejscu pod względem rozpowszechnienia. Mimo to istnieją złoża podziemne siarki elementarnej, którą wydobywa się na skalę przemysłową. Siarka w postaci związanej buduje takie minerały jak: blenda cynkowa (ZnS), piryt (FeS₂) oraz galena (PbS). Do ważniejszych minerałów siarczanowych należą: gips (CaSO₄∙2H₂O) oraz jego bezwodna postać, czyli anhydryt (CaSO₄). Rozpuszczalne sole siarczanowe występują także w wodzie morskiej w formie jonów siarczanowych. W stanie gazowym jest składnikiem zanieczyszczającym gaz ziemny (H₂S) oraz jako siarkowodór i tlenek siarki (IV) jest głównym składnikiem gazów wulkanicznych.

Selen w przeciwieństwie do wyżej opisanych tlenowców jest bardzo rzadkim pierwiastkiem. Jedynym minerałem na ziemi , który jest bogaty w selen jest eukairyt (CuAgSe).

Tellur w przyrodzie moszna spotkać w postaci związanej. Stanowi składnik niektórych minerałów, takich jak: sylwinit, kalaweryt, czy kreneryt, we wszystkich tych minerałach zawarty jest tellurek złota AuTe₂.

Polon to pierwiastek, który występuje w przyrodzie jedynie w mikroskopijnych ilościach, jako zanieczyszczenie rud uranowych.

Tlen:

Tlen to pierwiastek chemiczny odkryty już w roku 1774 przez J. Priestleya. W przyrodzie , w stanie wolnym występuje w dwóch odmianach alotropowych: w postaci cząsteczek dwuatomowych oraz cząsteczek trójatomowych (ozonu).

Cząsteczkowy tlen dwuatomowy, to tlen, jaki występuje w niższych warstwach atmosfery,  którym oddychają organizmy żywe. To gaz słabo rozpuszczalny w wodzie, bezbarwny, bez smaku oraz pozbawiony zapachu. Skroplony jest niebieska cieczą. Nie przewodzi ciepła ani elektryczności.

Gęstość tlenu: d = 1,4289 [g/dm³] (jest gazem cięższym od powietrza)

T_krzepnięcia  = -218[ºC]

T_skraplania = -182 [ºC]

Wykazuje właściwości paramagnetyczne.

Tlen jest pierwiastkiem silnie elektroujemnym oraz bardzo reaktywnym. Reaguje z prawie wszystkimi pierwiastkami chemicznymi, jednak z większością z nich dopiera w podwyższonej temperaturze (zwiększa się szybkość reakcji). Reakcje łączenia się tlenu z innymi substancjami nazywa się utlenianiem, natomiast jeżeli reakcja ta zachodzi gwałtownie z wydzieleniem energii, to mówi się o procesie spalania. O aktywności tlenu może świadczyć fakt pokrywania się metali warstewką tlenków. Wiele z nich ta warstwa tlenków chroni przed dalszą reakcją, umożliwiając zachowanie metalu. Zjawisko to nazywa się pasywacją, a przykładem metalu, który jej ulega jest glin (Al). Spaleniu ulega większość związków organicznych. To właśnie w wyniku tej reakcji dostarczana jest organizmom żywym energia (spalanie cukrów, białek, tłuszczy). Procesy spalania zazwyczaj przebiegają wolno w niskich temperaturach, ale można je przyspieszyć poprzez działanie katalizatorów. Rolę katalizatorów w organizmach żywych pełnią enzymy. Jednak reakcje spalania mają tez swoje negatywne skutki. Powodują ciągłą zmianę właściwości substancji, co jest niepożądane w przypadku różnego rodzaju materiałów.  Aby zapobiec temu stosuje się środki spowalniające reakcje utleniania, tzw. inhibitory, czyli ujemne katalizatory. Dodatek tych substancji (antyutleniaczy) jest niezbędny przy produkcji farb, gumy, smarów, ale też w przemyśle spożywczym.

Otrzymywanie tlenu:

Na skalę przemysłową tlen najłatwiej jest uzyskiwać z powietrza, które oczyszcza się z zanieczyszczeń oraz pyłów, a następnie poddaje się destylacji frakcyjnej. Metoda ta polega na skropleniu powietrza w temperaturze ok. -192[ºC]. w tzw. Aparacie Lindego. W kolejnym etapie powoli ogrzewa się gazy i wykorzystuję fakt, że różne gazy skraplają się w rożnej temperaturze oddziela się poszczególne frakcje gazowe, znad skroplonego powietrza.

Dla potrzeb uzyskiwania czystego tlenu można go także otrzymywać w wyniku elektrolizy wody, w efekcie na katodzie będzie się wydzielał wodór, zaś na anodzie tlen. Metodami o zastosowaniu tylko laboratoryjnym są: rozkład termiczny soli oraz tlenków

Np.   2 KMnO₄ → MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂↑

Duże ilości tlenu zużywa przemysł hutniczy oraz jest on potrzebny do otrzymywanie wysokich temperatur w palnikach acetylenowych.

Ozon (O₃)

Ozon jest nazywany inaczej trójtlenem lub tritlenem. Ozon w dużych ilościach występuje w górnych warstwach atmosfery – stratosferze (warstwie atmosfery położonej ok. 11 do 30 km nad ziemią), w tzw. ozonosferze. Powstaje on wskutek wyładowań elektrycznych. Często po burzy czuć charakterystyczny zapach pochodzący od ozonu. Można go  także otrzymać w wyniku reakcji fotochemicznej. Zarówno w pierwszym, jak i w drugim procesie najpierw ulegają rozpadowi cząsteczki dwuatomowe tlenu, na atomy które następnie łączą się z innymi dwuatomowymi cząsteczkami.

O₂ → 2 O

O₂ + O → O₃

Ozon ma właściwości pochłaniania promieniowanie nadfioletowego, pod wpływem którego ulega rozpadowi.

O₃O + O₂

Jednoatomowy tlen może się znowu szybko połączyć z cząsteczka dwuatomową. Te reakcje syntezy i rozpadu zachodzą ciągle w ozonosferze i są niezwykle ważne, gdyż chronią organizmy żywe na ziemi przed szkodliwym promieniowaniem kosmicznym. Promieniowanie to (głównie nadfiolet) powoduje mutacje (zmienia DNA), a nawet śmierć organizmów, gdyż rozkłada cząsteczki białek.

Ta niezwykle ważna warstwa ozonu jest niestety zagrożona, przez zanieczyszczenia środowiska i substancje emitowane przez przemysł. Niektóre z nich powodują przyspieszony rozkład ozonu, a tym samym pozbawienie tej warstwy atmosfery jej funkcji ochronnej. Do szczególnie niebezpiecznych substancji należą freony, czyli związki halogenoorganiczne oraz tlenek azotu (II). Pod ich wpływem ,a dokładniej pod wpływem odpowiednich rodników powstających z rozkłady wyżej wymienionych substancji następuje rozkład ozonu. Rodniki te działają jak katalizatory, same potrafią się odbudować po przeprowadzonej reakcji i niszczyć kolejne cząsteczki ozonu. Szacuje się, że jeden atom chloru potrafi zniszczyć 105 cząsteczek ozonu.

  Cl∙ + O₃ → ClO + O₂  OH∙ + O₃ →H₂O + O₂

ClO + H₂O → HOCl + O₂

HOCl OH∙ + Cl∙

Z tego względu została podpisana w roku 1985 tzw. Konwencja Wiedeńska, która nakazała eliminację używania freonów (dotychczas powszechnie stosowanych w aerozolach oraz środkach gaśniczych) i zastępowanie ich innymi substancjami, nie będącymi szkodliwymi dla środowiska.

Cząsteczka ozonu jest płaska i charakteryzuje się tzw. budową kątową (kąt utworzony pomiędzy wiązaniami wynosi 122º). Jej strukturę elektronową określa się mianem hybrydy rezonansowej.

Ozon należy do substancji odznaczających się jednym z najsilniejszych właściwości utleniających.

Te właściwości ozonu znalazły zastosowanie m.in. do bielenia oraz dezynfekcji.

Ze względu na bardzo dużą ilość związków, w których występuje tlen nie sensu ich tutaj wymieniać.

Siarka:

Siarka to substancja niemetaliczna znana już w starożytności. W przyrodzie występuje w kilku odmianach alotropowych.

Alotropia to zjawisko występowanie tego samego pierwiastka pod różnymi postaciami, różniącymi się budową sieci krystalicznej.

Wśród odmian alotropowych siarki znane są dwie postaci krystaliczne: siarka rombowa oraz siarka jednoskośna.

Siarka rombowa zbudowana jest z ośmioatomowych, pierścieniowych cząsteczek. Innymi odmianami siarki są: siarka żółta , katena- polisiarka, siarka plastyczna oraz pary siarki. Poszczególne postaci przechodzą w kolejne odmiany pod wpływem temperatury. W warunkach standardowych trwałą odmiana siarki jest siarka rombowa. Występuje ona w postaci żółtych kryształków, które są nierozpuszczalne w wodzie,  trudno rozpuszczalne w benzynie i alkoholu, natomiast bardzo dobrze w siarczku węgla (CS₂).

S_{α (siarka rombowa)}S_{β (siarka jednoskośna)}S_żółtaS_{katena-polisiarka}S_plastycznaS_pary

Siarka nie jak każdy niemetal nie przewodzi ciepła ani elektryczności.

Istnieją trzy podstawowe metody otrzymywanie siarki:

- metoda odkrywkowa – polega na zdjęciu wierzchniej warstwy ziemi i wybieraniu rud siarkowych, które zazwyczaj zawierają ok. 18 – 30 % siarki. Następnym etapem jest wzbogacenie tych rud poprzez flotacje (jest to metoda oddzielania rud metalicznych od złoża, przy wykorzystaniu zjawiska różnego zwilżania rud i metalu olejem oraz wodą). Końcowym etapem jest przefiltrowanie otrzymanego koncentratu przez filtry w temperaturze ok. 145ºC.

- metoda Frasha – polega na zastosowaniu trzech koncentrycznych rur, które umieszcza się w otworze wiertniczym, dochodzącym do złoża siarki. Do przestrzeni między rurą zewnętrzną, a środkową wtłacza się gorącą parę wodną ( o temperaturze ok. 160ºC), która powoduje stopienie siarki (siarka topi się w temperaturze 112ºC). Natomiast do rury wewnętrznej wtłacza się powietrze pod ciśnieniem, które wypiera ciekłą siarkę do góry przez przestrzeń między rurą wewnętrzną, a środkową. Wypływająca u szczytu instalacji siarka zastyga w żółtą, żywicowatą masę o czystości ok. 99 %. Tą metodą uzyskuje się o wiele czystszy produkt, niż przy otrzymywaniu siarki metodą odkrywkową. Stosuje się ją do głęboko położonych złóż siarkowych.

- metoda Clausa – to metoda polegająca na katalitycznym utlenianiu siarkowodoru, jaki uzyskuje się przy okazji oczyszczania gazu ziemnego. Jej przebieg przedstawia równanie reakcji chemicznej.

  2 H₂S + O₂ → 2 H₂O + 2 S

Związki siarki:

Siarka chętnie łączy się z fluorowcami, z którymi tworzy halogenki. W halogenkach tych siarka może występować na różnych stopniach utlenienia. Przykłady:

-fluorki: S₂F₂, S₂F₁₀, SF₂, SF₄

- chlorki: SCl₄, SCl₂, S₈Cl₂

- bromki: S₂Br₂

Związki siarki z wodorem:

Związkiem siarki z wodorem jest sulfan, inaczej nazywany siarkowodorem. Otrzymuje się go w bezpośredniej syntezie z pierwiastków:

  H₂ + S → H₂S

Wydziela się on także podczas działania nieutleniających kwasów na siarczki metali. Np.:

  PbS + 2 HCl → PbCl₂ + H₂S

Siarkowodór jest bezbarwnym gazem palnym o ostrym, duszącym zapachu (często określany zapach zgniłych jaj, gdyż wytwarza się w zepsutych jajkach, w procesie beztlenowego rozkładu białek); Jest substancją silnie toksyczną. Bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie tworząc słaby dwuprotonowy kwas siarkowodorowy (nasycony roztwór tego kwasu osiąga pH równe ok. 4).

Sole tego kwasu to siarczki. Siarczki litowców, berylowców oraz siarczek amonu są dobrze rozpuszczalne w wodzie, natomiast siarczki metali bloku d nie rozpuszczają się w wodzie. Wszystkie rozpuszczalne sole kwasu siarkowodorowego ulegają w wodzie hydrolizie zasadowej (anionowej). Fakt nierozpuszczalnie się większości siarczków oraz ich strącania z roztworów w postaci kolorowych osadów znalazła zastosowanie w chemicznej analizie jakościowej (kwas siarkowodorowy jest odczynnikiem grupowym).

Siarczki są znajdują zastosowanie w produkcji barwników (głównie farb), przy wyrobie zapałek oraz w kosmetyce jako depilatory (CaS, BaS).

Związki siarki z tlenem:

Do podstawowych związków siarki z tlenem należy zaliczyć tlenki siarki: tlenek siarki (IV) oraz tlenek siarki (VI).

Tlenek siarki (IV) nazywany potocznie dwutlenkiem siarki, jest związkiem powstającym przez spalanie siarki w tlenie. Reakcje ta zachodzi zgodnie z równaniem chemicznym:

  S + O₂ → SO₂

Tlenek ten powstaje również jako produkt uboczny reakcji stężonego kwasu siarkowego (VI) z metalami:

  Cu + 2 H₂SO₄ → SO₂ + CuSO₄ + 2 H₂O

Oraz w wyniku rozkładu soli : siarczanów (IV) pod wpływem mocnych kwasów:

  HCl + Na₂SO₃ → 2 Na Cl + SO₂ + H₂O

Dwutlenek siarki jest bezbarwnym, trującym gazem o nieprzyjemnym zapachu. Ciekły tlenek siarki (IV) stanowi bardzo dobry rozpuszczalnik dla wielu związków organicznych oraz nieorganicznych. Wykazuje właściwości redukcyjne, co znajduje zastosowanie w analizie chemicznej.

Dwutlenek siarki jest gazem, który powstaje jako produkt uboczny spalania paliw, gdyż duże ilości siarki zanieczyszczają popularne paliwa kopalne, takie jak ropa naftowa, gaz ziemny, czy węgiel kamienny. Przedostawanie się dużych ilości tego gazu do atmosfery jest niebezpieczne dla środowiska,, gdyż reaguje on z para wodną, zawarte w powietrzu i spada na ziemie wraz z deszczem w postaci kwasu siarkowego (IV), stąd częste określenie : „kwaśne deszcze”.

Dwutlenek siarki jest bezwodnikiem dwuprotonowego, słabego kwasu siarkowego (IV):

  SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Kwas ten ulega dwustopniowej dysocjacji oraz tworzy dwa szeregi soli: siarczany (IV), zawierające anion siarczanowy (IV) – SO₃^2- i wodorosiarczany (IV), które zawierają aniony wodorosiarczanowe (IV) – HSO₃^-.

Siarczany (IV) to sole na ogół źle rozpuszczalne w wodzie, łatwo ulegające hydrolizie zasadowej (anionowej) oraz rozkładowi na tlenek siarki (IV). Z kolei wodorosiarczany (IV) są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Sole kwasu siarkowego (IV) podobnie jak tlenek siarki (IV) maja właściwości redukujące, łatwo utleniają się do siarczanów (VI).

Są wykorzystywane w przemyśle włókienniczym (środki bielące) oraz w przemyśle spożywczym, jako konserwanty.

Drugim tlenkiem siarki jest tlenek siarki (VI), potocznie nazywany trójtlenkiem siarki – SO₃. Powstaje on w wyniku katalitycznego utleniania tlenku siarki (IV).

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

Tlenek ten w warunkach normalnych jest ciałem stałym, przypominającym lód. Jest to związek chemiczny niezwykle reaktywny, gwałtownie łączy się z wodą tworząc mocny, dwuprotonowy kwas siarkowy (VI) o właściwościach utleniających H₂SO₄.

  H₂O + SO₃ → H₂SO₄

Rozpuszczony tlenek siarki (VI) w nasyconym , stężonym kwasie siarkowym (VI) nazywany jest oleum.

Tlenek siarki (VI) oraz jego kwas  posiadają właściwości higroskopijne – pochłaniają wilgoć,  znajduje to zastosowanie przy produkcji środków odwadniających.

Kwas siarkowy (VI) zalicza się do najsilniejszych istniejących kwasów, w podwyższonej temperaturze potrafi nawet roztwarzać metale szlachetne, zaś stężony zwęgla substancje organiczne.

Stosuje się go do produkcji materiałów wybuchowych, środków odwadniających, nawozów sztucznych oraz przy rafinacji tłuszczy.

Na skalę przemysłową jest otrzymywany tzw. metodą kontaktową powszechnie dostępnego minerału, jakim jest siarczek żelaza FeS₂. Schemat produkcji został przedstawiony za pomocą szeregu równań:

  4 FeS₂ + 11 O₂ → 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂

  2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

  H₂O + SO₃ → H₂SO₄

Oprócz scharakteryzowanych powyżej kwasów siarkowych istnieją jeszcze inne,  Np. kwasy nadtlenosiarkowe, które powstają przez połączenie się dwóch cząsteczek kwasu siarkowego za pomocą mostka tlenowego (np. H₂S₂O₈ – kwas nadtlenodwosiarkowy) lub kwasy, których cząsteczki powstają przez podstawienie w cząsteczce kwasu siarkowego atomów tlenu, atomami siarki (np. H₂S₂O₃ – kwas tiosiarkowy)

Charakterystyka pozostałych pierwiastków należących do tlenowców.

Selen:

Selen to miękki półmetal, jego cecha charakterystyczną jest duża zależność przewodnictwa elektryczności oraz ciepła od światła (stąd jego nazwa). Selen na świetle potrafi nawet tysiąckrotnie lepiej przewodzić prąd niż, próbka telluru pozostawiona w ciemnym pomieszczeniu. W przyrodzie istnieją dwie odmiany alotropowe tego pierwiastka: selen szary, będący odmiana metaliczną oraz selen czerwony – odmiana szklista. Selen w stanie gazowym występuje w postaci dwuatomowych cząsteczek, podobnie jak tlen. Reaktywność selenu: selen łatwo reaguje z litowcami, czego wynikiem są selenki odpowiednich litowców oraz z fluorowcami, tworząc halogenki selenu. Selen potrafi rozpuścić się w stężonym kwasie azotowym tworząc kwas selenowy (IV) – H₂SeO₃. Oprócz tego kwasu selen może tworzyć kwas selenowy (VI) – H₂SeO₄. Bezwodnikami kwasowymi tych kwasów są odpowiednio tlenki: tlenek selenu (IV) – SeO₂ oraz tlenek selenu (VI) – SeO_3.  Trzeba pamiętać, że selen oraz jego związki są substancjami trującymi. Selen znalazła zastosowanie do wyrobu fotokomórek oraz prostowników, jest także używany do barwienia szkła.

Tellur:

Tellur to półmetal, a więc wykazuje zarówno właściwości metali, jak i niemetali. Jest kruchą, srebrzystobiałą substancją krystaliczną. Tellur otrzymuje się w wyniku oczyszczania szlamu po elektrolitycznej rafinacji miedzi. Ważniejsze związki telluru to kwas tellurowy (IV) – H₂TeO₃, chlorek telluru (TeCl₄), tlenki telluru (TeO, TeO₂ i TeO₃). Kwas tellurowy jest produktem działania kwasów na minerały zawierające ten pierwiastek , a jednocześnie substratem do otrzymywania czystego telluru, co przedstawia równanie reakcji chemicznej:

  H₂TeO₃ + 2 SO₂ + H₂O → Te + 2 H₂SO₄

Tellur znajduje zastosowanie w przemyśle gumowym i  metalurgii. Jego dodatek do stopów miedzi oraz do stali ułatwia obróbkę mechaniczną tych metali.

Polon:

Polon jest ostatnim pierwiastkiem w grupie tlenowców. Formalnie, ze względu na to, że przewodzi elektryczność zaliczany jest do metali. Jest pierwiastkiem silnie promieniotwórczym. Wszystkie jego izotopy są nietrwałe, najtrwalszy z nich ( ₂₀₉Po) charakteryzuje się o czasem połowicznego rozpadu równym 103 lata. Został odkryty przez Marię Curie- Skłodowską i Piotra Curie w roku 1898, przez wyodrębnienie go z blendy smolistej. Za to odkrycie Maria Curie została uhonorowana nagrodą Nobla w 1903 roku. Właściwościami chemicznymi przypomina tellur. Rozpuszcza się w większości kwasów oraz w niektórych zasadach. Obecnie otrzymuje się go w wyniku reakcji jądrowych, najczęściej z jąder bizmutu. Związki polonu nie znajdują praktycznego zastosowania, tylko niektóre są sztucznie wytwarzane w laboratoriach, dla celów badawczych.