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Il gruppo dell'ossigeno

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Produzione e strutture degli elementi

I principali elementi  dei calcogeni  (gruppo 16) sono ossigeno e zilfo,  O e S, entrambi reperibili come sostanze elementari in natura. Il gruppo comprende anche selenio Se, tellurio Te e polonio Po (radioattivo).

I calcogeni più leggeri allo stato elementare in genere non sono tossici e sono spesso essenziali per la vita, mentre i calcogeni più pesanti in genere sono tossici. Il selenio è un oligoelemento essenziale in piccola quantità (in media un uomo ne contiene ca. 14 mg), ma per quantità maggiori diventa tossico. Il tellurio non ha ruoli biologici; in forma elementale è poco tossico ma produce alitosi (il cosiddetto "fiato al tellurio", con un odore simile all'aglio) e un odore corporale sgradevole; i suoi composti sono più tossici. Il polonio è estremamente pericoloso per la sua radioattività, che produce danni molto maggiori della sua tossicità.

Scendendo lungo il gruppo cresce il carattere metallico dell'elemento. Ossigeno e zolfo sono non metalli isolanti, Se e Te sono semiconduttori, e Po è un metallo. Altre proprietà come le dimensioni e l'elettronegatività cambiano in modo sostanzialmente regolare, come previsto.

Zolfo e congeneri superiori hanno un'elettronegatività molto minore dell'ossigeno, e di conseguenza formano composti con un minore carattere ionico. Scendendo lungo il gruppo cala drasticamente l'importanza del legame a idrogeno. In condizioni normali H2S è un gas mentre H2O è liquida.

  

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Ossigeno

 

L'ossigeno si ricava su grandissima scala dalla distillazione dell'aria liquida.

Þ Dal punto di vista industriale l’uso primario di O2 è per la produzione dell'acciaio. La reazione base è la combustione del carbon coke a dare CO e calore. Si usa ossigeno puro invece di aria per non disperdere il calore per riscaldare l’azoto (maggioritario nell’aria).

 

L'allotropo comune dell'ossigeno il diossigeno, O2, bolle a -183 °C ed allo stato liquido ha un colore blu pallido (derivante da transizioni cui partecipano coppie di molecole adiacenti).   

2O2 (tripletto) + hn  Þ 2O2 (singoletto)

L'ossigeno liquido è fortemente paramagnetico, al punto di rimanere sospeso fra i poli di una potente calamita. 

Ha un punto di fusione di -218.4 °C, quindi si può ottenere solido (di colore blu-azzurro) al di sotto di questa temperatura o per effetto di alte pressioni sul liquido.

 Si conoscono diverse fasi solide, che dipendono da T e P; tra queste una fase rossa (fase e) a P > 10 GPa, costituita da "molecole" O8 [o meglio, da complessi (O2)4 di simmetria D2h, illustrati in Figura; vedi: L. F.  Lundegaard, G. Weck, M. I. McMahon, S. Desgreniers, P. Loubeyre, Nature, 2006, 443, 201].  

E' poi nota una fase metallica a P > 96 GPa, che mostra superconduttività ad un'alta temperatura. 

Si veda anche: Solid oxygen, Yu.A. Freiman, H.J. Jodl, Physics Reports, 2004, 401, 1. Per una valutazione dei legami O-O ricordiamo che il raggio di vdW di O è 1.52 Å. Le distanze O...O di 2.18-2.19 Å sono decisamente lunghe ma ben al di sotto della somma dei raggi di vdW. Tali distanze sono molto simili al contatto 1-3 O...O dell'ozono, ma in questo caso vi è il vincolo dei legami.

Per le molecole O2 La descrizione del legame basata sugli MO prevede l'esistenza di un doppio legame O=O, con i due elettroni più esterni in orbitali p antileganti degeneri, con spin parallelo (S = 1), (­,­).

Si possono estendere le considerazioni relative all’assegnazione dei termini che abbiamo visto per gli atomi multielettronici alle molecole lineari.  Possiamo assegnare agli MO dei numeri quantici analoghi a quelli degli orbitali atomici.

Il numero quantico ml indica la componente del momento angolare orbitale rispetto all’asse molecolare per ogni MO. 

Il numero quantico l = | ml | indica il numero di piani nodali contenenti l’asse molecolare.

 

 

Per un sistema a più elettroni si determina il valore del numero quantico ML (in modo analogo agli atomi polielettronici):

ML = ml1 + ml2 + ml3 + ....

Il simbolo di un termine molecolare, definendo L = |ML| ed S come negli atomi, è 

 2S+1L

 

 

Vi è la corrispondenza seguente per gli stati:  

L =    0     1    2     3  
        S    P    D    F

Senza fare una analisi (complicata) dei microstati  possiamo osservare che la molecola O2 (D¥h) ha una configurazione:  

  (1sg)2(2su)2(3sg)2(1pu)4(2pg)2

(Tutti gli orbitali pieni hanno ML = 0). I due orbitali più esterni pg hanno ml = +1 e  ml = -1.

La configurazione  (­,­) ha |ML| = 0 e S = 1 ® 3S  

La configurazione  (­,¯) ha |ML| = 0 e S = 0 ® 1S  
La configurazione  (­¯)  ha |ML| = 2 e S = 0 ® 1D  

 

 

Le regole di Hund dicono che lo stato fondamentale ha la massima molteplicità ed è quindi il termine 3S; la molecola verrà indicata come O2(3S), qualora sia opportuna specificare lo stato di spin.

Lo stato di singoletto 1S ha energia superiore di 155 kJ mol-1, e lo stato di singoletto  1D con i due elettroni appaiati nello stesso orbitale p antilegante si trova tra i due termini precedenti a   92 kJ mol-1 sopra lo stato fondamentale.

Þ Dei due stati di singoletto il 1D ha vita media molto più lunga. Questo O2(1D), detto “ossigeno singoletto”, sopravvive abbastanza a lungo per poter partecipare a reazioni chimiche.

Quando si deve usarlo, O2(1D) può essere generato in soluzione mediante trasferimento di energia da parte di una molecola fotoeccitata.  

Es. il complesso [Ru(bipy)3]2+ può essere eccitato per assorbimento di luce blu (452 nm) a dare uno stato elettronico eccitato indicato come  *[Ru(bipy)3]2+ e questo stato (relativamente lungo a decadere) può trasferire energia a O2(3S) come sotto indicato.

        

  *[Ru(bipy)3]2+ + O2(3S)  ®  [Ru(bipy)3]2+  + O2(1D)

 

Un altro modo efficiente per generare O2(1D) è per decomposizione termica di un ozonuro:  

   

A differenza del carattere radicalico di molte reazioni di O2(3S), O2(1D) reagisce come un elettrofilo. Ciò è plausibile perchè O2(1D) ha un orbitale p* vuoto. Per esempio O2(1D) si addiziona  a un diene  imitando” così la reazione di Diels-Alder del butadiene con un alchene elettrofilo:  

Un altro esempio è la cicloaddizione a un doppio legame, portando alla formazione di un perossido ciclico:

L’ossigeno singoletto è un pericolo biologico esistente tra i prodotti dello smog fotochimico.

   

Þ L'altro allotropo, l'ozono, O3, è un gas blu scuro, dal caratteristico odore agliaceo. Fu scoperto nel 1840 dal chimico tedesco C. F. Schönbein.

Þ L'ozono bolle a -112 °C ed è un gas endoergonico, fortemente reattivo ed esplosivo (DGf° = + 163 kJ mol-1).  In accordo con la teoria VSEPR, la molecola di O3 ha forma angolare, con angolo di legame di ca. 117° (O-O di legame 1.278 Å, O...O 2.18 Å); ha natura diamagnetica. La sua instabilità è evidenziata dal fatto che:  gassoso, a 20 °C ha un tempo di dimezzamento di tre giorni, in soluzione acquosa di 20 minuti, ed allo stato liquido esplode.

Non può dunque essere conservato, e deve essere prodotto al momento dell'uso.

Si forma nella stratosfera per effetto di radiazioni nell'UV lontano:

O2  + hn  Þ 2O e  O + O2 Þ O3 

 

Quindi è presente negli strati alti dell'atmosfera, concentrandosi soprattutto a 25 km di altezza dove è presente l'ozonosfera. E' considerato un gas serra, ma diversamente da altri gas serra che trattengono l'energia proveniente dalla superficie terrestre, l'ozono assorbe e trattiene parte dell'energia proveniente direttamente dal sole. Lo strato di O3 funge da filtro per le radiazioni ultraviolette: infatti assorbe del tutto la loro componente UV-C, e per il 90% la UV-B (che innesca, tra l'altro, la formazione di melanomi e altri tumori). Gli UV-A non risentono molto dell'atmosfera, ma d'altronde sono poco attivi biologicamente. La riduzione dell'ozono e il buco dell'ozono sono due fenomeni connessi con la riduzione dell'ozono stratosferico. 

Inoltre, a parte quello stratosferico, l'ozono si forma da molecole di ossigeno O2 in prossimità di scariche elettriche, scintille, fulmini, secondo la reazione:

3O2 → 2O3

 

Esistono diversi metodi per la produzione di ozono, che ha importanti applicazioni. I due metodi principali di produzione sono luce-UV e scarica effetto corona. La produzione di ozono per effetto corona è più comune al giorno d'oggi e presenta maggiori vantaggi. Un terzo processo ottiene ozono direttamente per via elettrolitica

Gli ozonuri sono composti derivati dall'ozono. In chimica inorganica  con il termine "ozonuro" si indica l'anione instabile O3-, che tende a formare composti ionici di colore dal giallo al rosso scuro (di cui parleremo più avanti). 

L'ozono può essere usato per reazioni organiche interessanti; per esempio reagisce con un alchene a bassa T via un meccanismo [4+2] portando ad una specie instabile che poi riarrangia  a ozonuro.

 

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Zolfo  

 

Lo zolfo si ricava dai depositi dell'elemento allo stato nativo, dai minerali a base di solfuri e dagli idrocarburi liquidi o gassosi ad alto tenore di zolfo.  

Þ Tutti i termini più pesanti dell'ossigeno tendono molto più alla formazione di legami semplici che di legami doppi. 

Di conseguenza si aggregano in molecole più grandi o in strutture estese e a T ordinaria sono solidi. 

® Il vapore di zolfo, che si forma ad alte T,  è costituito in parte da molecole S2 paramagnetiche, che ricordano O2 (stato fondamentale di tripletto). La distanza di legame S-S è 1.887 Å. Si è osservata anche la presenza di molecole di trizolfo S3 (analogo all'ozono).

La struttura dello zolfo solido è una delle prime studiate dalla cristallografia a raggi X; si sapeva che conteneva molecole S8 da misure crioscopiche in iodio (E. Beckmann 1912), ma la struttura ciclica (a corona) fu stabilita solo nel 1935.

Þ Lo zolfo è l'elemento col maggior numero di allotropi. Per una Review sullo Zolfo elementare vedi: B. Meyer, Chem. Rev., 1976, 76 (3), 367. Tutte le forme cristalline allotropiche dello zolfo isolabili a T comuni sono costituite da anelli Sn.  La normale forma polimorfa ortorombica, S8 a, è costituita da anelli ondulati di otto atomí (simmetria D4d), ma è possibile sintetizzare e cristallizzare anelli che vanno da 6 a 20 atomi di zolfo.  La struttura dei cicli più grandi è mostrata in Figura.

 

Lo zolfo ortorombico a 95.3°C si trasforma nella modificazione allotropica b-monoclina, sempre con anelli a 8 membri, ma diverso impacchettamento e parziale disordine. Vedi il diagramma di stato (Figura). Esiste anche un allotropo g-monoclino che contiene ancora molecole cicliche S8. Gli impaccamenti negli allotropi a, b, g di S8 sono mostrati in Figura (sotto).

 

Esistono anche alcuni allotropi a T ambiente e ad alta pressione dello zolfo (a partire da S8-a); due di questi sono metallici.

Þ Fonde a 113 °C (i cristalli singoli); il liquido giallo diviene più viscoso mano a mano che si scindono gli anelli di zolfo e i risultanti segmenti polimerizzano. I polimeri elicoidali Sn  formatisi si possono estrarre dalla fusione, arrestando la polimerizzazione. 

Si conoscono molte forme allotropiche di questi polimeri. Per prevedere le strutture di cicli ed eliche si sono indagati i parametri geometrici dell'ideale situazione "unrestrained". La distanza S-S media è di 2.066 Å, l'angolo S-S-S di 106° e l'angolo di torsione S-S-S-S di 85.3° (in S8-α i valori sono 2.037 Å, 107.8° e 98.3°). 

 

Tra le forme a catena meglio definite vi è la forma fibrosa in cui le eliche sono sostanzialmente parallele e i cui assi sono disposti in un impaccamento hcp. Vi sono sia eliche destrogire che levogire. (Vedi Figura); il raggio dell'elica è 0.95 Å, la separazione tra eliche di 4.63 Å e il periodo di 13.8 Å.

Studi pionieristici sulle strutture di queste specie allotropiche furono condotti da Linus Pauling. L. Pauling, Proc. Natl. Acad. Sci. U.S.A., 1949, 35, 495.

I polimeri Sn sono materiali metastabili simili alle gomme, che si ritrasformano lentamente, a T ambiente, in S8 a

Vengono sotto riportate le distanze di legame S-S (Å) in alcune specie con catene di zolfo.

Specie   S-S
S2 1.887
S2F2 1.89
S2Me2 2.038
S12 2.053
H2S2

2.055

S6 2.057
S8 2.060
Sn

2.066

La corta distanza di legame S-S in S2 è ragionevolmente dovuta a un legame p. Un contributo parziale p è probabilmente coinvolto in tutti i legami S-S più corti di 2.06 Å.

I dati sperimentali mostrano che S8, S12 e S6 sono le molecole più stabili, in questo stesso ordine,  probabilmente per ragioni di simmetria e per l'assenza di interazioni tra atomi vicini. 

 

Lo zolfo è un elemento importante per la vita vegetale e animale. Gruppi RSH e RSR' sono presenti negli amminoacidi cisteina e metionina.  

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Selenio, tellurio e polonio

Gli elementi  molli (soft), Se e Te, si ritrovano nei solfuri metallici minerali, e la loro fonte principale è la raffinazione elettrolitica del rame.  

Il selenio fu scoperto nel 1817 dallo svedese J.J. Berzelius che trovò l'elemento in associazione con il tellurio.

Þ Il selenio esiste in più forme allotropiche (almeno 6) e un allotropo contiene anelli Se8 (selenio rosso monoclino, nelle forme a, b, g).  I vapori di selenio fino a ca. 500 °C sono costituiti da molecole Se8 ed Se6 che a ca. 1400 °C si dissociano dando molecole Se2 ed infine a ca. 2000 °C atomi. Questo comportamento è analogo a quello dello zolfo.

Þ La forma più stabile a T ambiente è l'allotropo cosiddetto selenio grigio (o metallico), un materiale cristallino composto da catene elicoidali.  E’ la forma termodinamicamente stabile ottenuta dall’elemento fuso, nella quale tendono a trasformarsi tutte le altre. E’ di color grigio ed ha aspetto metallico; possiede reticolo cristallino esagonale e ha struttura costituita da catene a spirale di atomi di selenio legate fra loro da deboli interazioni di natura metallica (Vedi Figura). Fonde a 217 °C, bolle a 685 °C e ha densità relativa 4.81. 

Il selenio grigio è analogo allo zolfo fibroso. I parametri geometrici sono: Se-Se 2.373 Å, angolo Se-Se-Se 103.1°, separazione tra catene 3.436 Å. (Nella corrispondente specie di Te il valore è molto simile, 3.49 Å).

Þ E’ un semiconduttore (resistività = 2 × 1011 mW x cm) e la sua importanza pratica è essenzialmente dovuta a questa sua proprietà. Infatti nel selenio grigio possono passare elettroni dalla banda di valenza alla banda di conduzione per fotoeccitazione con lunghezze d’onda comprese nello spettro visibile (380-760 nm). Il Se grigio è cioè  fotoconduttivo, perchè  l'intervallo di banda è relativamente piccolo (2.6 eV nel materiale cristallino, 1.8 eV in quello amorfo), e viene usato nelle fotocellule. Infatti se una sottilissima lamina di selenio grigio su cui è chiusa una pila elettrica viene illuminata, si ha un brusco aumento del passaggio di corrente nel circuito, con un aumento di conducibilità di 100-1000 volte. Questa variazione di intensità di corrente può essere amplificata e comandare un qualsivoglia apparato come un dispositivo di sicurezza, di controllo, antifurto, e comandi automatici dei più svariati tipi. Essendo un notevole fotoconduttore è poi indispensabile nei processi di xerografia.

Esiste anche una forma rossa amorfa del selenio che contiene anche essa catene polimeriche alquanto deformate. La forma comunemente in commercio è il selenio nero, amorfo e vetroso. Sembra che contenga anelli di dimensioni differenti ma comunque ad elevato peso molecolare, e si presume che possano rompersi a dare catene polimeriche. Si trasforma rapidamente nel selenio grigio se scaldato a 180 °C.

Il selenio è un oligoelemento indispensabile per gli esseri umani, ma vi è solo uno stretto intervallo fra il fabbisogno giornaliero minimo è una dose tossica. Nel 1957 Schwarz e Foltz stabilirono che esso è un elemento essenziale nella dieta, utile nella prevenzione di alcune malattie. Nel 1986 è stato scoperto un nuovo aminoacido contenente questo elemento: la selenocisteina.

Þ Il tellurio è un metallo cristallino con struttura trigonale (P3121, a = 4.4572 Å, c = 5.929 Å) che contiene catene (Te-Te  2.84 Å) come quella del selenio grigio. Ha un solo allotropo.

Þ Il polonio, scoperto da Marie e Pierre Curie nel 1898, cristallizza nella struttura cubica primitiva Pm3m (a-polonio; a = 3.359 Å, d = 9.142 g/cm3).

Sopra i 36 °C si trasforma in una forma strettamente simile (modificazione romboedrica R-3m, a = 3.368 Å, a = 98.24° , d = 9.392 g/cm3). La disposizione cubica primitiva costituisce un impacchettamento poco efficiente, e Po è l'unico elemento che in condizioni ordinarie adotti questa struttura.  

   

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Composti degli elementi del Gruppo 16

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Alogenuri

 

L'ossigeno forma con gli alogeni, Cl, Br, e I  molti ossidi e ossoanioni, che vedremo. 

® Col fluoro forma O2F2 e OF2, il secondo dei quali rappresenta la specie con il più elevato stato di ossidazione (+2) per l’ossigeno.  

O2F2 è un solido giallo-arancione che fonde a 109.7 K, formando un liquido rosso. La sua struttura è particolare (O-O corta 1.22 Å, O-F lunga 1.58 Å) e si descrive come ibrido di risonanza:

F-O=O+ F-  Û  F- O=O-F+  

S2F2 contiene un analogo legame S-S corto.  Si conoscono due isomeri (vedi Figura).

 

Ha una  struttura "a libro aperto"  presente anche in H2O2.    Vedi  >>

Nel corso degli anni ci sono state molte speculazioni per razionalizzare i motivi di una distanza O-O molto corta (confonta con la distanza O=O in O2 di 1.207 Å) e di una distanza O-F molto lunga. Nel 1999 è stato proposto uno schema che prevede un legame O-O praticamente doppio e un legame O-F singolo ma destabilizzato e allungato a causa delle repulsioni tra i doppietti (lone pair) non condivisi sugli atomi di fluoro e gli orbitali π del legame O-O. La natura antilegante di queste interazioni determina allungamento e indebolimento dei legami O-X. L'elettronegatività di X determina quantità e direzione del trasferimento elettronico tra i frammenti O2 e X...X. L'ordine di legame O-O risente quindi della natura dei sostituenti X e il suo carattere di legame multiplo diminuisce con l'elettronegatività di X  (vedi: A.J. Bridgeman, J. Rothery, J. Chem. Soc., Dalton Trans., 1999,  4077)

O2F2 si forma per irraggiamento di OF2 secondo la reazione:

2OF2 + hn → 2OF. + 2F.

2OF. O2F2

Quando O2F2 reagisce con BF3, SbF5 e altri fluoruri si ha una interessante reazione con trasferimento di fluoruri e con formazione di sali del catione [O2]+(diossigenile, O-O 1.12 Å), per esempio: 

2O2F2 + 2PF5 → 2[O2]+[PF6]- + F2

 

Il difluoruro  di ossigeno OF2 è un gas giallo pallido (p.e. -145 °C), molto tossico; si ottiene passando F2 rapidamente attraverso una soluzione diluita di NaOH;  idrolizza lentamente in acqua a O2 e HF.  La molecola OF2 è angolata (O-F 1.41 Å, F-O-F 103°).  

L'analogo composto col cloro, che va scritto correttamente Cl2O (e si deve chiamare monossido di dicloro) è un gas giallo bruno, esplosivo. E' l'anidride dell'acido ipocloroso ed è quindi un membro della numerosa famiglia degli ossidi di cloro. La molecola ha simmetria C2V.  E' molto solubile in acqua, dove esiste in equilibrio con HOCl.

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Þ Zolfo, selenio, tellurio e polonio danno origine a numerosissimi composti con gli alogeni, con strutture molto varie ed interessanti.

Lo zolfo, più elettronegativo, forma ioduri poco stabili, mentre i più elettropositivi, Se, Te e Po formano ioduri più stabili. 

Þ Solo il piccolo, elettronegativo F è in grado di indurre per questi elementi il massimo stato di ossidazione (+6),  ma non forma composti binari stabili di Se, Te e Po nei bassi stati di ossidazione (+ 1 e + 2).   

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I principali alogenuri di questi elementi sono mostrati nella seguente Tabella.

 

La struttura degli alogenuri molecolari dello zolfo, S2F2, SF4, SF6 ed S2F10  concorda sempre con le previsioni della teoria VSEPR. 

® Vediamo alcuni altri esempi di questo vasto gruppo di composti: oltre a quelli tabulati, di Se e Te abbiamo altre specie interessanti. Sono noti anche, in fase gassosa, le specie angolate SeX2 (X = Cl, Br) e TeX2 (X = Cl, Br, I).

Þ SeCl4, TeCl4 e TeBr4 sono isostrutturali, con geometria tetramera a cubo (geometria detta cubano). Si noti che invece SeF4 ha una struttura molecolare del tipo SF4, a cavalletto.

In solido SeCl4 forma molecole Se4Cl16 (a cubano, vedi Figura) in cui gli atomi di Se di un ottaedro SeCl6 sono posti su quattro vertici alterni di un cubo e gli atomi di Cl a ponte triplo stanno sugli altri quattro vertici. Le distanze Se-Cl a ponte sono più lunghe di quelle terminali, ma tutti gli angoli Cl-Se-Cl sono approssimativamente di 90°.

Che vi sia una notevole complessità strutturale è dimostrato anche dalla serie TeX4

a) TeCl4 e TeBr4, come già detto, hanno la struttura a cubano. La formula molecolare è Te4X16.  E' utile fornire alcuni dati geometrici di queste specie. Per esempio in TeCl4 la differenza tra legami Te-Cl(a ponte triplo) e Te-Cl(terminali) è notevole: 2.93 Å vs. 2.31 Å. 

b) TeF4 contiene catene 1D a zigzag di unità TeF5 legate cis

c) TeI4 ha una formula molecolare Te4X16 come i cubani ma non ha la struttura a cubano. In realtà esistono diverse (5) forme polimorfe (a-e): solo e-TeI4 (tetragonale; I41/amd)  ha la struttura a cubano. La forma d-TeI4 (ortorombica, Pnma) è però la sola fase stabile in condizioni normali e ha la struttura diversa sotto illustrata. Nel cristallo le unità individuali Te4X16 sono disposte in modo tale che gli alogeni formano quasi un impaccamento compatto, con 1/4 delle cavità ottaedriche occupate dal tellurio. Si hanno così nella molecola quattro ottaedri che scambiano lati.

TeI4 è un conduttore allo stato fuso, per la dissociazione negli ioni TeI3+ e I-.

 

Se e Te danno poi una  serie di sottoalogenuri con strutture ad anelli, catena, bande. I tipi principali di Te sono sotto illustrati.

                      Te2X                      b-TeI            a-TeI                  Te3Cl2

Si possono produrre, per esempio, per cristallizzazione idrotermale da soluzioni calde di Te e TeX4 in HI concentrato. La struttura di Te2I (Figura a sinistra) si basa su anelli esagonali Te6 con conformazione a barca uniti per i lati a formare delle bande. Gli atomi di Te "liberi" cioè 2 per anello sono connessi ad alogenuri. La struttura del b-TeI è come la precedente "tagliata a metà". Consiste quindi di catene a zigzag planari di Te in cui si alternano atomi di Te quadrato planari e piramidali. Nella fase termodinamicamente più stabile a ci sono anelli Te4 pontati da alogeni. La struttura di Te3Cl2 è costituita da catene a spirale con sequenza -TeCl2-Te-Te-TeCl2-.

Esiste anche una seconda forma di Te2I di uguale composizione e struttura diversa. Non ci sono alogenuri legati al Te. E' un composto di intercalazione dello iodio in tellurio, nel senso che si alternano strati singoli di I2 (non stechiometrici)  e strati doppi di tellurio.