Vi guruh p-elementlari

VI guruh p-elementlari
VI guruh p-elementlariga kislorod – O, oltigugurt – S, selen – Se, tellur – Te va poloniy – Po lar kiradi. Bularni ichida Po metall xossalarini namoyon. Kislorod VII guruh p-elementi ftor singari o‘zining boshqa analoglariga nisbatan butunlay farqli xossalarni namoyon etadi. Kislorod oddiy sharoitda gaz, oltingugurt, selen, tellur qattiq moddalar. Bu elementlarning barchasini umumiy nom bilan xalkogenlar deyiladi. Barcha xalkogenlar uchun allotropiya hodisasi xarakterlidir. Xalkogenlarning kimyoviy aktivligi galogenlardan ko‘ra pastroq. Buni xalkogenlarning birikma holida bo‘lishidan tashqari erkin holda ham tarqalganligi tasdiqlaydi. Erkin holda tarqalgan xalkogenlar molekulasida qo‘shbog‘ning bo‘lishi ularning inertligini yanada oshiradi. Xalkogenlarda (ayniqsa oltingugurtda) zanjir tuzilishli molekulalar (H–O–O–H, H–S–S–S–H, –Se–Se–(SeO2)x v.b.) hosil qilish yaqqol namoyon bo‘ladi. Kislorod uchun turg‘un oksidlanish darajasi –2 bo‘lsa, boshqa xalkogenlar birikmalarda –2, +4, +6 oksidlanish darajalarini namoyon qiladi.
VI guruh p-elementlarining umumiy xossalari.

Element Xossalari	8O	16S	34Se	52Te	84Po
Elektron tuzilishi	2s^22p^4	3s^23p^4	4s^24p^4	5s^25p^4	6s^26p^4
Zichligi, g/sm3	0,0014	2,08	4,79	6,25	9,32
Suyuqlanish harorati, K	54,2	382	490	722,8	527
Qaynash harorati, K	90,0	717,6	1158	1263	1235
Kovalent radiusi, nm	0,066	0,104	0,117	0,136	0,146
Ion (E-2) radiusi, nm	0,136	0,152	0,193	0,221	0,067
Ionlanish energiyasi, eV	13,62	10,36	9,75	9,01	8,43
Elektronga moyillik, eV	1,47	2,08	2,02	1,96	1,32
Nisbiy elektromanfiylik (Poling)	3,5	2,5	2,4	2,1	2,0
Birikmalardagi oksidlanish darajalari	–2	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4, +6	–2, +2, +4, +6
Yer qobig‘idagi ulushi, %	47	3·10-2	8·10-5	1·10-6	2·10-15

Xalkogenlarning ko‘plab birikmalari oksidlovchilardir. Ularning orasida asosiylari O₂, O₃, (NH₄)₂S₂O₈ va konsentrlangan H₂SO₄. Xalkogenlarning muhim birikmalari quyidagilar:

Xalkogenlarning muhim birikmalari.

Kislorod	Oltingugurt	Selen	Tellur
O2, O3 H2O H2O2 E2Ox tipidagi oksidlar Peroksidlar	S H2S, M+12S, S2Cl2 SO2, H2SO3, M+12SO3, SOCl2, SOBr2, SF4 SO3, H2SO4, SO2Cl2, SF6, Na2SO4·10H2O, MgSO4·7H2O, CaSO4·2H2O v.b. H2S2O8, (NH4)2S2O8 H2S2O3, M+12S2O3 (Na2S2O3 v.b.) M2SxO6 (MgS2O6, Na2S4O6 v.b.)	Se H2Se, M+12Se H2SeO3, M+12SeO3 H2SeO4, M+2SeO4	Te H2Te TeO2 TeF4 H2TeO3, M+12TeO3 M+12TeO4, Hg3TeO6 KTeO(OH)8

Izoh: Bu yerda M – metall.
Kislorod
Kislorodning uchta tabiiy izotoplari mavjud: ¹⁶O (99,76%), ¹⁷O (0,04%) va ¹⁸O (0,2%). Barcha agregat holatda molekula ikki atomdan iborat. Kislorod – Yer yuzida eng keng tarqalgan element.
Kislorod – gaz holatida allotropik shakl o‘zgarishi (ozon O₃) ga ega bo‘lgan yagona element. Kislorodning qo‘zg‘algan holatdagi xarakterli birikmalari peroksidlar (Na₂O₂, BaO₂ v.b.), superoksidlar (KO₂), ozonidlar (KO₃) dir.
Sanoatda kislorod suyuq havoni fraksion haydash orqali olinadi. Toza kislorodni suvni elektroliz qilib olish mumkin. Laboratoriyada beqaror kislorodli birikmalarni parchalash yo‘li bilan olish mumkin:
2KClO₃ → 2KCl + 3O₂,
2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂,
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂,
2HgO → 2Hg + O₂,
2H₂O₂ → 2H₂O + O₂.
Kislorod hayotda va texnikada katta ahamiyat kasb etadi. Tabiiy jarayonlarning deyarli 99 % qismi kislorod ishtirokida sodir bo‘ladi. Nafas olish, yonish, korroziya shular jumlasidandir.
Ozon. Ozon molekulasi burchakli shak hosil qiladi:

Normal sharoitda ozon havo rangli gaz. Suyuq ozon – ko‘k rangli. Ozonning suyuqlanish harorati –192,85^oC da suyuqlanadi, –111,9^oC da qaynaydi. Ozon kuchli oksidlovchi (E0=2,07 V). U hatto oltin, platina va iridiyni ham oksidlay oladi. Sulfidlarni sulfatgacha, ammiakni nitrit kislotasigacha oksidlay oladi:

PbS + 2O₃ → PbSO₄ + O₂,

2NO + O₃ → N₂O₅,
NH₃ + 3O₃ → HNO₂ + 3O₂ + H₂O,
Pb(OH)₂ + O₃ → PbO₂ + O₂ + H₂O,
Cl₂ + 2O₃ → Cl₂O₆,
2KJ + O₃ + H₂O → 2KOH + O₂ + J₂ (ozon uchun sifat reaksiyasi).

Ozonning ishqoriy metallarga ta'siri natijasida beqaror ozonidlar hosil bo‘ladi. Ular osongina superoksid va kislorodga parchalanadi:

2KO₃ → 2KO₂ + O₂.
Kisloroddan tinch elektr uchquni o‘tkazib ozon olish mumkin. Bunday usulda ozon hosil qiladigan asbob ozonator deyiladi. Laboratoriya sharoitida ammoniy persulfatni nitrat kislota bilan ta'siri asosida olish mumkin:

(NH₄)₂S₂O₈ + 2HNO₃ → H₂S₂O₈ + 2NH₂NO₃;

H₂S₂O₈ → 2SO₂ + O₃ + H₂O.

Bundan tashqari bariy peroksidga konsentrlangan sulfat kislota ta'sir ettirib ham olish mumkin:

3BaO₂ + 3H₂SO₄ → 3BaSO₄ + O₃ + 3H₂O.

Tabiatda ozon quyoshdan keladigan ultrabinafsha nurlar ta'sirida hosil bo‘ladi:
3O2 → 2O3 + 285,9 kJ.
Barqaror ozon qatlami yer sathidan taxminan 22 km balandlikda joylashgan. Bu ozon qatlami Yerni hayot uchun xavfli bo‘lgan toza ultrabinafsha nurlardan himoya qiladi.
Oltingugurt
Oltingugurt tabiatda erkin holatda ham birikma holatda ham uchraydi. Birikmalari asosan sulfatlar (CaSO₄·2H₂O – gips, CaSO₄ – angidrit, MgSO₄·7H₂O – taxir tuz, BaSO₄ – og‘ir shpat, Na₂SO₄·10H₂O – glauber tuzi v.b.), sulfidlar (FeS₂ – temir kolchedani, pirit, CuFeS₂ – mis kolchedani, PbS – qo‘rg‘oshin yaltirog‘i, ZnS – rux aldamasi) holida tarqalgan. Oltingugurt bir necha allotropik shakl o‘zgarishlariga ega. Odatdagi sharoitda rombik oltingugurt barqaror. 96,5^oC haroratda rombik oltingugurt monoklinik oltingugurtga o‘tadi. Oltingugurt bug‘lari tarkibida S₈, S₆, S₄ va S₂ molekulalari mavjud bo‘ladi. Oltingugurt suvda erimaydi, lekin uglerod sulfidi – CS₂ da yaxshi eriydi. 119^oC da suyuqlanadi, 445^oC da qaynaydi. Suyuq oltingugurt sovuq suvga solinsa, plastik oltingugurt hosil bo‘ladi (11.3-rasm).
Odatdagi sharoitda oltingugurt inert bo‘lib faqat ftor bilan ta'sirlashadi. Yuqori haroratda esa deyarli barcha oddiy moddalar bilan reaksiyaga kirishadi:
S + O₂ → SO₂,
H₂ + S → H₂S,
Hg + S → HgS.
Ishqorning qaynoq eritmasida galogenlar singari disproporsiyalanadi:
3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O.
Oltingugurtni sulfatlarni sulfidgacha qaytarib, so‘gra uni oksidlab olish mumkin:
CaSO₄ + 2C → CaS + 2CO₂;
CaS + CO₂ + H₂O → CaCO₃ + H₂S;
2H₂S + O₂ 2S + 2H₂O.
Toza oltingugurtni erkin holdagi topilmalarini tozalab olinadi.
Erkin holdagi oltingugurt qishloq xo‘jaligida, tibbiyotda, dori-darmonlar olishda, qora porox tayyorlashda va turli buyumlarni qoraytirishda keng foydalaniladi.
Oltingugurtning muhim birikmalari
Oksidlanish darajasi –2 bo‘lgan birikmalari. Vodorod sulfid – H2S molekulasi suvga o‘xshash burchakli shaklni hosil qiladi:

H2S oddiy sharoitda rangsiz, palag‘da tuxum hidini eslatuvchi, zaharli gaz. –85,7⁰C da suyuqlanadi, –60,7^oC da qaynaydi. 1 hajm suvda 2,5 hajm vodorod sulfid eriydi va sulfid kislota hosil qiladi. Sulfid kislota kuchsiz kislota hisoblanib, qiyin dissotsilanadi:

H₂S ↔ H⁺ + HS^– (K₁=9,5·10^-8),

HS^– ↔ H⁺ + S^2– (K₂=1·10^-14).

Vodorod sulfidni sulfidlarga kislota ta'sir ettirib olinadi:

FeS_qattiq + 2HCl → FeCl₂ + H₂S.

Oddiy moddalardan toza holdagi vodorod sulfid olish mumkin emas. Oddiy sharoitda reaksiya sodir bo‘lmaydi. Yuqori haroratda esa jarayon qaytardir:

H₂ + S ↔ H₂S

Sulfidlar – sulfid kislotasining tuzlari. Sulfid kislotasining ikki bosqichli dissotsatsilanishiga bog‘liq ravishda ikki xil tuzlari: nordon tuzlari yoki gidrosulfidlar, o‘rta tuzlari yoki sulfidlar hosil bo‘lishi mumkin. Gidrosulfidlarning barchasi suvda yaxshi eriydi. sulfidlardan ishqoriy metall sulfidlari va ammoniy sulfid (NH₄)₂S yaxshi eriydi. Boshqa barcha sulfidlar suvda yomon eriydi. Metall sulfidlari turli rangdagi cho‘kmalarni hosil qiladi (11.4-rasm).

Suvda eruvchan sulfidlar gidrolizga uchrashi oson. Faqat yomon eruvchan sulfidlargina gidrolizga uchramaydi.
Sulfid kislota va uning tuzlari kuchli qaytaruvchidir. Shuning uchun H₂S eritmasini uzoq vaqt saqlab bo‘lmaydi. Uzoq turgan H₂S eritmasi tarkibida havo ta'sirida oksidlangan oltingugurtning yuqori birikmalari mavjud bo‘ladi.
Oksidlanish darajasi +4 bo‘lgan birikmalari. Oltingugurt(IV) oksid tabiatda vulqon gazlari va ko‘mirning yonishidan hosil bo‘lgan gazlar aralashmasida uchraydi. SO2 molekulash burchak shaklida bo‘lib, molekula burchagi 109,5^o ga teng. Oltingugurt(IV) oksidi –71,3^oC da suyuqlanadi, –10^oC da qaynaydi. SO₂ oltingugrtning havoda yonishi natijasida hosil bo‘ladi:

S + O₂ → SO₂ + 296 kJ.

Sanoatda piritni kuydirib olinadi:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Laboratoriya sharoitida quyidagi reaksiyalar asosida hosil qilish mumkin:

Na₂SO_3qattiq + 2H₂SO₄ → 2NaHSO₄ + SO₂ + H₂O,

Cu + 2H₂SO_{4 kons} → CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Oltingugurt dioksid birikish reaksiyasiga:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃,

SO₂ + CaO → CaSO₃,
SO₂ + Cl₂ SO₂Cl₂,
SO₂ + PCl₅ → POCl₃ + SOCl₂,
(SOCl₂ + 2H₂O → H₂SO₃ + 2HCl),
SO₂ + Br₂ → SO₂Br₂
(SO₂Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr);
oksidlanish reksiyasiga:
SO₂ + Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl,
2SO₂ + SeO₂ → Se + 2SO₃;
qaytarilish reaksiyasiga kirishadi.:
SO₂ + 2CO 2CO₂ + S,
SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

SO₂ ga to‘g‘ri keladigan sulfit kislota – H₂SO₃ uning nordon tuzlari – gidrosulfitlar kabi faqatgina eritmada mavjud. H₂SO₃ – nisbatan kuchsiz kislota. Oltingugurtning barcha +4 oksidlanish darajali birikmalari kuchli qaytaruvchilardir:

2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄,

SO₂ + 2H₂O + Br₂ → 2HBr + H₂SO₄.

Sulfitlar qizdirilganda disproporsiyalanadi, masalan:

4Na₂SO₃ → 3Na₂SO₄ + Na₂S.

Na₂SO₃ ning oltingugurt suspenziyasi bilan aralashmasi qaynatilganda natriy tiosulfat hosil bo‘ladi:

Na₂SO₃ + S → Na₂S₂O₃ .

H₂S₂O₃ – tiosulfat kislota o‘rta kuchli kislota hisoblanadi. Tiosulfatlar kuchli qaytaruvchilardir, masalan:

2Na₂S₂O₃ + J₂ → Na₂S₄O₆ + 2NaJ.

SO₂ organik bo‘yoqlarni rangsizlantiradi, mikroorganizmlarni o‘ldiradi. Qishloq xojaligida, suyuq SO₂ dan esa neftni tozalashda foydalaniladi.

Oksidlanish darajasi +6 bo‘lgan birikmalari. Oltingugurt(VI) oksidi – SO₃ molekulasi tekislikda yotuvchi teng yonli uchburchak shaklini hosil qiladi:

SO₂ kislorod bilan ta'sirlashib SO₃ hosil qilishi qiyin. Reaksiyani tezlatish uchun katalizatordan (Pt, vanadiy(V) oksidi, temir) foydalaniladi:

2SO₂ + O₂ 2SO₃ + 193,22 kJ.

SO₃ – moysimon suyuqlik bo‘lib, 17^oC da oq kristallga aylanadi, 45^oC da esa qaynaydi. Qattiq holatda SO₃ molekulalari halqa holatida assotsilanadi:

SO₃ kuchli oksidlovchi. Posfor unda alangalanib ketadi:

3SO₃ + 2P → P₂O₃ + 3SO₂.

SO₃ molekulasi birikish reaksiyasiga oson kirishadi:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄,

SO₃ + H₂SO_{4 suyuq} → H₂S₂O₇,
SO₃ + HCl → HOSO₂Cl (xlorsulfat kislota).

Sulfat kislota – H₂SO₄ moysimon qiyin bug‘lanuvchan suyuqlik. U 10^oC da kristall holga o‘tadi, 336^oC da qaynaydi.

Sulfat kislota olishning xom-ashyosi pirit bo‘lib, avval uni havoda kuydiriladi:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂.

Olingan SO₂ tozalanadi va katalitik usulda SO₃ gacha oksidlanadi. So‘ngra konsentrlangan H2SO4 dan o‘tkaziladi. Natijada tutovchi sulfat kislota (oleum) hosil bo‘ladi (11.5-rasm).
Sulfat kislota eritmasini tayyorlash uchun oleumni suyiltiriladi. Sulfat kislotaning erish issiqligi yuqori bo‘lganligi sababli suyiltirishda ehtiyot bo‘lish zarur va hech qachon sulfat kislotaga suv qo‘shmaslik lozim. Konsentrlangan H₂SO₄ – kuchli oksidlovchi. H₂SO₄ uchun birikish reaksiyasi xarakterli. U suvni kuchli biriktirib oladi (gigroskopik xususiyat). Bundan tashqari SO₃ ni ham cheksiz miqdorda biriktirishi mumkin:
H₂SO₄ + xSO₃ → H₂SO₄·xSO₃.
Agar x=1 bo‘lsa, u holda disulfat kislota – H₂S₂O₇, x=2 bo‘lsa, trisulfat kislota va hokazo. Sulfat kislota azot oksidlarini ham yutadi:

2H₂SO₄ + NO₂ + NO → 2SO₂(OH)(NO₂) + H₂O.

O‘zbekistonda birinchi oltingugurt koni 1932 yilda Sho‘rsuvda aniqlangan. Hozirda Toshkent viloyati Olmaliq shahrida joylashgan "Ammofos" OAJ da sulfat kislota ishlab chiqariladi.
H₂SO₄ – kuchli kislota. Uning nordon (gidrosulfatlar) va o‘rta (sulfatlar) tuzlari mavjud. Gidrosulfatlar eritmada barqaror. Ba'zi metall sulfatlari (BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄) suvda erimaydi.
Sulfatlar qizdirilganda parchalanadi:

2CaSO₄ 2CaO + 2SO₂ + O₂,

CaSO₄ CaO + SO₃,
PtSO₄ Pt + SO₂ + O₂,
2NaHSO₄ → Na₂S₂O₇ + H₂O.

Sulfatlar eritmadan CuSO₄·5H₂O, FeSO₄·7H₂O ko‘rinishida (kuporoslar) kristallogidratlar hosil qilib, ajraladi. Sulfat kislota va sulfatlar juda keng qo‘llaniladi. Sulfat kislota kuporos moyi deb atalib, kimyo sanoatining noni hisoblanadi. Juda ko‘plab kimyoviy jarayonlar bevosita sulfat kislota ishtirokida olib boriladi. Uning tuzlari ham keng qo‘llaniladi: Na₂SO₄·10H₂O – glauber tuzi soda ishlab chiqarishda va tibbiyotda; MgSO₄·7H₂O – achchiqtosh tibbiyot va tabobatda; CaSO₄·2H₂O – gips, 2CaSO₄·H₂O – alebastr qurilishda va tibbiyotda; Ca(HSO₄)₂ qog‘oz ishlab chiqarishda; CuSO₄·5H₂O – mis kuporosi qishloq xo‘jaligida ishlatiladi.

Gidrosulfat tuzlarining eritmasi elektrolizga uchratilganda peroksidosulfat kislota – H₂S₂O₈ hosil bo‘ladi:

2HSO₄^– – 2e → H₂S₂O₈.

H₂S₂O₈ va uning tuzlari kuchli oksidlovchi bo‘lib, Mn⁺² ni MnO₄­^– gacha oksidlaydi:

2MnSO₄ + 5K₂S₂O₈ + 8H₂O → 2HMnO₄ + 5K₂SO₄ + 7H₂SO₄.

Selen – Se va tellur – Te kam tarqalgan elementlar, poloniy – Po esa kamyob metalldir. Ularning valent elektron qavati ns²np⁶ elektron tuzilishiga ega. Selen va tellur tabiiy sulfidlar FeS₂, Cu₂S, ZnS bilan birga izomorf aralashmalar holida uchraydi.

Selenning oltingugurt singari polimorf ko‘rinishlari mavjud. Geksagonal va kulrang selen nisbatan barqaror. Uning kristallari zig-zag ko‘rinishidagi Se∞ zanjirini hosil qiladi. Suyuq selen tez sovitilishi natijasida qizil-qo‘ng‘ir rangli shishasimon allotropik shakl o‘zgarishiga o‘tadi. U turli uzunlikdagi Se∞ molekulalarining tartibsiz joylashuvidan iborat.
Kulrang tusdagi selen yarimo‘tlazgich xususiyatiga ega.
Tellurning geksagonal tuzilishdagi allotropik shakl ko‘rinishi barqarordir. U och kulrang tusli metallsimon kristall modda. Tellur ham yarimo‘tkazgich. Qo‘ng‘ir tusli amorf tellur amorf selendan ko‘ra beqror bo‘lib 25^oC haroratda kristall holatga o‘tadi.
Poloniy – och kulrang tusli yumshoq, fizik xossalari vismut va qo‘rg‘oshinni eslatuvchi metall. U uran va toriy minerallari tarkibida uchraydi.
Selen va tellur suv va suyiltirilgan kislotalar bilan ta'sirlashmaydi. Poloniy xlorid kislota bilan metallar singari ta'sirlashadi:

Po + 2HCl → PoCl₂ + H₂↑.

Tellur va selen nitrat kislotasi bilan metallmaslar singari reaksiyaga kirishadi. Poloniy esa metall kabi:

3Te + 4HNO₃ + H₂O → 3H₂TeO₃ + 4NO,

Po + 8HNO₃ → Po(NO₃)₄ + 4NO₂ + 4H₂O.

Se va Te qaynoq ishqor eritmasi bilan oltingugurt singari reaksiyaga kirishadi:

3E + 6KOH → K₂EO₃ + 2K₂E + 3H₂O.

Selen, tellur va poloniy kislorod va galogenlar bilan qizdirilganda oson oksidlanadi. Suyuqlantirilganda metallar bilan ta'sirlashadi.

Selen va tellurni sulfat kislota ishlab chiqarish jarayonida elektrofiltr va siklonda to‘plangan chiqindi zarralaridan ajratib olinadi. Buning uchun chiqindi va chang zarralarini MnO₂ bilan oksidlanadi. Hosil bo‘lgan SeO₂ va TeO₂ oltingugurt(IV) oksid bilan qaytariladi:

EO₂ + 2SO₂ → E + 2SO₃.

210Po vismutni neytronlar bilan nurlantirish orqali sintez qilinadi:

.
Selen va tellur yarimo‘tkazgichlari optik va signal asboblari uchun fotoelementlar tayyorlashda ishlatiladi. 210Po izotopi alfa zarrachalar manbasi sifatida ishlatiladi.
Selen, tellur va poloniyning –2 oksidlanish darajasidagi birikmalari selenid, tellurid va polonidlar misolida namoyon bo‘ladi. Ularning vodorod bilan hosil qilgan birikmalari H₂Se, H₂Te, H₂Po qatorida kislotalik xossa ortib boradi. Selenidlar va telluridlarning katta qismi yarimo‘tkazgichlardir. Aynan rux guruhchasi elementlarining selenidlari va telluridlari yarimo‘tkazgich sifatida keng qo‘llaniladi. VIA guruh elementlarining vodorodli birikmalari H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po qatorida bog‘lanish uzunligi ortib, molekulaning barqarorligi kamayib boradi. H2Te unchalik yuqori bo‘lmagan haroratda parchalansa, poloniyning vodorodli birikmasi hosil bo‘lishi bilan parchalanib ketadi. H₂Se va H₂Te larni metall selenidlari yoki telluridlariga suv yoki kislotalar ta'sir etib olinadi. Masalan:

Al₂Te₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂Te↑.

Selenid kislota H₂Se va tellurid kislota H₂Te lar kuchsiz kislotalar bo‘lishiga qaramay sulfid kislota H₂S dan kuchli. Bu holat ularning bog‘lanish energiyalarining kamayishi va H–E bog‘ining oson uzilishi bilan tushintiriladi.

H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te qatorda kislotalik xossa ortishi bilan qaytarivchilik xossasi ham ortib boradi. H₂Se va uning tuzlari zaharlidir.
Selen, tellur va poloniyning +4 oksidlanish darajasidagi birikmalari selen, tellur va poloniylarning dioksidlari (EO₂), tetragalogenidlari (EHal₄), anion komplekslari (EO₃^2-, EHal₆^2-) ko‘rinishida bo‘ladi. Bundan tashqari poloniyning Po(SO₄)₂, Po(NO₃)₄ kabi birikmalari ham mavjud.
SO₂ dan farqli ravishda SeO₂, TeO₂ va PoO₂ lar polimer tuzilishidagi kristall moddalar. Ushbu qatorda oksidlarning kislotalik xossasi kamayib boradi.
SeO₂ kislotali oksid bo‘lib, suvda oson eriydi va selenit kislota H₂SeO₃ hosil qiladi:

SeO₂ + H₂O → H₂SeO₃.

TeO₂ suvda erimaydi, ammo amfoterlik xossasi tufayli kislota va asoslar bilan oson ta'sirlashadi:

TeO₂ + 4HF → TeF₄ + 2H₂O,

TeO₂ + 2NaOH → Na₂TeO₃ + H₂O,

Tellurit kislota H2TeO3 quyidagi uxulda olinadi:

3Te + 4HNO₃ + H₂O → 3H₂TeO₃ + 4NO.

Selenit va telluritlar sulfitlar singari suvda erivchanligi yomon. PoO₂ ishqorlar bilan faqat suyuqlantirilganda ta'sirlashadi. Kislotalar bilan esa asosli oksid singari oson reaksiyaga kirishadi:

PoO₂ + 2H₂SO₄ → Po(SO₄)₂ + 2H₂O.

H₂SO₃ dan farqli ravishda H₂SeO₃ erkin holatda mavjud. U qattiq modda bo‘lib, 70^oC da suvni yo‘qotib SeO₂ ga aylanadi. SeO₂ selenitlarda oksidlovchilik xossasi qaytaruvchilik xossasiga nisbatan yaqqolroq namoyon bo‘ladi. Masalan, SO₂ ni ham oson oksidlay oladi:

SeO₂ + SO₂ → Se + SO₃.

Selen, tellur va poloniylarning +4 oksidlanish darajasidagi birikmalarini faqat kuchli oksidlovchilargina oksidlay oladi.

Selen, tellur va poloniyning +6 oksidlanish darajasidagi birikmalari. Selen(VI) va tellur(VI) oksidlari va ftoridlari ma'lum. Poloniy(VI) birikmalari beqaror.
Selen(VI) oksid SeO₃ 118,5^oC da suyuqlanadigan, 185^oC da parchalanadigan oq rangli qattiq modda bo‘lib, shishasimon va asbestsimon ko‘rinishlari mavjud. Suv bilan kuchli ta'sirlashib, selenat kislota H₂SeO₄ hosil qiladi:

SeO₃ + H₂O → H₂SeO₄.

TeO₃ ham ikki xil ko‘rinishda bo‘ladi. suvda amalda erimaydi. Lekin ishqorlar bilan oson ta'sirlashadi.

Selen va tellurning yarimo‘tkazgich xossalaridan tashqari kimyoviy sintezda, xususan selenorganik va tellurorganik birikmalar olishda ishlatiladi. Selen va tellurning ko‘plab birikmalari zaharli. Poloniy radioaktivlik jihatidan zararli.