Kategorie
- Wikipedia:Vom Gesetzgeber eingestufter Gefahrstoff
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- Anorganische Säure
- Selenverbindung
| Strukturformel | ||||||||||||||||||||
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| Allgemeines | ||||||||||||||||||||
| Name | Selensäure | |||||||||||||||||||
| Summenformel | H2SeO4 | |||||||||||||||||||
| CAS-Nummer | 7783-08-6 | |||||||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
farblose hexagonale Prismen[1] | |||||||||||||||||||
| Eigenschaften | ||||||||||||||||||||
| Molare Masse | 144,97 g·mol−1 | |||||||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||||||
| Dichte |
2,95 g·cm−3[2] | |||||||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||||||
| Siedepunkt |
Zersetzt sich ab 260 °C[2] | |||||||||||||||||||
| pKs-Wert |
1,74 (pKs2)[3] | |||||||||||||||||||
| Löslichkeit |
gut in Wasser[2] | |||||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||||||
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| MAK |
0,05 mg·m−3[2] | |||||||||||||||||||
| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. | ||||||||||||||||||||
Selensäure ist eine starke (ähnlich wie Schwefelsäure) anorganische Säure mit der Summenformel H2SeO4. In wässriger Lösung liegt sie weitgehend dissoziiert vor und bildet eine klare, farblose Flüssigkeit. Die Selensäure wurde von Eilhard Mitscherlich 1827 in Deutschland entdeckt. Ihre Salze heißen Selenate.
Gewinnung
Die Selensäure kann auf verschiedene Arten dargestellt werden.
Eine Möglichkeit ist die Oxidation von Seleniger Säure (H2SeO3) oder Selen(IV)-oxid mit Wasserstoffperoxid (H2O2), Kaliumpermanganat (KMnO4) oder Chlorsäure (HClO3):[6]
- $ \mathrm {H_{2}SeO_{3}+H_{2}O_{2}\ \rightarrow \ H_{2}SeO_{4}+H_{2}O} $
In der Regel wird jedoch elementares Selen mit Chlor- oder Bromwasser oxidiert:
- $ \mathrm {Se+3\ Cl_{2}+4\ H_{2}O\ \rightarrow \ H_{2}SeO_{4}+6\ HCl} $
- $ \mathrm {Se+3\ Br_{2}+4\ H_{2}O\ \rightarrow \ H_{2}SeO_{4}+6\ HBr} $
Eigenschaften
Reine Selensäure bildet farblose Kristalle, die bei etwa 62 °C schmelzen. Oberhalb von 260 °C zersetzt sie sich unter Wasserabspaltung zu Selendioxid und Sauerstoff.
Selensäure hat chemisch gesehen große Ähnlichkeit mit der Schwefelsäure, wirkt jedoch bedeutend stärker oxidierend (Standardpotential in saurer Lösung für die Reduktion zu Seleniger Säure: + 1,15 V[3]). Sie ist eine starke Säure und wirkt hygroskopisch. Dies bedeutet, dass sie, ebenso wie konzentrierte Schwefelsäure, organische Substanzen durch Wasserentzug verkohlt. Selensäure ist wie Königswasser in der Lage, Gold und Platin in Lösung zu bringen[7]:
- $ \mathrm {2\ Au+6\ H_{2}SeO_{4}\ \rightarrow } $ $ \mathrm {Au_{2}(SeO_{4})_{3}+3\ H_{2}SeO_{3}+3\ H_{2}O} $
Ein Gemisch aus Selensäure und Salzsäure bildet analog zum Königswasser naszierendes Chlor.
- $ \mathrm {H_{2}SeO_{4}+2\ HCl\longrightarrow H_{2}SeO_{3}+2\ Cl_{nasc.}+\ H_{2}O} $
Dieses Gemisch vermag ebenfalls Gold unter Bildung von Chlorokomplexen zu lösen.[8]
Die Salze der Selensäure (die Selenate) haben oftmals ein niedriges Löslichkeitsprodukt in Wasser, ähnlich den Sulfaten.
Sicherheitshinweise
Selensäure wirkt auf Haut, Atemwege und Schleimhäute stark reizend. Sie ist in der Lage lebendes Gewebe zu zerstören (Verätzung). Aussetzung mit der Verbindung über einen längeren Zeitraum kann schwere physiologische Schäden verursachen. Selensäure ist giftig. Bei Intoxikationen mit Selenverbindungen muss mit bleibenden Schäden gerechnet werden.[2]
Einzelnachweise
- ↑ Römpp Online - Version 3.5, 2009, Georg Thieme Verlag, Stuttgart.
- ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 Eintrag zu CAS-Nr. 7783-08-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 11.01.08 (JavaScript erforderlich).
- ↑ 3,0 3,1 A.F.Holleman, E.Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Walter de Gruyter & Co. Berlin 1995, 101. Auflage, ISBN 3-11-012641-9.
- ↑ 4,0 4,1 Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 7783-08-6 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
- ↑ Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Zubereitungen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
- ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 432-3.
- ↑ Dr. Heinrich Remy: Lehrbuch der Anorganischen Chemie Band I, Seite 909, Leipzig 1970, Akademische Verlagsgesellschaft Geest & Portig K.-G.
- ↑ E. Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3110225662, S. 458.
