Русская Википедия:Селеноводород
Шаблон:Вещество Селеноводоро́д (села́н, селени́д водоро́да, химическая формула — H2Se) — неорганическое бинарное соединение водорода и селена.
При стандартных условиях, селеноводород — это бесцветный тяжёлый газ. Горюч, очень ядовит, имеет резкий отвратительный запах. Самое токсичное соединение селена с опасным периодом воздействия 0,3 ppm в вдыхаемом воздухе за 8 часов.
Структура
Молекула селеноводорода имеет «изогнутую» структуру H—Se—H с валентным углом 91°. Наблюдается три колебательные полосы в инфракрасном спектре: 2358, 2345 и 1034 см−1.
Физические свойства
При нормальных условиях селеноводород является тяжёлым бесцветным газом; плотность 3,310 кг/м3, почти втрое тяжелее воздуха. При повышении давления до 9,5 ± 0,1 атм сжижается при комнатной температуре. При нормальном давлении температура кипения равна −41,25 °C, температура плавления −65,73 °C.
Химические свойства
Химические свойства селеноводорода схожи со свойствами сероводорода, хотя H2Se обладает большей кислотностью (Шаблон:Math = 3,89 при 25 °C), чем H2S (Шаблон:Math = 11,0 при 25 °C). Имея более высокую кислотность, селеноводород лучше растворим в воде. Поскольку селеноводородная кислота (раствор селеноводорода в воде) является двухосновной кислотой, она обладает второй константой кислотности, соответствующей полной диссоциации; она равна Шаблон:Math = 15,05 ± 0,02 при 25 °C[1]. Селеноводородная кислота образует с металлами соли — селениды, например селенид натрия Na2Se.
При горении селеноводорода в воздухе или кислороде образуется диоксид селена и вода:
- <math>\mathsf{2H_2Se + 3O_2 \rightarrow 2H_2O + 2SeO_2}.</math>
При недостатке кислорода и пониженной температуре окисляется до элементарного селена[2]:
- <math>\mathsf{2H_2Se + O_2 \rightarrow 2H_2O + 2Se}.</math>
Получение
Для получения селеноводорода могут использоваться реакции взаимодействия селенидов активных металлов с водой или разбавленными кислотами, например гидролиз селенида алюминия Al2Se3, сопровождающийся образованием гидроксида алюминия:
- <math>\mathrm{Al_2Se_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 + 3H_2Se\uparrow}.</math>
Селеноводород образуется также в результате взаимодействия с кислотой селенида железа(II) FeSe:
- <math>\mathrm{FeSe + H_2SO_4 \rightarrow FeSO_4 + H_2Se\uparrow}.</math>
Также может быть получен прямым синтезом их элементов при нагреве свыше 400 °С[3]:
- <math>\mathrm{H_2 + Se \rightarrow H_2Se}.</math>
Применение
H2Se используется в органическом синтезе для получения селеноуратов из нитрилов в реакциях присоединения по тройной углеродной связи[4]:
Также H2Se применяется в полупроводниковой промышленности для газофазного легирования полупроводников типа III—V (например, арсенида галлия) с целью придания им электронного типа проводимости.
Токсичность
Селеноводород чрезвычайно ядовит и считается наиболее ядовитым соединением селена[5] и намного более токсичен, чем сероводород. Однако он имеет настолько отвратительный запах, что случайно отравиться человеку им невозможно: порог ощущения запаха в воздухе 0,05 объёмных частей на миллион (ppm). При концентрации 0,3 ppm газ начинает раздражающе действовать на органы дыхания, а свыше концентрации 1,5 ppm запах становится совершенно невыносимым. Несмотря на очень высокую токсичность, смертельные случаи отравления им неизвестны.
Воздействие более высоких концентраций менее чем за минуту вызывает поражение органов дыхания с симптомами, сходными с симптомами простуды, продолжающимися несколько дней после однократного воздействия.
Предельно допустимая концентрация селеноводорода в воздухе производственных помещений 0,2 мг/м3[6][7]. Объёмная концентрация 1 ppm в воздухе соответствует массовой концентрации 3,31 мг/м3.
Примечания
Шаблон:Inorganic-compound-stub Шаблон:Селениды
- ↑ Шаблон:Статья
- ↑ Шаблон:Cite web
- ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., Band 1, Academic Press 1963, S. 418—419.
- ↑ Шаблон:Статья.
- ↑ US Environmental Protection Agency, Air Toxins website
- ↑ Шаблон:Cite web
- ↑ Шаблон:Cite web
