Селен

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на прегледникот Прејди на пребарувањето
Селен  (34Se)
SeBlackRed.jpg
Општи својства
Име и симболселен (Se)
Изгледцрн и црвен алотроп
Селенот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Нихониум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Московиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Тенесин (непознати хемиски својства)
Оганесон (непознати хемиски својства)
S

Se

Te
арсенселенбром
Атомски број34
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)78,971(8)[1]
Категорија  повеќеатомски неметал, понекогаш се смета за металоид
Група и блокгрупа 16 (халокгени), p-блок
ПериодаIV периода
Електронска конфигурација[Ar] 3d10 4s2 4p4
по обвивка
2, 8, 18, 6
Физички својства
Фазацврста
Точка на топење494 K ​(221 °C)
Точка на вриење958 K ​(685 °C)
Густина близу с.т.сива: 4,81 г/см3
алфа: 4,39 г/см3
стаклена: 4,28 г/см3
кога е течен, при т.т.3,99 г/см3
Критична точка1.766 K, 27,2 MPa
Топлина на топењесива: 6,69 kJ/mol
Топлина на испарување95,48 kJ/mol
Моларен топлински капацитет25,363 J/(mol·K)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 500 552 617 704 813 958
Атомски својства
Оксидациони степени6, 5, 4, 3, 2, 1,[2] −1, −2 ​(силен киселински оксид)
ЕлектронегативностПолингова скала: 2,55
Енергии на јонизацијаI: 941 kJ/mol
II: 2.045 kJ/mol
II: 2.973,7 kJ/mol
Атомски полупречникемпириски: 120 пм
Ковалентен полупречник120±4 пм
Ван дер Валсов полупречник190 пм
Color lines in a spectral range
Спектрални линии на селен
Разни податоци
Кристална структурашестаголна
Кристалната структура на селенот
Брзина на звукот тенка прачка3.350 м/с (при 20 °C)
Топлинско ширењеамформа: 37 µм/(m·K) (при 25 °C)
Топлинска спроводливостамфорна: 0,519 W/(m·K)
Магнетно подредувањедијамагнетно[3]
Модул на растегливост10 GPa
Модул на смолкнување3,7 GPa
Модул на збивливост8,3 GPa
Поасонов сооднос0,33
Мосова тврдост2
Бринелова тврдост736 MPa
CAS-број7782-49-2
Историја
Наречен поСпоред Селена, грчката божица на Месичината
Откриен и првпат издвоенЈенс Јакоб Берцелиус и Јохан Готлиб Ган (1817)
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на селенот
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП
72Se веш 8,4 d ε 72As
γ 0,046
74Se 0,87% (β+β+) 1,2094 74Ge
75Se веш 119,779 d ε 75As
γ 0,264, 0,136,
0,279
76Se 9,36% 76Se е стабилен со 42 неутрони
77Se 7,63% 77Se е стабилен со 43 неутрони
78Se 23,78% 78Se е стабилен со 44 неутрони
79Se траги 3,27×105 y β 0,151 79Br
80Se 49,61% (ββ) 0.1339 80Kr
82Se 8,73% 1,08×1020 y ββ 2,995 82Kr
Режимите на распад во загради се предвидени, но сè уште не се забележани
| наводи | Википодатоци

Селенхемиски елемент со атомски број 34 и хемиски симбол Se. Тој не се наоѓа слободен во природата. Тој е неметален (поретко се смета за металоид) со својства кои се меѓусебно помеѓу елементите погоре и подолу во периодниот систем, сулфур и телуриум, а исто така има сличности со арсен . Тоа ретко се случува во својата елементарна состојба или како чиста руда соединенија во Земјината кора. Селенот (од старогрчки σελήνη (selḗnē) "Месечината") беше откриен во 1817 година од Јонс Јакоб Берзелиус, кој ја забележа сличноста на новиот елемент на претходно откриениот телуриум (именуван за Земјата).

Селенот се наоѓа во метални сулфидни руди, каде што делумно го заменува сулфурот. Комерцијално, селенот се произведува како нуспроизвод во рафинирањето на овие руди, најчесто за време на производството. Минералите кои се чисти селениди или селентни соединенија се познати, но ретки. Главната комерцијална употреба за селен денес се производство на стакло и пигменти. Селен е полупроводник и се користи во фотоелетите. Апликациите во електрониката, штом се важни, најчесто се заменуваат со силиконски полупроводнички уреди. Селенот се уште се користи во неколку типови на DC заштита од пренапонска заштита и еден тип на флуоресцентна квантна точка.

Селените соли се токсични во големи количини, но количината на траги се неопходни за клеточна функција кај многу организми, вклучувајќи ги и сите животни. Селенот е состојка во многу мултивитамини и други додатоци во исхраната, вклучувајќи формула за бебиња. Таа е компонента на антиоксидантните ензими глутатион пероксидаза и тиоредоксин редуктаза (кои индиректно редуцираат одредени оксидирани молекули кај животните и некои растенија). Исто така, се наоѓа во три ензими на дејодиназа, кои го конвертираат еден тироиден хормон во друг. Селенските барања кај растенијата се разликуваат по видови, при што некои растенија бараат релативно големи количини, а други очигледно не бараат ништо.

Карактеристики[уреди | уреди извор]

Физички својства[уреди | уреди извор]

Структура на хексагонален (сив) селен

Селенот формира неколку алотропи кои интерконвертираат со температурни промени, во зависност од стапката на промена на температурата. Кога се подготвува во хемиски реакции, селенот обично е аморфен, тула-црвен прав. Кога брзо се топи, ја формира црно, стаклестото тело,кое обично се продава комерцијално како монистра. Структурата на црниот селен е неправилна и комплексна и се состои од полимерни прстени до 1000 атоми по прстен. Црниот Селен е кршлив, сјајен,цврст,и малку растворлив во CS2. По греењето, се омекнува на 50 ° C и се претвора во сив селен на 180 ° C; Температурата на трансформацијата се намалува со присуство на халогени и амини.

Црвените α, β и γ форми се произведуваат од растворите на црниот селен со менување на стапката на испарување на растворувачот (обично CS2). Сите тие имаат релативно ниски, моноклинни кристални симетрии и содржат речиси идентични прстени од Se8 со различни аранжмани, како кај сулфур. Пакувањето е најгусто во α форма. Во Se8 прстените, растојанието Se-Se е 233,5 и Se-Se-Se аголот е 105,7 °. Други селенови алотропи можат да содржат Se6 или Se7 прстени.

Најстабилната и густа форма на селен е сива и има хексагонална кристална решетка која се состои од спирални полимерни синџири, каде што растојанието Se-Se е 237,3 и аголот Se-Se-Se е 130,1 °. Минималното растојание помеѓу синџирите е 343.6 . Сивиот Seлен се формира со благо загревање на други алтотропи, со бавно ладење на стопен Se или со кондензација на пареата од Se веднаш под точката на топење. Додека останатите форми се изолатори, сивиот Se е полупроводник кој покажува значителна фотопроводливост. За разлика од другите алотропи, тој е нерастворлив во CS2. Тој се спротивставува на оксидацијата со воздух и не е нападнат од неоксидирачки киселини. Со силни агенси за намалување, формира полиселениди. Селенот не ги покажува промените во вискозноста што се подложува на сулфурот при постепено загревање.

Оптички својства[уреди | уреди извор]

Благодарение на неговата употреба како фотокондуктор во детекторите со рамен зум (види подолу), оптичките својства на аморфните селенски (α-Se) тенки филмови биле предмет на интензивно истражување.

Изотопи[уреди | уреди извор]

Селенот има седум природни изотопи. Пет од нив, 74Se, 76Se, 77Se, 78Se, 80Se, се стабилни, при што 80Se е најзастапен (49,6% природно изобилство). Исто така природно се јавува и долготрајниот примордијален радионуклид 82Se, со полуживот од 9,2 × 1019 години. Неприродната радиоизотоп 79Се, исто така, се случува во мали количества во ураниумските руди како производ на нуклеарната фисија. Селенот, исто така, има бројни нестабилни синтетички изотопи кои се движат од 64Se до 95Se; најстабилните се 75Се со полуживот од 119,78 дена и 72Ѕе со полуживот од 8,4 дена. Изотопите полесни од стабилните изотопи првенствено се подложени на бета плус за распаѓање на изотопи на арсен, а изотопите потешки од стабилните изотопи се подложени на бета минус распаѓање на изотопите на бром, со неколку ситни гранки на неутронска емисија во најтешките познати изотопи.

Селенови изотопи со најголема стабилност
Изотоп Природа Потекло Пола живот
74 Se Природно Стабилно
76 Se Природно Стабилно
77 Se Природно Фисија производ Стабилно
78 Se Природно Фисија производ Стабилно
79 Se Рута Фисија производ 327000 год. [4] [5]
80 Se Природно Фисија производ Стабилно
82 Se Природно Производ на фисија [6] ~ 10 20 год. [7]

Хемиски соединенија[уреди | уреди извор]

Селените соединенија најчесто постојат во оксидационите состојби -2, +2, +4 и +6.

Халкоген соединенија[уреди | уреди извор]

Селенот образува два оксиди : селен диоксид (SEO 2) и селен триоксид (SEO 3). Селеновиот диоксид се формира со реакција на елементарниот селен со кислород: [8]

Se 8 + 8 O 2 → 8 SeO 2
Структура на полимер SeO 2 : атомите на (пирамидалниот) Se се жолти.

Тоа е полимерна цврста материја која ги формира мономерните SeO 2 молекули во гасна фаза. Се раствора во вода за да формира селена киселина , H 2 SeO 3 . Селенова киселина, исто така, може да се направи директно со оксидирање елементарен селен со азотна киселина : [9]

3 Se + 4 HNO 3 + H 2 O → 3 H 2 SeO 3 + 4 NO

За разлика од сулфур, кој формира стабилен триоксид , селениот триоксид е термодинамички нестабилен и се распаѓа на диоксидот над 185   ° C: [8] [9]

2 SeO 3 → 2 SeO 2 + O 2 (ΔH = -54   kJ / mol)

Селеновиот триоксид се произведува во лабораторија со реакција на безводен калиум селент (K 2 SeO 4 ) и сулфур триоксид (SO 3 ). [10]

Солите на селенска киселина се нарекуваат селенити. Тие вклучуваат сребро селенит (Ag 2 оптимизација 3) и натриум селенит (Na 2 оптимизација 3).

Водородниот сулфид реагира со водена селена киселина за да произведе селен дисулфид :

H 2 SeO 3 + 2 H 2 S → SeS 2 + 3 H 2 O

Селен дисулфидот се состои од 8-члени прстени. Тој има приближен состав на SeS 2 , со поединечни прстени кои варираат во составот, како Se 4 S 4 и Se 2 S 6 . Селен дисулфид се користи во шампон како средство против првут , инхибитор во полимерната хемија, стаклена боја и средство за редукција во огномет . [9]

Селеновиот триоксид може да се синтетизира со дехидрирање на селенска киселина , H 2 SeO 4 , која сама се произведува со оксидација на селен диоксид со хидроген пероксид : [11]

SeO 2 + H 2 O 2 → H 2 SeO 4

Топла, концентрирана селенска киселина може да реагира со злато за да формира злато (III) селентат. [12]

Халогени соединенија[уреди | уреди извор]

Јодитот од селен не е добро познат. Единствениот стабилен хлорид е селенскиот монохлорид (Se 2 Cl 2 ), кој може да биде подобро познат како селен (I) хлорид; соодветниот бромид е исто така познат. Овие видови се структурно аналогни на соодветниот дисулдор дихлорид . Селен дихлоридот е важен реагенс во подготовката на селенските соединенија (на пример, подготовката на Se 7 ). Се подготвува со третирање на селен со сулфурил хлорид (SO 2 Cl 2 ). [13] Селенот реагира со флуор за да формира селен хексафлуорид :

Se 8 + 24 F 2 → 8 SeF 6

Во споредба со сулфур хексафлуорид , селен хексафлуорид (SEF 6) е повеќе реактивен и е токсичен пулмоналнен иритант. [14] Некои од оксихалидите на селен, како што се селенскиот оксифлуорид (SeOF 2 ) и селенскиот оксихлорид (SeOCl 2 ), се користат како специјални растворувачи. [8]

Селенид[уреди | уреди извор]

Аналогно на однесувањето на другите халкогени, селенот формира водород селенид , H 2 Se. Тој е силен одводен , токсичен и безбоен гас. Тој е повеќе кисел отколку H 2 S. Во растворот се јонизира со HSe - . Селенид дианион Se 2- формира различни соединенија, вклучувајќи ги и минералите од кои селенот се добива комерцијално. Илустративните селениди вклучуваат живаселенид (HgSe), оловоселенид (PbSe), цинк селенид (ZnSe), и бакар индиум галиум диселенид (Cu (га, In) Se 2). Овие материјали се полупроводници . Со високо електропозитивни метали, како алуминиум , овие селениди се склони кон хидролиза: [8]

Al 2 Se 3 + 3 H 2 O → Al 2 O 3 + 3 H 2 Se

Селенидите од алкалните метали реагираат со селен за да формираат полиселениди, Se2−
n
</br> Se2−
n
, кои постојат како синџири.

Други соединенија[уреди | уреди извор]

Наводи[уреди | уреди извор]

  1. Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd издание). Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. 
  3. Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds, in Lide, D. R., уред (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (LXXXVI издание). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  4. "The half-life of 79Se". Physikalisch-Technische Bundesanstalt. 2010-09-23. конс. 2012-05-29. 
  5. Jörg, Gerhard; Bühnemann, Rolf; Hollas, Simon; Kivel, Niko; Kossert, Karsten; Van Winckel, Stefaan; Gostomski, Christoph Lierse v. (2010 г). Preparation of radiochemically pure 79Se and highly precise determination of its half-life. „Applied Radiation and Isotopes“ том  68 (12): 2339–2351. doi:10.1016/j.apradiso.2010.05.006. PMID 20627600. 
  6. 82 Se е стабилна, за сите практични цели.
  7. Audi, Georges; Bersillon, O.; Blachot, J.; Wapstra, A. H. (2003 г). The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties. „Nuclear Physics A“ том  729 (1): 3–128. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. Bibcode2003NuPhA.729....3A. http://hal.in2p3.fr/in2p3-00014184. 
  8. 8,0 8,1 8,2 8,3 House, James E. (2008). Inorganic chemistry. Academic Press. стр. 524. ISBN 978-0-12-356786-4. 
  9. 9,0 9,1 9,2 Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry. San Diego: Academic Press. стр. 583. ISBN 978-0-12-352651-9. 
  10. Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (2nd издание). Butterworth-Heinemann. стр. 780. ISBN 0080379419. 
  11. Seppelt, K.; Desmarteau, Darryl D. (1980). Selenoyl difluoride. Inorganic Syntheses. 20. стр. 36–38. doi:10.1002/9780470132517.ch9. ISBN 978-0-471-07715-2.  The report describes the synthesis of selenic acid.
  12. Lenher, V. (април 1902 г). Action of selenic acid on gold. „Journal of the American Chemical Society“ том  24 (4): 354–355. doi:10.1021/ja02018a005. 
  13. Xu, Zhengtao (2007). Devillanova, Francesco A.. уред. Handbook of chalcogen chemistry: new perspectives in sulfur, selenium and tellurium. Royal Society of Chemistry. стр. 460. ISBN 978-0-85404-366-8. 
  14. Proctor, Nick H.; Hathaway, Gloria J. (2004). James P. Hughes. уред. Proctor and Hughes' chemical hazards of the workplace (5th издание). Wiley-IEEE. стр. 625. ISBN 978-0-471-26883-3. 

Надворешни врски[уреди | уреди извор]