Selenwasserstoff

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Strukturformel
Struktur von Selenwasserstoff
Allgemeines
Name Selenwasserstoff
Andere Namen
  • Hydrogenselenid
  • Dihydrogenselenid
  • Selan
Summenformel H2Se
Kurzbeschreibung

farbloses Gas mit unangenehmem Geruch nach faulem Rettich[1]

Externe Identifikatoren/Datenbanken0[Ein-/ausblenden]
CAS-Nummer 7783-07-5
PubChem 533
Wikidata Q409314
Eigenschaften
Molare Masse 80,98 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte
  • 3,66 g·l−1 (0 °C, 1013 hPa)[1]
  • 1,97 g·cm−3 (flüssig, am Siedepunkt)[1]
Schmelzpunkt

−66 °C[1]

Siedepunkt

−41,4 °C (Zersetzung oberhalb von 150 °C)[1]

Dampfdruck

0,91 MPa bei 20 °C[1]

Löslichkeit

schlecht in Wasser (9,8 g·l−1 bei 20 °C)[1]

Brechungsindex

1,412 (16,85 °C)[2]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1]
02 – Leicht-/Hochentzündlich 04 – Gasflasche 06 – Giftig oder sehr giftig 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 220​‐​280​‐​330​‐​410
P: ?
MAK
  • DFG: 0,006 ml·m−3, 0,02 mg·m−3[1]
  • Schweiz: 0,006 ml·m−3, 0,02 mg·m−3[3]
  • Österreich: 0,02 ml·m−3, 0,07 mg·m−3[4]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C
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Selenwasserstoff, auch Monoselan, ist eine Verbindung aus Selen und Wasserstoff. Sie entsteht beim Auflösen salzartiger Selenide in verdünnten Säuren. Selenwasserstoff ist ein farbloses, äußerst giftiges Gas mit unangenehm fauligem Geruch. Bereits einmaliges Einatmen kleiner Mengen führt zu unangenehmen, lange anhaltenden Reizungen der Schleimhäute (sog. „Selenschnupfen“). Selenwasserstoff ist giftiger als Schwefelwasserstoff. Bei Laborversuchen, bei denen auch nur sehr geringe Mengen Selenwasserstoff entstehen, muss unbedingt unter einem Abzug gearbeitet werden und ein gasdichter Schutzanzug getragen werden.

Selenwasserstoff dient in der Halbleiter- und Elektronikindustrie zur Dotierung von Halbleitern.

Physikalische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Strukturformel von Selenwasserstoff, H2Se

Selenwasserstoff ist gewinkelt gebaut (Bindungswinkel 91°), die Bindungslänge Se–H beträgt 146 pm.[5]

Weitere Eigenschaften
Eigenschaft Wert
Kritische Temperatur 138 °C[6]
Kritischer Druck 8,92 MPa[6]
Kritische Dichte 0,76 kg/l
Tripelpunkt Temperatur −65,65 °C
Tripelpunkt Druck 0,2738 bar

Chemische Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Im Vergleich zu Schwefelwasserstoff ist Selenwasserstoff ein stärkeres Reduktionsmittel. Wässrige Lösungen von Selenwasserstoff reagieren mit Luftsauerstoff, wobei rotes Selen ausfällt.[7]

Herstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Zu reinem Selenwasserstoff führt im Labor das Auflösen von trockenem Aluminiumselenid in Wasser, oder eine Reaktion der Elemente bei 400 °C:[8]

Weblinks[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g h i Eintrag zu Selenwasserstoff in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016 (JavaScript erforderlich).
  2. P. G. Sennikov, V. E. Shkrunin, D. A. Raldugin, K. G. Tokhadze: Weak Hydrogen Bonding in Ethanol and Water Solutions of Liquid Volatile Inorganic Hydrides of Group IV-VI Elements (SiH4, GeH4, PH3, AsH3, H2S, and H2Se). 1. IR Spectroscopy of H Bonding in Ethanol Solutions in Hydrides. In: The Journal of Physical Chemistry. Band 100, Nr. 16, Januar 1996, ISSN 0022-3654, S. 6415–6420, doi:10.1021/jp953245k.
  3. Schweizerische Unfallversicherungsanstalt (SUVA): Grenzwerte am Arbeitsplatz 2015 – MAK-Werte, BAT-Werte, Grenzwerte für physikalische Einwirkungen, abgerufen am 2. November 2015.
  4. Grenzwerte für Arbeitsstoffe, Verordnung des Bundesministers für Arbeit, Soziales und Konsumentenschutz (Grenzwerteverordnung GKV 2011), Österreich.
  5. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 627.
  6. a b Eintrag zu Selenwasserstoff. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 25. Dezember 2014.
  7. A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 91.–100., verbesserte und stark erweiterte Auflage. de Gruyter, Berlin 1985, ISBN 3-11-007511-3, S. 528.
  8. G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., Band 1, Academic Press 1963, S. 418–419.