Селен — хемиски 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 телур, 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 Јенс Јакоб Берцелиус, кој ја забележа сличноста на новиот елемент на претходно откриениот телур (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 силициумски полупроводнички уреди. Селенот сè 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 антиоксидансните 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 претвораат 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.
Особености Физички својства лево|мини| Структура на шестаголен (сив) селен мини|Горење на селен и други метали. Селенот формира неколку алотропи кои меѓупретвораат 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 шестаголна 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 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 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 јадреното цепење. 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 Цепен производ Стабилно 78 Se Природно Цепен производ Стабилно 79 Se Рута Цепен производ год. 80 Se Природно Цепен производ Стабилно 82 Se Природно Цепен производ 82 Se е стабилна, за сите практични цели. ~ 10 20 год.
Хемиски соединенија Селените соединенија најчесто постојат во оксидационите состојби -2, +2, +4 и +6.
Халкоген соединенија Селенот образува два оксиди : селен диоксид (SEO 2) и селен триоксид (SEO 3). Селеновиот диоксид се формира со реакција на елементарниот селен со кислород:
Se 8 + 8 O 2 → 8 SeO 2
лево|мини| Структура на полимер SeO 2 : атомите на (пирамидалниот) Se се жолти. Тоа е полимерна цврста материја која ги формира мономерните SeO 2 молекули во гасовита 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 :
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:
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 ).
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 .
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 водород пероксид : The report describes the synthesis of selenic acid.
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.
Халогени соединенија 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 ). 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 раздразнувач. Некои од оксихалидите на селен, како што се селенскиот оксифлуорид (SeOF 2 ) и селенскиот оксихлорид (SeOCl 2 ), се користат како специјални растворувачи.
Селенид Аналогно на однесувањето на другите халкогени, селенот формира селеноводород , 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 вт 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:
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, </br> , кои постојат како синџири.
Други соединенија Други соединенија Тетраселен тетранитрид, Se4N4, е експлозивно портокалово соединение аналогна на тетрасулфур тетранитрид (S4N4). Може да се синтетизира преку реакција на селен тетрахлорид (SeCl4) со [((CH3)3Si)2N]2Sе.
Селенот реагира со цијаниди за да даде селеноцијанати:
8 KCN + Se 8 → 8 KSeCN
Органоселенски соединенија Селенот, особено во оксидациската состојба II, формира стабилни врски со јаглерод, кои се структурно аналогни на соодветните органосулфурни соединенија. Особено чести се селениди (R2Se, аналози на тиоети), диселениди (R2Se2, аналози на дисулфиди) и селеноли (RSeH, аналози на тиоли). Претставниците на селениди, диселениди и селеноли вклучуваат соодветно селенометионин, дифенилдиселенид и бензенселенол. Сулфоксидот во хемијата на сулфур е претставен во хемијата на селен од селеноксидите (формулата RSe (O) R), кои се интермедијари во органската синтеза, како што е илустрирано со реакцијата на елиминација на селеноксид. Во согласност со трендовите наведени во правилото за двојна врска, ретко се забележуваат селенокетони, R (C = Se) R и селеналдехиди, R (C = Se) H.
Историја Селен (грчки σελήνη selene што значи "месечина") бил откриен во 1817 од Јенс Јакоб Берцелиус и Јохан Готлиб Ган. Двајцата хемичари поседувале фабрика за хемија во близина на Грипсхолм, Шведска, која произведувала сулфурна киселина од страна на водечкиот коморски процес. Пирит од рудникот Фалун создал црвен талог во оловните комори за кои се претпоставува дека е соединение на арсен, па затоа употребата на пирита за да се направи киселина била прекината. Берцелиус и Ган сакале да го употребуваат пиритот, а исто така забележале дека црвениот талог отфрлил мирис како рен кога бил запален. Овој мирис не бил типичен за арсен, но сличен мирис бил познат и од телурските соединенија. Оттука, првото писмо на Берцелиус на Александар Марте изјавило дека ова е соединение на телур. Сепак, недостатокот на телурски соединенија во минералите на Фалун на крајот го навело Берцелиус да го реанализира црвениот талог, а во 1818 година напишал второ писмо до Марте, опишувајќи новооткриен елемент сличен на сулфур и телур. Поради својата сличност со телурот, именуван за Земјата, Берцелиус го именувал новиот елемент по Месечината.