Selenige Säure

Strukturformel
Allgemeines
Name	Selenige Säure
Andere Namen	Dihydrogenselenit (IUPAC)
Summenformel	H2SeO3
Kurzbeschreibung	weiße, hygroskopische Kristalle[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7783-00-8 EG-Nummer 231-974-7 ECHA-InfoCard 100.029.067 PubChem 1091 ChemSpider 1060 DrugBank DB11127 Wikidata Q413722
Eigenschaften
Molare Masse	128,97 g·mol−1
Aggregatzustand	fest[1]
Dichte	3,004 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	Zersetzt sich ab 70 °C[1]
Löslichkeit	sehr gut löslich in Wasser[1] gut in Ethanol[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Gefahr H- und P-Sätze H: 301​‐​331​‐​373​‐​410 P: 261​‐​273​‐​301+310​‐​311​‐​501 [1]
MAK	0,02 mg·m−3 [1]
Toxikologische Daten	11 mg·kg−1 (LD50, Maus, i.v.)[2]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Selenige Säure ist ein wasserlöslicher kristalliner Feststoff mit der Summenformel H₂SeO₃. Sie ist eine zweiprotonige Säure des Selens. Ihre Salze heißen Selenite. Selenige Säure ist giftig.

Gewinnung und Darstellung

Selenige Säure kann aus der Umsetzung von Selendioxid und Wasser oder Salpetersäure mit Selen erhalten werden.^[3]

${\displaystyle \mathrm {SeO_{2}+H_{2}O\longrightarrow H_{2}SeO_{3}} }$

${\displaystyle \mathrm {Se+4\ HNO_{3}\longrightarrow H_{2}SeO_{3}+4\ NO_{2}+H_{2}O} }$

Chemische Eigenschaften

Selenige Säure ist sehr gut wasserlöslich und wirkt stark hygroskopisch. In Wasser gelöst reagiert sie stark sauer (pK_s-Wert der ersten Protolysestufe: 2,62 und der zweiten Protolysestufe: 8,32).^[4]

${\displaystyle \mathrm {H_{2}SeO_{3}\rightleftharpoons \ H^{+}+HSeO_{3}^{-}} }$

${\displaystyle \mathrm {HSeO_{3}^{-}\rightleftharpoons \ H^{+}+SeO_{3}^{2-}} }$

Sie ist eine schwächere Säure als die Schweflige Säure, ist aber im Gegensatz zu dieser in Form von Kristallen isolierbar. Sie zeigt praktisch keine reduzierende Eigenschaften.^[5] Von Schwefeldioxid, Schwefelwasserstoff, Iodwasserstoff und Hydrazin wird sie zu rotem Selen reduziert.^[6]

${\displaystyle \mathrm {H_{2}SeO_{3}+4\ HI\ \rightarrow \ Se+2\ I_{2}+3\ H_{2}O} }$

Von Wasserstoffperoxid, Kaliumpermanganat oder Chlorsäure wird sie zu Selensäure oxidiert.^[7]

${\displaystyle \mathrm {H_{2}SeO_{3}+H_{2}O_{2}\ \rightarrow \ H_{2}SeO_{4}+H_{2}O} }$

Verwendung

Selenige Säure wird als Katalysator zur Synthese von 1,2-Dialdehyden verwendet.^[8]

In der Industrie dient sie zur Farbveränderung von metallischen Werkstoffen. Vor allem in der Waffenindustrie ist ein "blueing" genanntes Verfahren bekannt, mit dem Stahloberflächen gefärbt werden.^[9] Ähnliche Verfahren verwendet die Chemische Industrie zur Oberflächenverfärbung, beispielsweise von Kupfer.^[10] In den Vereinigten Staaten gibt es Drogentests, deren Schlüsselreagenz selenige Säure ist.^[11][12]

Biologische Bedeutung

Selenige Säure ist wie viele Selenverbindungen toxisch für den menschlichen Körper.^[13] Nach deutschem Wasserrecht ist die Verbindung mit der Wassergefährdungsklasse 3 gekennzeichnet. Die mittlere Letale Konzentration für Fische beträgt 6,61 g·m⁻³. Es liegen Anzeichen für eine mögliche karzinogene Wirkung der Verbindung vor.^[1] Der biologische Grenzwert beträgt 150 µg· l⁻¹.^[14]

Sicherheitshinweise

Selenige Säure wirkt auf Haut, Atemwege und Schleimhäute stark reizend. Sie ist in der Lage, in hohen Konzentrationen lebendes Gewebe zu zerstören (Verätzung). Aussetzung mit der Verbindung über einen längeren Zeitraum kann schwere physiologische Schäden verursachen. Selenige Säure ist bereits in kleinsten Mengen hoch giftig. Bei Intoxikationen mit Selenverbindungen muss mit bleibenden Schäden gerechnet werden.^[1][15]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h i j k} Eintrag zu Selenige Säure in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 25. Oktober 2012. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Datenblatt Selenous acid, 99.999% trace metals basis bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 25. Oktober 2012 (PDF).
3. ↑ Eintrag zu Selenious acid in der Hazardous Substances Data Bank, abgerufen am 25. Oktober 2012 (online auf PubChem).
4. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1.
5. ↑ M. Binnewies et alii: Allgemeine und Anorganische Chemie. 2. Auflage. Spektrum, 2011, ISBN 3-8274-2533-6, S. 567. 
6. ↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. 8. Auflage. de Gruyter, 2011, ISBN 3-11-022566-2, S. 458. 
7. ↑ G. Brauer (Hrsg.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2nd ed., vol. 1, Academic Press 1963, S. 432–3.
8. ↑ Anthony R. Ronzio and T. D. Waugh: Glyoxal Bisulfite In: Organic Syntheses. 24, 1944, S. 61, doi:10.15227/orgsyn.024.0061; Coll. Vol. 3, 1955, S. 438 (PDF).
9. ↑ R. Angier: Firearm Blueing and Browning, Stackpole Co., Harrisburg, 1936.
10. ↑ Poisons Information Monograph (PIM) für Selenium, abgerufen am 9. Dezember 2014.
11. ↑ Sirchie Finger Print Laboratories, Inc. Mai 2006.
12. ↑ Infoblatt des Justizministeriums der Vereinigten Staaten: Color Test Reagents/Kits forPreliminary Identificationof Drugs of Abuse (PDF; 135 kB).
13. ↑ Europäische Behörde für Lebensmittelsicherheit: Selenious acid as a source of selenium added for nutritional purposes to food supplements. In: EFSA Journal. 7, 2009, doi:10.2903/j.efsa.2009.1009. (PDF)
14. ↑ W. Forth, D. Henschler, W. Rummel, K. Starke: Allgemeine und spezielle Pharmakologie und Toxikologie 7. Aufl.; Spektrum Akademischer Verlag GmbH, Heidelberg 1996.
15. ↑ Robert M. Russell (für die deutsche Ausgabe: Hans-Joachim F. Zunft). Vitamine und Spurenelemente – Mangel und Überschuss. In: Manfred Dietel, Joachim Dudenhausen, Norbert Suttorp (Hrsg.) Harrisons Innere Medizin, Berlin 2003, ISBN 3-936072-10-8.