Selenhexafluorid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Selenhexafluorid
Summenformel	SeF6
Kurzbeschreibung	farbloses Gas mit stechendem Geruch[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7783-79-1 EG-Nummer (Listennummer) 620-577-8 ECHA-InfoCard 100.149.506 PubChem 24558 Wikidata Q425217
Eigenschaften
Molare Masse	192,95 g·mol−1
Aggregatzustand	gasförmig
Dichte	8,69 kg·m−3[1]
Schmelzpunkt	−34,7 °C[1]
Sublimationspunkt	−46,6 °C[1]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in Wasser (langsame Hydrolyse)[1]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung [1] Gefahr H- und P-Sätze H: 280​‐​330​‐​314 EUH: 071 P: 260​‐​280​‐​303+361+353+315​‐​304+340+315​‐​305+351+338+315​‐​403​‐​405 [1]
Toxikologische Daten	10 ppm·1h−1 (LCLo, Maus, inh.)[2][3] 10 ppm·4h−1 (LCLo, Kaninchen, inh.)[2][3] 10 ppm·1h−1 (LCLo, Ratte, inh.)[2][3]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−1030 kJ·mol−1[4]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Selenhexafluorid (SeF₆) ist eine anorganische chemische Verbindung der Elemente Selen und Fluor. Selen liegt in seiner höchsten Oxidationsstufe +VI vor. Unter Normalbedingungen ist Selenhexafluorid ein farbloses, giftiges, leicht kondensierbares Gas.

Darstellung

Ähnlich wie Schwefelhexafluorid lässt sich Selenhexafluorid aus den Elementen herstellen (Direktsynthese).

${\displaystyle {\ce {Se + 3 F2 -> SeF6}}}$

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Physikalisch interessant ist Selenhexafluorid durch seine in Gasform relativ hohe Dichte. Der Sublimationspunkt liegt bei Normaldruck bei −46,6 °C.^[1] Unter Druck und im geschlossenen System zeigt die feste Substanz auch einen Schmelz- und Siedepunkt.^[4] Seine kritische Temperatur liegt bei 72,4 °C, die Tripelpunkt-Temperatur bei −34,7 °C.^[1]

Chemische Eigenschaften

Selenhexafluorid ist aufgrund seines symmetrischen, dichten Molekülbaus ähnlich reaktionsträge wie Schwefelhexafluorid, wenngleich thermisch etwas instabiler. Im Gegensatz zu seinem höheren Homologen Tellurhexafluorid wird es von Wasser nur sehr träge hydrolysiert, wobei Fluorwasserstoff und Selensäure entstehen. Bei erhöhter Temperatur reagiert die Verbindung mit Ammoniak zu explosivem Tetraselentetranitrid und Fluorwasserstoff.^[5]

Verwendung

Selenhexafluorid wird als elektrischer Isolator in Bogenlampen-Elektroden und ähnlichem verwendet.^[6]

Literatur

• Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 10, Selen, Teil B 2, S. 39–66.

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h i} Eintrag zu Selenhexafluorid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 8. Januar 2021. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ ^{a b c} Georg Kimmerle: Vergleichende Untersuchungen der Inhalationstoxicität von Schwefel-, Selen- und Tellurhexafluorid. In: Archiv für Toxikologie, 1960, 18 (2), S. 140–144; doi:10.1007/BF00605645.
3. ↑ ^{a b c} Eintrag zu Selenium hexafluoride in der ChemIDplus-Datenbank der United States National Library of Medicine (NLM)Vorlage:ChemID/temp Abrufdatum
4. ↑ ^{a b} A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1, S. 628–629.
5. ↑ L. Roth, U. Weller-Schäferbarthold: Gefährliche Chemische Reaktionen - Potentiell gefährliche chemische Reaktionen zu über 1750 Stoffen, Eintrag für Lithiumperoxid, CD-ROM Ausgabe 8/2021, ecomed Sicherheit Landsberg/Lech, ISBN 978-3-609-48040-4.
6. ↑ Agency for Toxic Substances and Disease Registry (ATSDR): ToxFAQs for Selenium Hexafluoride.