硒酸

硒酸
IUPAC名
Selenic(VI) acid
识别
CAS号 7783-08-6  checkY
PubChem 1089
ChemSpider 1058
SMILES
 
  • OSe(O)(=O)=O
InChI
 
  • 1/H2O4Se/c1-5(2,3)4/h(H2,1,2,3,4)
InChIKey QYHFIVBSNOWOCQ-UHFFFAOYAI
ChEBI 18170
RTECS VS6575000
KEGG C05697
性质
化学式 H
2SeO
4
摩尔质量 144.9734 g·mol⁻¹
外观 无色潮解性晶体
密度 2.95 g/cm3(固态)
熔点 58 °C (331 K)
沸点 260 °C (533 K) (分解)
溶解性（水） 130 g/100 mL (30 °C)
pKa -3.00
折光度n
D 		1.5174 (D-line, 20 °C)
结构
分子构型 硒为四面体形
危险性
H-术语 H301, H315, H318, H331, H373, H410
P-术语 P260, P261, P264, P270, P271, P273, P280, P301+310, P302+352, P304+340, P305+351+338, P310, P311, P314
主要危害 刺激性，高毒
NFPA 704
0
3
2
 
相关物质
其他阴离子 亚硒酸
氢硒酸
硒化氢
其他阳离子 硒酸钠
硒酸钾
相关化学品 硫酸
二氧化硒
三氧化硒
碲酸
若非注明，所有数据均出自标准状态（25 ℃，100 kPa）下。

硒酸是一种无机酸，化学式为H2SeO4。它是硒的含氧酸，它的结构可以更准确地被描述为(HO)2SeO2。

根据价层电子对互斥理论的推测，中心的硒是四面体的，其中Se-O键长为161pm。[1]它在固态为斜方晶系的晶体。[2]

制备

由于三氧化硒的不稳定性，不像三氧化硫溶于水生成硫酸，通过在水中溶解三氧化硒得到硒酸是不切实际的。[1]相反地，硒酸必须通过氧化低价态的硒化合物来制取。

制备硒酸的方法之一就是用过氧化氢氧化二氧化硒：

SeO2 + H2O2 → H2SeO4

无水硒酸被公认为晶体，它可以由硒酸的溶液在140°C (413 K; 284 °F)温度下真空蒸发。[3]

硒酸也可以通过亚硒酸(H2SeO3)被卤素（如氯气或溴）或高锰酸钾氧化制取。[4]然而，用氯气或者溴作为氧化剂会产生盐酸或者氢溴酸作为副产物，它们需要从溶液中去除，因为它们可以将硒酸还原成亚硒酸。[5]

另一种制备硒酸的方法是将单质硒在水中的悬浊液用氯气氧化：[4]

Se + 4 H2O + 3 Cl2 → H2SeO4 + 6 HCl

化学性质

类似硫酸，硒酸是一种强酸，有吸湿性，在水中溶解度很强。其浓溶液是粘稠的。已知硒酸有一水合物和二水合物。[4]一水合物的熔点在26°C，而二水合物的熔点在−51.7°C。[1]

硒酸的氧化性比硫酸强，50%硒酸能将氯离子氧化成氯气，而自身被还原成亚硒酸或二氧化硒（但氯气能够将稀亚硒酸氧化为硒酸）：[4]

H2SeO4 + 2 H+ + 2 Cl− → H2SeO3 + H2O + Cl2

硒酸在200°C以上分解，放出氧气，自身被还原成亚硒酸：[4]

2 H2SeO4 → 2 H2SeO3 + O2

硒酸可以和钡盐反应生成沉淀BaSeO4，沉淀和硫酸钡的性质类似。总体上说，硒酸盐和硫酸盐的性质相似，但是在水中的溶解性更好。许多硒酸盐有相同的、和硫酸盐一致的晶体结构。[1]

用氟磺酸处理硒酸得到硒酰氟（沸点 −8.4 °C）：[3]

H2SeO4 + 2 HSO3F → SeO2F2 + 2 H2SO4

热的浓硒酸可以溶解单质金，产生红黄色的硒酸金(III)：[6]

2 Au + 6 H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + 3 H2SeO3 + 3 H2O

后来，人们发现这种红黄色的物质其实是Au2(SeO3)2(SeO4)，其中硒的价态被IR和NMR确定。因此，其反应方程式应该为：[7]

2 Au + 4 H2SeO4(浓) → Au2(SeO3)2(SeO4) + H2SeO3 + 3 H2O

同时也能溶解铜、银等单质，生成相应的硒酸盐。热硒酸与浓盐酸的混合液像王水一样，能溶解铂。[8]

参考资料

  1. ^ 1.0 1.1 1.2 1.3 Don M. Yost. Systematic Inorganic Chemistry. READ BOOKS. 2007: 343–346. ISBN 1-4067-7302-6. 
  2. ^ Mathias S. Wickleder. Francesco A. Devillanova , 编. Handbook of chalcogen chemistry: new perspectives in sulfur, selenium and tellurium. Royal Society of Chemistry. 2007: 353. ISBN 0-85404-366-7. 
  3. ^ 3.0 3.1 Seppelt, K. “Selenoyl difluoride” Inorganic Syntheses, 1980, volume XX, pp. 36-38. ISBN 0-471-07715-1. The report describes the synthesis of selenic acid.
  4. ^ 4.0 4.1 4.2 4.3 4.4 Anil Kumar De. A Text Book of Inorganic Chemistry. New Age International. 2003: 543–545. ISBN 81-224-1384-6. 
  5. ^ Lenher, Victor; Kao, C. H. THE PREPARATION OF SELENIC ACID AND OF CERTAIN SELENATES. Journal of the American Chemical Society (American Chemical Society (ACS)). 1925, 47 (6): 1521–1522. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01683a005. 
  6. ^ Lenher, Victor. ACTION OF SELENIC ACID ON GOLD.1. Journal of the American Chemical Society (American Chemical Society (ACS)). 1902, 24 (4): 354–355. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja02018a005. 
  7. ^ Wickleder, Mathias S.; Büchner, Oliver; Wickleder, Claudia; el Sheik, Sherif; Brunklaus, Gunther; Eckert, Hellmut. Au2(SeO3)2(SeO4): Synthesis and Characterization of a New Noncentrosymmetric Selenite−Selenate. Inorganic Chemistry (American Chemical Society (ACS)). 2004, 43 (19): 5860–5864. ISSN 0020-1669. doi:10.1021/ic049270z. 
  8. ^ 刘新锦等.无机元素化学(第二版) 氧族元素.北京:科学出版社.2010.01 ISBN 978-7-03-026399-5