SÉLÉNIUM

Propriétés chimiques

Le sélénium est capable de réagir avec de nombreux éléments pour donner des composés présentant une grande analogie avec les composés correspondants du soufre.

Le séléniure d'hydrogène rappelle le sulfure d'hydrogène. Il peut être obtenu par action d'un acide dilué, comme l'acide chlorhydrique, sur un séléniure métallique ou par chauffage à 225 ⁰C d'un mélange de sélénium et d'hydroxyde de magnésium anhydre. Gazeux (ébullition à 42 ⁰C), il est très toxique. Instable, il se décompose, lentement dès la température ordinaire, rapidement à 300 ⁰C. Il brûle dans l'air. Sa solution dans l'eau se comporte comme un diacide faible. Les séléniures ont des caractéristiques proches de celles des sulfures.

Les composés halogénés du sélénium sont moins nombreux que ceux du soufre. Ils appartiennent à quatre types : Se₂X₂(X = Cl, Br), SeX₂(X = Cl, Br), SeX₄ (X = F, Cl, Br) et SeX₆ (X = F). Les iodures ne sont pas connus. Les halogénures SeX₂ n'ont pu être isolés : ils ne se manifestent que dans des mélanges, à l'état de vapeur, entre 200 et 500 ⁰C. Les autres halogénures peuvent être obtenus par synthèse directe.

L'affinité du sélénium pour l'oxygène est plus faible que celle du soufre. Seuls deux oxydes sont bien connus : SeO₂ et SeO₃. Le dioxyde se forme par combustion du sélénium à l'air. Sa structure à l'état solide, identique à celle de SO₂, est constituée de chaînes infinies en zigzag : −O−Se(O)− O−Se(O)−...−Se(O)−. Il se sublime à 315 ⁰C sous la pression normale et fond vers 340 ⁰C en tube scellé. Ses propriétés oxydantes, quoique peu marquées, le sont plus que celles de SO₂. Ainsi SeO₂ est réduit par SO₂. Le dioxyde de sélénium se dissout facilement dans l'eau pour donner l'acide sélénieux ; la solution obtenue laisse déposer par concentration à la température ambiante des cristaux orthorhombiques de H₂SeO₃, ce qui distingue le sélénium du soufre. Il suffit d'une légère élévation de température pour que ces cristaux perdent de l'eau et redonnent SeO₂. L'acide sélénieux est plus faible que l'acide sulfureux. Il lui correspond divers sels : les sélénites et les hydrogénosélénites.

L'acide sélénique H₂SeO₄ est obtenu par action d'un agent oxydant puissant (fluor, chlore, brome, ion permanganate, oxydation anodique, etc.) sur Se, SeO₂, H₂SeO₃ en présence d'eau. En plus des phases H₂SeO₄ et H₂Se₂O₇, les hydrates H₂SeO₄, xH₂O (x = 1, 2, 4, 6) ont été isolés. L'acide sélénique est un diacide fort, très hygroscopique, encore plus oxydant que H₂SO₄. Ses sels, les séléniates et les hydrogénoséléniates, sont les homologues des sulfates et des hydrogénosulfates. Sa déshydratation s'accompagne généralement de perte d'oxygène ; aussi le trioxyde SeO₃ ne peut être obtenu qu'avec difficulté par action de SO₃ sur K₂SeO₄ ou par action d'une décharge électrique sur une suspension de sélénium dans une atmosphère raréfiée d'oxygène. Solide blanc à la température ordinaire (fusion à 118 ⁰C), déliquescent, il semble exister sous deux formes cristallines.

Le diséléniure de carbone CSe₂ est obtenu par action, vers 550-600 ⁰C, du dichlorométhane CH₂Cl₂ sur le sélénium fondu. Liquide jaune or à la température ambiante (ébullition à 125 ⁰C), il a une structure linéaire dans laquelle les atomes Se peuvent être considérés comme hybridés diagonalement. Les composés OCSe et SCSe sont de même nature.

Il existe aussi de très nombreux composés organo-séléniés comme les sélénols RSeH, les séléniures RSeR′, les sélénoxides RR′SeO, les sélénones RR′SeO₂, les halogénures d'alkyl ou d'aryl sélénium RSeX_n, les sélénocyanates RSeCN et aussi les séléniures hétérocycliques tel le sélénophène[...]