ook seleen (Gr. selènè = maan), symbool Se, atoomnr 34, atoomgew. 78,96, werd in 1817 door Berzelius ontdekt, enige tijd later dan tellurium. Het laatste werd naar de aarde, het eerste daarom naar de maan genoemd als de begeleider van de aarde; selenium is echter algemener op aarde dan tellurium, nl. voor 10−5 pct, ongeveer evenveel als goud en broom.
In het periodiek systeem staat het onder zwavel en het komt ook overal naast zwavel voor.Het wordt gewonnen bij de verwerking van pyriet tot zwavelzuur, waarbij het als roodachtig slib in de loden kamers achterblijft; nog belangrijker is tegenwoordig het anodeslib van de electrolytische koperraffinage (500 ton/jaar). Het wordt gezuiverd door dit slib in sterk salpeterzuur op te lossen onder oxydatie tot H2SeO3. Hieruit wordt door SO2 het selenium weer neergeslagen. Selenium komt in een aantal polymorphe modificaties voor (zie allotropie). Op de bovenbeschreven wijze ontstaat een rood amorph poeder, oplosbaar in zwavelkoolstof, waaruit het weer in donkerrode kristallen wordt afgezet (s.g. 4,46, sm.pt 170-180 gr. C.).
Er is ook een metallische modificatie, die uit het amorphe selenium ontstaat onder een aanzienlijke temperatuurstijging, wanneer dit op 80-140 gr. wordt verwarmd of bij het langzaam afkoelen van gesmolten selenium. Het heeft een sm.pt van 217 gr. C., s.g. 4,79. Merkwaardig is de afhankelijkheid van de electrische weerstand van deze modificatie van de belichting (zie fotocel). Dit metallische selenium is onoplosbaar.
Bij het snel alkoelen van gesmolten selenium ontstaat een donker gekleurd glas (s.g. 4,28). De damp bestaat uit Se8-moleculen, die tussen 500 gr. en 900 gr. dissociëren tot Se2. Het kookpunt ligt bij 688 gr. Selenium vindt slechts geringe toepassingen. Het element zelf in photocellen ook vooral van het „Sperrschicht”-type. Verder is seleen een katalysator, o.a. bij de isomerisatie van oliezuur tot elaïdinezuur en ook bij oxydatieve processen (destructie van organisch materiaal met sterk zwavelzuur en selenium bij de Kjeldahl-bepaling).
In de ceramiek vindt het enige toepassing voor het verkrijgen van rose en rode kleuren en met cadmium voor het maken van een soort robijnglas. Selenium en zijn verbindingen zijn giftig. In sommige streken van de V.S. bevatten de grond en het gewas zelfs zoveel van dit element, dat het vee er ziek van wordt. Door opzettelijke toevoeging van geringe hoeveelheden natriumselenaat aan de bodem wordt bereikt, dat (sier-) planten gedurende lange tijd niet door insecten worden aangetast, zonder dat de planten zelf schade lijden.
Seleniumverbindingen komen sterk overeen met die van zwavel, alleen is de stabiliteit geringer. Het vormt eigenlijk slechts één oxyde SeO2 , seleendioxyde, dat ontstaat bij verbranding van seleen of bij oxydatie daarvan met sterk HNO3. Het is kleurloos (s.g. 3,95) en het sublimeert bij 316 gr. C. tot een geelgroene damp. Het smelt onder druk bij 340-350 gr. C.
Het is hygroscopisch en goed oplosbaar in water tot selenigzuur H2SeO3 , dat sterker is dan het overeenkomstige zwaveligzuur. Het trioxyde SeO3 is niet goed bekend; het overeenkomstige seleenzuur H2SeO4 is echter goed bekend. Het ontstaat door oxydatie van het selenigzuur en het vormt prismatische kristallen, die bij 57 gr. C. smelten. Daarnaast zijn er ook hydraten van bekend, H2SeO4.H2O (sm.pt 26 gr. C.) en H2SeO4.4H2O (sm.pt −51,7 gr.C.).
De selenaten vertonen grote overeenkomst met de sulfaten en zij zijn daarmede vaak isomorph. Selenaten van natrium of kalium ontstaan ook door smelten van selenium (of SeO2) met overeenkomstige nitraten. Seleenwaterstof, H2Se, is een wat sterker zuur dan het overeenkomstige H2S. De seleniden, daarvan afgeleid, komen overeen met de sulfiden. Het H2Se is een zeer sterk giftige stof (k.pt −41 gr. C.), die bij verhitting op 300 gr.
C. ontleedt. Van de halogeniden zijn o.a. SeF2, SeF6 en SeBr4 bekend; het laatste vormt ook complexen van H2(SeBr6) afgeleid.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Lit.: Thorpe’s Dict. of Applied Chemistry 10, 703 (1950); Ullmann’s Enz. der techn. Chemie 9, 398 (1932).
