비소란 무엇입니까? 정의, 공식, 속성. 멘델레예프의 원소 주기율표 - 비소 주기율표에서 원소의 위치 비소

비소(이름은 쥐를 미끼로 사용하는 쥐라는 단어에서 유래)는 주기율표의 33번째 원소입니다. 반금속을 말합니다. 산과 결합하면 염을 형성하지 않아 산을 형성하는 물질이 됩니다. 동소체 변형을 형성할 수 있습니다. 비소에는 현재 알려진 세 가지 결정 격자 구조가 있습니다. 황색비소는 전형적인 비금속의 성질을 나타내며, 비정질 비소는 검은색이고, 가장 안정한 금속비소는 회색이다. 자연에서는 화합물 형태로 가장 자주 발견되며, 자유 상태에서는 덜 발견됩니다. 가장 흔한 것은 비소철(비소철석, 유독한 황철석), 니켈(쿠퍼니켈, 구리 광석과 유사하기 때문에 그렇게 명명됨)과 같은 금속(비소화물)과 비소의 화합물입니다. 비소는 활성이 낮은 원소로 물에 불용성이며 그 화합물은 난용성 물질로 분류됩니다. 가열하는 동안 비소 산화가 발생하며, 실온에서 이 반응은 매우 느리게 진행됩니다.

모든 비소 화합물은 위장관뿐만 아니라 신경계에도 부정적인 영향을 미치는 매우 강한 독소입니다. 역사는 비소 및 그 파생물에 의한 중독에 대한 놀라운 사례를 많이 알고 있습니다. 비소 화합물은 중세 프랑스뿐만 아니라 고대 로마와 그리스에서도 독으로 사용되었습니다. 비소가 강력한 독극물로 인기를 끄는 이유는 음식에서 비소를 검출하는 것이 거의 불가능하고 냄새도 맛도 없기 때문입니다. 가열하면 산화비소로 변합니다. 비소 중독을 진단하는 것은 다양한 질병과 유사한 증상을 보이기 때문에 매우 어렵습니다. 대부분의 경우 비소 중독은 콜레라와 혼동됩니다.

비소는 어디에 사용되나요?

독성에도 불구하고 비소 유도체는 생쥐와 쥐를 미끼하는 데에만 사용되는 것이 아닙니다. 순수비소는 전기 전도성이 높기 때문에 게르마늄, 실리콘 등 반도체에 필요한 전도성을 부여하는 도펀트로 사용됩니다. 비철 야금에서는 비소가 첨가제로 사용되어 가스 환경에서 합금의 강도, 경도 및 내식성을 제공합니다. 유리제조에서는 유리를 밝게 하기 위해 소량 첨가되며, 유명한 “비엔나 유리”의 일부이기도 합니다. 니켈은 유리를 녹색으로 착색하는 데 사용됩니다. 태닝 산업에서는 털을 제거하기 위해 가죽을 가공할 때 황산비소 화합물을 사용합니다. 비소는 바니시와 페인트의 일부입니다. 목공 산업에서는 비소가 방부제로 사용됩니다. 불꽃놀이에서 "그리스 불"은 황화비소 화합물로 만들어지며 성냥 생산에 사용됩니다. 일부 비소 화합물은 화학전제로 사용됩니다. 비소의 독성 특성은 치과 진료에서 치아 치수를 죽이는 데 사용됩니다. 의학에서 비소 제제는 적혈구 수의 증가를 자극하기 위해 신체의 전반적인 색조를 증가시키는 약으로 사용됩니다. 비소는 백혈구 형성을 억제하는 효과가 있으므로 일부 백혈병 치료에 사용됩니다. 비소를 기반으로 한 수많은 의료 제제가 알려져 있지만 최근에는 독성이 덜한 약물로 점차 대체되고 있습니다.

독성에도 불구하고 비소는 가장 필수적인 요소 중 하나입니다. 연결 작업을 수행할 때 안전 규칙을 준수해야 합니다. 이는 바람직하지 않은 결과를 방지하는 데 도움이 됩니다.

비소는 질소족(주기율표 15족)의 화학 원소입니다. 이것은 마름모꼴 결정 격자를 가진 회색의 부서지기 쉬운 금속성 물질(α-비소)입니다. 600°C로 가열하면 As는 승화한다. 증기가 냉각되면 노란색 비소라는 새로운 변형이 나타납니다. 270°C 이상에서는 모든 형태의 As가 흑색 비소로 변합니다.

발견의 역사

비소가 무엇인지는 화학 원소로 인식되기 오래 전부터 알려져 있었습니다. 4세기에. 기원전 이자형. 아리스토텔레스는 산다락(sandarac)이라는 물질을 언급했는데, 이는 현재 레알가(realgar) 또는 황화비소로 여겨지고 있습니다. 그리고 1세기에. 이자형. 작가 Pliny the Elder와 Pedanius Dioscorides는 염료인 orpiment를 2 S 3으로 묘사했습니다. 11세기에 N. 이자형. “비소”에는 흰색(As 4 O 6), 노란색(As 2 S 3), 빨간색(As 4 S 4)의 세 가지 종류가 있습니다. 원소 자체는 아마도 13세기에 알베르투스 마그누스(Albertus Magnus)에 의해 처음 분리되었을 것입니다. 그는 As 2 S 3의 또 다른 이름인 비소(arsenicum)를 비누로 가열할 때 금속 같은 물질이 나타나는 것을 발견했습니다. 그러나 이 자연과학자가 순수한 비소를 획득했다는 확신은 없습니다. 순수한 고립에 대한 최초의 확실한 증거는 1649년으로 거슬러 올라갑니다. 독일의 약사 요한 슈뢰더(Johann Schröder)는 석탄이 있는 상태에서 산화물을 가열하여 비소를 제조했습니다. 나중에 프랑스의 의사이자 화학자인 Nicolas Lemery는 산화물, 비누 및 칼륨의 혼합물을 가열하여 이 화학 원소가 형성되는 것을 관찰했습니다. 18세기 초에 비소는 이미 독특한 반금속으로 알려졌습니다.

널리 퍼짐

지각에서 비소의 농도는 낮으며 1.5ppm에 이릅니다. 토양과 광물에서 발견되며 바람과 물 침식을 통해 공기, 물, 토양으로 방출될 수 있습니다. 또한, 이 원소는 다른 소스로부터 대기로 유입됩니다. 화산 폭발로 인해 연간 약 3,000톤의 비소가 대기 중으로 배출되고, 미생물이 연간 2만 톤의 휘발성 메틸아르신을 생산하며, 화석 연료 연소로 인해 연간 8만 톤이 대기 중으로 배출됩니다. 같은 기간.

As가 치명적인 독이라는 사실에도 불구하고 필요한 복용량은 0.01mg/일을 초과하지 않지만 일부 동물과 인간의 식단에서 중요한 구성 요소입니다.

비소는 수용성 또는 휘발성 상태로 전환하기가 극히 어렵습니다. 이동성이 매우 높다는 사실은 물질의 농도가 높을수록 한 곳에 나타날 수 없다는 것을 의미합니다. 한편으로는 좋은 일이지만, 다른 한편으로는 쉽게 퍼지기 때문에 비소 오염이 더 큰 문제가 되고 있습니다. 주로 채광 및 제련을 통한 인간 활동으로 인해 일반적으로 움직이지 않는 화학 원소가 이동하여 이제 자연 농도가 아닌 다른 곳에서 발견될 수 있습니다.

지각의 비소 양은 톤당 약 5g입니다. 우주에서 그 농도는 실리콘 원자 백만 개당 원자 4개로 추정됩니다. 이 요소는 널리 퍼져 있습니다. 원시 상태에는 소량이 존재합니다. 일반적으로 순도 90-98%의 비소 형성물은 안티몬 및 은과 같은 금속과 함께 발견됩니다. 그러나 대부분은 황화물, 비소화물, 설포비소화물, 비소화물 등 150가지가 넘는 다양한 광물에 포함되어 있습니다. Arsenopyrite FeAsS는 가장 일반적인 As 함유 광물 중 하나입니다. 다른 일반적인 비소 화합물로는 realgar As 4 S 4, orpiment As 2 S 3, 렐링자이트 FeAs 2 및 enargite Cu 3 AsS 4가 있습니다. 산화비소도 일반적입니다. 이 물질의 대부분은 구리, 납, 코발트 및 금광석을 제련할 때 나오는 부산물입니다.

자연에는 비소의 안정한 동위원소인 75 As가 하나만 존재합니다. 인공 방사성 동위원소 중 반감기가 26.4시간인 76과 마찬가지로 비소-72, -74, -76이 의료 진단에 사용된다.

산업 생산 및 응용

금속 비소는 비소철석을 공기에 접근하지 않고 650~700°C로 가열하여 얻습니다. 비소철석 및 기타 금속 광석이 산소와 함께 가열되면 As는 쉽게 결합하여 "백색 비소"라고도 알려진 쉽게 승화되는 As 4 O 6을 형성합니다. 산화물 증기는 수집 및 응축된 후 반복적인 승화를 통해 정제됩니다. 대부분의 As는 이렇게 얻은 백색비소를 탄소로 환원시켜 생성된다.

비소 금속의 전 세계 소비량은 상대적으로 적습니다. 연간 수백 톤에 불과합니다. 소비되는 것의 대부분은 스웨덴에서 나옵니다. 준금속 특성으로 인해 야금에 사용됩니다. 납탄 생산에는 용융된 방울의 진원도를 향상시키기 위해 약 1%의 비소가 사용됩니다. 납 기반 베어링 합금의 특성은 약 3%의 비소를 함유할 때 열적으로나 기계적으로 모두 향상됩니다. 납 합금에 소량의 이 화학 원소가 존재하면 배터리 및 케이블 갑옷에 사용하기 위해 단단해집니다. 작은 비소 불순물은 구리와 황동의 내식성과 열적 특성을 증가시킵니다. 순수한 형태의 화학 원소 As는 청동 코팅 및 불꽃 제조에 사용됩니다. 고도로 정제된 비소는 실리콘 및 게르마늄과 함께 사용되며 다이오드, 레이저 및 트랜지스터에서 갈륨 비소(GaAs) 형태로 반도체 기술에 사용됩니다.

연결로

비소의 원자가는 3과 5이고 산화 상태 범위는 -3에서 +5까지이므로 원소는 다양한 유형의 화합물을 형성할 수 있습니다. 가장 중요한 상업적으로 중요한 형태는 As 4 O 6 및 As 2 O 5 입니다. 일반적으로 백색 비소로 알려진 산화비소는 구리, 납 및 기타 금속의 광석뿐만 아니라 비소철석 및 황화물 광석을 로스팅할 때 생성되는 부산물입니다. 이는 대부분의 다른 화합물의 출발 물질입니다. 또한 살충제, 유리 생산 시 탈색제, 가죽 방부제로도 사용됩니다. 오산화비소는 백색 비소가 산화제(예: 질산)에 노출될 때 형성됩니다. 살충제, 제초제, 금속접착제의 주성분입니다.

비소와 수소로 구성된 무색의 유독가스인 아르신(AsH3)도 또 다른 알려진 물질이다. 비소수소라고도 불리는 이 물질은 금속 비소화물을 가수분해하고 산성 용액에서 비소 화합물로부터 금속을 환원시켜 얻습니다. 이는 반도체의 도펀트 및 화학전 물질로 사용되는 것으로 나타났습니다. 농업에서는 토양살균과 해충방제에 사용되는 비산(H3AsO4), 비산납(PbHAsO4), 비산칼슘[Ca3(AsO4)2]이 매우 중요하다.

비소는 많은 유기 화합물을 형성하는 화학 원소입니다. 예를 들어 Cacodyne (CH 3) 2 As-As(CH 3) 2 는 널리 사용되는 건조제(건조제) cacodylic acid의 제조에 사용됩니다. 요소의 복합 유기 화합물은 미생물로 인한 아메바성 이질과 같은 특정 질병의 치료에 사용됩니다.

물리적 특성

비소의 물리적 특성은 무엇입니까? 가장 안정한 상태에서는 부서지기 쉬운 강철 회색 고체이며 열 및 전기 전도성이 낮습니다. As의 일부 형태는 금속과 유사하지만 이를 비금속으로 분류하는 것이 비소의 특성을 보다 정확하게 나타냅니다. 다른 형태의 비소도 있지만 잘 연구되지는 않았습니다. 특히 백린 P 4 와 같은 As 4 분자로 구성된 황색 준안정 형태는 더욱 그렇습니다. 비소는 613°C의 온도에서 승화하며 증기 형태로 4개의 분자로 존재하며 약 800°C의 온도까지 해리되지 않습니다. As 2 분자로의 완전한 해리는 1700°C에서 발생합니다.

원자 구조와 결합 형성 능력

비소의 전자 공식 - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 - 외부 껍질에 5개의 전자가 있다는 점에서 질소 및 인과 유사하지만 두 번째 전자 껍질에 18개의 전자가 있다는 점에서 다릅니다. 2개나 8개가 아닌 껍질. 5개의 3d 오비탈을 채우면서 핵에 10개의 양전하를 추가하면 전자 구름이 전반적으로 감소하고 원소의 전기음성도가 증가하는 경우가 많습니다. 주기율표의 비소는 이러한 패턴을 명확하게 보여주는 다른 그룹과 비교할 수 있습니다. 예를 들어, 아연은 마그네슘보다, 갈륨은 알루미늄보다 전기음성도가 더 높다는 것이 일반적으로 받아들여지고 있습니다. 그러나 후속 그룹에서는 이러한 차이가 줄어들고, 화학적 증거가 풍부함에도 불구하고 게르마늄이 실리콘보다 전기음성도가 더 높다는 데 많은 사람들이 동의하지 않습니다. 8원소 껍질에서 18원소 껍질이 인에서 비소로 유사한 전이가 전기음성도를 증가시킬 수 있지만 이는 여전히 논란의 여지가 있습니다.

As와 P의 외부 껍질의 유사성은 추가의 결합되지 않은 전자쌍이 있는 경우 원자당 3개를 형성할 수 있음을 시사합니다. 따라서 산화 상태는 상대적인 상호 전기음성도에 따라 +3 또는 -3이어야 합니다. 비소의 구조는 또한 외부 d-오비탈을 사용하여 옥텟을 확장할 가능성을 제시하며, 이를 통해 원소는 5개의 결합을 형성할 수 있습니다. 불소와 반응할 때만 실현됩니다. As 원자에서 (전자 공여를 통해) 복합 화합물을 형성하기 위한 자유 전자쌍의 존재는 인과 질소에서보다 훨씬 덜 두드러집니다.

비소는 건조한 공기에서는 안정적이지만 습한 공기에서는 흑색 산화물로 변합니다. 증기는 쉽게 연소되어 As 2 O 3를 형성합니다. 자유 비소란 무엇입니까? 물, 알칼리 및 비산화성 산의 영향을 거의 받지 않지만 질산에 의해 +5 상태로 산화됩니다. 할로겐과 황은 비소와 반응하며 많은 금속이 비소화물을 형성합니다.

분석 화학

비소라는 물질은 25% 염산 용액의 영향으로 침전되는 노란색의 orpiment 형태로 정성적으로 검출될 수 있습니다. As의 흔적은 일반적으로 이를 아르신으로 변환하여 결정되며 이는 습지 테스트를 사용하여 감지할 수 있습니다. 아르신은 열에 의해 분해되어 좁은 관 내부에 비소의 검은 거울을 형성합니다. Gutzeit 방법에 따르면, 아르신이 함침된 샘플은 수은 방출로 인해 어두워집니다.

비소의 독성학적 특성

원소와 그 파생물의 독성은 매우 독성이 강한 아르신과 그 유기 파생물부터 상대적으로 불활성인 단순한 As까지 매우 다양합니다. 비소가 무엇인지는 유기 화합물을 화학전제(루이사이트), 건조제 및 고엽제(5% 카코딜산과 26% 나트륨 염의 수성 혼합물을 기반으로 한 에이전트 블루)로 사용함으로써 입증됩니다.

일반적으로 이 화학 원소의 유도체는 피부를 자극하고 피부염을 유발합니다. 비소 함유 분진의 흡입으로부터 보호하는 것도 권장되지만, 대부분의 중독은 섭취를 통해 발생합니다. 하루 8시간 근무 시 먼지 내 As의 최대 허용 농도는 0.5 mg/m 3 입니다. 아르신의 경우 복용량을 0.05ppm으로 줄입니다. 이 화학 원소의 화합물을 제초제 및 살충제로 사용하는 것 외에도 약리학에서 비소를 사용하면 매독에 대한 최초의 성공적인 약물인 살바르산(salvarsan)을 얻을 수 있었습니다.

건강에 미치는 영향

비소는 가장 독성이 강한 원소 중 하나입니다. 이 화학물질의 무기 화합물은 자연적으로 소량으로 발생합니다. 사람들은 음식, 물, 공기를 통해 비소에 노출될 수 있습니다. 오염된 토양이나 물과의 피부 접촉을 통해서도 노출이 발생할 수 있습니다.

이 물질로 작업하는 사람들, 이 물질로 처리된 목재로 지은 집, 과거에 살충제가 사용되었던 농경지에서 사는 사람들도 노출되기 쉽습니다.

무기 비소는 위와 장의 자극, 적혈구 및 백혈구 생성 감소, 피부 변화, 폐 자극 등 인간에게 다양한 건강 영향을 미칠 수 있습니다. 이 물질을 상당량 섭취하면 암, 특히 피부암, 폐암, 간암, 림프계암 발병 가능성이 높아질 수 있는 것으로 의심됩니다.

매우 높은 농도의 무기 비소는 여성의 불임 및 유산, 피부염, 감염에 대한 신체 저항력 감소, 심장 문제 및 뇌 손상을 유발합니다. 또한 이 화학 원소는 DNA를 손상시킬 수 있습니다.

백색비소의 치사량은 100mg이다.

이 원소의 유기 화합물은 암을 유발하거나 유전암호를 손상시키지 않지만, 과다 복용하면 신경 장애나 복통을 유발하는 등 인체 건강에 해를 끼칠 수 있습니다.

다음과 같은 속성

비소의 주요 화학적, 물리적 특성은 다음과 같습니다.

• 원자 번호는 33입니다.
• 원자량 - 74.9216.
• 회색 형태의 녹는점은 36기압에서 814°C이다.
• 회색 형태의 밀도는 14°C에서 5.73g/cm 3 입니다.
• 노란색 형태의 밀도는 18°C에서 2.03g/cm 3 입니다.
• 비소의 전자식은 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3입니다.
• 산화 상태 - -3, +3, +5.
• 비소의 원자가는 3.5이다.

비소는 원자 번호 33인 주기율표 4주기의 5족 화학 원소입니다. 녹색을 띤 부서지기 쉬운 강철 색상의 반금속입니다. 오늘 우리는 비소가 무엇인지 자세히 살펴보고 이 요소의 기본 특성에 대해 알아 보겠습니다.

일반적 특성

비소의 독창성은 암석, 물, 광물, 토양, 동식물 등 문자 그대로 모든 곳에서 발견된다는 사실에 있습니다. 그러므로 그것은 종종 편재적인 요소라고 불립니다. 비소는 지구의 모든 지리적 영역에 방해받지 않고 분포되어 있습니다. 그 이유는 화합물의 휘발성과 용해도 때문입니다.

요소의 이름은 설치류 구제에 사용되는 것과 관련이 있습니다. 라틴어 Arsenicum(주기율표의 비소 공식은 As)은 "강한" 또는 "강력한"을 의미하는 그리스어 Arsen에서 파생되었습니다.

평균 성인의 몸에는 이 성분이 약 15mg 포함되어 있습니다. 주로 소장, 간, 폐 및 상피에 집중되어 있습니다. 물질의 흡수는 위와 내장에서 수행됩니다. 비소 길항제는 황, 인, 셀레늄, 일부 아미노산, 비타민 E 및 C입니다. 요소 자체는 아연, 셀레늄뿐만 아니라 비타민 A, C, B9 및 E의 흡수를 손상시킵니다.

다른 많은 물질과 마찬가지로 비소는 독이 될 수도 있고 약이 될 수도 있으며 복용량에 따라 다릅니다.

비소와 같은 요소의 유용한 기능은 다음과 같습니다.

1. 질소와 인의 흡수를 자극합니다.
2. 조혈 개선.
3. 시스테인, 단백질 및 리포산과의 상호 작용.
4. 산화 과정의 약화.

성인의 일일 비소 요구량은 30~100mcg입니다.

역사적 참고자료

인간 발달 단계 중 하나를 "청동"이라고 합니다. 이 기간 동안 사람들은 석재 무기를 청동 무기로 교체했기 때문입니다. 이 금속은 주석과 구리의 합금입니다. 한때 청동을 제련할 때 장인들이 실수로 구리 광석 대신 황화 구리-비소 광물의 풍화 제품을 사용한 적이 있습니다. 그 결과 합금은 주조가 용이하고 단조가 뛰어났습니다. 그 당시에는 비소가 무엇인지 아직 아무도 몰랐지만 고품질 청동 생산을 위해 의도적으로 비소 광물 매장지를 찾았습니다. 시간이 지남에 따라 이 기술은 사용 시 중독이 자주 발생했기 때문에 폐기되었습니다.

고대 중국에서는 Realgar(As 4 S 4)라는 단단한 광물을 사용했습니다. 돌 조각에 사용되었습니다. 온도와 빛의 영향으로 레알가가 다른 물질로 변했기 때문에 2S 3과 마찬가지로 곧 버려졌습니다.

기원전 1세기에 로마의 과학자 플리니우스(Pliny the Elder)는 식물학자이자 의사인 디오스코리데스(Dioscorides)와 함께 오르피멘트(orpiment)라고 불리는 비소 광물을 기술했습니다. 그 이름은 라틴어에서 "황금 페인트"로 번역됩니다. 이 물질은 노란색 염료로 사용되었습니다.

중세 시대에 연금술사는 원소의 세 가지 형태를 분류했습니다: 노란색(As 2 S 3 황화물), 빨간색(As 4 S 4 황화물), 흰색(As 2 O 3 산화물). 13세기에 연금술사는 황비소를 비누로 가열하여 금속 같은 물질을 얻었습니다. 아마도 이것은 인위적으로 얻은 순수한 원소의 첫 번째 예였을 것입니다.

순수한 형태의 비소가 무엇인지는 17세기 초에 발견되었습니다. 요한 슈뢰더(Johann Schröder)가 숯으로 산화물을 환원하여 이 원소를 분리했을 때 이런 일이 일어났습니다. 몇 년 후, 프랑스의 화학자 Nicolas Lemery는 비누와 칼륨의 혼합물에서 산화물을 가열하여 물질을 얻었습니다. 다음 세기에 비소는 이미 반금속 상태로 잘 알려졌습니다.

화학적 특성

Mendeleev의 주기율표에서 화학 원소 비소는 다섯 번째 그룹에 위치하고 질소 계열에 속합니다. 자연 조건에서는 유일하게 안정한 핵종이다. 10개 이상의 방사성 동위원소가 인공적으로 생성됩니다. 반감기 범위는 2-3분에서 몇 달까지 상당히 넓습니다.

비소는 때때로 금속으로 불리기도 하지만 비금속일 가능성이 더 높습니다. 산과 결합하면 염을 형성하지 않지만 그 자체는 산을 형성하는 물질입니다. 이것이 요소가 반금속으로 식별되는 이유입니다.

인과 마찬가지로 비소도 다양한 동소체 구성으로 발견될 수 있습니다. 그중 하나인 회색비소는 깨지면 금속 광택을 띠는 부서지기 쉬운 물질입니다. 이 반금속의 전기 전도도는 구리보다 17배 낮지만 수은보다 3.6배 높습니다. 온도가 증가하면 감소하며 이는 일반적인 금속의 경우 일반적입니다.

비소 증기를 액체 질소 온도(-196°C)까지 급격하게 냉각시키면 황인과 유사한 연한 황색 물질을 얻을 수 있습니다. 가열되어 자외선에 노출되면 황색 비소는 즉시 회색으로 변합니다. 반응에는 열 방출이 수반됩니다. 불활성 대기에서 증기가 응축되면 또 다른 형태의 물질, 즉 비정질이 형성됩니다. 비소 증기가 침전되면 유리에 거울막이 나타납니다.

이 물질의 외부 전자 껍질은 인 및 질소와 동일한 구조를 가지고 있습니다. 인과 마찬가지로 비소도 세 개의 공유 결합을 형성합니다. 건조한 공기에서는 안정된 형태를 가지며, 습도가 증가하면 흐려지고 검은색 산화막으로 덮입니다. 증기에 불이 붙으면 물질은 푸른 불꽃을 일으키며 연소됩니다.

비소는 불활성이므로 산화성이 없는 물, 알칼리, 산의 영향을 받지 않습니다. 물질이 묽은 질산과 접촉하면 오르토비소산이 형성되고, 진한 산과 접촉하면 오르토비소산이 형성됩니다. 비소는 또한 황과 반응하여 다양한 조성의 황화물을 형성합니다.

자연 속에 존재하기

자연 조건에서 비소와 같은 화학 원소는 구리, 니켈, 코발트 및 철과의 화합물에서 흔히 발견됩니다.

물질이 형성하는 광물의 구성은 반금속 특성으로 인해 발생합니다. 현재까지 이 원소의 광물은 200개 이상 알려져 있습니다. 비소는 음성 및 양성 산화 상태로 존재할 수 있으므로 다른 많은 물질과 쉽게 상호 작용합니다. 비소의 양성 산화 동안에는 금속(황화물에서)으로 기능하고, 음성 산화 동안에는 비금속(비소에서)으로 기능합니다. 이 원소를 함유한 미네랄은 다소 복잡한 구성을 가지고 있습니다. 결정 격자에서 반금속은 황, 안티몬 및 금속 원자를 대체할 수 있습니다.

조성적 관점에서 볼 때, 비소를 함유한 많은 금속 화합물은 비소화물이 아니라 금속간 화합물에 속할 가능성이 더 높습니다. 그 중 일부는 주요 요소의 다양한 내용으로 구별됩니다. 비소화물은 여러 금속을 동시에 포함할 수 있으며, 그 원자는 가까운 이온 반경에서 서로 교체될 수 있습니다. 비소화물로 분류되는 모든 광물은 금속성 광택을 가지며 불투명하고 무겁고 내구성이 있습니다. 천연 비소화물(총 25개 정도 있음) 중에는 스커터루다이트, 람멜스브레자이트, 니켈린, 렐링라이트, 클리노사플로라이트 등의 미네랄이 주목할 수 있습니다.

화학적 관점에서 흥미로운 점은 비소가 황과 동시에 존재하고 금속 역할을 하는 광물입니다. 그들은 매우 복잡한 구조를 가지고 있습니다.

비산(비산염)의 천연 염은 다양한 색상을 가질 수 있습니다: 에리스리톨 - 코발트; 심플사이트, 아나베르자이트, 스코라이드는 녹색을 띠고, 루즈벨트타이트, 케티자이트, 게르네사이트는 무색을 띤다.

화학적 성질의 측면에서 비소는 매우 불활성이므로 융합된 입방체와 바늘 형태의 기본 상태에서 발견될 수 있습니다. 너겟의 불순물 함량은 15%를 초과하지 않습니다.

토양의 비소 함량은 0.1~40mg/kg입니다. 화산 지역과 비소 광석이 있는 곳에서는 이 수치가 최대 8g/kg에 달할 수 있습니다. 그러한 장소의 식물은 죽고 동물은 병에 걸립니다. 유사한 문제는 요소가 토양에서 씻겨 나가지 않는 대초원과 사막에서도 일반적입니다. 점토암은 일반 암석보다 4배 더 많은 비소 물질을 함유하고 있기 때문에 농축된 것으로 간주됩니다.

순수한 물질이 바이오메틸화 과정을 통해 휘발성 화합물로 변환되면 물뿐만 아니라 바람에 의해서도 토양 밖으로 운반될 수 있습니다. 일반 지역에서 공기 중 비소 농도는 평균 0.01μg/m 3 입니다. 공장과 발전소가 운영되는 산업 지역에서는 이 수치가 1μg/m3에 도달할 수 있습니다.

미네랄 워터에는 적당한 양의 비소 물질이 함유되어 있을 수 있습니다. 일반적으로 인정되는 표준에 따르면 약용 광천수에서 비소 농도는 70 µg/l를 초과해서는 안 됩니다. 더 높은 비율에서도 그러한 물을 정기적으로 섭취해야만 중독이 발생할 수 있다는 점은 여기서 주목할 가치가 있습니다.

자연수에서 이 원소는 다양한 형태와 화합물로 발견될 수 있습니다. 예를 들어, 3가 비소는 5가 비소보다 독성이 훨씬 더 강합니다.

비소 얻기

이 원소는 납, 아연, 구리, 코발트 광석 가공 및 금 채굴 과정에서 부산물로 얻어집니다. 일부 다금속 광석에서는 비소 함량이 최대 12%에 달할 수 있습니다. 700 °C로 가열되면 승화가 발생합니다. 즉 물질이 액체 상태를 우회하여 고체에서 기체 상태로 전이되는 것입니다. 이 과정이 발생하는 중요한 조건은 공기가 없다는 것입니다. 비소 광석을 공기 중에서 가열하면 '백색 비소'라고 불리는 휘발성 산화물이 생성됩니다. 석탄과 응축시켜 순수한 비소를 회수합니다.

요소를 가져오는 공식은 다음과 같습니다.

• 2As2S3+9O2=6SO2+2As2O3;
• 2O3 +3C=2As+3CO로.

비소 채굴은 위험한 산업입니다. 역설적인 것은 이 요소에 의한 가장 큰 환경 오염이 이를 생산하는 기업 근처가 아니라 발전소 및 비철 야금 공장 근처에서 발생한다는 사실입니다.

또 다른 역설은 금속 비소의 생산량이 그 필요성을 초과한다는 것입니다. 이는 금속 채굴 산업에서 매우 드문 일입니다. 과잉 비소는 오래된 광산에 금속 용기를 묻어 처리해야 합니다.

가장 큰 비소 광석 매장지는 다음 국가에 집중되어 있습니다.

1. 구리-비소 - 미국, 조지아, 일본, 스웨덴, 노르웨이 및 중앙아시아 국가.
2. 금-비소 - 프랑스와 미국.
3. 비소-코발트 - 캐나다 및 뉴질랜드.
4. 비소 주석 - 영국과 볼리비아.

정의

비소의 실험실 측정은 염산 용액에서 황색 황화물을 침전시켜 수행됩니다. 원소의 흔적은 Gutzeit 방법이나 습지 반응을 사용하여 결정됩니다. 지난 반세기 동안 극소량의 이 물질도 검출할 수 있는 모든 종류의 민감한 분석 기술이 개발되었습니다.

일부 비소 화합물은 선택적 하이브리드 방법을 사용하여 분석됩니다. 여기에는 시험 물질을 휘발성 원소인 아르신으로 환원시킨 다음 액체 질소로 냉각된 용기에서 냉동시키는 과정이 포함됩니다. 그 후, 용기의 내용물이 천천히 가열되면 다양한 아르신이 서로 분리되어 증발하기 시작합니다.

산업용

채굴된 비소의 거의 98%가 순수한 형태로 사용되지 않습니다. 그 화합물은 다양한 산업 분야에서 널리 사용됩니다. 매년 수백 톤의 비소가 채굴되고 처리됩니다. 베어링 합금의 품질향상을 위해 첨가되며, 케이블이나 납전지의 경도를 높이는 데 사용되며, 게르마늄이나 실리콘과 함께 반도체 소자 제조에도 사용됩니다. 그리고 이것은 가장 야심찬 분야입니다.

도펀트로서 비소는 일부 "고전적인" 반도체에 전도성을 부여합니다. 납에 첨가하면 금속의 강도와 구리의 유동성, 경도 및 내식성이 크게 향상됩니다. 비소는 때때로 일부 등급의 청동, 황동, 배빗 및 유형 합금에 첨가되기도 합니다. 그러나 야금학자들은 이 물질이 건강에 안전하지 않기 때문에 사용을 피하려고 하는 경우가 많습니다. 일부 금속의 경우 다량의 비소가 원래 재료의 특성을 저하시키기 때문에 해롭습니다.

산화비소는 유리 제조 시 유리 광택제로 사용되는 것으로 나타났습니다. 고대 유리 공예가들이 이 방향으로 사용했습니다. 비소 화합물은 강력한 방부제이므로 모피, 박제 동물 및 가죽을 보존하고 물 수송 및 목재 함침을 위한 방오 도료를 만드는 데 사용됩니다.

일부 비소 유도체의 생물학적 활성으로 인해 이 물질은 식물 성장 자극제뿐만 아니라 가축용 구충제를 포함한 의약품 생산에도 사용됩니다. 이 요소가 포함된 제품은 잡초, 설치류 및 곤충을 방제하는 데 사용됩니다. 이전에는 사람들이 비소를 식품 생산에 사용할 수 있는지 여부에 대해 생각하지 않았을 때 비소는 농업에서 더 광범위하게 사용되었습니다. 그러나 독성이 발견된 후 대체 물질을 찾아야 했습니다.

이 요소의 중요한 응용 분야는 미세 회로, 광섬유, 반도체, 필름 전자 장치의 생산뿐만 아니라 레이저용 미세 결정의 성장입니다. 이러한 목적으로 기체 아르신이 사용됩니다. 그리고 레이저, 다이오드, 트랜지스터의 생산은 갈륨과 인듐 비화물 없이는 완전하지 않습니다.

약

인간의 조직과 기관에서 이 원소는 주로 단백질 분획으로 존재하며, 산에 용해되는 분획에서는 이보다 적은 양으로 존재합니다. 발효, 해당작용 및 산화환원 반응에 관여하며 복합 탄수화물의 분해도 보장합니다. 생화학에서 이 물질의 화합물은 대사 반응 연구에 필요한 특정 효소 억제제로 사용됩니다. 비소는 인체에 ​​미량 원소로 필요합니다.

의학에서 원소의 사용은 생산에서보다 덜 광범위합니다. 미세한 복용량은 모든 종류의 질병과 병리를 진단하고 치과 질환을 치료하는 데 사용됩니다.

치과에서는 펄프를 제거하기 위해 비소를 사용합니다. 비산을 함유한 페이스트의 작은 부분은 말 그대로 하루 안에 치아의 죽음을 보장합니다. 그 작용 덕분에 치수 제거는 고통스럽고 방해받지 않습니다.

비소는 또한 가벼운 형태의 백혈병 치료에도 널리 사용됩니다. 이를 통해 백혈구의 병리학적 형성을 감소시키거나 심지어 억제할 수 있을 뿐만 아니라 적혈구 생성 및 적혈구 방출을 자극할 수 있습니다.

비소는 독과 같다

이 원소의 모든 화합물은 유독합니다. 급성 비소 중독은 복통, 설사, 메스꺼움, 중추신경계 저하를 초래합니다. 이 물질에 중독되면 증상은 콜레라와 유사합니다. 따라서 의도적 비소 중독의 초기 사례는 사법 관행에서 종종 발생했습니다. 범죄 목적으로 이 원소는 삼산화물 형태로 가장 자주 사용되었습니다.

중독의 증상

처음에 비소 중독은 입안의 금속 맛, 구토 및 복통으로 나타납니다. 조치를 취하지 않으면 경련, 심지어 마비가 발생할 수 있습니다. 최악의 경우 중독은 치명적일 수 있습니다.

중독의 원인은 다음과 같습니다.

1. 비소 화합물이 포함된 먼지 흡입. 일반적으로 노동 안전 규칙을 따르지 않는 비소 생산 공장에서 발생합니다.
2. 중독된 음식이나 물을 섭취합니다.
3. 특정 약물의 사용.

응급 처치

비소 중독에 대한 가장 널리 이용 가능하고 잘 알려진 해독제는 우유입니다. 여기에 함유된 카제인 단백질은 혈액에 흡수될 수 없는 독성 물질과 함께 불용성 화합물을 형성합니다.

급성 중독의 경우 피해자를 신속하게 돕기 위해 위 세척을 받아야합니다. 병원 환경에서는 신장 정화를 목표로 혈액 투석도 실시됩니다. 약물 중에는 보편적인 해독제가 사용됩니다 - Unithiol. 또한 셀레늄, 아연, 황 및 인과 같은 길항제 물질을 사용할 수 있습니다. 앞으로는 환자에게 아미노산과 비타민 복합제를 처방해야 합니다.

비소 결핍

"비소란 무엇입니까?"라는 질문에 답할 때 인체에 소량이 필요하다는 점은 주목할 가치가 있습니다. 이 요소는 면역 독성이 있으며 조건부로 필수 요소로 간주됩니다. 그것은 인체의 거의 모든 가장 중요한 생화학적 과정에 참여합니다. 이 물질의 결핍은 혈액 내 트리글리세리드 농도 감소, 신체 발달 및 성장 저하 등의 징후로 나타날 수 있습니다.

일반적으로 심각한 건강 문제가 없으면식이 요법에서 비소 부족에 대해 걱정할 필요가 없습니다. 비소는 식물 및 동물 기원의 거의 모든 제품에서 발견되기 때문입니다. 해산물, 시리얼, 포도 와인, 주스, 식수에는 특히 이 물질이 풍부합니다. 24시간 이내에 섭취된 비소의 34%가 신체에서 제거됩니다.

빈혈의 경우에는 식욕을 증가시키는 물질을 복용하고, 셀레늄 중독의 경우에는 효과적인 해독제로 작용한다.

비소 화합물(영어 및 프랑스어 Arsenic, 독일어 Arsen)은 매우 오랫동안 알려져 왔습니다. 기원전 III-II 천년. 이자형. 4~5%의 비소를 함유한 구리 합금을 생산하는 방법을 이미 알고 있었습니다. 아리스토텔레스의 학생인 테오프라스투스(기원전 4~3세기)는 자연에서 발견되는 적색 황화비소를 리얼가라고 불렀습니다. Pliny는 황색 황화비소를 2S 3 orpiment (Auripigmentum)라고 부릅니다. -황금색이며 나중에 orpiment라는 이름을 받았습니다. 고대 그리스어 arsenicon과 sandarac은 주로 황 화합물을 나타냅니다. 1세기에 Dioscorides는 orpiment의 연소와 그 결과 생성물인 백색 비소(As 2 O 3)를 설명했습니다. 화학 발전의 연금술 시대에는 비소(Arsenik)가 유황의 성질을 가지고 있다는 것은 부인할 수 없는 것으로 간주되었으며, 유황(Sulfur)은 "금속의 아버지"로 추앙되었기 때문에 남성적인 특성은 비소에 귀속되었습니다. 비소 금속이 정확히 언제 처음 획득되었는지는 알 수 없습니다. 이 발견은 대개 알베르토 대왕(13세기)의 것으로 여겨집니다. 연금술사들은 흰색 은색에 비소를 첨가하여 구리를 착색하는 것을 구리가 은으로 변하는 것으로 간주하고 그러한 "변형"을 비소의 강력한 힘에 기인한다고 생각했습니다. 중세와 현대의 첫 세기에 비소의 독성이 알려졌습니다. 그러나 Dioscorides(Iv.)조차도 천식 환자에게 수지와 함께 레알가를 가열하여 얻은 제품의 증기를 흡입할 것을 권장했습니다. Paracelsus는 이미 백색 비소 및 기타 비소 화합물을 치료에 널리 사용했습니다. 15~17세기의 화학자와 광부. 특정 냄새와 독성 특성을 지닌 증기 생성물을 승화시키고 형성하는 비소의 능력에 대해 알고 있었고 Vasily Valentin은 16세기 야금학자에게 잘 알려진 것을 언급했습니다. 고로 연기(Huttenrauch)와 그 특유의 냄새. 황화비소를 지칭하는 비소의 그리스(및 라틴어) 이름은 그리스 남성형에서 유래되었습니다. 이 이름의 유래에 대한 다른 설명이 있습니다. 예를 들어 "몸 깊숙이 침투하는 불행한 독"을 의미하는 아랍어 arsa paki에서 유래했습니다. 아랍인들은 아마도 이 이름을 그리스인에게서 빌렸을 것입니다. 러시아 이름 비소는 오랫동안 알려져 왔습니다. 비소를 반금속으로 간주했던 Lomonosov 시대 이후로 문헌에 등장했습니다. 18세기에는 이 이름과 함께. arsenic이라는 단어를 사용하였고, arsenic을 As 2 O 3 라고 불렀다. Zakharov(1810)는 비소라는 이름을 제안했지만 인기를 얻지 못했습니다. 비소라는 단어는 아마도 투르크 민족의 러시아 장인이 빌린 것 같습니다. 아제르바이잔어, 우즈벡어, 페르시아어 및 기타 동부 언어에서는 비소를 margumush(mar - kill, mush - mouse)라고 불렀습니다. 러시아 비소, 아마도 쥐독 또는 쥐독의 부패일 것입니다.

정의

비소- 주기율표의 33번째 원소. 명칭 - 라틴어 "arsenicum"에서 유래. 네 번째 기간에 위치한 VA 그룹입니다. 반금속을 말합니다. 핵전하는 33이다.

비소는 자연에서 주로 금속이나 황과의 화합물로 발생하며 유리 상태에서는 거의 발생하지 않습니다. 지각의 비소 함량은 0.0005%입니다.

비소는 일반적으로 비소 황철석 FeAsS에서 얻습니다.

비소의 원자 및 분자 질량

물질의 상대 분자량(M r)은 주어진 분자의 질량이 탄소 원자 질량의 1/12보다 몇 배나 큰지를 나타내는 숫자이고, 원소의 상대적 원자 질량(A r) - 화학 원소의 평균 원자 질량이 탄소 원자 질량의 1/12보다 큰 횟수입니다.

자유 상태의 비소는 단원자 형태의 분자로 존재하기 때문에 원자 질량과 분자 질량의 값이 일치합니다. 74.9216과 같습니다.

비소의 동소체 및 동소체 변형

인과 마찬가지로 비소도 여러 가지 동소체 형태로 존재합니다. 증기(As 4 분자로 구성)의 급속 냉각으로 비금속 분획이 형성됩니다. 황색 비소(밀도 2.0g/cm3)는 백린탄과 동형이며 이황화탄소에 용해됩니다. 이 변형은 백린탄보다 덜 안정적이며, 빛이나 낮은 가열에 노출되면 쉽게 금속 변형인 회색 비소로 변환됩니다(그림 1). 이는 새로 부서지면 금속 광택을 지닌 강철 회색의 부서지기 쉬운 결정 덩어리를 형성합니다. 밀도는 5.75g/cm3입니다. 상압에서 가열하면 승화됩니다. 금속 전기 전도성을 가지고 있습니다.

쌀. 1. 회색비소. 모습.

비소 동위원소

자연에서 비소는 유일한 안정 동위원소인 75 As의 형태로 발견될 수 있는 것으로 알려져 있습니다. 질량수는 75이고 원자핵은 33개의 양성자와 42개의 중성자를 포함합니다.

비소에는 약 33개의 인공 불안정 동위원소와 10개의 이성질체 상태의 핵이 있으며, 그 중 가장 오래 지속되는 동위원소는 반감기가 80.3일입니다.

비소 이온

비소 원자의 외부 에너지 준위에는 원자가 전자인 5개의 전자가 있습니다.

1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 3d 10 4초 2 4p 3 .

화학적 상호작용의 결과로 비소는 원자가 전자를 포기합니다. 기증자이며 양전하를 띤 이온으로 변합니다.

0 -3e → 3+ ;

0 -5e → 5+ .

비소 분자 및 원자

자유 상태에서 비소는 단원자 As 분자의 형태로 존재합니다. 비소 원자와 분자를 특징짓는 몇 가지 특성은 다음과 같습니다.

문제 해결의 예

실시예 1