비소는 위험하지만 필요한 물질입니다. 비소란 무엇입니까? 특성, 속성 및 용도 비소가 속하는 비소

비소- 천연 원소, 반금속, 화학식 As 클래스의 광물. 일반적인 불순물은 Sb, S, Fe, Ag, Ni입니다. 더 드물게 Bi 및 V. 천연 비소의 As 함량은 98%에 이릅니다. 주기율표의 네 번째 기간의 15 번째 그룹의 화학 원소 (오래된 분류에 따라 - 다섯 번째 그룹의 주요 하위 그룹); 원자 번호는 33번입니다. 비소(조 비소)는 천연 비황철석에서 추출한 고체입니다. 그것은 두 가지 주요 형태로 존재합니다 : 반짝이는 강철 색 결정 형태의 일반 소위 "금속"비소, 취성, 물에 불용성, 노란색 비소, 결정 성, 다소 불안정합니다. 비소는 이황화비소, 거친 쇼트, 경청동 및 기타 다양한 합금(주석, 구리 등)의 생산에 사용됩니다.

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구조

비소의 몇 가지 동소체 변형이 확립되었습니다. 정상적인 조건에서 금속 또는 회색 비소(알파-비소)는 안정적입니다. 회색 비소의 결정 격자는 주기 a = 4.123 A, 각도 a = 54° 10'인 마름모꼴의 층을 이룹니다. 밀도 (20 ° C의 온도에서) 5.72 g / cm 3; 온도 계수. 선형 팽창 3.36 10도; 특정 전기 저항(온도 0°C) 35 10 -6 ohm cm; HB = w 147; 계수 압축성 (30 ° C의 온도에서) 4.5 x 10 -6 cm 2 / kg. 알파 비소의 융점은 36기압에서 816°C입니다.

ATM에서. 압력, 비소는 녹지 않고 615 ° C의 온도에서 승화합니다. 승화열은 102cal/g이다. 비소 증기는 무색이며 최대 800 ° C의 온도에서 800 ~ 1700 ° C의 As 4 분자로 구성됩니다. As 4와 As 2의 혼합물에서 1700 ° C 이상의 온도에서 As 2에서만 가능합니다. 액체 공기로 냉각된 표면에 비소 증기가 빠르게 응축되면서 노란색 비소가 형성됩니다. 밀도는 1.97g/cm 3인 입방정계의 투명한 연결정입니다. 비소의 다른 준안정 수정도 알려져 있습니다. 4.97 및 5.10g/cm3. 270°C 이상에서는 이러한 수정이 회색 비소로 변합니다.

속성

신선한 골절의 색상은 아연 흰색, 주석 흰색에서 밝은 회색이며 짙은 회색 색조의 형성으로 인해 빠르게 변색됩니다. 풍화 된 표면에 검은 색. 모스 경도 3 - 3.5. 밀도 5.63 - 5.8g/cm 3. 부서지기 쉬운. 충격을 가했을 때 마늘 특유의 냄새로 진단합니다. (0001)에 따라 완벽하고 (0112)에 따라 덜 완벽합니다. 골절은 세분화되어 있습니다. 오우드. 무게 5.63-5.78. 대시는 회색, 백랍 흰색입니다. 금속성 광택이 강하고 (신선한 골절에서) 시간이 지남에 따라 산화되고 검게 변한 표면에서 빠르게 퇴색하고 무광택이됩니다. 반자성입니다.

형태

기원

비소는 열수 활동의 마지막 순간에 형성된 공극의 메타콜로이드 형성으로 열수 퇴적물에서 발생합니다. 그것과 관련하여 비금속 광물뿐만 아니라 비소, 안티몬 및 덜 자주 니켈, 코발트,은, 납 등의 황 화합물을 찾을 수 있습니다.

문헌에는 비소 광석 퇴적물의 풍화 구역에서 비소의 2차 기원에 대한 징후가 있는데, 일반적으로 이러한 조건에서 비소가 매우 불안정하고 빠르게 산화되어 완전히 분해된다는 점을 감안할 때 가능성이 낮습니다. 검은 껍질은 비소와 비소석(As 2 O 3)의 미세한 혼합물로 구성됩니다. 결국 순수한 비소석이 형성됩니다.

지각에서 비소의 농도는 낮고 1.5ppm에 이릅니다. 그것은 토양과 광물에서 발생하며 바람과 물 침식을 통해 공기, 물 및 토양으로 방출될 수 있습니다. 또한 요소는 다른 소스에서 대기로 들어갑니다. 화산 폭발로 인해 연간 약 3,000톤의 비소가 대기 중으로 방출되고, 미생물은 연간 20,000톤의 휘발성 메틸아르신을 형성하며, 화석 연료 연소의 결과로 80,000톤이 같은 기간.

소련 영토에서는 여러 매장지에서 천연 비소가 발견되었습니다. 이들 중 우리는 Sadon 열수 납-아연 퇴적물에 주목합니다. 방연광과 섬아연석이 포함된 결정 방해석에서 신장형 덩어리 형태로 반복적으로 관찰되었습니다. 동심원 껍질 구조를 가진 천연 비소의 큰 신장 모양 축적이 강의 왼쪽 기슭에서 발견되었습니다. Chikoya (Transbaikalia). 그것의 paragenesis에서 고대 결정 편암과 교차하는 얇은 정맥의 벽에 테두리 형태로 방해석 만 관찰되었습니다. 조각의 형태로(그림 76), 비소는 st 영역에서도 발견되었습니다. Dzhalinda, 아무르 철도 등 및 기타 장소에서.

Saxony(Freiberg, Schneeberg, Annaberg 등)의 많은 매장지에서 천연 비소는 코발트, 니켈, 은, 천연 비스무트 등의 비소 화합물과 함께 관찰되었습니다. 실용적인 중요성.

애플리케이션

비소 황화물 화합물(orpiment 및 realgar)은 페인트로 페인팅하고 피부에서 모발을 제거하는 수단으로 가죽 산업에서 사용됩니다. 불꽃놀이에서 리얼가는 "그리스" 또는 "인도" 화재를 일으키는 데 사용되며, 이는 리얼가와 황 및 질산염의 혼합물이 연소될 때 발생합니다(태울 때 밝은 흰색 불꽃을 형성함).
비소의 일부 유기 원소 화합물은 예를 들어 루이사이트와 같은 화학전 작용제입니다.

20세기 초 살바르산(salvarsan)과 같은 일부 카코딜 유도체는 시간이 지남에 따라 매독 치료에 사용되었습니다. 준비.

매우 소량의 많은 비소 화합물은 특히 조혈과 같은 여러 특정 신체 기능에 임상적으로 눈에 띄는 자극 효과가 있기 때문에 빈혈 및 기타 여러 심각한 질병을 퇴치하기 위한 약물로 사용됩니다. 비소의 무기 화합물 중에서 무수 비소는 알약을 제조하기 위한 의약 및 치과 진료에서 괴사 약물로서 페이스트 형태로 사용될 수 있습니다. 이 약물은 구어체로 "비소"라고 불리는 속어로 치과 신경의 국소 괴사에 사용되었습니다. 현재 비소 제제는 독성으로 인해 치과 진료에서 거의 사용되지 않습니다. 이제 국소 마취하에 치아 신경의 무통 괴사 방법이 개발되어 사용되고 있습니다.

비소 - As

분류

우리의 이야기는 흔하지는 않지만 널리 알려진 요소에 관한 것입니다. 속성이 비호환성 지점과 모순되는 요소에 대해. 또한 이 요소가 인류의 삶에서 수행하고 수행하고 있는 역할을 조화시키기도 어렵습니다. 다른 시간에, 다른 상황에서, 다른 형태로 그것은 가장 유용하고 대체할 수 없는 물질의 구성 요소로서 유해하고 위험한 노폐물로서 독과 치료제로 작용합니다. 그래서 원자번호 33번 원소.

초록의 역사

비소는 정확한 발견 날짜가 확정되지 않은 원소 중 하나이기 때문에 우리는 몇 가지 신뢰할 수 있는 사실만 언급하는 것으로 제한합니다.

비소는 고대부터 알려져 왔습니다.

Dioscorides(서기 1세기)의 글에는 현재 황화비소라고 불리는 물질의 하소가 언급되어 있습니다.

3~4세기에 Zozymos의 단편적인 기록에는 금속 비소에 대한 언급이 있습니다. 그리스 작가 Olympiodorus(서기 5세기)는 황화물을 배소하여 백색 비소를 생산한다고 설명합니다.

8세기에 아랍 연금술사 Geber는 삼산화비소를 얻었습니다.

중세 시대에 사람들은 비소 함유 광석을 처리할 때 삼산화비소를 만나기 시작했으며 가스 As2O3의 흰 연기를 광석 연기라고 불렀습니다.

유리 금속 비소의 생산은 독일의 연금술사 Albert von Bolstedt에 기인하며 약 1250년에 기인하지만, 그리스와 아랍의 연금술사들은 의심할 여지없이 Bolstedt 이전에 비소를 받았습니다(유기 물질로 삼산화물을 가열하여).

1733년에 백색 비소가 금속 비소의 산화물이라는 것이 증명되었습니다.

1760년에 프랑스인 Louis Claude Cadé는 Cadé 액체 또는 "cacodyl" 산화물로 알려진 최초의 비소 유기 화합물을 얻었습니다. 이 물질의 공식은 [(CH3)2A]2O이다.

1775년 Carl Wilhelm Scheele는 비소산과 비소수소를 얻었습니다.

1789년 Antoine Laurent Lavoisier는 비소를 독립적인 화학 원소로 인식했습니다.

원소 비소는 은회색 또는 주석 백색 물질로, 신선한 골절에서

금속 광택. 그러나 공기 중에서 빠르게 사라집니다. 600 ° C 이상으로 가열하면 비소는 녹지 않고 승화하고 37 atm의 압력에서 818 ° C에서 녹습니다. 비소는 상압에서 끓는점이 녹는 점보다 낮은 유일한 금속입니다.

비소는 독이다

많은 사람들은 "독"과 "비소"라는 단어를 동일하게 생각합니다. 그것이 역사적으로 일어난 방식입니다. 클레오파트라의 독극물에 대한 이야기가 있습니다. Locusta의 독은 로마에서 유명했습니다. 독은 또한 중세 이탈리아 공화국에서 정치적 및 기타 적들을 제거하기 위한 일반적인 도구였습니다. 예를 들어 베니스에서는 독극물 전문가들이 법원에 보관되었습니다. 그리고 거의 모든 독의 주성분은 비소였습니다.

러시아에서는 1733년 1월 안나 이오아노브나(Anna Ioannovna)의 통치 기간에 "비트리올과 앰버 오일, 강한 보드카, 비소 및 칠리부카"를 개인에게 판매하는 것을 금지하는 법이 제정되었습니다. 법은 극도로 엄격했으며 다음과 같이 읽었습니다. 구매할 약국과 시청을 지나는 사람들에게 가해집니다. 그리고 그러한 독물을 산 누군가가 사람들의 피해를 복구하면 수색 된 사람들은 고문을 당할뿐만 아니라 문제의 중요성에 따라 사형에 처해질 것입니다.

수세기 동안 비소 화합물은 약사, 독성학자 및 법의학 과학자들의 관심을 끌었습니다.

범죄자들은 ​​비소 중독을 틀림없이 인식하는 법을 배웠습니다. 독살자의 뱃속에서 백자 같은 알갱이가 발견되면 가장 먼저 무수비소 As2O3를 의심해야 한다. 이 곡물은 석탄 조각과 함께 유리관에 담겨 밀봉되고 가열됩니다. 튜브에 As2O3가 있으면 튜브의 차가운 부분에 금속 비소의 반짝이는 회색 검정색 고리가 나타납니다.

냉각 후 튜브의 끝을 끊고 숯을 제거하고 회흑색 고리를 가열합니다. 이 경우 링은 튜브의 자유 단부까지 증류되어 무수 비소의 흰색 코팅을 제공합니다. 여기에 대한 반응은 다음과 같습니다.

As2O3 + 3S == As2 + 3SO

또는

2As2O3 + 3S = 2AS2 + 3CO2;

2As2+3O2==2As2O3.

생성된 흰색 플라크를 현미경 아래에 놓습니다. 낮은 배율에서도 팔면체 형태의 특징적인 반짝이는 결정이 보입니다.

비소는 한 곳에 오랫동안 머물 수 있는 능력이 있습니다. 따라서 법의학 연구 중에는 독살되었을 가능성이 있는 사람의 매장지 인근 6곳에서 채취한 흙 샘플과 그의 의복, 장신구, 관판 일부가 실험실로 전달된다.

비소 중독의 증상은 입안의 금속 맛, 구토, 심한 복통입니다. 나중에 경련, 마비, 사망. 비소 중독에 대한 가장 유명하고 널리 사용되는 해독제는 우유, 보다 정확하게는 혈액에 흡수되지 않는 비소와 불용성 화합물을 형성하는 주요 우유 단백질 카제인입니다.

무기 제제 형태의 비소는 0.05-0.1g의 용량으로 치명적이지만 비소는 모든 식물 및 동물 유기체에 존재합니다. (이것은 1838년에 프랑스 과학자 Orfila에 의해 입증되었습니다.) 해양 식물과 동물 유기체에는 평균 수십만 개의 비소가 포함되어 있으며 담수와 지상에는 비소가 포함되어 있습니다. 비소 미립자는 또한 인체의 세포에 흡수되며, 33번 원소는 혈액, 조직 및 기관에 포함되어 있습니다. 특히 간에는 체중 1kg 당 2 ~ 12mg이 많이 있습니다. 과학자들은 소량의 비소가 해로운 미생물의 작용에 대한 신체의 저항력을 증가시킨다고 제안합니다.

비소는 약이다

의사들은 충치가 우리 시대에 가장 흔한 질병이라고 말합니다. 치아가 하나라도 채워지지 않은 사람을 찾기는 어렵습니다. 이 질병은 치아 법랑질의 석회질 염의 파괴로 시작하여 병원성 미생물이 불쾌한 일을 시작합니다. 치아의 약해진 갑옷을 관통하여 부드러운 내부를 공격합니다. "충치"가 형성되고 운이 좋으면 이 단계에서 치과에 갈 수 있습니다. 비교적 쉽게 하차할 수 있습니다. 충치는 세척되고 충전재로 채워지며 치아는 살아 있게 됩니다. 그러나 제 시간에 의사를 만나지 않으면 충치는 신경, 혈액 및 림프관을 포함하는 조직인 치수에 도달합니다. 염증이 시작된 다음 의사는 최악의 상황을 피하기 위해 신경을 죽이기로 결정합니다. "비소!"라는 명령이 내려지고 핀 머리 크기의 페이스트 알갱이가 기기에 의해 노출된 펄프에 놓입니다. 이 페이스트의 일부인 비산은 펄프로 빠르게 확산되고 (동시에 느껴지는 고통은 죽어가는 펄프의 "마지막 외침"에 지나지 않습니다) 24-48 시간 후에는 모두 끝났습니다. 치아가 죽었습니다. 이제 의사는 고통 없이 펄프를 제거하고 펄프 챔버와 근관을 살균 페이스트로 채우고 "구멍"을 밀봉할 수 있습니다.

비소와 그 화합물은 치과에서만 사용되는 것이 아닙니다. 20세기 초 루스와 싸우는 최초의 효과적인 수단을 발견한 독일 의사 Paul Ehrlich의 606번째 제제인 Salvarsan은 세계적인 명성을 얻었습니다. 실제로 Ehrlich가 테스트한 606번째 비소 제제였습니다. 이 노란색 무정형 분말은 원래 공식으로 지정되었습니다.

Salvarsan이 더 이상 루즈, 말라리아 및 재발열에 대한 치료제로 사용되지 않은 50년대에야 소련 과학자 M.Ya.Kraft가 진정한 공식을 확립했습니다. 살바르산이 고분자 구조를 가지고 있다는 것이 밝혀졌습니다.

값 피획득 방법에 따라 8에서 40까지 다양합니다.

Salvarsan은 더 효과적이고 독성이 적은 다른 비소 약물, 특히 그 파생물인 novarsenol, miarsenol 등으로 대체되었습니다.

일부 무기 비소 화합물은 의료 행위에도 사용됩니다. 무수 비소 As2O3, 아비산칼륨 KAsO2, 비산수소나트륨 Na2HAsO4. 7H2O(물론 최소 용량)는 신체의 산화 과정을 억제하고 혈액 생성을 증가시킵니다. 외부와 동일한 물질이 특정 피부 질환에 대해 처방됩니다. 즉, 비소와 그 화합물은 일부 미네랄 워터의 치유 효과로 인정됩니다.

위의 예는 이 장의 제목에 포함된 논문을 확인하기에 충분하다고 생각합니다.

비소는 파괴의 무기입니다

다시, 우리는 33번 원소의 치명적인 특성으로 돌아가야 합니다. 그것이 핵무기 못지않게 범죄적인 화학 무기 생산에 광범위하게 사용되었고 여전히 사용되고 있다는 사실은 비밀이 아닙니다. 이것은 제1차 세계 대전의 경험에 의해 입증됩니다. 아비시니아(이탈리아), 중국(일본), 한국, 남베트남(미국)에 있는 제국주의 국가 군대의 독극물 사용에 관해 언론에 유출된 정보도 같은 내용이다.

비소 화합물은 알려진 화학전 작용제(0V)의 모든 주요 그룹에 포함됩니다. 일반적인 독성 작용의 0V 중에는 아르신, 비소 수소 AsH3가 있습니다(비소가 5가인 화합물의 3가 비소 화합물이 더 독성이 있음을 언급합니다). 모든 비소 화합물 중에서 가장 독성이 강한이 물질은 며칠 안에 다음 세계로 가기 위해 0.00005g의 AsH3가 포함 된 1 리터의 공기를 30 분 동안 호흡하는 것으로 충분합니다. AsH3 농도 0.005g/l 즉시 죽입니다. AsH3의 생화학 적 작용 메커니즘은 그 분자가 적혈구 효소 인 카탈라아제 분자를 "차단"한다는 것입니다. 이로 인해 과산화수소가 혈액에 축적되어 혈액을 파괴합니다. 활성탄은 아르신을 약하게 흡수하므로 일반 가스 마스크는 아르신에 대한 보호 장치가 아닙니다.

제1차 세계 대전 중에 아르신을 사용하려는 시도가 있었지만 이 물질의 휘발성과 불안정성은 대량 사용을 피하는 데 도움이 되었습니다. 이제 불행하게도 아르신으로 해당 지역을 장기적으로 오염시킬 수 있는 기술적 가능성이 있습니다. 그것은 일부 금속 비소와 물의 반응에 의해 형성됩니다. 그리고 비소 자체는 사람과 동물에게 위험하며 베트남 주둔 미군이 이것을 증명했습니다. . . 많은 금속의 비소도 일반 작용제로 분류되어야 합니다.

또 다른 큰 독성 물질 그룹인 자극성 물질은 거의 전적으로 비소 화합물로 구성됩니다. 전형적인 대표는 diphenylchloroarsine (C6H5)2AsCl 및 diphenylcyanoarsine (C6H5)2AsCN입니다.

이 그룹의 물질은 주로 상부 호흡기의 막인 점막의 신경 종말에 선택적으로 작용합니다. 이것은 재채기나 기침으로 자극물을 제거하기 위해 신체의 반사 반응을 일으킵니다. 최루제와는 달리, 이 물질은 경미한 중독에도 영향을 받은 사람이 중독된 대기에서 탈출한 후에도 작용합니다. 몇 시간 안에 그 사람은 극심한 기침으로 흔들리고 가슴과 머리에 통증이 나타나고 무의식적으로 눈물이 흐르기 시작합니다. 또한 구토, 숨가쁨, 공포감; 이 모든 것이 완전한 피로로 이어집니다. 또한 이러한 물질은 신체의 일반적인 중독을 유발합니다.

수포 작용을 하는 독성 물질 중에는 효소의 sulfohydryl SH 그룹과 반응하여 많은 생화학적 과정을 방해하는 루이사이트가 있습니다. 루이사이트는 피부를 통해 흡수되어 전신 중독을 일으킵니다. 이 상황은 한때 미국인들에게 "죽음의 이슬"이라는 이름으로 루이 사이트를 광고하는 이유를 제공했습니다.

하지만 그것으로 충분합니다. 인류는 우리가 이야기한 독성 물질(및 이와 유사한 많은 물질)이 다시는 사용되지 않을 것이라는 희망 속에 살고 있습니다.

비소 - 기술 진보의 자극제

비소의 가장 유망한 응용 분야는 의심할 여지 없이 반도체 기술입니다. Gallium arsenides GaAs 및 indium arsenides InAs는 특히 중요합니다. 갈륨 비소는 또한 고체 물리학, 광학 및 전자 공학의 교차점에서 1963-1965년에 등장한 전자 기술인 광전자 공학의 새로운 방향에 중요합니다. 동일한 재료가 최초의 반도체 레이저를 만드는 데 도움이 되었습니다.

비소화물이 반도체 기술에 유망한 것으로 판명된 이유는 무엇입니까? 이 질문에 답하기 위해 "가자대", "금지대" 및 "전도대"와 같은 반도체 물리학의 기본 개념 중 일부를 간략하게 상기해 보겠습니다.

모든 에너지를 가질 수 있는 자유 전자와 달리 원자에 둘러싸인 전자는 특정하고 잘 정의된 에너지 값만 가질 수 있습니다. 원자의 가능한 전자 에너지 값에서 에너지 밴드가 추가됩니다. 잘 알려진 파울리 원리 덕분에 각 영역의 전자 수는 특정 최대값을 초과할 수 없습니다. 밴드가 비어 있으면 물론 전도성 생성에 참여할 수 없습니다. 완전히 채워진 밴드의 전자도 전도에 참여하지 않습니다. 자유 준위가 없기 때문에 외부 전기장은 전자의 재분배를 유발하여 전류를 생성할 수 없습니다. 전도성은 부분적으로 채워진 영역에서만 가능합니다. 따라서 밴드가 부분적으로 채워진 물체를 금속이라고 하고 전자 상태의 에너지 스펙트럼이 채워진 밴드와 빈 밴드로 구성된 물체를 유전체 또는 반도체라고 합니다.

우리는 또한 결정에서 완전히 채워진 밴드를 원자가 밴드라고 하고, 부분적으로 채워지고 비어 있는 밴드를 전도 밴드라고 하며, 그 사이의 에너지 간격(또는 장벽)을 밴드 갭이라고 합니다.

유전체와 반도체의 주요 차이점은 정확히 밴드 갭에 있습니다. 이를 극복하기 위해 3전자볼트 이상의 에너지가 필요한 경우 결정을 유전체라고 하고 그보다 적으면 반도체라고 합니다.

고전적인 IV족 반도체, 게르마늄 및 실리콘과 비교할 때 III족 비소는 두 가지 장점이 있습니다. 밴드 갭과 전하 운반체의 이동성은 더 넓은 범위에서 변할 수 있습니다. 그리고 전하 캐리어의 이동성이 높을수록 반도체 장치가 더 높은 주파수에서 작동할 수 있습니다. 밴드 갭은 장치의 목적에 따라 선택됩니다. 따라서 고온에서 동작하도록 설계된 정류기 및 증폭기의 경우 밴드갭이 큰 소재를 사용하고, 냉각식 적외선 방사 수신기의 경우 밴드갭이 작은 소재를 사용한다.

갈륨 비소는 마이너스에서 플러스 500 ° C까지의 넓은 온도 범위에서 유지되는 우수한 전기적 특성을 가지고 있기 때문에 특히 인기를 얻었습니다. 비교를 위해 전기적 특성에서 GaAs보다 열등하지 않은 인듐 비소는 실온, 게르마늄 화합물 - 70-80 °, 실리콘 - 150-200 ° C에서 손실되기 시작합니다.

비소는 "고전적인" 반도체(Si, Ge)에 특정 유형의 전도성을 부여하는 도펀트로도 사용됩니다("게르마늄" 기사 참조). 이 경우 반도체에 소위 전이층이 생성되고 결정의 목적에 따라 다른 깊이의 층을 얻는 방식으로 도핑됩니다. 다이오드 제조용 크리스탈에서는 "숨겨져"있습니다. 태양 전지가 반도체 결정으로 만들어지면 전이층의 깊이는 1 미크론 이하입니다.

귀중한 첨가제 인 비소는 비철금속 야금에 사용됩니다. 따라서 납에 0.2-1% As를 첨가하면 경도가 크게 증가합니다. 예를 들어 샷은 항상 비소와 합금된 납으로 만들어집니다. 그렇지 않으면 엄격하게 구형의 샷을 얻을 수 없습니다.

구리에 0.15~0.45%의 비소를 첨가하면 가스 환경에서 작업할 때 인장 강도, 경도 및 내부식성이 증가합니다. 또한 비소는 주조 중에 구리의 유동성을 증가시켜 와이어 드로잉 프로세스를 용이하게 합니다.

비소는 일부 등급의 청동, 황동, 배빗, 인쇄 합금에 첨가됩니다.

동시에 비소는 종종 야금 학자에게 해를 끼칩니다. 철강 및 많은 비철금속 생산에서 금속에서 모든 비소를 제거하는 경우에만 의도적으로 공정을 복잡하게 만듭니다. 광석에 있는 비소의 존재는 생산에 유해합니다. 유해한 두 번:

첫째, 인간의 건강을 위해, 둘째, 금속의 경우 비소의 상당한 불순물은 거의 모든 금속 및 합금의 특성을 악화시킵니다.

이것은 33번 요소로 평판이 나쁠 만하지만 많은 경우에 매우 유용합니다.

* 두 가지 유형의 전도성은 "게르마늄" 문서에 자세히 설명되어 있습니다.

기사의 내용

비소- 주기율표 제5족의 화학 원소로 질소족에 속한다. 상대 원자 질량 74.9216. 자연에서 비소는 단 하나의 안정한 핵종인 75 As로 표시됩니다. 반감기가 수분에서 수개월인 방사성 동위원소도 10개 이상 인위적으로 확보했다. 화합물의 일반적인 산화 상태는 -3, +3, +5입니다. 러시아어로 된 비소의 이름은 생쥐와 쥐를 박멸하기 위해 그 화합물을 사용하는 것과 관련이 있습니다. 라틴어 이름 Arsenicum은 강력하고 강력한 그리스어 "Arsen"에서 유래했습니다.

역사적 정보.

비소는 중세에 발견된 다섯 가지 "연금술" 원소에 속합니다(놀랍게도 그 중 네 가지 - As, Sb, Bi 및 P는 주기율표의 동일한 그룹에 속합니다 - 다섯 번째). 동시에 비소 화합물은 고대부터 알려져 왔으며 페인트 및 의약품 생산에 사용되었습니다. 특히 흥미로운 것은 야금에서 비소를 사용하는 것입니다.

수천 년 전에 석기 시대는 청동기 시대로 바뀌었습니다. 청동은 구리와 주석의 합금입니다. 역사가들은 최초의 청동이 30세기에서 25세기 사이에 티그리스와 유프라테스 계곡에서 주조되었다고 믿습니다. 기원전. 일부 지역에서는 청동이 특히 귀중한 속성으로 제련되었습니다. 주조가 더 좋고 단조하기 쉽습니다. 현대 과학자들이 밝혀낸 바와 같이, 그것은 1~7%의 비소와 3% 이하의 주석을 포함하는 구리 합금이었습니다. 아마도 처음에는 제련하는 동안 풍부한 구리 광석 공작석이 일부 녹색 황화물 구리-비소 광물의 풍화 제품과 혼동되었을 것입니다. 합금의 놀라운 특성을 이해한 고대 장인들은 특히 비소 광물을 찾았습니다. 검색을 위해 그들은 가열되면 특정 마늘 냄새를 내기 위해 이러한 미네랄의 특성을 사용했습니다. 그러나 시간이 지남에 따라 비소 청동의 제련이 중단되었습니다. 이것은 비소 함유 미네랄을 발사하는 동안 빈번한 중독으로 인해 발생했을 가능성이 큽니다.

물론 비소는 먼 과거에는 광물의 형태로만 알려져 있었습니다. 그래서 고대 중국에서는 고체 광물 리얼가(4S 4의 황화물 조성, 아랍어로 리얼가는 "광산 먼지"를 의미함)를 석재 조각에 사용했지만 가열하거나 빛에 노출되면 변질되어 "손상"되었습니다. As 2 S 3 으로. 4세기에 기원전. 아리스토텔레스는 이 광물을 "sandarak"이라는 이름으로 설명했습니다. 1세기에 기원 후 로마의 작가이자 과학자인 Pliny the Elder와 로마의 의사이자 식물학자인 Dioscorides는 광물 조석(황화비소 As 2 S 3)을 기술했습니다. 라틴어에서 번역된 미네랄의 이름은 "황금 페인트"를 의미합니다. 노란색 염료로 사용되었습니다. 11세기 연금술사는 비소의 세 가지 "품종"을 구별했습니다. 소위 백색 비소 (산화물 As 2 O 3), 황색 비소 (황화물 As 2 S 3) 및 적색 비소 (황화물 As 4 S 4). 백색 비소는 이 원소를 함유한 구리광석을 배소하는 동안 비소 불순물을 승화시켜 얻었다. 기상에서 응축된 비소 산화물이 백색 코팅 형태로 침전되었습니다. 백색 비소는 고대부터 해충을 죽이는 데 사용되었습니다.

13세기 Albert von Bolstedt(Albert the Great)는 비누로 노란색 비소를 가열하여 금속과 같은 물질을 얻었습니다. 이것은 인위적으로 얻은 단순한 물질 형태의 첫 번째 비소 샘플이었을 것입니다. 그러나 이 물질은 7개의 알려진 금속과 7개의 행성의 신비로운 "연결"을 깨뜨렸습니다. 이것이 아마도 연금술사들이 비소를 "불법 금속"으로 간주한 이유일 것입니다. 동시에 그들은 구리에 흰색을 부여하는 특성을 발견했으며 "금성 (즉, 구리)을 희게하는 수단"이라고 부를 이유가되었습니다.

비소는 17세기 중반 독일 약사 요한 슈뢰더가 목탄으로 산화물을 환원시켜 비교적 순수한 형태로 얻었을 때 개별 물질로 명확하게 확인되었습니다. 나중에 프랑스의 화학자이자 의사인 Nicolas Lemery는 비소의 산화물과 비누 및 칼륨의 혼합물을 가열하여 비소를 얻었습니다. 18세기에 비소는 이미 특이한 "반금속"으로 잘 알려져 있었습니다. 1775년 스웨덴의 화학자 K. V. Scheele는 비산과 가스 상태의 비소 수소를 얻었고 1789년 A.L. Lavoisier는 마침내 비소를 독립적인 화학 원소로 인정했습니다. 19세기 비소를 포함하는 유기 화합물이 발견되었습니다.

자연의 비소.

지각에는 비소가 거의 없습니다. 게르마늄, 주석, 몰리브덴, 텅스텐 또는 브롬과 거의 같은 약 5 · 10 -4%(즉, 톤당 5g)입니다. 종종 미네랄의 비소는 철, 구리, 코발트, 니켈과 함께 발생합니다.

비소에 의해 형성된 광물의 조성(약 200개가 있음)은 이 원소의 "반금속" 특성을 반영하며, 비소는 양성 및 음성 산화 상태 모두에 있을 수 있고 많은 원소와 결합할 수 있습니다. 첫 번째 경우 비소는 금속(예: 황화물), 두 번째 비금속(예: 비소)의 역할을 할 수 있습니다. 여러 비소 광물의 복잡한 구성은 한편으로는 결정 격자에서 황과 안티몬 원자를 부분적으로 대체하는 능력을 반영합니다(이온 반경 S-2, Sb-3 및 As-3은 가깝고 0.182에 이릅니다. , 각각 0.208 및 0.191 nm), 반면에 금속 원자입니다. 첫 번째 경우 비소 원자는 오히려 음의 산화 상태를 가지며 두 번째는 양의 산화 상태를 갖습니다.

비소(2.0)의 전기음성도는 낮지만 안티몬(1.9) 및 대부분의 금속보다 높습니다. 순수한 결정으로 안티몬 또는 비소(광물 allemontite). 금속과 비소의 많은 화합물은 구성으로 판단할 때 비소화물보다는 금속간 화합물과 관련이 있습니다. 그들 중 일부는 다양한 비소 함량을 특징으로 합니다. 비화물에서는 여러 금속이 동시에 존재할 수 있으며, 그 원자는 가까운 이온 반경에서 결정 격자에서 임의의 비율로 서로 대체됩니다. 이러한 경우 미네랄 공식에서 원소 기호는 쉼표로 구분하여 나열됩니다. 모든 비소화물은 금속 광택이 있으며 불투명하고 무거운 광물이며 경도가 낮습니다.

천연 비소(약 25개가 알려져 있음)의 예는 미네랄 löllingite FeAs 2(pyrite FeS 2의 유사체), skutterudite CoAs 2–3 및 nickelskutterudite NiAs 2–3, nickeline(적색 니켈 황철석) NiAs, rammelsbergite입니다. 백색 니켈 황철석) NiAs 2 , 사플로라이트(스페이스 코발트) CoAs 2 및 클리노사플로라이트 (Co,Fe,Ni)As 2, 랑기사이트 (Co,Ni)As, 스페릴라이트 PtAs 2, 마우케라이트 Ni 11 As 8, 오레고나이트 Ni 2 FeAs 2, 알고도나이트 Cu 6 As. 밀도가 높기 때문에(7g/cm3 이상) 지질학자들은 이들 중 많은 광물을 "초중" 광물 그룹으로 분류합니다.

가장 일반적인 비소 광물은 비소 황철석(비소 황철석)입니다. FeAsS는 황철석 FeS 2의 황을 비소 원자로 대체한 제품으로 간주할 수 있습니다(일반적인 황철석도 항상 약간의 비소를 포함함). 이러한 화합물을 설포살트라고 합니다. 광물 코발타이트(코발트 광택) CoAsS, glaucodot (Co,Fe)AsS, 게르스도르파이트(니켈 광택) NiAsS, 구성은 같지만 구조가 다른 에나자이트 및 루소나이트 Cu 3 AsS 4 , 프루스타이트 Ag 3 AsS 3 - 중요한 은 광석 , 유사하게 형성되었습니다. 밝은 붉은 색 때문에 때때로 "루비 은"이라고 불리며,이 광물의 웅장한 큰 결정이 발견되는 은맥의 상층에서 종종 발견됩니다. 설포염은 또한 백금족의 귀금속을 포함할 수 있습니다. 이러한 광물은 osarsite (Os,Ru)AsS, ruarsite RuAsS, irarsite (Ir,Ru,Rh,Pt)AsS, platarsite (Pt,Rh,Ru)AsS, hollingworthite (Rd,Pt,Pd)AsS입니다. 때때로 그러한 이중 비화물에서 황 원자의 역할은 안티몬 원자, 예를 들어 seinjayokite (Fe,Ni)(Sb,As) 2, arsenopalladinite Pd 8 (As,Sb) 3, arsenepolybasite (Ag,Cu) 16에서 수행됩니다. (Ar,Sb)2S11.

광물의 구조는 흥미로운데, 비소는 유황과 동시에 존재하지만 오히려 다른 금속과 함께 그룹화하는 금속의 역할을 한다. 이들은 광물 arsenosulvanite Cu 3 (As,V)S 4 , arsenohauchecornite Ni 9 BiAsS 8 , freibergite (Ag,Cu,Fe) 12 (Sb,As) 4 S 13 , 테넌트타이트 (Cu,Fe) 12 As 4 S 13 , argentotennantite (Ag,Cu) 10 (Zn,Fe) 2 (As,Sb) 4 S 13, goldfieldite Cu 12 (Te,Sb,As) 4 S 13, girodite (Cu,Zn,Ag) 12 (As,Sb ) 4 (Se,S) 13 . 이 모든 광물의 결정 격자가 얼마나 복잡한 구조를 가지고 있는지 상상할 수 있습니다.

비소는 천연 황화물에서 명확하게 양의 산화 상태를 나타냅니다 - 노란색 orpiment As 2 S 3, 주황색-노란색 이모르파이트 As 4 S 3, 주황색-빨간색 realgar As 4 S 4, carmine-red getchellite AsSbS 3 및 무색 산화물 As 2 결정 구조가 다른 광물 비소석 및 클로데타이트로 발생하는 O 3(그들은 다른 비소 광물의 풍화 결과로 형성됨). 이러한 광물은 일반적으로 작은 내포물로 발생합니다. 그러나 20세기 30년대. Verkhoyansk Range의 남쪽 부분에서 크기가 최대 60cm이고 무게가 최대 30kg 인 거대한 orpiment 결정이 발견되었습니다.

비산 H 3 AsO 4 - 비산 염의 천연 염 (약 90 개가 알려져 있음)에서 비소의 산화 상태는 +5입니다. 예를 들면 밝은 분홍색 에리스린(코발트색) Co 3 (AsO 4) 2 8H 2 O, 녹색 애너버자이트 Ni 3 (AsO 4) 2 8H 2 O, 스코로다이트 Fe III AsO 4 2H 2 O 및 심플사이트 Fe II 3 (AsO 4) 2 · 8H 2 O, 갈적색 가스파라이트(Ce, La, Nd) ArO 4, 무색 저네사이트 Mg 3(AsO 4) 2 · 8H 2 O, 루즈벨트타이트 BiAsO 4 및 케티가이트 Zn 3(AsO 4) 2 · 8H 2 O 많은 염기성 염, 예를 들어 올리베 나이트 Cu 2 AsO 4 (OH), arsenobismite Bi 2 (AsO 4) (OH) 3. 그러나 천연 비소 - 비산 H 3 AsO 3의 유도체는 매우 드뭅니다.

스웨덴 중부에는 유명한 랑반 철망간 채석장이 있는데, 그곳에서 비산염을 나타내는 광물 샘플이 50개 이상 발견되고 기술되었습니다. 그들 중 일부는 다른 곳에서는 찾을 수 없습니다. 그들은 매우 높지 않은 온도에서 비산 H 3 AsO 4와 pyrocroite Mn (OH) 2의 반응 결과로 한 번 형성되었습니다. 일반적으로 비산염은 황화물 광석의 산화 생성물입니다. 그들은 일반적으로 산업 응용 프로그램이 없지만 일부는 매우 아름답고 광물 수집품을 장식합니다.

수많은 비소 광물의 이름에서 지명을 찾을 수 있습니다(오스트리아의 Lölling, Saxony의 Freiberg, 핀란드의 Seinäjoki, 노르웨이의 Skutterud, 프랑스의 Allemon, 캐나다의 Langis 광산 및 Nevada의 Getchell 광산, 미국의 Oregon 등). ), 지질학자, 화학자, 정치인 등의 이름 (독일 화학자 Karl Rammelsberg, 뮌헨 광물 상인 William Maucher, 광산 소유주 Johann von Gersdorff, 프랑스 화학자 F. Claude, 영국 화학자 John Proust 및 Smithson Tennant, 캐나다 화학자 F. L. Sperry, 미국 대통령 Roosevelt 등), 식물 이름(예: , 미네랄 사플로 라이트의 이름은 사프란에서 유래), 비소, 오스뮴, 루테늄, 이리듐, 팔라듐, 백금, 그리스 뿌리 ( "erythros"-빨간색, "enargon"-보이는 요소 이름의 첫 글자, " 석판"-돌) 등 등등.

광물 니켈(NiAs)의 흥미로운 고대 이름은 kupfernickel입니다. 중세 독일 광부들은 Nickel을 사악한 산의 정신이라고 불렀고 Kupfernickel (Kupfernickel, German Kupfer-구리)- "젠장 구리", "가짜 구리". 이 광석의 구리-적색 결정은 구리 광석과 매우 흡사했습니다. 그것은 유리를 녹색으로 착색하기 위해 유리 제조에 사용되었습니다. 그러나 아무도 구리를 얻을 수 없었습니다. 이 광석은 1751년 스웨덴 광물학자 Axel Kronstedt에 의해 연구되었고 여기에서 새로운 금속을 분리하여 니켈이라고 불렀습니다.

비소는 화학적으로 매우 비활성이므로 융합된 바늘 또는 입방체의 형태로 원래 상태에서도 발견됩니다. 이러한 비소는 일반적으로 2 ~ 16%의 불순물을 포함하며 대부분 Sb, Bi, Ag, Fe, Ni, Co입니다. 분말로 분쇄하기 쉽습니다. 러시아에서는 아무르 지역의 Transbaikalia의 지질 학자들이 천연 비소를 발견했으며 다른 국가에서도 발견됩니다.

비소는 광물, 암석, 토양, 물, 식물 및 동물 등 모든 곳에서 발견된다는 점에서 독특합니다. "유비쿼터스"라고 불리는 것은 아무것도 아닙니다. 지구의 다른 지역에 대한 비소의 분포는 주로 고온에서 화합물의 휘발성에 의한 암석권 형성 과정과 토양 및 퇴적암의 흡착 및 탈착 과정에서 결정되었습니다. 비소는 쉽게 이동하는데, 이는 일부 화합물의 물에 대한 용해도가 다소 높기 때문입니다. 습한 기후에서 비소는 토양에서 씻겨 나가 지하수와 강으로 운반됩니다. 강의 평균 비소 함량은 3 µg/l, 지표수는 약 10 µg/l, 바다와 바다의 물은 약 1 µg/l입니다. 이것은 예를 들어 페로망간 단괴와 같이 바닥 퇴적물에 축적되어 물에서 화합물이 비교적 빠르게 침전되기 때문입니다.

토양에서 비소 함량은 보통 0.1~40mg/kg입니다. 그러나 비소 광석이 발생하는 지역과 화산 지역에서 토양에는 스위스와 뉴질랜드의 일부 지역에서와 같이 최대 8g / kg의 많은 비소가 포함될 수 있습니다. 그런 곳에서는 초목이 죽고 동물이 병에 걸립니다. 이것은 비소가 토양에서 씻겨 나가지 않는 대초원과 사막에서 일반적입니다. 점토 암석은 또한 평균 함량에 비해 풍부합니다. 평균보다 4배 더 많은 비소를 함유하고 있습니다. 우리나라에서 토양의 최대 허용 비소 농도는 2mg/kg입니다.

비소는 물뿐만 아니라 바람으로도 토양에서 제거할 수 있습니다. 그러나이를 위해서는 먼저 휘발성 유기 비소 화합물로 변해야합니다. 이 변형은 소위 바이오메틸화(C–As 결합 형성과 함께 메틸 그룹 추가)의 결과로 발생합니다. 이 효소 과정(수은 화합물에 대해 잘 알려져 있음)은 비타민 B 12의 메틸화된 유도체인 코엔자임 메틸코발라민(인체에서도 발견됨)의 참여로 발생합니다. 비소의 생체메틸화는 담수와 해수 모두에서 발생하며 유기 비소 화합물의 형성으로 이어집니다. CH 3) 3 As 및 그 산화물 (CH 3) 3 As = O, 자연에서도 발견됩니다. 14 C-labeled methylcobalamin과 74 As-labeled sodium hydrogen arsenate Na 2 HAsO 4를 사용하여 methanobacteria 균주 중 하나가 이 염을 휘발성 dimethylarsine으로 환원 및 메틸화하는 것으로 나타났습니다. 결과적으로 농촌 지역의 공기에는 평균 0.001 - 0.01 μg / m 3의 비소가 포함되어 있으며 특정 오염이없는 도시에서는 최대 0.03 μg / m 3까지, 오염원 근처 (비철금속 제련 공장, 발전소, 비소 함량이 높은 석탄 작업 등) 공기 중 비소 농도는 1 µg/m 3 를 초과할 수 있습니다. 산업 중심지 지역의 비소 낙진 강도는 연간 40kg/km 2 입니다.

비소의 휘발성 화합물(예를 들어, 트리메틸아르신은 51°C에서만 끓음)의 형성은 19세기에 발생했습니다. 비소는 석고와 녹색 벽지 페인트에도 포함되어 있기 때문에 수많은 중독이 발생했습니다. 페인트의 형태로 Scheele 그린 Cu 3 (AsO 3) 2가 이전에 사용되었습니다. N H 2 O 및 Parisian 또는 Schweifurt 그린 Cu 4 (AsO 2) 6 (CH 3 COO) 2. 습도가 높고 곰팡이가 나타나는 조건에서 이러한 페인트에서 휘발성 유기 비소 유도체가 형성됩니다. 이 과정은 그의 생애 말년에 나폴레옹의 느린 중독의 원인이 될 수 있다고 믿어집니다.

비소는 일부 광천수에서 상당한 양으로 발견됩니다. 러시아 표준은 약용 테이블 미네랄 워터의 비소가 700µg/l를 초과하지 않아야 한다고 규정합니다. 안에 제묵몇 배 더 클 수 있습니다. "비소"미네랄 워터 1 ~ 2 잔을 마시는 것은 사람에게 해를 끼치 지 않습니다. 치명적으로 중독되기 위해서는 한 번에 300 리터를 마셔야합니다 ... 그러나 그러한 물을 모두 마실 수 없다는 것은 분명합니다. 일반 물 대신 시간.

화학자들은 자연수에서 비소가 다양한 형태로 발견될 수 있음을 발견했으며, 이는 분석, 이동 방법 및 이들 화합물의 다양한 독성 측면에서 중요합니다. 따라서 3가 비소 화합물은 5가 비소 화합물보다 독성이 25~60배 더 높습니다. 물에 있는 As(III) 화합물은 일반적으로 약한 비산 H 3 AsO 3 형태로 존재합니다( RK a = 9.22) 반면 As(V) 화합물은 훨씬 더 강한 비산 H 3 AsO 4 형태입니다( RK a = 2.20) 및 양성자 제거된 음이온 H 2 AsO 4 – 및 HAsO 4 2–.

비소의 생물은 평균 6 · 10 -6 %, 즉 6 μg / kg을 포함합니다. 일부 해조류는 인간에게 위험할 정도로 비소를 농축할 수 있습니다. 또한, 이 조류는 순수한 비산 용액에서 자라고 증식할 수 있습니다. 이러한 조류는 일부 아시아 국가에서 쥐 치료제로 사용됩니다. 노르웨이 피요르드의 맑은 물에서도 조류는 최대 0.1g/kg의 비소를 함유할 수 있습니다. 인간의 경우 비소는 뇌 조직과 근육에서 발견되며 머리카락과 손톱에 축적됩니다.

비소 특성.

비소는 외관상 금속과 비슷하지만 여전히 비금속입니다. 예를 들어 황산과 같이 염을 형성하지 않지만 그 자체로 산을 형성하는 원소입니다. 따라서 이 원소는 종종 반금속(semimetal)이라고 불립니다. 비소는 여러 동소체 형태로 존재하며 이 점에서 인과 매우 유사합니다. 그 중 가장 안정적인 것은 회색 비소로, 아주 깨지기 쉬운 물질로 갓 부서졌을 때 금속 광택을 냅니다(따라서 "금속 비소"라는 이름이 붙었습니다). 밀도는 5.78g/cm 3 입니다. 강한 가열 (최대 615 ° C)로 녹지 않고 승화합니다 (동일한 동작이 요오드에 일반적임). 3.7 MPa(37 atm)의 압력에서 비소는 승화 온도보다 훨씬 높은 817°C에서 녹습니다. 회색 비소의 전기 전도도는 구리보다 17배 낮지만 수은보다 3.6배 높습니다. 온도가 상승함에 따라 일반적인 금속과 마찬가지로 전기 전도도가 감소합니다. 구리와 거의 같은 정도로 감소합니다.

비소 증기를 액체 질소 온도 (-196 ° C)로 매우 빠르게 냉각하면 황인과 유사한 투명하고 부드러운 황색 물질이 얻어지며 밀도 (2.03g / cm 3)는 회색 비소보다 훨씬 낮습니다. 비소와 황색 비소 쌍은 사면체 모양을 가진 As 4 분자로 구성되며 여기서는 인과 유사합니다. 800°C에서 눈에 띄는 증기 해리는 As 2 이합체의 형성으로 시작되는 반면 1700°C에서는 As 2 분자만 남습니다. 가열되고 자외선의 영향을 받으면 노란색 비소가 열 방출과 함께 빠르게 회색으로 변합니다. 비활성 대기에서 비소 증기가 응축되면 이 원소의 또 다른 무정형 흑색 형태가 형성됩니다. 비소 증기가 유리에 증착되면 거울 필름이 형성됩니다.

비소의 외부 전자 껍질의 구조는 질소 및 인과 같지만 두 번째 전자 껍질에 18개의 전자가 있습니다. 인과 마찬가지로 3개의 공유 결합(구성 4s 2 4p 3)을 형성하여 As 원자에 고립 전자쌍을 남길 수 있습니다. 공유 결합을 가진 화합물에서 As 원자의 전하 부호는 이웃한 원자의 전기음성도에 따라 달라집니다. 착물 형성에 고독한 쌍이 관여하는 것은 질소와 인보다 비소에서 훨씬 더 어렵습니다.

As 원자에 d 오비탈이 포함되어 있으면 4s 전자가 분리되어 5개의 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 이 가능성은 오불화 AsF 5(펜타클로릴 AsCl 5도 알려져 있지만 매우 불안정하고 –50 ° C에서도 빠르게 분해됨)에서 불소와의 조합에서만 실제로 실현됩니다.

건조한 공기에서 비소는 안정적이지만 습한 공기에서는 변색되고 검은 산화물로 덮이게 됩니다. 승화하는 동안 비소 증기는 푸른 불꽃으로 공기 중에서 쉽게 연소되어 무수 비소 As 2 O 3 의 진한 흰색 증기를 형성합니다. 이 산화물은 가장 일반적인 비소 함유 시약 중 하나입니다. 양성 특성이 있습니다.

2 O 3 + 6HCl ® 2AsCl 3 + 3H 2 O로서,

2 O 3 + 6NH 4 OH ® 2 (NH 4) 3 AsO 3 + 3H 2 O.

As 2 O 3가 산화되면 산성 산화물이 형성됩니다-비소 무수물:

As 2 O 3 + 2HNO 3 ® As 2 O 5 + H 2 O + NO 2 + NO.

소다와 상호 작용하면 비산 수소 나트륨이 얻어지며 이는 의약에 사용됩니다.

2 O 3 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O ® 2Na 2 HAsO 4 + 2CO 2.

순수한 비소는 다소 불활성입니다. 산화 특성이없는 물, 알칼리 및 산은 작용하지 않습니다. 묽은 질산은 그것을 ortho-arsenic acid H 3 AsO 3로 산화시키고 농축하여 ortho-arsenic H 3 AsO 4로 만듭니다.

3As + 5HNO 3 + 2H 2 O ® 3H 3 AsO 4 + 5NO.

비소(III) 산화물은 유사하게 반응합니다.

3As 2 O 3 + 4HNO 3 + 7H 2 O ® 6H 3 AsO 4 + 4NO.

비소산은 인산보다 약간 약한 중간 강도의 산입니다. 대조적으로, 비산은 매우 약하여 붕산 H 3 BO 3에 해당하는 강도입니다. 그 용액에는 평형 H 3 AsO 3 HAsO 2 + H 2 O가 있습니다. 비소산과 그 염 (아비산염)은 강력한 환원제입니다.

HAsO 2 + I 2 + 2H 2 O ® H 3 AsO 4 + 2HI.

비소는 할로겐 및 황과 반응합니다. AsCl 3 염화물은 공기 중에서 발연하는 무색 유성 액체입니다. 물로 가수분해: AsCl 3 + 2H 2 O ® HAsO 2 + 3HCl. Bromide AsBr 3 및 iodide AsI 3도 알려져 있으며 물에 의해 분해됩니다. 비소와 황의 반응에서 Ar 2 S 5까지 다양한 조성의 황화물이 형성됩니다. 비소 황화물은 알칼리, 황화 암모늄 용액 및 진한 질산에 용해됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

As 2 S 3 + 6KOH ® K 3 AsO 3 + K 3 AsS 3 + 3H 2 O,

2 S 3 + 3 (NH 4) 2 S ® 2 (NH 4) 3 AsS 3,

2 S 5 + 3 (NH 4) 2 S ® 2 (NH 4) 3 AsS 4,

As 2 S 5 + 40HNO 3 + 4H 2 O ® 6H 2 AsO 4 + 15H 2 SO 4 + 40NO.

이 반응에서 티오아르세나이트와 티오아르세네이트가 형성됩니다 - 해당 티오산의 염(티오황산과 유사).

비소와 활성 금속의 반응에서 물에 의해 가수분해되는 소금 같은 비화물이 형성되며, 반응은 아르신의 형성과 함께 산성 매질에서 특히 빠르게 진행됩니다: Ca 3 As 2 + 6HCl ® 3CaCl 2 + 2AsH 3. 저 활성 금속의 비소화물 - GaAs, InAs 등은 다이아몬드와 같은 원자 격자를 가지고 있습니다. 아르신은 무색, 무취, 독성이 강한 기체이지만 불순물 때문에 마늘 냄새가 난다. Arsine은 실온에서 이미 요소로 천천히 분해되고 가열되면 빠르게 분해됩니다.

비소는 많은 유기 비소 화합물, 예를 들어 테트라메틸디아르신(CH 3) 2 As-As(CH 3) 2 를 형성합니다. 1760년 초, Servian 도자기 공장의 이사인 Louis Claude Cade de Gassicourt는 산화 비소(III)로 아세트산 칼륨을 증류하여 역겨운 냄새가 나는 비소가 포함된 흡연 액체를 예기치 않게 얻었는데, 이를 알라신 또는 Cade 액체라고 불렀습니다. 나중에 밝혀진 바와 같이, 이 액체에는 처음으로 얻은 비소의 유기 유도체, 즉 반응의 결과로 형성된 소위 카코딜 산화물이 포함되어 있습니다.

4CH 3 COOK + As 2 O 3 ® (CH 3) 2 As–O–As(CH 3) 2 + 2K 2 CO 3 + 2CO 2 및 dicacodyl (CH 3) 2 As–As(CH 3) 2 . Kakodil(그리스어 "kakos" - bad에서 유래)은 유기 화합물에서 발견된 최초의 라디칼 중 하나였습니다.

1854년 파리의 화학 교수인 Auguste Kaur는 나트륨 비소에 대한 요오드화 메틸의 작용에 의해 트리메틸아르신을 합성했습니다: 3CH 3 I + AsNa 3 ® (CH 3) 3 As + 3NaI.

그 후, 삼염화비소가 합성에 사용되었습니다.

(CH 3) 2 Zn + 2AsCl 3 ® 2(CH 3) 3 As + 3ZnCl 2 .

1882년에 방향족 아르신은 아릴 할라이드와 삼염화 비소의 혼합물에 금속 나트륨을 작용시켜 얻어졌습니다: 3C 6 H 5 Cl + AsCl 3 + 6Na ® (C 6 H 5) 3 As + 6NaCl. 비소의 유기 유도체 화학은 20세기의 20년대에 가장 집중적으로 발전했는데, 그 중 일부는 항균성, 자극 및 물집 효과가 있었습니다. 현재 수만 가지의 유기 비소 화합물이 합성되었습니다.

비소 얻기.

비소는 주로 구리, 납, 아연 및 코발트 광석 가공과 금 채굴의 부산물로 얻습니다. 일부 다금속 광석에는 최대 12%의 비소가 포함되어 있습니다. 이러한 광석을 공기가 없는 상태에서 650–700°C로 가열하면 비소가 승화되고 공기 중에서 가열하면 휘발성 산화물 As 2 O 3, "백색 비소"가 형성됩니다. 그것은 석탄과 함께 응축되고 가열되며 비소는 환원됩니다. 비소를 얻는 것은 유해한 생산물입니다. 이전에는 "생태"라는 단어가 좁은 전문가에게만 알려졌을 때 "백색 비소"가 대기 중으로 방출되어 인근 들판과 숲에 정착했습니다. 비소 공장의 배기 가스에는 As 2 O 3 가 20 ~ 250 mg/m 3 포함되어 있는 반면 공기에는 일반적으로 약 0.00001 mg/m 3 가 포함되어 있습니다. 공기 중 비소의 일일 평균 허용 농도는 0.003mg / m 3에 불과한 것으로 간주됩니다. 역설적으로 지금도 비소로 환경을 오염시키는 것은 생산 공장이 아니라 석탄을 태우는 비철 야금 기업과 발전소입니다. 구리 제련소 근처의 바닥 퇴적물에는 최대 10g/kg의 엄청난 양의 비소가 포함되어 있습니다. 비소는 또한 인산염 비료로 토양에 들어갈 수 있습니다.

그리고 또 다른 역설: 그들은 필요한 것보다 더 많은 비소를 얻습니다. 이것은 다소 드문 경우입니다. 스웨덴에서는 "불필요한"비소를 깊은 폐광의 철근 콘크리트 용기에 묻도록 강요했습니다.

비소의 주요 산업 광물은 arsenopyrite FeAsS입니다. 조지아, 중앙아시아, 카자흐스탄, 미국, 스웨덴, 노르웨이, 일본에는 대규모 구리-비소 매장지, 캐나다에는 비소-코발트 매장지, 볼리비아와 영국에는 비소-주석 매장지가 있습니다. 또한 금-비소 침전물은 미국과 프랑스에서 알려져 있습니다. 러시아는 Yakutia, Urals, Siberia, Transbaikalia 및 Chukotka에 수많은 비소 매장지를 보유하고 있습니다.

비소의 정의.

비소에 대한 정 성적 반응은 염산 용액에서 황색 황화물 As 2 S 3의 침전입니다. 미량은 습지 반응 또는 Gutzeit 방법에 의해 결정됩니다. HgCl 2로 적신 종이 조각은 승화를 수은으로 감소시키는 아르 신의 존재 하에서 어두워집니다.

최근 수십 년 동안 예를 들어 자연수에서 무시할 수 있는 비소 농도를 정량화할 수 있는 다양한 민감한 분석 방법이 개발되었습니다. 여기에는 불꽃 원자 흡수 분광법, 원자 방출 분광법, 질량 분광법, 원자 형광 분광법, 중성자 활성화 분석 등이 포함됩니다. 물에 비소가 거의 없는 경우 샘플의 사전 농축이 필요할 수 있습니다. 이 농도를 사용하여 우크라이나 국립 과학 아카데미의 Kharkov 과학자 그룹은 1999년에 최대 2.5–5 µg의 감도로 식수에서 비소(셀레늄 포함)를 측정하기 위한 X선 추출 방법을 개발했습니다. /엘.

As(III) 및 As(V) 화합물의 개별 측정을 위해 먼저 잘 알려진 추출 및 크로마토그래피 방법과 선택적 수소화를 사용하여 서로 분리합니다. 추출은 일반적으로 나트륨 디티오카바메이트 또는 암모늄 피롤리딘 디티오카바메이트로 수행됩니다. 이 화합물은 클로로포름으로 추출할 수 있는 As(III)와 수불용성 복합체를 형성합니다. 그런 다음 비소는 질산으로 산화하여 수성 단계로 되돌릴 수 있습니다. 두 번째 샘플에서 비산염은 환원제의 도움으로 아비산염으로 변환된 다음 유사한 추출이 수행됩니다. 이것이 "총 비소"가 결정되는 방식이며, As(III)와 As(V)는 두 번째 결과에서 첫 번째 결과를 빼서 별도로 결정됩니다. 물에 유기 비소 화합물이 있으면 일반적으로 methyldiodarsine CH 3 AsI 2 또는 dimethyliodarsine (CH 3) 2 AsI로 전환되며 이는 하나 또는 다른 크로마토 그래피 방법으로 결정됩니다. 따라서 물질의 나노그램 양은 고성능 액체 크로마토그래피를 사용하여 결정할 수 있습니다.

많은 비소 화합물은 소위 수소화물 방법으로 분석할 수 있습니다. 그것은 분석 물질을 휘발성 아르신으로 선택적으로 환원시키는 것으로 구성됩니다. 따라서 무기 아비산염은 pH 5~7에서 AsH 3으로 환원되고 pH에서

중성자 활성화 방법도 민감합니다. 샘플에 중성자를 조사하는 것으로 구성되며, 75 As 핵은 중성자를 포획하여 76 As 방사성 핵종으로 전환하며 반감기가 26시간인 특징적인 방사능에 의해 검출됩니다. 이러한 방식으로 샘플에서 최대 10–10%의 비소를 검출할 수 있습니다. 물질 1000톤당 1mg

비소의 사용.

채굴된 비소의 약 97%는 그 화합물 형태로 사용됩니다. 순수한 비소는 거의 사용되지 않습니다. 전 세계적으로 매년 수백 톤의 금속성 비소가 생산되고 사용됩니다. 3%의 비소는 베어링 합금의 품질을 향상시킵니다. 납에 대한 비소 첨가제는 납 배터리 및 케이블 생산에 사용되는 경도를 크게 증가시킵니다. 소량의 비소를 첨가하면 내부식성이 증가하고 구리 및 황동의 열적 특성이 향상됩니다. 고순도 비소는 실리콘이나 게르마늄과 합금되어 반도체 장치 제조에 사용됩니다. 비소는 또한 "고전적인" 반도체(Si, Ge)에 특정 유형의 전도성을 부여하는 도펀트로 사용됩니다.

귀중한 첨가제인 비소는 비철 야금에도 사용됩니다. 따라서 납에 0.2 ~ 1% As를 첨가하면 경도가 크게 증가합니다. 녹은 납에 약간의 비소를 첨가하면 샷을 캐스팅 할 때 올바른 구형의 볼이 얻어지는 것으로 오랫동안 알려져 왔습니다. 구리에 0.15 ~ 0.45%의 비소를 첨가하면 가스 환경에서 작업할 때 인장 강도, 경도 및 내부식성이 증가합니다. 또한 비소는 주조 중에 구리의 유동성을 증가시켜 와이어 드로잉 프로세스를 용이하게 합니다. 비소는 일부 등급의 청동, 황동, 배빗, 인쇄 합금에 첨가됩니다. 동시에 비소는 종종 야금 학자에게 해를 끼칩니다. 철강 및 많은 비철금속 생산에서 그들은 금속에서 모든 비소를 제거하기 위해 의도적으로 공정을 복잡하게 만듭니다. 광석에 있는 비소의 존재는 생산에 유해합니다. 유해한 두 번: 첫째, 사람들의 건강을 위해; 둘째, 금속의 경우 비소의 상당한 불순물이 거의 모든 금속 및 합금의 특성을 악화시킵니다.

연간 수만 톤으로 생산되는 다양한 비소 화합물은 더 넓은 응용 분야를 가지고 있습니다. Oxide As 2 O 3는 유리 정화제로 유리 제조에 사용됩니다. 고대 유리 제조업자조차도 흰색 비소가 유리를 "귀머거리"로 만든다는 것을 알고 있었습니다. 불투명체. 그러나 반대로 이 물질을 조금만 첨가하면 유리가 가벼워집니다. 비소는 예를 들어 온도계용 "비엔나" 유리와 같은 일부 유리의 조성에 여전히 포함되어 있습니다.

비소 화합물은 방부제로 사용되어 부패를 방지하고 가죽, 모피 및 박제 동물을 보존하고 목재를 함침시키기 위해 선박 바닥의 방오 도료 구성 요소로 사용됩니다. 이 용량에서 비소 및 비산 염이 사용됩니다 : Na 2 HAsO 4, PbHAsO 4, Ca 3 (AsO 3) 2 등. 비소 유도체의 생물학적 활성은 수의사, 농업 경제학자 및 위생 및 역학 전문가의 관심을 끌었습니다. 서비스. 그 결과 비소 함유 가축의 성장 및 생산성 촉진제, 구충제, 축산 농장의 어린 동물 질병 예방 약물이 등장했습니다. 비소 화합물(As 2 O 3 , Ca 3 As 2 , Na 3 As, Parisian greens)은 곤충, 설치류 및 잡초를 방제하는 데 사용됩니다. 과거에는 이와 같은 사용이 특히 과일 나무, 담배 및 목화 재배지에서 가축의 이와 벼룩을 제거하고 가금류 및 돼지 생산의 성장을 촉진하고 수확 전에 목화를 건조시키는 데 널리 사용되었습니다. 고대 중국에서도 벼에 산화비소를 처리하여 쥐와 진균병으로부터 쌀을 보호하고 수확량을 늘렸습니다. 그리고 남베트남에서 미군은 카코딜산(Agent Blue)을 고엽제로 사용했습니다. 지금은 비소 화합물의 독성으로 인해 농업에서의 사용이 제한적입니다.

비소 화합물의 중요한 응용 분야는 반도체 재료 및 미세 회로, 광섬유, 레이저용 단결정 성장 및 필름 전자 제품의 생산입니다. 소량의 엄격하게 측정된 양의 이 원소를 반도체에 도입하기 위해 기체 아르신이 사용됩니다. 갈륨 비소 GaAs 및 인듐 InAs는 다이오드, 트랜지스터 및 레이저 제조에 사용됩니다.

비소는 또한 의학에서 제한적으로 사용됩니다. . 비소 동위원소 72 As, 74 As, 76 As는 연구용으로 편리한 반감기(각각 26시간, 17.8일, 26.3시간)로 각종 질병 진단에 사용된다.

일리야 린슨

비소(생쥐를 박해하는 데 사용되는 마우스라는 단어에서 유래한 이름)는 주기율표의 33번째 원소입니다. 반금속을 말합니다. 산과 결합하여 산을 형성하는 물질인 염을 형성하지 않습니다. 동종 변형을 형성할 수 있습니다. 비소에는 현재 알려진 세 가지 결정 격자 구조가 있습니다. 노란색 비소는 전형적인 비금속, 무정형 - 흑색 및 가장 안정한 금속성, 회색의 성질을 나타낸다. 본질적으로 그것은 화합물 형태로 가장 자주 발견되며 자유 상태에서는 덜 자주 발견됩니다. 가장 흔한 것은 비소철(비황철석, 유독 황철석), 니켈(쿠퍼니켈, 구리 광석과의 유사성 때문에 이름이 붙여짐)과 같은 금속(비화물)과 비소의 화합물입니다. 비소는 불활성 원소로 물에 녹지 않으며 그 화합물은 난용성 물질입니다. 비소의 산화는 가열 중에 발생하며 실온에서 이 반응은 매우 느리게 진행됩니다.

모든 비소 화합물은 위장관뿐만 아니라 신경계에도 부정적인 영향을 미치는 매우 강력한 독소입니다. 역사는 비소 및 그 파생물에 의한 중독의 많은 선정적인 사례를 알고 있습니다. 비소 화합물은 중세 프랑스뿐만 아니라 고대 로마와 그리스에서도 독으로 사용되었습니다. 강력한 독으로서의 비소의 인기는 음식에서 비소를 감지하는 것이 거의 불가능하고 냄새도 맛도 없다는 사실에 의해 설명됩니다. 가열하면 산화비소로 변합니다. 비소 중독은 다양한 질병과 유사한 증상을 나타내기 때문에 진단이 매우 어렵습니다. 대부분의 경우 비소 중독은 콜레라와 혼동됩니다.

비소는 어디에 사용됩니까?

독성에도 불구하고 비소 파생물은 생쥐와 쥐를 유인하는 데만 사용되는 것이 아닙니다. 순수한 비소는 전기전도도가 높기 때문에 게르마늄, 실리콘 등의 반도체에 요구되는 종류의 전도도를 부여하는 도펀트로 사용된다. 비철 야금에서 비소는 가스 환경에서 합금의 강도, 경도 및 내부식성을 부여하는 첨가제로 사용됩니다. 유리 제조에서는 유리를 밝게 하기 위해 소량 첨가되며, 또한 유명한 "비엔나 유리"의 일부입니다. 니켈은 유리를 녹색으로 착색하는 데 사용됩니다. 가죽 사업에서 비소의 황산염 화합물은 털을 제거하기 위해 가죽을 가공하는 데 사용됩니다. 비소는 바니시와 페인트에서 발견됩니다. 목공 산업에서 비소는 방부제로 사용됩니다. 불꽃놀이에서 "그리스 불"은 황화비소 화합물로 만들어지며 성냥 제조에 사용됩니다. 일부 비소 화합물은 화학전제로 사용됩니다. 비소의 독성 특성은 치수를 죽이기 위해 치과 치료에 사용됩니다. 의학에서 비소 제제는 적혈구 수의 증가를 자극하기 위해 신체의 전반적인 색조를 증가시키는 약물로 사용됩니다. 비소는 백혈구 형성에 억제 효과가 있으므로 특정 형태의 백혈병 치료에 사용됩니다. 비소를 기반으로 한 수많은 의약품이 알려져 있지만 최근에는 점차 독성이 적은 약물로 대체되었습니다.

독성에도 불구하고 비소는 가장 필수적인 요소 중 하나입니다. 화합물로 작업할 때 바람직하지 않은 결과를 피하는 데 도움이 되는 안전 규정을 준수해야 합니다.

비소 화합물(영어 및 프랑스어 비소, 독일어 Arsen)은 오랫동안 알려져 왔습니다. III - II 밀레니엄 BC에서. 이자형. 4 - 5% 비소로 구리 합금을 얻는 방법을 이미 알고 있었습니다. Aristotle, Theophrastus(기원전 IV - III 세기)의 학생은 자연적으로 발생하는 적색 황화비소를 realgar라고 합니다. Pliny는 황색 황화 비소를 2 S 3 orpiment (Auripigmentum)라고 부릅니다. 황금색으로 칠해져 나중에 orpiment (orpiment)라고 불 렸습니다. 고대 그리스 단어 비소와 산다락은 주로 유황 화합물을 의미합니다. 1세기에 Dioscorides는 orpiment의 연소와 결과물 인 흰색 비소 (As 2 O 3)를 설명했습니다. 화학 발전의 연금술 시대에는 arsenik (Arsenik)이 유황 성질을 가지고 있으며 유황 (Sulphur)이 "금속의 아버지"로 존경 받았기 때문에 남성적 특성이 arsenik에 기인한다는 것은 논쟁의 여지가없는 것으로 간주되었습니다. 금속성 비소가 언제 처음으로 얻어졌는지는 정확히 알려져 있지 않습니다. 일반적으로 이 발견은 Albert the Great(XIII 세기)에 기인합니다. 흰색 은색에 비소를 첨가하여 구리를 착색하는 것은 연금술사에 의해 구리가 은으로 변하는 것으로 간주되었으며 이러한 "변형"은 비소의 강력한 힘에 기인합니다. 중세와 현대의 첫 세기에 비소의 독성이 알려지게 되었습니다. 그러나 Dioscorides(Iv.)조차도 천식 환자가 레진으로 레알가를 가열하여 얻은 제품의 증기를 흡입하도록 권장했습니다. Paracelsus는 이미 치료를 위해 백색 비소 및 기타 비소 화합물을 광범위하게 사용했습니다. 15~17세기의 화학자와 광부. 특정 냄새와 독성을 가진 증기 제품을 승화하고 형성하는 비소의 능력에 대해 알고 있었고 Vasily Valentin은 16 세기의 유명한 야금 학자를 언급합니다. 용광로 연기(Huttenrauch)와 특유의 냄새. 황화비소를 가리키는 비소의 그리스어(및 라틴어) 이름은 그리스어 남성명사에서 유래되었습니다. 이 이름의 기원에 대한 다른 설명이 있습니다. 예를 들어 "몸 깊숙이 침투하는 독"을 의미하는 아랍어 arsa paki에서 유래했습니다. 아마도 아랍인들은 그리스인에게서 이 이름을 빌렸을 것입니다. 러시아 이름 비소는 오랫동안 알려져 왔습니다. 비소를 반금속으로 간주한 로모노소프 시대부터 문헌에 등장했습니다. ХМVIII 세기에 이 이름과 함께. 비소라는 단어가 사용되었고 비소는 As 2 O 3라고 불렸습니다. Zakharov(1810)는 비소라는 이름을 제안했지만 뿌리를 내리지 못했습니다. 비소라는 단어는 아마도 투르크 민족의 러시아 장인이 빌린 것 같습니다. 아제르바이잔어, 우즈베크어, 페르시아어 및 기타 동양 언어에서 비소는 마르구무시(mar-kill, mush-mouse)라고 불렸습니다. 러시아 비소, 아마도 왜곡된 쥐의 독 또는 쥐의 독.