2.1. Kemijski jezik in njegovi deli
Človeštvo uporablja veliko različnih jezikov. Razen naravni jeziki(Japonski, angleški, ruski - skupaj več kot 2,5 tisoč), obstajajo tudi umetni jeziki, na primer esperanto. Med umetnimi jeziki obstajajo jezikov različno znanosti. Torej, v kemiji uporabljajo svoje, kemijski jezik.
Kemijski jezik– sistem simbolov in konceptov, namenjenih kratkemu, jedrnatemu in vizualnemu zapisovanju in prenosu kemijskih informacij.
Sporočilo, napisano v večini naravnih jezikov, je razdeljeno na stavke, stavke na besede in besede na črke. Če stavke, besede in črke imenujemo deli jezika, potem lahko prepoznamo podobne dele v kemijskem jeziku (Tabela 2).
Tabela 2.Deli kemijskega jezika
Nobenega jezika je nemogoče obvladati takoj, to velja tudi za kemijski jezik. Zato se boste zaenkrat seznanili le z osnovami tega jezika: naučili se boste nekaj »črk«, naučili se razumeti pomen »besed« in »stavkov«. Na koncu tega poglavja se boste seznanili s imena kemične snovi so sestavni del kemijskega jezika. S študijem kemije se bo vaše znanje kemijskega jezika razširilo in poglobilo.
KEMIJSKI JEZIK.
1. Katere umetne jezike poznate (razen tistih, ki so omenjeni v besedilu učbenika)?
2. Kako se naravni jeziki razlikujejo od umetnih?
3. Ali menite, da je mogoče kemijske pojave opisati brez uporabe kemijskega jezika? Če ne, zakaj ne? Če da, kakšne bi bile prednosti in slabosti takega opisa?
2.2. Simboli kemičnih elementov
Simbol za kemični element predstavlja sam element ali en atom tega elementa.
Vsak tak simbol je skrajšano latinsko ime kemijskega elementa, sestavljeno iz ene ali dveh črk latinske abecede (za latinsko abecedo glej Dodatek 1). Simbol se piše z veliko začetnico. Simboli ter ruska in latinska imena nekaterih elementov so podani v tabeli 3. Tam so podani tudi podatki o izvoru latinskih imen. Splošnega pravila za izgovorjavo simbolov ni, zato je v tabeli 3 prikazano tudi »branje« simbola, torej kako se ta simbol bere v kemijski formuli.
V ustnem govoru imena elementa ni mogoče zamenjati s simbolom, v ročno napisanih ali tiskanih besedilih pa je to dovoljeno, vendar ni priporočljivo. Trenutno je znanih 110 kemijskih elementov, od tega jih ima 109 imena in simbole, odobrene s strani mednarodne Zveza čiste in uporabne kemije (IUPAC).
Tabela 3 vsebuje podatke o samo 33 elementih. To so elementi, s katerimi se boste najprej srečali pri študiju kemije. Ruska imena (po abecednem vrstnem redu) in simboli vseh elementov so podani v Dodatku 2.
Tabela 3.Imena in simboli nekaterih kemičnih elementov
Ime |
||||
latinščina |
Pisanje |
|||
| - | Pisanje |
Izvor |
- | - |
| Dušik | n itrogenij | Iz grščine "rojstvo solitra" | "en" | |
| Aluminij | Al uminij | Iz lat. "galune" | "aluminij" | |
| Argon | Ar gon | Iz grščine "neaktiven" | "argon" | |
| Barij | Ba rium | Iz grščine "težka" | "barij" | |
| Bor | B orum | Iz arabščine "beli mineral" | "bor" | |
| Brom | Br omum | Iz grščine "smrdljivo" | "brom" | |
| vodik | H hidrogenij | Iz grščine "roditi vodo" | "pepel" | |
| Helij | On lium | Iz grščine "sonce" | "helij" | |
| Železo | Fe rrum | Iz lat. "meč" | "ferrum" | |
| zlato | Au rum | Iz lat. "gorenje" | "aurum" | |
| jod | jaz odum | Iz grščine "vijolična" | "jod" | |
| kalij | K alium | Iz arabščine "lug" | "kalij" | |
| kalcij | pribl lcij | Iz lat. "apnenec" | "kalcij" | |
| kisik | O ksigenij | Iz grščine "tvorjenje kisline" | "O" | |
| Silicij | Si licij | Iz lat. "kremenček" | "silicij" | |
| kripton | Kr ypton | Iz grščine "skrit" | "kripton" | |
| magnezij | M a g nezij | Iz imena Magnezijev polotok | "magnezij" | |
| Mangan | M a n ganum | Iz grščine "čiščenje" | "mangan" | |
| baker | Cu sliva | Iz grščine ime O. Ciper | "kuprum" | |
| Natrij | Na trium | Iz arabščine "detergent" | "natrij" | |
| Neon | ne na | Iz grščine "novo" | "neon" | |
| Nikelj | Ni ccolum | Od njega. "Sv. Nikolaj Koper" | "nikelj" | |
| Merkur | H ydrar g yrum | širina "tekoče srebro" | "hydrargyrum" | |
| Svinec | p lum b um | Iz lat. imena zlitine svinca in kositra. | "plumbum" | |
| Žveplo | Sžveplo | Iz sanskrta "gorljiv prah" | "es" | |
| Srebrna | A r g entum | Iz grščine "svetloba" | "argentum" | |
| Ogljik | C arboneum | Iz lat. "premog" | "tse" | |
| fosfor | p hosfor | Iz grščine "prinašalec luči" | "fuj" | |
| Fluor | F luorum | Iz lat. glagol "teči" | "fluor" | |
| Klor | Cl orum | Iz grščine "zelenkasto" | "klor" | |
| Chromium | C h r omium | Iz grščine "barvilo" | "krom" | |
| cezij | C ae s ium | Iz lat. "modro nebo" | "cezij" | |
| Cink | Z jaz n cum | Od njega. "kositer" | "cink" | |
2.3. Kemijske formule
Uporablja se za označevanje kemičnih snovi kemijske formule.
Za molekularne snovi lahko kemijska formula označuje eno molekulo te snovi.
Podatki o snovi se lahko razlikujejo, zato obstajajo različni vrste kemijskih formul.
Glede na popolnost informacij so kemijske formule razdeljene na štiri glavne vrste: praživali,
molekularni, strukturno in prostorsko.
Indeksi v najenostavnejši formuli nimajo skupnega delitelja.
Indeks "1" se v formulah ne uporablja.
Primeri najpreprostejših formul: voda - H 2 O, kisik - O, žveplo - S, fosforjev oksid - P 2 O 5, butan - C 2 H 5, fosforjeva kislina - H 3 PO 4, natrijev klorid (kuhinjska sol) - NaCl
Najenostavnejša formula vode (H 2 O) kaže, da sestava vode vključuje element vodik(H) in element kisik(O) in v katerem koli delu (del je del nečesa, kar je mogoče razdeliti, ne da bi izgubil svoje lastnosti.) vode, je število atomov vodika dvakrat večje od števila atomov kisika.
Število delcev, vključno z število atomov, označeno z latinsko črko n. Oznaka števila vodikovih atomov – n H, število atomov kisika pa je n O, to lahko napišemo
oz n H: n O=2:1.
Najenostavnejša formula fosforne kisline (H3PO4) kaže, da fosforjeva kislina vsebuje atome vodik, atomi fosfor in atomi kisik, razmerje števila atomov teh elementov v katerem koli delu fosforne kisline pa je 3:1:4, tj.
NH: n P: n O=3:1:4.
Najenostavnejšo formulo je mogoče sestaviti za vsako posamezno kemično snov, za molekularno snov pa je poleg tega mogoče sestaviti molekulska formula.
Primeri molekulskih formul: voda - H 2 O, kisik - O 2, žveplo - S 8, fosforjev oksid - P 4 O 10, butan - C 4 H 10, fosforjeva kislina - H 3 PO 4.
Nemolekularne snovi nimajo molekulskih formul.
Zaporedje zapisovanja simbolov elementov v enostavnih in molekularnih formulah je določeno s pravili kemijskega jezika, ki jih boste spoznali med učenjem kemije. Na informacije, ki jih posredujejo te formule, zaporedje simbolov ne vpliva.
Od znakov, ki odražajo strukturo snovi, bomo za zdaj uporabljali le valenčna kap("pomišljaj"). Ta znak kaže prisotnost med atomi ti kovalentna vez(kakšna vrsta povezave je to in kakšne so njene značilnosti, boste izvedeli kmalu).
V molekuli vode je atom kisika s preprostimi (enojnimi) vezmi povezan z dvema atomoma vodika, vendar atoma vodika nista povezana med seboj. Prav to jasno kaže strukturna formula vode. 
Drug primer: molekula žvepla S8. V tej molekuli 8 atomov žvepla tvori osemčlenski obroč, v katerem je vsak atom žvepla povezan z dvema drugima atomoma s preprostimi vezmi. Primerjajte strukturno formulo žvepla s tridimenzionalnim modelom njegove molekule, prikazanim na sl. 3. Upoštevajte, da strukturna formula žvepla ne izraža oblike njegove molekule, ampak prikazuje le zaporedje povezovanja atomov s kovalentnimi vezmi.
Strukturna formula fosforne kisline kaže, da je v molekuli te snovi eden od štirih atomov kisika povezan samo z atomom fosforja z dvojno vezjo, atom fosforja pa je povezan s še tremi atomi kisika z enojnimi vezmi. . Vsak od teh treh atomov kisika je s preprosto vezjo povezan tudi z enim od treh atomov vodika, ki so prisotni v molekuli.
Primerjajte naslednji tridimenzionalni model molekule metana z njegovo prostorsko, strukturno in molekulsko formulo:
|
|
|
V prostorski formuli metana klinaste valenčne poteze kot v perspektivi kažejo, kateri od vodikovih atomov je »nam bližje« in kateri je »dlje od nas«.
Včasih prostorska formula označuje dolžine vezi in kote med vezmi v molekuli, kot je prikazano na primeru molekule vode.
Nemolekularne snovi ne vsebujejo molekul. Za udobje kemijskih izračunov v nemolekularni snovi, tako imenovani enota formule.
Primeri sestave formulskih enot nekaterih snovi: 1) silicijev dioksid (kremenov pesek, kremen) SiO 2 – formula enota je sestavljena iz enega atoma silicija in dveh atomov kisika; 2) natrijev klorid (kuhinjska sol) NaCl – formulsko enoto sestavljata en atom natrija in en atom klora; 3) železo Fe - formula enota je sestavljena iz enega atoma železa Tako kot molekula je formula enota najmanjši del snovi, ki ohrani svoje kemijske lastnosti.
Tabela 4
Informacije, posredovane z različnimi vrstami formul
Vrsta formule |
Informacije, ki jih posreduje formula. |
|
| Najenostavnejši Molekularno Strukturni Prostorsko |
|
|
Zdaj pa na primerih razmislimo, katere informacije nam dajejo različne vrste formul.
1. Snov: ocetna kislina. Najenostavnejša formula je CH 2 O, molekulska formula je C 2 H 4 O 2, strukturna formula
Najenostavnejša formula nam to pove
1) ocetna kislina vsebuje ogljik, vodik in kisik;
2) v tej snovi je število atomov ogljika povezano s številom atomov vodika in številom atomov kisika, kot 1: 2: 1, tj. n H: n C: n O = 1:2:1.
Molekulska formula dodaja, da
3) v molekuli ocetne kisline sta 2 atoma ogljika, 4 atomi vodika in 2 atoma kisika.
Strukturna formula dodaja, da
4, 5) v molekuli sta dva ogljikova atoma med seboj povezana s preprosto vezjo; eden od njih je poleg tega povezan s tremi atomi vodika, vsak z enojno vezjo, drugi pa z dvema atomoma kisika, eden z dvojno in drugi z enojno vezjo; zadnji atom kisika je še vedno povezan s preprosto vezjo s četrtim atomom vodika.
2. Snov: natrijev klorid.
Najenostavnejša formula je NaCl.
1) Natrijev klorid vsebuje natrij in klor.
2) V tej snovi je število atomov natrija enako številu atomov klora.
3. Snov: železo.
Najenostavnejša formula je Fe.
1) Ta snov vsebuje samo železo, to je enostavna snov.
4. Snov: trimetafosforna kislina . Najenostavnejša formula je HPO 3, molekulska formula je H 3 P 3 O 9, strukturna formula
1) Trimetafosforna kislina vsebuje vodik, fosfor in kisik.
2) n H: n P: n O = 1:1:3.
3) Molekula je sestavljena iz treh atomov vodika, treh atomov fosforja in devetih atomov kisika.
4, 5) Trije atomi fosforja in trije atomi kisika, ki se izmenjujejo, tvorijo šestčlenski cikel. Vse povezave v ciklu so preproste. Vsak atom fosforja je poleg tega povezan še z dvema atomoma kisika, enim z dvojno in drugim z enojno vezjo. Vsak od treh atomov kisika, ki so s preprostimi vezmi povezani z atomi fosforja, je s preprosto vezjo povezan tudi z atomom vodika.
| Fosforjeva kislina – H3PO4(drugo ime je ortofosforna kislina) je prozorna, brezbarvna, kristalna snov molekularne strukture, ki se tali pri 42 o C. Ta snov se zelo dobro topi v vodi in celo absorbira vodno paro iz zraka (higroskopna). Fosforna kislina se proizvaja v velikih količinah in se uporablja predvsem pri proizvodnji fosfatnih gnojil, pa tudi v kemični industriji, pri proizvodnji vžigalic in celo v gradbeništvu. Poleg tega se fosforna kislina uporablja pri izdelavi cementa v zobni tehniki in je vključena v številna zdravila. Ta kislina je precej poceni, zato v nekaterih državah, na primer v ZDA, osvežilnim pijačam dodajajo zelo čisto fosforno kislino, močno razredčeno z vodo, ki nadomesti drago citronsko kislino. |
| Metan - CH 4.Če imate doma plinski štedilnik, se s to snovjo srečujete vsak dan: zemeljski plin, ki gori v gorilnikih vašega štedilnika, je sestavljen iz 95 % metana. Metan je plin brez barve in vonja z vreliščem pri –161 o C. V mešanici z zrakom je eksploziven, kar pojasnjuje eksplozije in požare, ki včasih nastanejo v premogovnikih (drugo ime za metan je dim). Tretje ime za metan - močvirski plin - je posledica dejstva, da se mehurčki tega plina dvigajo z dna močvirja, kjer nastane kot posledica delovanja nekaterih bakterij. V industriji se metan uporablja kot gorivo in surovina za proizvodnjo drugih snovi.Metan je najpreprostejši ogljikovodik. V ta razred snovi spadajo tudi etan (C 2 H 6), propan (C 3 H 8), etilen (C 2 H 4), acetilen (C 2 H 2) in številne druge snovi. |
Tabela 5.Primeri različnih vrst formul za nekatere snovi-
arzen(latinsko arsenicum), as, kemijski element skupine V periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 33, atomska masa 74,9216; jekleno sivi kristali. Element je sestavljen iz enega stabilnega izotopa 75 as.
Zgodovinska referenca. Naravne spojine mineralov z žveplom (orpiment kot 2 s 3, realgar kot 4 s 4) so poznala že ljudstva starega sveta, ki so te minerale uporabljala kot zdravila in barve. Produkt gorenja M. sulfidov je bil znan tudi - M. oksid (iii) kot 2 o 3 ("beli M."). Ime arsenik o n najdemo že pri Aristotelu; izhaja iz grščine. a rsen - močan, pogumen in služi za označevanje spojin M (glede na njihov močan učinek na telo). Rusko ime naj bi izhajalo iz "miš" (iz uporabe pripravkov M. za uničenje miši in podgan). Prejem M. v prostem stanju se pripisuje Albert Veliki(približno 1250). Leta 1789 A. Lavoisier vključil M. v seznam kemijskih elementov.
Razširjenost v naravi. Povprečna vsebnost kovine v zemeljski skorji (clarke) je 1,7 × 10 -4% (mase), v takšnih količinah je prisotna v večini magmatskih kamnin. Ker so M. spojine hlapne pri visokih temperaturah, se element med magmatskimi procesi ne kopiči; se koncentrira, izloča iz vročih globokih voda (skupaj s, se, sb, fe, co, ni, cu in drugimi elementi). Med vulkanskimi izbruhi pridejo minerali v ozračje v obliki svojih hlapnih spojin. Ker je M. multivalenten, na njegovo migracijo močno vpliva redoks okolje. V oksidacijskih pogojih zemeljske površine nastajajo arzenati (kot 5+) in arzeniti (kot 3+). To so redki minerali, ki jih najdemo le na območjih nahajališč mineralov, še redkeje pa so samorodni minerali in minerali 2+. Od številnih mineralov M. (približno 180) je le arsenopirit feas glavnega industrijskega pomena.
Majhne količine M. so potrebne za življenje. Vendar pa na območjih z nahajališči mineralov in aktivnostjo mladih vulkanov tla ponekod vsebujejo do 1% kovine, kar je povezano z boleznimi živine in odmiranjem vegetacije. Akumulacija M. je še posebej značilna za pokrajine step in puščav, v tleh katerih je M. neaktiven. V vlažnem podnebju se M. zlahka izpere iz tal.
V živi snovi je povprečno 3 × 10 -5 % M, v rekah 3 × 10 -7 %. M., ki ga reke prinesejo v ocean, se relativno hitro naseli. V morski vodi je le 1 x 10 -7% M, v glinah in skrilavcih pa 6,6 x 10 -4%. Sedimentne železove rude in feromanganovi noduli so pogosto obogateni z M.
Fizikalne in kemijske lastnosti. M. ima več alotropskih modifikacij. V normalnih pogojih je najbolj stabilna tako imenovana kovinska ali siva M. (a -as) - jekleno siva krhka kristalna masa; sveže zlomljena ima kovinski lesk, na zraku hitro zbledi, ker je prekrita s tanko plastjo kot 2 o 3. Kristalna mreža sive M. je romboedrična ( A= 4,123 a, kot a = 54°10", X= 0,226), večplastna. Gostota 5,72 g/cm3(pri 20°c), električna upornost 35 10 -8 ohm? m, ali 35 10 -6 ohm? cm, temperaturni koeficient električnega upora 3,9 10 -3 (0°-100 °c), Brinellova trdota 1470 Mn/m 2 ali 147 kgf/mm 2(3-4 po Mohsu); M. diamagnetno. Pod atmosferskim tlakom kovina sublimira pri 615 °C, ne da bi se stopila, saj je trojna točka a -as pri 816 °C in tlaku 36 pri. M. para je sestavljena iz 4 molekul do 800 °C, nad 1700 °C - samo iz 2. Ko kovinske pare kondenzirajo na površini, ohlajeni s tekočim zrakom, nastane rumena kovina - prozorni kristali, mehki kot vosek, z gostoto 1,97. g/cm3, po lastnostih podoben belemu fosfor. Pri rahlem ali šibkem segrevanju se spremeni v sivo M. Znane so tudi steklasto-amorfne modifikacije: črna M. in rjava M., ki se pri segrevanju nad 270°c spremenijo v sivo M.
Konfiguracija zunanjih elektronov atoma M. 3 d 10 4 s 2 4 str 3. V spojinah ima M oksidacijska stanja + 5, + 3 in – 3. Sivi M je bistveno manj kemično aktiven kot fosfor. Pri segrevanju na zraku nad 400 °C M gori in nastane kot 2 o 3. M se povezuje neposredno s halogeni; pri normalnih pogojih asf 5 - plin; asf 3, ascl 3, asbr 3 - brezbarvne, zelo hlapne tekočine; asi 3 in as 2 l 4 - rdeči kristali. Pri segrevanju M. z žveplom dobimo naslednje sulfide: oranžno rdeče kot 4 s 4 in limonino rumene kot 2 s 3. Bledo rumeni sulfid kot 2 s 5 se obori s prehajanjem h 2 s v ledeno ohlajeno raztopino arzenove kisline (ali njenih soli) v kadeči se klorovodikovi kislini: 2h 3 aso 4 + 5h 2 s = kot 2 s 5 + 8h 2 o ; Pri približno 500 °C razpade na 2 s 3 in žveplo. Vsi M. sulfidi so netopni v vodi in razredčenih kislinah. Močni oksidanti (zmesi hno 3 + hcl, hcl + kclo 3) jih pretvorijo v zmes h 3 aso 4 in h 2 so 4. Sulfid kot 2 s 3 se zlahka raztopi v sulfidih in polisulfidih amonijevih in alkalijskih kovin, pri čemer tvori soli kislin - tioarzen h 3 ass 3 in tioarzen h 3 ass 4. S kisikom M. proizvaja okside: M. oksid (iii) kot 2 o 3 - arzenov anhidrid in M. oksid (v) kot 2 o 5 - arzenov anhidrid. Prvi od njih nastane z delovanjem kisika na kovino ali njene sulfide, na primer 2as 2 s 3 + 9o 2 = 2as 2 o 3 + 6so 2. Ker se pare 2 o 3 kondenzirajo v brezbarvno steklasto maso, ki sčasoma postane motna zaradi tvorbe majhnih kubičnih kristalov, gostota 3,865 g/cm3. Gostota hlapov ustreza formuli kot 4 o 6: nad 1800 °C je para sestavljena iz kot 2 o 3. Pri 100 G voda se raztopi 2.1 G kot 2 o 3 (pri 25 °C). M. oksid (iii) je amfoterna spojina s prevladujočimi kislimi lastnostmi. Znane so soli (arzeniti), ki ustrezajo ortoarzenovim kislinam h 3 aso 3 in metaarzenovim haso 2; same kisline niso bile pridobljene. V vodi so topni le alkalijski in amonijevi arzeniti. kot 2 o 3 in arzeniti so običajno reducenti (npr. kot 2 o 3 + 2i 2 + 5h 2 o = 4hi + 2h 3 aso 4), lahko pa tudi oksidanti (npr. kot 2 o 3 + 3c = 2as + 3co ).
M. oksid (v) dobimo s segrevanjem arzenove kisline h 3 aso 4 (okoli 200°c). Je brezbarven, pri približno 500 °C razpade na 2 o 3 in o 2. Arzenovo kislino dobimo z delovanjem koncentriranega hno 3 na as ali kot 2 o 3. Soli arzenove kisline (arzenati) so netopne v vodi, razen alkalijskih in amonijevih soli. Znane so soli, ki ustrezajo kislinam ortoarzenova h 3 aso 4 , metaarzenova haso 3 in piroarzenova kislina h 4 kot 2 o 7 ; zadnji dve kislini nista bili dobljeni v prostem stanju. Pri spajanju s kovinami kovina večinoma tvori spojine ( arzenidi).
Prejem in uporaba . M. se proizvaja industrijsko s segrevanjem arzenovih piritov:
feass = fes + as
ali (redkeje) zmanjšanje kot 2 o 3 s premogom. Oba procesa potekata v retortah iz ognjevarne gline, povezanih s sprejemnikom za kondenzacijo hlapov M. Arzenov anhidrid pridobivamo z oksidativnim žganjem arzenovih rud ali kot stranski produkt pri praženju polimetalnih rud, ki skoraj vedno vsebujejo M. Med oksidativno praženje, saj nastane 2 o 3 pare, ki kondenzirajo v lovilne komore. Surovo kot 2 o 3 se očisti s sublimacijo pri 500-600 °C. Očiščena kot 2 o 3 se uporablja za proizvodnjo M. in njenih pripravkov.
Majhni dodatki M (0,2-1,0% teže) se dodajajo v svinec, ki se uporablja za proizvodnjo strelnega strela (M poveča površinsko napetost staljenega svinca, zaradi česar strel pridobi obliko, ki je blizu sferične; M nekoliko poveča trdoto svinca). Kot delni nadomestek za antimon je M. vključen v nekatere babite in tiskarske zlitine.
Čista M. ni strupena, vendar so vse njene spojine, ki so topne v vodi ali se lahko raztopijo pod vplivom želodčnega soka, izjemno strupene; še posebej nevarno arzenov vodik. Od spojin M, ki se uporabljajo v proizvodnji, je arzenov anhidrid najbolj strupen. Skoraj vse sulfidne rude barvnih kovin, pa tudi železov (žveplov) pirit, vsebujejo kovinske primesi. Zato med njihovim oksidativnim praženjem skupaj z žveplovim dioksidom vedno nastane tako 2, kot 2 o 3; Večina se kondenzira v dimnih kanalih, vendar zaradi odsotnosti ali nizke učinkovitosti čistilnih naprav odnesejo izpušni plini peči za rudo opazne količine kot 2 o 3. Čista M., čeprav ni strupena, je pri shranjevanju na zraku vedno prekrita s prevleko strupene kot 2 o 3. Če ni ustreznega prezračevanja, je jedkanje kovin (železo, cink) z industrijsko žveplovo ali klorovodikovo kislino, ki vsebuje primesi kovin, izjemno nevarno, saj pri tem nastaja arzenov vodik.
S. A. Pogodin.
M. v telesu. Kot element v sledovih M. je vseprisoten v živi naravi. Povprečna vsebnost M v tleh je 4 · 10 -4%, v rastlinskem pepelu - 3 · 10 -5%. Vsebnost M v morskih organizmih je večja kot v kopenskih organizmih (v ribah 0,6-4,7 mg v 1 kg surove snovi se kopičijo v jetrih). Povprečna vsebnost M v človeškem telesu je 0,08-0,2 mg/kg. V krvi se M. koncentrira v eritrocitih, kjer se veže na molekulo hemoglobina (globinska frakcija pa vsebuje dvakrat več kot hem). Največja količina tega (na 1 G tkivo) najdemo v ledvicah in jetrih. Veliko M. najdemo v pljučih in vranici, koži in laseh; razmeroma malo - v cerebrospinalni tekočini, možganih (predvsem hipofizi), spolnih žlezah itd. V tkivih se M. nahaja v glavni beljakovinski frakciji, veliko manj v kislinsko topni frakciji in le majhen del je najdemo v lipidni frakciji. M. sodeluje pri redoks reakcijah: oksidativna razgradnja kompleksnih ogljikovih hidratov, fermentacija, glikoliza itd. Spojine M. se uporabljajo v biokemiji kot specifične zaviralci encimi za preučevanje presnovnih reakcij.
M. v medicini. Organske spojine M. (aminarson, miarsenol, novarsenal, osarsol) se uporabljajo predvsem za zdravljenje sifilisa in protozojskih bolezni. Anorganski pripravki M. - natrijev arzenit (natrijev arzenat), kalijev arzenit (kalijev arzenat), anhidrid arzena kot 2 o 3, so predpisani kot splošna krepilna in tonična sredstva. Pri lokalni uporabi lahko anorganski pripravki M. povzročijo nekrotizirajoči učinek brez predhodnega draženja, zaradi česar je ta postopek skoraj neboleč; Ta lastnost, ki je najbolj izrazita pri kot 2 o 3, se v zobozdravstvu uporablja za uničenje zobne pulpe. Za zdravljenje luskavice se uporabljajo tudi anorganski pripravki M.
Umetno pridobljeni radioaktivni izotopi M. 74 kot (t 1 / 2 = 17,5 dnevi) in 76 kot (t 1 / 2 = 26,8 h) se uporabljajo v diagnostične in terapevtske namene. Z njihovo pomočjo se razjasni lokacija možganskih tumorjev in določi stopnja radikalnosti njihove odstranitve. Radioaktivni M. se včasih uporablja za krvne bolezni itd.
Po priporočilih Mednarodne komisije za zaščito pred sevanjem je največja dovoljena vsebnost 76 as v telesu 11. mccurie. V skladu s sanitarnimi standardi, sprejetimi v ZSSR, so največje dovoljene koncentracije 76 v vodi in odprtih rezervoarjih 1 10 -7 curie/l, v zraku delovnih prostorov 5 10 -11 curie/l. Vsi pripravki M. so zelo strupeni. V primeru akutne zastrupitve opazimo hude bolečine v trebuhu, drisko in okvaro ledvic; Možni so kolaps in konvulzije. Pri kroničnih zastrupitvah so najpogostejše prebavne motnje, katarji sluznice dihalnih poti (faringitis, laringitis, bronhitis), kožne lezije (eksantem, melanoza, hiperkeratoza) in motnje občutljivosti; možen je razvoj aplastične anemije. Pri zdravljenju zastrupitev z zdravili M. ima največji pomen unitiol.
Ukrepi za preprečevanje industrijskih zastrupitev morajo biti usmerjeni predvsem v mehanizacijo, tesnjenje in odstranjevanje prahu tehnološkega procesa, ustvarjanje učinkovitega prezračevanja in zagotavljanje osebne zaščitne opreme delavcev pred izpostavljenostjo prahu. Potrebni so redni zdravstveni pregledi delavcev. Predhodni zdravstveni pregledi se opravijo ob zaposlitvi, za zaposlene pa enkrat na šest mesecev.
Lit.: Remi G., Tečaj anorganske kemije, trans. iz nemščine, letnik 1, M., 1963, str. 700-712; Pogodin S. A., Arzen, v knjigi: Kratka kemijska enciklopedija, zvezek 3, M., 1964; Škodljive snovi v industriji, pod splošno. izd. N. V. Lazareva, 6. izd., 2. del, Leningrad, 1971.
prenesi povzetek
Navodila
Periodični sistem je večnadstropna "hiša", ki vsebuje veliko število stanovanj. Vsak »najemnik« ali v svojem stanovanju pod določeno številko, ki je stalna. Poleg tega ima element "priimek" ali ime, kot so kisik, bor ali dušik. Poleg teh podatkov vsebuje vsako »stanovanje« informacije, kot je relativna atomska masa, ki ima lahko natančne ali zaokrožene vrednosti.
Kot v vsaki hiši obstajajo "vhodi", in sicer skupine. Poleg tega so v skupinah elementi nameščeni na levi in desni strani in tvorijo. Glede na to, na kateri strani jih je več, se ta stran imenuje glavna. Druga podskupina bo torej sekundarna. Tabela ima tudi »nadstropja« ali pike. Poleg tega so obdobja lahko velika (sestavljena iz dveh vrstic) in majhna (imajo samo eno vrstico).
Tabela prikazuje strukturo atoma elementa, od katerih ima vsak pozitivno nabito jedro, sestavljeno iz protonov in nevtronov, ter negativno nabitih elektronov, ki se vrtijo okoli njega. Število protonov in elektronov je številčno enako in je v tabeli določeno z zaporedno številko elementa. Kemični element žveplo je na primer številka 16, zato bo imel 16 protonov in 16 elektronov.
Če želite določiti število nevtronov (v jedru so tudi nevtralni delci), odštejte njegovo atomsko število od relativne atomske mase elementa. Na primer, železo ima relativno atomsko maso 56 in atomsko število 26. Zato je 56 – 26 = 30 protonov za železo.
Elektroni se nahajajo na različnih razdaljah od jedra in tvorijo elektronske ravni. Če želite določiti število elektronskih (ali energijskih) ravni, morate pogledati številko obdobja, v katerem se nahaja element. Na primer, aluminij je v 3. obdobju, zato bo imel 3 stopnje.
Po številki skupine (vendar samo za glavno podskupino) lahko določite najvišjo valenco. Na primer, elementi prve skupine glavne podskupine (litij, natrij, kalij itd.) imajo valenco 1. V skladu s tem bodo imeli elementi druge skupine (berilij, magnezij, kalcij itd.) valenco 2.
Tabelo lahko uporabite tudi za analizo lastnosti elementov. Od leve proti desni kovinske lastnosti slabijo, nekovinske pa se povečujejo. To je jasno razvidno iz primera 2. obdobja: začne se z alkalijskim natrijem, nato z zemeljskoalkalijskim magnezijem, za njim amfoterni element aluminij, nato z nekovinami silicij, fosfor, žveplo in obdobje se konča s plinastimi snovmi. - klor in argon. V naslednjem obdobju opazimo podobno odvisnost.
Od zgoraj navzdol je opazen tudi vzorec - kovinske lastnosti se povečajo, nekovinske pa oslabijo. To pomeni, da je na primer cezij veliko bolj aktiven kot natrij.
Arzen je kemijski element dušikove skupine (15. skupina periodnega sistema). To je siva, kovinska, krhka snov (α-arzen) z romboedrično kristalno mrežo. Pri segrevanju na 600 °C As sublimira. Ko se para ohladi, se pojavi nova modifikacija - rumeni arzen. Nad 270 °C se vse oblike As spremenijo v črni arzen.
Zgodovina odkritja
Kaj je arzen, je bilo znano že dolgo preden je bil priznan kot kemični element. V 4. stol. pr. n. št e. Aristotel je omenil snov, imenovano sandarac, za katero se zdaj verjame, da je bila realgar ali arzenov sulfid. In v 1. stoletju našega štetja. e. pisca Plinij starejši in Pedanius Dioscorides sta opisala orpiment – barvilo As 2 S 3. V 11. stoletju n. e. Obstajale so tri različice "arzena": bel (As 4 O 6), rumen (As 2 S 3) in rdeč (As 4 S 4). Sam element je verjetno prvi izoliral v 13. stoletju Albertus Magnus, ki je opazil pojav kovine podobne snovi, ko je bil arzenik, drugo ime za As 2 S 3, segret z milom. Vendar ni gotovosti, da je ta naravoslovec pridobil čisti arzen. Prvi verodostojni dokazi o čisti izolaciji segajo v leto 1649. Nemški farmacevt Johann Schröder je pripravil arzen s segrevanjem njegovega oksida v prisotnosti premoga. Kasneje je Nicolas Lemery, francoski zdravnik in kemik, opazoval nastanek tega kemičnega elementa s segrevanjem mešanice njegovega oksida, mila in pepelike. V začetku 18. stoletja je bil arzen že znan kot edinstvena polkovina.
Razširjenost
V zemeljski skorji je koncentracija arzena nizka in znaša 1,5 ppm. Najdemo ga v prsti in mineralih ter se lahko sprosti v zrak, vodo in prst z vetrno in vodno erozijo. Poleg tega element vstopi v ozračje iz drugih virov. Zaradi vulkanskih izbruhov se v zrak sprosti približno 3 tisoč ton arzena na leto, mikroorganizmi proizvedejo 20 tisoč ton hlapnega metilarsina na leto, zaradi zgorevanja fosilnih goriv pa se sprosti 80 tisoč ton nad isto obdobje.
Kljub temu, da je As smrtonosen strup, je pomembna sestavina prehrane nekaterih živali in morda tudi ljudi, čeprav zahtevani odmerek ne presega 0,01 mg / dan.
Arzen je izjemno težko pretvoriti v vodotopno ali hlapno stanje. Dejstvo, da je precej gibljiv, pomeni, da se velike koncentracije snovi ne morejo pojaviti na enem mestu. Po eni strani je to dobra stvar, po drugi strani pa zaradi lahkosti, s katero se širi, onesnaženje z arzenom postaja večji problem. Zaradi človekove dejavnosti, predvsem z rudarjenjem in taljenjem, se običajno nepremični kemični element seli in ga je zdaj mogoče najti drugje kot njegova naravna koncentracija.
Količina arzena v zemeljski skorji je približno 5 g na tono. V vesolju je njegova koncentracija ocenjena na 4 atome na milijon atomov silicija. Ta element je zelo razširjen. Majhna količina ga je prisotna v izvornem stanju. Praviloma se arzenove formacije s čistostjo 90-98% nahajajo skupaj s kovinami, kot sta antimon in srebro. Večina pa je vključena v več kot 150 različnih mineralov - sulfide, arzenide, sulfoarsenide in arzenite. Arsenopirit FeAsS je eden najpogostejših mineralov, ki vsebujejo As. Druge pogoste arzenove spojine so minerali realgar As 4 S 4, orpiment As 2 S 3, lelingit FeAs 2 in enargit Cu 3 AsS 4. Pogost je tudi arzenov oksid. Večina te snovi je stranski produkt taljenja bakrove, svinčeve, kobaltove in zlate rude.
V naravi obstaja samo en stabilen izotop arzena - 75 As. Med umetnimi radioaktivnimi izotopi izstopa 76 As z razpolovno dobo 26,4 ure.Arzen-72, -74 in -76 se uporabljajo v medicinski diagnostiki.
Industrijska proizvodnja in uporaba
Kovinski arzen se pridobiva s segrevanjem arsenopirita na 650-700 °C brez dostopa zraka. Če se arsenopirit in druge kovinske rude segrejejo s kisikom, se As zlahka združi z njim in tvori zlahka sublimiran As 4 O 6, znan tudi kot "beli arzen". Hlapi oksida se zbirajo in kondenzirajo ter kasneje prečistijo s ponavljajočo se sublimacijo. Večina As nastane z njegovo redukcijo z ogljikom iz tako pridobljenega belega arzena.
Svetovna poraba kovinskega arzena je razmeroma majhna - le nekaj sto ton na leto. Večina porabljenega prihaja iz Švedske. Uporablja se v metalurgiji zaradi svojih metaloidnih lastnosti. Pri proizvodnji svinčenih krogel se uporablja približno 1 % arzena, saj izboljša okroglost staljene kapljice. Lastnosti zlitin za ležaje na osnovi svinca se termično in mehansko izboljšajo, če vsebujejo približno 3 % arzena. Prisotnost majhnih količin tega kemičnega elementa v svinčevih zlitinah jih utrdi za uporabo v baterijah in kabelskih oklepih. Majhne nečistoče arzena povečajo odpornost proti koroziji in toplotne lastnosti bakra in medenine. Kemični element As se v svoji čisti obliki uporablja za prevleko brona in v pirotehniki. Visoko prečiščen arzen se uporablja v tehnologiji polprevodnikov, kjer se uporablja s silicijem in germanijem ter v obliki galijevega arzenida (GaAs) v diodah, laserjih in tranzistorjih.
Kot povezave
Ker je valenca arzena 3 in 5 in ima razpon oksidacijskih stanj od -3 do +5, lahko element tvori različne vrste spojin. Njegovi najpomembnejši komercialno pomembni obliki sta As 4 O 6 in As 2 O 5 . Arzenov oksid, splošno znan kot beli arzen, je stranski produkt praženja rud bakra, svinca in nekaterih drugih kovin ter arzenopirita in sulfidnih rud. Je izhodiščna snov za večino drugih spojin. Uporablja se tudi v pesticidih, kot sredstvo za razbarvanje v proizvodnji stekla in kot konzervans za usnje. Arzenov pentoksid nastane, ko je beli arzen izpostavljen oksidantu (kot je dušikova kislina). Je glavna sestavina insekticidov, herbicidov in kovinskih lepil.
Arzin (AsH 3), brezbarven strupen plin, sestavljen iz arzena in vodika, je še ena znana snov. Snov, imenovana tudi arzenov vodik, se pridobiva s hidrolizo kovinskih arzenidov in redukcijo kovin iz arzenovih spojin v kislinskih raztopinah. Uporablja se kot dopant v polprevodnikih in kot kemično bojno sredstvo. V kmetijstvu so velikega pomena arzenova kislina (H 3 AsO 4), svinčev arzenat (PbHAsO 4) in kalcijev arzenat [Ca 3 (AsO 4) 2], ki se uporabljajo za sterilizacijo tal in zatiranje škodljivcev.
Arzen je kemični element, ki tvori številne organske spojine. Cacodyne (CH 3) 2 As−As(CH 3) 2 se na primer uporablja pri pripravi široko uporabljenega sušilnega sredstva (sušilnega sredstva) kakodilične kisline. Kompleksne organske spojine elementa se uporabljajo pri zdravljenju nekaterih bolezni, na primer amebne dizenterije, ki jo povzročajo mikroorganizmi.
Fizične lastnosti
Kaj je arzen glede na njegove fizikalne lastnosti? V najbolj stabilnem stanju je krhka, jekleno siva trdna snov z nizko toplotno in električno prevodnostjo. Čeprav so nekatere oblike As podobne kovinam, je razvrstitev med nekovine natančnejša karakterizacija arzena. Obstajajo tudi druge oblike arzena, ki pa niso dobro raziskane, zlasti rumena metastabilna oblika, sestavljena iz molekul As 4, kot je beli fosfor P 4 . Arzen sublimira pri temperaturi 613 °C, v obliki hlapov pa obstaja kot molekule As 4, ki disociirajo šele pri temperaturi okoli 800 °C. Do popolne disociacije na molekule As 2 pride pri 1700 °C.
Struktura atoma in sposobnost tvorjenja vezi
Elektronska formula arzena - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 - je podobna dušiku in fosforju v tem, da je v zunanji lupini pet elektronov, vendar se od njiju razlikuje po tem, da ima v predzadnji lupini 18 elektronov. lupina namesto dveh ali osmih. Dodajanje 10 pozitivnih nabojev v jedro ob polnjenju petih 3d orbital pogosto povzroči splošno zmanjšanje elektronskega oblaka in povečanje elektronegativnosti elementov. Arzen v periodnem sistemu lahko primerjamo z drugimi skupinami, ki jasno kažejo ta vzorec. Na primer, splošno sprejeto je, da je cink bolj elektronegativen kot magnezij in galij kot aluminij. Vendar se v naslednjih skupinah ta razlika zmanjša in mnogi se ne strinjajo, da je germanij bolj elektronegativen od silicija, kljub obilici kemijskih dokazov. Podoben prehod iz 8- na 18-elementno lupino iz fosforja v arzen lahko poveča elektronegativnost, vendar to ostaja sporno.
Podobnost zunanje lupine As in P nakazuje, da lahko tvorita 3 na atom v prisotnosti dodatnega nevezanega elektronskega para. Oksidacijsko stanje mora biti torej +3 ali -3, odvisno od relativne medsebojne elektronegativnosti. Struktura arzena nakazuje tudi možnost uporabe zunanje d-orbitale za razširitev okteta, kar elementu omogoča tvorbo 5 vezi. Realizira se le pri reakciji s fluorom. Prisotnost prostega elektronskega para za tvorbo kompleksnih spojin (z donacijo elektronov) v atomu As je veliko manj izrazita kot pri fosforju in dušiku.
Arzen je stabilen na suhem zraku, na vlažnem pa se spremeni v črn oksid. Njegovi hlapi zlahka gorijo in tvorijo As 2 O 3. Kaj je prosti arzen? Nanj praktično ne vpliva voda, alkalije in neoksidirajoče kisline, dušikova kislina pa ga oksidira do +5. Halogeni in žveplo reagirajo z arzenom, številne kovine pa tvorijo arzenide.
Analitična kemija
Snov arzen lahko kvalitativno zaznamo v obliki rumenega orpimenta, ki se obori pod vplivom 25% raztopine klorovodikove kisline. Sledi As se običajno določijo s pretvorbo v arzin, ki ga je mogoče zaznati z Marshevim testom. Arzin se termično razgradi in tvori črno ogledalo arzena znotraj ozke cevi. Po metodi Gutzeit vzorec, impregniran z arzinom, potemni zaradi sproščanja živega srebra.
Toksikološke lastnosti arzena
Toksičnost elementa in njegovih derivatov je zelo različna, od izjemno strupenega arzina in njegovih organskih derivatov do preprosto As, ki je relativno inerten. Kaj je arzen, dokazuje uporaba njegovih organskih spojin kot kemičnih bojnih sredstev (lewisite), vezikanta in defolianta (Agent Blue na osnovi vodne mešanice 5% kakodilne kisline in 26% njene natrijeve soli).
Na splošno derivati tega kemičnega elementa dražijo kožo in povzročajo dermatitis. Priporočljiva je tudi zaščita pred vdihavanjem prahu, ki vsebuje arzen, vendar večina zastrupitev nastane pri zaužitju. Najvišja dovoljena koncentracija As v prahu pri osemurnem delovniku je 0,5 mg/m 3 . Za arzin se odmerek zmanjša na 0,05 ppm. Poleg uporabe spojin tega kemičnega elementa kot herbicidov in pesticidov je uporaba arzena v farmakologiji omogočila pridobitev salvarsana, prvega uspešnega zdravila proti sifilisu.
Učinki na zdravje
Arzen je eden najbolj strupenih elementov. Anorganske spojine te kemikalije se naravno pojavljajo v majhnih količinah. Ljudje so lahko izpostavljeni arzenu s hrano, vodo in zrakom. Do izpostavljenosti lahko pride tudi pri stiku kože z onesnaženo zemljo ali vodo.
Za izpostavljenost so dovzetni tudi ljudje, ki delajo z njim, živijo v domovih, zgrajenih iz lesa, obdelanega z njim, in na kmetijskih zemljiščih, kjer so bili v preteklosti uporabljeni pesticidi.
Anorganski arzen lahko pri ljudeh povzroči različne zdravstvene učinke, kot so draženje želodca in črevesja, zmanjšana proizvodnja rdečih in belih krvničk, kožne spremembe in draženje pljuč. Domneva se, da lahko zaužitje znatnih količin te snovi poveča možnosti za razvoj raka, zlasti raka kože, pljuč, jeter in limfnega sistema.
Zelo visoke koncentracije anorganskega arzena povzročajo neplodnost in spontane splave pri ženskah, dermatitis, zmanjšano odpornost telesa na okužbe, težave s srcem in poškodbe možganov. Poleg tega lahko ta kemični element poškoduje DNK.
Smrtonosni odmerek belega arzena je 100 mg.
Organske spojine elementa ne povzročajo raka ali poškodbe genetske kode, vendar lahko visoki odmerki škodujejo zdravju ljudi, na primer povzročijo živčne motnje ali bolečine v trebuhu.
Lastnosti As
Glavne kemijske in fizikalne lastnosti arzena so naslednje:
- Atomsko število je 33.
- Atomska teža - 74,9216.
- Tališče sive oblike je 814 °C pri tlaku 36 atmosfer.
- Gostota sive oblike je 5,73 g/cm 3 pri 14 °C.
- Gostota rumene oblike je 2,03 g/cm 3 pri 18 °C.
- Elektronska formula arzena je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.
- Oksidacijska stanja - -3, +3, +5.
- Valenca arzena je 3,5.
Vsa imena kemičnih elementov izvirajo iz latinščine. To je najprej potrebno, da se znanstveniki iz različnih držav med seboj razumejo.
Kemijski simboli elementov
Elemente običajno označujemo s kemičnimi znaki (simboli). Po predlogi švedskega kemika Berzeliusa (1813) kemijske elemente označujemo z začetnico ali začetnico in eno od naslednjih črk latinskega imena danega elementa; Prva črka je vedno velika, druga mala. Na primer, vodik (Hydrogenium) je označen s črko H, kisik (Oxygenium) s črko O, žveplo (Sulfur) s črko S; živo srebro (Hydrargyrum) - črke Hg, aluminij (Aluminium) - Al, železo (Ferrum) - Fe itd.
riž. 1. Tabela kemijskih elementov z imeni v latinščini in ruščini.
Ruska imena kemičnih elementov so pogosto latinska imena s spremenjenimi končnicami. Obstaja pa tudi veliko elementov, katerih izgovorjava se razlikuje od latinskega vira. To so domače ruske besede (na primer železo) ali besede, ki so prevodi (na primer kisik).
Kemijska nomenklatura
Kemijska nomenklatura je pravilno ime za kemične snovi. Latinska beseda nomenclatura se prevaja kot "seznam imen".
V zgodnji fazi razvoja kemije so snovi dobivale poljubna, naključna imena (trivialna imena). Visoko hlapne tekočine so imenovali alkoholi, med njimi so bili "klorovodikov alkohol" - vodna raztopina klorovodikove kisline, "silitrijski alkohol" - dušikova kislina, "amonijev alkohol" - vodna raztopina amoniaka. Oljne tekočine in trdne snovi so imenovali olja, na primer koncentrirano žveplovo kislino so imenovali "vitriolovo olje", arzenov klorid pa "arzenovo olje".
Včasih so bile snovi poimenovane po njihovem odkritelju, na primer "Glauberjeva sol" Na 2 SO 4 * 10H 2 O, ki jo je v 17. stoletju odkril nemški kemik I. R. Glauber.
riž. 2. Portret I. R. Glauberja.
Starodavna imena so lahko označevala okus snovi, barvo, vonj, videz in zdravilni učinek. Ena snov je včasih imela več imen.
Do konca 18. stoletja kemiki niso poznali več kot 150-200 spojin.
Prvi sistem znanstvenih imen v kemiji je leta 1787 razvila komisija kemikov, ki jo je vodil A. Lavoisier. Lavoisierjeva kemijska nomenklatura je služila kot osnova za oblikovanje nacionalnih kemijskih nomenklatur. Da bi se kemiki iz različnih držav razumeli, mora biti nomenklatura enotna. Trenutno je konstrukcija kemijskih formul in imen anorganskih snovi predmet sistema pravil nomenklature, ki ga je ustvarila komisija Mednarodne zveze za čisto in uporabno kemijo (IUPAC). Vsaka snov je predstavljena s formulo, v skladu s katero je sestavljeno sistematično ime spojine.
riž. 3. A. Lavoisier.
Kaj smo se naučili?
Vsi kemični elementi imajo latinske korenine. Latinska imena kemijskih elementov so splošno sprejeta. V ruščino se prenesejo s sledenjem ali prevodom. vendar imajo nekatere besede izvirni ruski pomen, na primer baker ali železo. Vse kemične snovi, sestavljene iz atomov in molekul, so predmet kemijske nomenklature. Sistem znanstvenih imen je prvi razvil A. Lavoisier.
