2.1. Gjuha kimike dhe pjesët e saj
Njerëzimi përdor shumë gjuhë të ndryshme. Përveç gjuhët natyrore(Japonisht, anglisht, rusisht - më shumë se 2.5 mijë në total), ka gjithashtu gjuhë artificiale, për shembull, Esperanto. Ndër gjuhët artificiale ka gjuhët të ndryshme shkencat. Pra, në kimi ata përdorin të tyren, gjuha kimike.
Gjuha kimike– një sistem simbolesh dhe konceptesh të krijuara për një regjistrim dhe transmetim të shkurtër, të përmbledhur dhe vizual të informacionit kimik.
Një mesazh i shkruar në shumicën e gjuhëve natyrore ndahet në fjali, fjali në fjalë dhe fjalë në shkronja. Nëse fjalitë, fjalët dhe shkronjat i quajmë pjesë të gjuhës, atëherë mund të identifikojmë pjesë të ngjashme në gjuhën kimike (Tabela 2).
Tabela 2.Pjesë të gjuhës kimike
Është e pamundur të përvetësosh menjëherë ndonjë gjuhë, kjo vlen edhe për një gjuhë kimike. Prandaj, tani për tani do të njiheni vetëm me bazat e kësaj gjuhe: mësoni disa "shkronja", mësoni të kuptoni kuptimin e "fjalëve" dhe "fjalive". Në fund të këtij kapitulli do të njiheni me emrat substancat kimike janë pjesë përbërëse e gjuhës kimike. Ndërsa studioni kiminë, njohuritë tuaja për gjuhën kimike do të zgjerohen dhe thellohen.
GJUHA KIMIKE.
1. Cilat gjuhë artificiale dini (përveç atyre të përmendura në tekstin e tekstit shkollor)?
2.Si ndryshojnë gjuhët natyrore nga ato artificiale?
3. A mendoni se është e mundur të përshkruhen dukuritë kimike pa përdorur gjuhën kimike? Nëse jo, pse jo? Nëse po, cilat do të ishin avantazhet dhe disavantazhet e një përshkrimi të tillë?
2.2. Simbolet e elementeve kimike
Simboli për një element kimik përfaqëson vetë elementin ose një atom të atij elementi.
Çdo simbol i tillë është një emër i shkurtuar latin i një elementi kimik, i përbërë nga një ose dy shkronja të alfabetit latin (për alfabetin latin, shih Shtojcën 1). Simboli shkruhet me shkronjë të madhe. Simbolet, si dhe emrat rusë dhe latinë të disa elementeve, janë dhënë në tabelën 3. Aty jepen edhe informacione për origjinën e emrave latinë. Nuk ka një rregull të përgjithshëm për shqiptimin e simboleve, prandaj në tabelën 3 është paraqitur edhe “leximi” i simbolit, pra si lexohet ky simbol në formulën kimike.
Është e pamundur të zëvendësohet emri i një elementi me një simbol në të folurën gojore, por në tekstet e shkruara me dorë ose të shtypura kjo lejohet, por nuk rekomandohet Aktualisht, 110 elementë kimikë janë të njohur, 109 prej tyre kanë emra dhe simbole të miratuara nga Ndërkombëtari. Unioni i Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar (IUPAC).
Tabela 3 jep informacion vetëm për 33 elementë. Këto janë elementet që do të hasni së pari kur studioni kiminë. Emrat rusë (në rend alfabetik) dhe simbolet e të gjithë elementëve janë dhënë në Shtojcën 2.
Tabela 3.Emrat dhe simbolet e disa elementeve kimike
Emri |
||||
latinisht |
Shkrimi |
|||
| - | Shkrimi |
Origjina |
- | - |
| Azoti | N itrogjenium | Nga greqishtja "lindja e kripës" | "en" | |
| Alumini | Al uminium | Nga lat. "shpif" | "alumini" | |
| Argoni | Ar gon | Nga greqishtja "joaktive" | "argon" | |
| Barium | Ba rium | Nga greqishtja "e rende" | "barium" | |
| Bor | B orum | Nga arabishtja "Mineral i bardhë" | "bor" | |
| Bromin | Br omum | Nga greqishtja "me ere" | "bromi" | |
| Hidrogjeni | H hidrogjen | Nga greqishtja "lindja e ujit" | "hi" | |
| Heliumi | Ai lium | Nga greqishtja "Dielli" | "helium" | |
| Hekuri | Fe rrum | Nga lat. "shpatë" | "ferrum" | |
| Ari | Au rum | Nga lat. "djegia" | "aurum" | |
| Jodi | I odum | Nga greqishtja "vjollcë" | "jod" | |
| Kaliumi | K alium | Nga arabishtja "lye" | "kalium" | |
| Kalciumi | Ca lcium | Nga lat. "gur gëlqeror" | "kalcium" | |
| Oksigjen | O ksigjenium | Nga greqishtja "acid-gjenerues" | "O" | |
| Silikoni | Si licium | Nga lat. "stralli" | "silicium" | |
| Kripton | Kr ypton | Nga greqishtja "i fshehur" | "kripton" | |
| Magnezi | M a g nezium | Nga emri Gadishulli i Magnezisë | "magnez" | |
| Mangani | M a n ganum | Nga greqishtja "pastrimi" | "mangan" | |
| Bakri | Cu kumbulle | Nga greqishtja emri O. Qipron | "cuprum" | |
| Natriumi | Na trium | Nga arabishtja, "detergjent" | "natrium" | |
| Neoni | Ne në | Nga greqishtja " i ri" | "neoni" | |
| Nikel | Ni ccolum | Nga ai. "Bakri i Shën Nikollës" | "nikel" | |
| Mërkuri | H ydrar g yrum | lat. "argjendi i lëngshëm" | "hydrargyrum" | |
| Plumbi | P lum b um | Nga lat. emrat e një lidhjeje plumbi dhe kallaji. | "plumbum" | |
| Squfuri | S ulfuri | Nga sanskritishtja "pluhur i djegshëm" | "es" | |
| Argjendi | A r g entum | Nga greqishtja "dritë" | "argentum" | |
| Karboni | C arboneum | Nga lat. "thëngjill" | "tse" | |
| Fosfori | P hosfor | Nga greqishtja "sjellësi i dritës" | "peh" | |
| Fluori | F luorum | Nga lat. folja "të rrjedh" | "fluor" | |
| Klorin | Cl orum | Nga greqishtja "e gjelber" | "klor" | |
| Krom | C h r omium | Nga greqishtja "ngjyr" | "krom" | |
| Cezium | C ae s ium | Nga lat. "qiell blu" | "cesium" | |
| Zinku | Z i n sperma | Nga ai. "kallaj" | "zink" | |
2.3. Formulat kimike
Përdoret për të përcaktuar substancat kimike formulat kimike.
Për substancat molekulare, një formulë kimike mund të tregojë një molekulë të kësaj substance.
Informacioni për një substancë mund të ndryshojë, kështu që ka të ndryshme llojet e formulave kimike.
Në varësi të plotësisë së informacionit, formulat kimike ndahen në katër lloje kryesore: protozoarët,
molekulare, strukturore Dhe hapësinore.
Nënshkrimet në formulën më të thjeshtë nuk kanë një pjesëtues të përbashkët.
Indeksi "1" nuk përdoret në formula.
Shembuj të formulave më të thjeshta: ujë - H 2 O, oksigjen - O, squfur - S, oksid fosfori - P 2 O 5, butan - C 2 H 5, acid fosforik - H 3 PO 4, klorur natriumi (kripë e tryezës) - NaCl.
Formula më e thjeshtë e ujit (H 2 O) tregon se përbërja e ujit përfshin elementin hidrogjeni(H) dhe elementi oksigjen(O), dhe në çdo pjesë (një pjesë është një pjesë e diçkaje që mund të ndahet pa humbur vetitë e tij.) të ujit, numri i atomeve të hidrogjenit është dyfishi i numrit të atomeve të oksigjenit.
Numri i grimcave, duke përfshirë numri i atomeve, e shënuar me një shkronjë latine N. Duke treguar numrin e atomeve të hidrogjenit - N H, dhe numri i atomeve të oksigjenit është N Oh, ne mund ta shkruajmë atë
Ose N H: N O=2:1.
Formula më e thjeshtë e acidit fosforik (H 3 PO 4) tregon se acidi fosforik përmban atome hidrogjeni, atomet fosforit dhe atomet oksigjen, dhe raporti i numrit të atomeve të këtyre elementeve në çdo pjesë të acidit fosforik është 3:1:4, d.m.th.
NH: N P: N O=3:1:4.
Formula më e thjeshtë mund të përpilohet për çdo substancë kimike individuale, dhe për një substancë molekulare, përveç kësaj, ajo mund të përpilohet formula molekulare.
Shembuj të formulave molekulare: ujë - H 2 O, oksigjen - O 2, squfur - S 8, oksid fosfori - P 4 O 10, butan - C 4 H 10, acid fosforik - H 3 PO 4.
Substancat jo molekulare nuk kanë formula molekulare.
Sekuenca e shkrimit të simboleve të elementeve në formula të thjeshta dhe molekulare përcaktohet nga rregullat e gjuhës kimike, me të cilat do të njiheni kur studioni kiminë. Informacioni i përcjellë nga këto formula nuk ndikohet nga sekuenca e simboleve.
Nga shenjat që pasqyrojnë strukturën e substancave, ne do t'i përdorim vetëm tani goditje valence("dash"). Kjo shenjë tregon praninë ndërmjet atomeve të të ashtuquajturit lidhje kovalente(çfarë lloj lidhjeje është kjo dhe cilat janë veçoritë e saj, do ta zbuloni së shpejti).
Në një molekulë uji, një atom oksigjeni është i lidhur me lidhje të thjeshta (të vetme) me dy atome hidrogjeni, por atomet e hidrogjenit nuk janë të lidhur me njëri-tjetrin. Kjo është pikërisht ajo që tregon qartë formula strukturore e ujit. 
Një shembull tjetër: molekula e squfurit S8. Në këtë molekulë, 8 atome squfuri formojnë një unazë me tetë anëtarë, në të cilën çdo atom squfuri është i lidhur me dy atome të tjera me lidhje të thjeshta. Krahasoni formulën strukturore të squfurit me modelin tredimensional të molekulës së tij të paraqitur në Fig. 3. Ju lutemi vini re se formula strukturore e squfurit nuk përcjell formën e molekulës së tij, por tregon vetëm sekuencën e lidhjes së atomeve me lidhje kovalente.
Formula strukturore e acidit fosforik tregon se në molekulën e kësaj substance një nga katër atomet e oksigjenit është i lidhur vetëm me atomin e fosforit me një lidhje të dyfishtë, dhe atomi i fosforit, nga ana tjetër, është i lidhur me tre atome të tjera të oksigjenit me lidhje të vetme. . Secili prej këtyre tre atomeve të oksigjenit është gjithashtu i lidhur me një lidhje të thjeshtë me një nga tre atomet e hidrogjenit të pranishëm në molekulë.
Krahasoni modelin tredimensional të mëposhtëm të një molekule metani me formulën e saj hapësinore, strukturore dhe molekulare:
|
|
|
Në formulën hapësinore të metanit, goditjet e valencës në formë pyke, sikur në perspektivë, tregojnë se cili nga atomet e hidrogjenit është "më afër nesh" dhe cili është "më larg nesh".
Ndonjëherë formula hapësinore tregon gjatësinë e lidhjes dhe këndet midis lidhjeve në një molekulë, siç tregohet në shembullin e një molekule uji.
Substancat jo molekulare nuk përmbajnë molekula. Për lehtësinë e llogaritjeve kimike në një substancë jo molekulare, të ashtuquajturat njësi formule.
Shembuj të përbërjes së njësive të formulës së disa substancave: 1) dioksidi i silikonit (rërë kuarci, kuarci) SiO 2 – një njësi formule përbëhet nga një atom silikoni dhe dy atome oksigjeni; 2) klorur natriumi (kripa e tryezës) NaCl – njësia e formulës përbëhet nga një atom natriumi dhe një atom klori; 3) hekuri Fe - një njësi formule përbëhet nga një atom hekuri Ashtu si një molekulë, një njësi formule është pjesa më e vogël e një substance që ruan vetitë e saj kimike.
Tabela 4
Informacioni i përcjellë nga lloje të ndryshme formulash
Lloji i formulës |
Informacioni i përcjellë nga formula. |
|
| Më e thjeshta molekulare Strukturore Hapësinor |
|
|
Le të shqyrtojmë tani, duke përdorur shembuj, çfarë informacioni na japin lloje të ndryshme formulash.
1. Substanca: acid acetik. Formula më e thjeshtë është CH 2 O, formula molekulare është C 2 H 4 O 2, formula strukturore
Formula më e thjeshtë na tregon se
1) acidi acetik përmban karbon, hidrogjen dhe oksigjen;
2) në këtë substancë numri i atomeve të karbonit lidhet me numrin e atomeve të hidrogjenit dhe numrin e atomeve të oksigjenit, si 1: 2: 1, d.m.th. N H: N C: N O = 1:2:1.
Formula molekulare shton se
3) në një molekulë të acidit acetik ka 2 atome karboni, 4 atome hidrogjeni dhe 2 atome oksigjen.
Formula strukturore shton se
4, 5) në një molekulë dy atome karboni lidhen me njëri-tjetrin me një lidhje të thjeshtë; njëri prej tyre, përveç kësaj, është i lidhur me tre atome hidrogjeni, secili me një lidhje të vetme, dhe tjetri me dy atome oksigjen, njëri me një lidhje të dyfishtë dhe tjetri me një lidhje të vetme; atomi i fundit i oksigjenit është ende i lidhur me një lidhje të thjeshtë me atomin e katërt të hidrogjenit.
2. Substanca: klorid sodium.
Formula më e thjeshtë është NaCl.
1) Kloruri i natriumit përmban natrium dhe klor.
2) Në këtë substancë, numri i atomeve të natriumit është i barabartë me numrin e atomeve të klorit.
3. Substanca: hekuri.
Formula më e thjeshtë është Fe.
1) Kjo substancë përmban vetëm hekur, domethënë është një substancë e thjeshtë.
4. Substanca: acidi trimetafosforik . Formula më e thjeshtë është HPO 3, formula molekulare është H 3 P 3 O 9, formula strukturore
1) Acidi trimetafosforik përmban hidrogjen, fosfor dhe oksigjen.
2) N H: N P: N O = 1:1:3.
3) Molekula përbëhet nga tre atome hidrogjeni, tre atome fosfori dhe nëntë atome oksigjeni.
4, 5) Tre atome fosfori dhe tre atome oksigjeni, të alternuara, formojnë një cikël me gjashtë anëtarë. Të gjitha lidhjet në cikël janë të thjeshta. Çdo atom fosfori është, përveç kësaj, i lidhur me dy atome të tjera oksigjeni, njëri me një lidhje të dyfishtë dhe tjetri me një lidhje të vetme. Secili nga tre atomet e oksigjenit të lidhur me lidhje të thjeshta me atomet e fosforit është gjithashtu i lidhur me një lidhje të thjeshtë me një atom hidrogjeni.
| Acidi fosforik - H 3 PO 4(një emër tjetër është acidi ortofosforik) është një substancë transparente, e pangjyrë, kristalore me strukturë molekulare që shkrihet në 42 o C. Kjo substancë tretet shumë mirë në ujë dhe madje thith avujt e ujit nga ajri (higroskopik). Acidi fosforik prodhohet në sasi të mëdha dhe përdoret kryesisht në prodhimin e plehrave fosfatike, por edhe në industrinë kimike, në prodhimin e shkrepseve dhe madje edhe në ndërtim. Përveç kësaj, acidi fosforik përdoret në prodhimin e çimentos në teknologjinë dentare dhe përfshihet në shumë ilaçe. Ky acid është mjaft i lirë, kështu që në disa vende, si në Shtetet e Bashkuara, acid fosforik shumë i pastër, shumë i holluar me ujë, u shtohet pijeve freskuese për të zëvendësuar acidin e shtrenjtë citrik. |
| Metani - CH 4. Nëse keni një sobë me gaz në shtëpi, atëherë këtë substancë e hasni çdo ditë: gazi natyror që digjet në ndezësit e sobës suaj përbëhet nga 95% metan. Metani është një gaz pa ngjyrë dhe pa erë me një pikë vlimi prej –161 o C. Kur përzihet me ajrin, është shpërthyes, gjë që shpjegon shpërthimet dhe zjarret që ndodhin ndonjëherë në minierat e qymyrit (një emër tjetër i metanit është lagështia e zjarrit). Emri i tretë për metanin - gazi i kënetës - është për faktin se flluskat e këtij gazi të veçantë ngrihen nga fundi i kënetave, ku ai formohet si rezultat i aktivitetit të baktereve të caktuara. Në industri, metani përdoret si lëndë djegëse dhe lëndë e parë për prodhimin e substancave të tjera hidrokarbure. Kjo klasë substancash përfshin gjithashtu etanin (C 2 H 6), propan (C 3 H 8), etilen (C 2 H 4), acetilen (C 2 H 2) dhe shumë substanca të tjera. |
Tabela 5.Shembuj të llojeve të ndryshme të formulave për disa substanca-
Arseniku(latin arsenicum), si, element kimik i grupit V të sistemit periodik të Mendelejevit, numri atomik 33, masa atomike 74,9216; kristale çeliku-gri. Elementi përbëhet nga një izotop i qëndrueshëm 75 as.
Referencë historike. Komponimet natyrore të mineraleve me squfur (orpiment si 2 s 3, realgar si 4 s 4) ishin të njohura për popujt e botës antike, të cilët i përdornin këto minerale si ilaçe dhe bojëra. Produkti i djegies së sulfideve të M. ishte gjithashtu i njohur - oksidi i M. (iii) si 2 o 3 ("M i bardhë."). Emri arsenik o n gjendet tashmë te Aristoteli; rrjedh nga greqishtja. a rsen - i fortë, i guximshëm dhe shërbeu për të përcaktuar përbërjet M (sipas efektit të tyre të fortë në trup). Emri rus besohet se vjen nga "miu" (nga përdorimi i preparateve M. për shfarosjen e minjve dhe minjve). Marrja e M. në gjendje të lirë i atribuohet Alberti i Madh(rreth 1250). Në 1789 A. Lavoisier përfshiu M. në listën e elementeve kimike.
Shpërndarja në natyrë. Përmbajtja mesatare e metalit në koren e tokës (Clarke) është 1.7 × 10 -4% (në masë, ai është i pranishëm në sasi të tilla në shumicën e shkëmbinjve magmatikë); Meqenëse përbërjet M. janë të paqëndrueshme në temperatura të larta, elementi nuk grumbullohet gjatë proceseve magmatike; përqendrohet, duke precipituar nga ujërat e thella të nxehta (së bashku me s, se, sb, fe, co, ni, cu dhe elementë të tjerë). Gjatë shpërthimeve vullkanike, mineralet hyjnë në atmosferë në formën e përbërjeve të tyre të paqëndrueshme. Meqenëse M. është shumëvalente, migrimi i tij ndikohet shumë nga mjedisi redoks. Në kushte oksiduese të sipërfaqes së tokës, formohen arsenate (si 5+) dhe arsenite (si 3+). Këto janë minerale të rralla, që gjenden vetëm në zonat e vendburimeve minerale dhe pasi mineralet 2+ janë edhe më pak të zakonshme. Nga mineralet e shumta të M. (rreth 180), rëndësi parësore industriale ka vetëm arsenopiriti feas.
Sasi të vogla të M. janë të nevojshme për jetën. Megjithatë, në zonat ku depozitohet M. dhe ku janë aktive vullkanet e reja, tokat në disa vende përmbajnë deri në 1% M., e cila shoqërohet me sëmundje të blegtorisë dhe ngordhje të vegjetacionit. Akumulimi i M. është veçanërisht karakteristik për peizazhet e stepave dhe shkretëtirave, në tokat e të cilave M. është joaktive. Në klimat e lagështa, M. lahet lehtësisht nga toka.
Në lëndën e gjallë ka një mesatare prej 3 × 10 -5% M, në lumenj 3 × 10 -7%. M., i sjellë nga lumenjtë në oqean, vendoset relativisht shpejt. Në ujin e detit ka vetëm 1 x 10 -7% M, por në argjila dhe rreshpe është 6.6 x 10 -4%. Xherorët sedimentarë të hekurit dhe nyjet e ferromanganit pasurohen shpesh në M.
Vetite fizike dhe kimike. M. ka disa modifikime alotropike. Në kushte normale, më e qëndrueshme është e ashtuquajtura metalike, ose gri, M. (a -as) - një masë kristalore e brishtë në gri çeliku; kur thyhet rishtas, ka një shkëlqim metalik në ajër, zbehet shpejt, sepse është i mbuluar me një shtresë të hollë prej 2 o 3. Rrjeta kristalore e M. gri është rombohedrale ( A= 4,123 a, këndi a = 54°10", X= 0,226), me shtresa. Dendësia 5.72 g/cm 3(në 20°c), rezistenca elektrike 35 10 -8 ohm? m, ose 35 10 -6 ohm? cm, koeficienti i temperaturës së rezistencës elektrike 3,9 10 -3 (0°-100 °c), fortësia Brinell 1470 Mn/m 2, ose 147 kgf/mm 2(3-4 sipas Mohs); M. diamagnetike. Nën presionin atmosferik, metali sublimohet në 615 °C pa shkrirë, pasi pika e trefishtë a -as qëndron në 816 °C dhe një presion prej 36 në. Avulli M. përbëhet nga 4 molekula deri në 800 ° C, mbi 1700 ° C - vetëm 2. Kur avulli i metalit kondensohet në një sipërfaqe të ftohur nga ajri i lëngshëm, formohet metali i verdhë - kristale transparente, të buta si dylli, me një densitet 1,97 g/cm 3, të ngjashme në vetitë me të bardhën fosforit. Kur ekspozohet ndaj dritës ose ngrohjes së dobët, kthehet në M gri. Janë të njohura edhe modifikimet xhami-amorfe: M. e zezë dhe M. kafe, të cilat kthehen në M gri kur nxehen mbi 270°c.
Konfigurimi i elektroneve të jashtme të atomit M. 3 d 10 4 s 2 4 fq 3. Në komponimet, M ka gjendje oksidimi + 5, + 3 dhe – 3. M gri është dukshëm më pak kimikisht aktiv se fosfori. Kur nxehet në ajër mbi 400°c, M digjet, duke u formuar si 2 o 3. M kombinohet drejtpërdrejt me halogjenet; në kushte normale asf 5 - gaz; asf 3, ascl 3, asbr 3 - lëngje pa ngjyrë, shumë të paqëndrueshme; asi 3 dhe si 2 l 4 - kristale të kuqe. Kur M. nxehet me squfur, fitohen sulfidet e mëposhtme: portokalli-e kuqe si 4 s 4 dhe e verdhë limoni si 2 s 3. Sulfidi i verdhë i zbehtë si 2 s 5 precipitohet duke kaluar h 2 s në një tretësirë të acidit arseniku (ose kripërave të tij) të ftohur me akull në acid klorhidrik të tymosur: 2h 3 aso 4 + 5h 2 s = si 2 s 5 + 8h 2 o ; Në rreth 500°c zbërthehet në 2 s 3 dhe squfur. Të gjitha sulfidet M. janë të patretshme në ujë dhe acide të holluara. Agjentët e fortë oksidues (përzierjet hno 3 + hcl, hcl + kclo 3) i shndërrojnë ato në një përzierje të h 3 aso 4 dhe h 2 so 4. Sulfidi si 2 s 3 tretet lehtësisht në sulfide dhe polisulfide të amonit dhe metaleve alkali, duke formuar kripëra acidesh - tioarsenik h 3 ass 3 dhe tioarsenik h 3 ass 4. Me oksigjen, M. prodhon okside: M. oksid (iii) si 2 o 3 - anhidrid arsenoz dhe M. oksid (v) si 2 o 5 - anhidrid arseniku. E para prej tyre formohet nga veprimi i oksigjenit në metal ose sulfide të tij, për shembull 2as 2 s 3 + 9o 2 = 2as 2 o 3 + 6so 2. Ndërsa 2 o 3 avuj kondensohen në një masë qelqi pa ngjyrë, e cila bëhet e errët me kalimin e kohës për shkak të formimit të kristaleve të vogla kubike, dendësia 3,865 g/cm 3. Dendësia e avullit korrespondon me formulën si 4 o 6: mbi 1800°c avulli përbëhet nga 2 o 3. Në 100 G uji tretet 2.1 G si 2 o 3 (në 25°c). M. oksidi (iii) është një përbërje amfoterike, me një mbizotërim të vetive acidike. Kripërat (arsenitet) që korrespondojnë me acidet ortoarsenik h 3 aso 3 dhe metaarsenik haso 2 janë të njohura; vetë acidet nuk janë marrë. Vetëm arsenitet e metaleve alkali dhe të amonit janë të tretshëm në ujë. pasi 2 o 3 dhe arsenitet janë zakonisht agjentë reduktues (për shembull, si 2 o 3 + 2i 2 + 5h 2 o = 4hi + 2h 3 aso 4), por gjithashtu mund të jenë agjentë oksidues (për shembull, si 2 o 3 + 3c = 2as + 3co ).
M. oksidi (v) fitohet duke ngrohur acidin arsenik h 3 aso 4 (rreth 200°c). Është i pangjyrë, në rreth 500°c zbërthehet në 2 o 3 dhe o 2. Acidi arsenik përftohet nga veprimi i hno 3 të përqendruar në as ose si 2 o 3. Kripërat e acidit arsenik (arsenatet) janë të patretshme në ujë, me përjashtim të kripërave të metaleve alkali dhe amoniumit. Kripërat janë të njohura që korrespondojnë me acidet ortoarsenik h 3 aso 4 , metaarsenik haso 3 dhe acidin piroarsenik h 4 si 2 o 7 ; dy acidet e fundit nuk janë marrë në gjendje të lirë. Kur shkrihet me metale, metali kryesisht formon komponime ( arsenidet).
Marrja dhe përdorimi . M. prodhohet në mënyrë industriale duke ngrohur piritet e arsenikut:
feass = fes + si
ose (më rrallë) reduktim prej 2 o 3 me qymyr. Të dy proceset kryhen në retorte prej argjile zjarrduruese, të lidhura me një marrës për kondensimin e avujve M. Anhidridi i arsenikut përftohet nga pjekja oksidative e xeheve të arsenikut ose si nënprodukt i pjekjes së xeheve polimetalike, të cilat pothuajse gjithmonë përmbajnë M. pjekje oksidative, pasi formohen 2 o 3 avuj, të cilët kondensohen në dhomat e kapjes. Bruto si 2 o 3 pastrohet me sublimim në 500-600°c. I pastruar si 2 o 3 përdoret për prodhimin e M. dhe preparatet e tij.
Aditivë të vegjël të M (0,2-1,0% ndaj peshës) futen në plumbin e përdorur për prodhimin e qitjes me armë (M rrit tensionin sipërfaqësor të plumbit të shkrirë, për shkak të të cilit gjuajtja merr një formë afër sferës; M rrit pak fortësinë të plumbit). Si një zëvendësim i pjesshëm i antimonit, M. përfshihet në disa babbitt dhe lidhjet e printimit.
M. i pastër nuk është helmues, por të gjitha përbërjet e tij që janë të tretshme në ujë ose mund të kalojnë në tretësirë nën ndikimin e lëngut gastrik janë jashtëzakonisht helmuese; veçanërisht të rrezikshme hidrogjen arsenik. Nga komponimet M që përdoren në prodhim, anhidridi i arsenikut është më toksiku. Pothuajse të gjitha mineralet sulfide të metaleve me ngjyra, si dhe piriti i hekurit (squfurit), përmbajnë përzierje metalike. Prandaj, gjatë pjekjes oksiduese të tyre, së bashku me dioksidin e squfurit formohet gjithmonë kështu 2, si 2 o 3; Pjesa më e madhe e tij kondensohet në kanalet e tymit, por në mungesë ose efikasitet të ulët të impianteve të trajtimit, gazrat e shkarkimit të furrave të xehes largojnë sasi të dukshme deri në 2 o 3. M. i pastër, megjithëse jo helmues, mbulohet gjithmonë me një shtresë helmuese sa 2 o 3 kur ruhet në ajër. Në mungesë të ventilimit të duhur, gravimi i metaleve (hekuri, zinku) me acide sulfurik industrial ose klorhidrik që përmbajnë një përzierje metalesh është jashtëzakonisht i rrezikshëm, pasi kjo prodhon hidrogjen arseniku.
S. A. Pogodin.
M. në trup. Si element gjurmë M. është i kudondodhur në natyrën e gjallë. Përmbajtja mesatare e M në tokë është 4 · 10 -4%, në hirin e bimëve - 3 · 10 -5%. Përmbajtja e M në organizmat detarë është më e lartë se në organizmat tokësorë (te peshqit 0,6-4,7 mg në 1 kg lënda e papërpunuar grumbullohet në mëlçi). Përmbajtja mesatare e M në trupin e njeriut është 0,08-0,2 mg/kg. Në gjak, M. është i përqendruar në eritrocite, ku lidhet me molekulën e hemoglobinës (dhe fraksioni i globinës përmban dy herë më shumë se hemin). Sasia më e madhe e saj (për 1 G ind) gjendet në veshka dhe mëlçi. Shumë M. gjendet në mushkëri dhe shpretkë, lëkurë dhe flokë; relativisht pak - në lëngun cerebrospinal, tru (kryesisht në gjëndrën e hipofizës), gonadat, etj. Në inde, M. gjendet në fraksionin kryesor të proteinave, shumë më pak në fraksionin e tretshëm në acid, dhe vetëm një pjesë e vogël e tij është gjendet në fraksionin lipidik. M. merr pjesë në reaksionet redoks: zbërthimi oksidativ i karbohidrateve komplekse, fermentimi, glikoliza, etj. Komponimet e M. përdoren në biokimi si specifike frenuesit enzimat për studimin e reaksioneve metabolike.
M. në mjekësi. Përbërjet organike të M. (aminarsone, miarsenol, novarsenal, osarsol) përdoren kryesisht për trajtimin e sifilizit dhe sëmundjeve protozoale. Përgatitjet inorganike të M. - arseniti i natriumit (arsenati i natriumit), arseniti i kaliumit (arsenati i kaliumit), anhidridi i arsenikut si 2 o 3, përshkruhen si agjentë forcues dhe tonik të përgjithshëm. Kur aplikohen në mënyrë topike, preparatet inorganike M. mund të shkaktojnë një efekt nekrotizues pa irritim të mëparshëm, duke e bërë këtë proces pothuajse pa dhimbje; Kjo veti, e cila është më e theksuar në 2 o 3, përdoret në stomatologji për të shkatërruar pulpën dentare. Për trajtimin e psoriazës përdoren edhe preparate inorganike M..
Izotopet radioaktive të marra artificialisht M. 74 si (t 1 / 2 = 17,5 ditë) dhe 76 si (t 1 / 2 = 26,8 h) përdoren për qëllime diagnostikuese dhe terapeutike. Me ndihmën e tyre, sqarohet vendndodhja e tumoreve të trurit dhe përcaktohet shkalla e radikalitetit të heqjes së tyre. M. radioaktiv ndonjëherë përdoret për sëmundjet e gjakut etj.
Sipas rekomandimeve të Komisionit Ndërkombëtar për Mbrojtjen nga Rrezatimi, përmbajtja maksimale e lejuar prej 76 si në trup është 11 mccurie. Sipas standardeve sanitare të miratuara në BRSS, përqendrimet maksimale të lejueshme prej 76 si në ujë dhe rezervuarë të hapur janë 1 10 -7 kuri/l, në ajrin e ambienteve të punës 5 10 -11 kuri/l. Të gjitha preparatet e M. janë shumë helmuese. Në rast helmimi akut, vërehen dhimbje të forta abdominale, diarre dhe dëmtime të veshkave; Kolapsi dhe konvulsione janë të mundshme. Në helmimet kronike, më të shpeshtat janë çrregullimet gastrointestinale, katara e mukozave të rrugëve të frymëmarrjes (faringit, laringit, bronkit), lezionet e lëkurës (ekzantema, melanoza, hiperkeratoza) dhe çrregullimet e ndjeshmërisë; është i mundur zhvillimi i anemisë aplastike. Në trajtimin e helmimeve me barna M. rëndësinë më të madhe e ka unithioli.
Masat për parandalimin e helmimeve industriale duhet të synojnë kryesisht mekanizimin, vulosjen dhe largimin e pluhurit të procesit teknologjik, krijimin e ventilimit efektiv dhe sigurimin e punëtorëve me pajisje mbrojtëse personale nga ekspozimi ndaj pluhurit. Ekzaminimet e rregullta mjekësore të punëtorëve janë të nevojshme. Ekzaminimet paraprake mjekësore kryhen pas punësimit, dhe për punonjësit - një herë në gjashtë muaj.
Lit.: Remi G., Lënda e kimisë inorganike, përkth. nga gjermanishtja, vëll 1, M., 1963, f. 700-712; Pogodin S. A., Arseniku, në librin: Enciklopedi e shkurtër kimike, vëll 3, M., 1964; Substancat e dëmshme në industri, në përgjithësi. ed. N. V. Lazareva, botimi i 6-të, pjesa 2, Leningrad, 1971.
shkarko abstrakt
Udhëzimet
Sistemi periodik është një "shtëpi" shumëkatëshe që përmban një numër të madh apartamentesh. Secili “qiramarrës” ose në banesën e tij nën një numër të caktuar, i cili është i përhershëm. Për më tepër, elementi ka një "mbiemër" ose emër, si oksigjen, bor ose azot. Përveç këtyre të dhënave, çdo "apartament" përmban informacione të tilla si masa atomike relative, të cilat mund të kenë vlera të sakta ose të rrumbullakosura.
Si në çdo shtëpi, ka "hyrje", përkatësisht grupe. Për më tepër, në grupe elementët janë të vendosur në të majtë dhe të djathtë, duke formuar. Varësisht nga cila anë ka më shumë, ajo anë quhet kryesore. Nëngrupi tjetër, në përputhje me rrethanat, do të jetë dytësor. Tabela gjithashtu ka "kate" ose pika. Për më tepër, periudhat mund të jenë të mëdha (të përbëhen nga dy rreshta) dhe të vogla (kanë vetëm një rresht).
Tabela tregon strukturën e një atomi të një elementi, secila prej të cilave ka një bërthamë të ngarkuar pozitivisht të përbërë nga protone dhe neutrone, si dhe elektrone të ngarkuar negativisht që rrotullohen rreth tij. Numri i protoneve dhe elektroneve është numerikisht i njëjtë dhe përcaktohet në tabelë nga numri serial i elementit. Për shembull, elementi kimik squfur është #16, prandaj do të ketë 16 protone dhe 16 elektrone.
Për të përcaktuar numrin e neutroneve (grimcat neutrale të vendosura gjithashtu në bërthamë), zbritni numrin atomik të tij nga masa atomike relative të elementit. Për shembull, hekuri ka një masë atomike relative 56 dhe një numër atomik 26. Prandaj, 56 – 26 = 30 protone për hekurin.
Elektronet janë të vendosura në distanca të ndryshme nga bërthama, duke formuar nivele elektronike. Për të përcaktuar numrin e niveleve elektronike (ose të energjisë), duhet të shikoni numrin e periudhës në të cilën ndodhet elementi. Për shembull, alumini është në periudhën e 3-të, prandaj do të ketë 3 nivele.
Nga numri i grupit (por vetëm për nëngrupin kryesor) mund të përcaktoni valencën më të lartë. Për shembull, elementët e grupit të parë të nëngrupit kryesor (litium, natrium, kalium, etj.) kanë një valencë prej 1. Prandaj, elementët e grupit të dytë (beriliumi, magnezi, kalciumi, etj.) do të kenë një valencë prej 2.
Ju gjithashtu mund të përdorni tabelën për të analizuar vetitë e elementeve. Nga e majta në të djathtë, vetitë metalike dobësohen dhe vetitë jometalike rriten. Kjo shihet qartë në shembullin e periudhës 2: fillon me natriumin e metalit alkalin, pastaj me magnezin e metalit alkaline tokësor, pas tij elementin amfoterik aluminin, pastaj me silikonin jometal, fosforin, squfurin dhe periudha përfundon me substanca të gazta. - klor dhe argon. Në periudhën e ardhshme vërehet një varësi e ngjashme.
Nga lart poshtë, vërehet gjithashtu një model - vetitë metalike rriten dhe vetitë jometalike dobësohen. Kjo është, për shembull, ceziumi është shumë më aktiv në krahasim me natriumin.
Arseniku është një element kimik i grupit të azotit (grupi 15 i tabelës periodike). Kjo është një substancë gri, metalike, e brishtë (α-arseniku) me një rrjetë kristali romboedral. Kur nxehet në 600°C, si sublimohet. Kur avulli ftohet, shfaqet një modifikim i ri - arseniku i verdhë. Mbi 270°C, të gjitha format e As transformohen në arsenik të zi.
Historia e zbulimit
Se çfarë ishte arseniku dihej shumë kohë përpara se të njihej si një element kimik. Në shek. para Krishtit e. Aristoteli përmendi një substancë të quajtur sandarac, e cila tani besohet të jetë realgar, ose sulfid arseniku. Dhe në shekullin I pas Krishtit. e. shkrimtarët Plini Plaku dhe Pedani Dioskorides përshkruan orpimentin - bojën si 2 S 3. Në shekullin e 11-të n. e. Kishte tre lloje të "arsenikut": e bardhë (As 4 O 6), e verdhë (As 2 S 3) dhe e kuqe (As 4 S 4). Vetë elementi ndoshta u izolua për herë të parë në shekullin e 13-të nga Albertus Magnus, i cili vuri në dukje shfaqjen e një substance të ngjashme me metalin kur arseniku, një emër tjetër për As 2 S 3, ngrohej me sapun. Por nuk ka siguri që ky shkencëtar natyror ka marrë arsenik të pastër. Dëshmia e parë autentike e izolimit të pastër daton në 1649. Farmacisti gjerman Johann Schröder përgatiti arsenikun duke ngrohur oksidin e tij në prani të qymyrit. Më vonë, Nicolas Lemery, një mjek dhe kimist francez, vëzhgoi formimin e këtij elementi kimik duke ngrohur një përzierje të oksidit të tij, sapunit dhe potasit. Nga fillimi i shekullit të 18-të, arseniku njihej tashmë si një gjysmëmetal unik.
Prevalenca
Në koren e tokës, përqendrimi i arsenikut është i ulët dhe arrin në 1.5 ppm. Gjendet në tokë dhe minerale dhe mund të lëshohet në ajër, ujë dhe tokë përmes erozionit të erës dhe ujit. Përveç kësaj, elementi hyn në atmosferë nga burime të tjera. Si rezultat i shpërthimeve vullkanike, rreth 3 mijë ton arsenik lëshohen në ajër në vit, mikroorganizmat prodhojnë 20 mijë ton metilarsinë të paqëndrueshme në vit dhe si rezultat i djegies së lëndëve djegëse fosile, 80 mijë ton lëshohen mbi të njëjtën periudhë.
Pavarësisht se As është një helm vdekjeprurës, ai është një komponent i rëndësishëm i dietës së disa kafshëve dhe, ndoshta, njerëzve, megjithëse doza e kërkuar nuk kalon 0,01 mg/ditë.
Arseniku është jashtëzakonisht i vështirë për t'u shndërruar në një gjendje të tretshme në ujë ose të paqëndrueshme. Fakti që është mjaft i lëvizshëm do të thotë që përqendrimet e mëdha të substancës nuk mund të shfaqen në asnjë vend të vetëm. Nga njëra anë, kjo është një gjë e mirë, por nga ana tjetër, lehtësia me të cilën përhapet është arsyeja pse kontaminimi me arsenik po bëhet një problem më i madh. Për shkak të aktivitetit njerëzor, kryesisht përmes minierave dhe shkrirjes, elementi kimik normalisht i palëvizshëm migron dhe tani mund të gjendet në vende të tjera përveç përqendrimit të tij natyror.
Sasia e arsenikut në koren e tokës është rreth 5 g për ton. Në hapësirë, përqendrimi i tij vlerësohet të jetë 4 atome për milion atome silikoni. Ky element është i përhapur. Një sasi e vogël e tij është e pranishme në shtetin vendas. Si rregull, formacionet e arsenikut me një pastërti 90-98% gjenden së bashku me metale si antimoni dhe argjendi. Shumica e tij, megjithatë, përfshihet në më shumë se 150 minerale të ndryshme - sulfide, arsenide, sulfoarsenide dhe arsenite. Arsenopiriti FeAsS është një nga mineralet më të zakonshëm që përmban As. Komponime të tjera të zakonshme të arsenikut janë mineralet realgar As 4 S 4, orpimenti As 2 S 3, lellingiti FeAs 2 dhe enargiti Cu 3 AsS 4. Oksidi i arsenikut është gjithashtu i zakonshëm. Pjesa më e madhe e kësaj substance është nënprodukt i shkrirjes së xeheve të bakrit, plumbit, kobaltit dhe arit.
Në natyrë, ekziston vetëm një izotop i qëndrueshëm i arsenikut - 75 As. Në mesin e izotopeve radioaktive artificiale, veçohet 76 si me një gjysmë jete prej 26.4 orësh.
Prodhimi industrial dhe aplikimi
Arseniku metalik fitohet duke ngrohur arsenopiritin në 650-700 °C pa akses ajri. Nëse arsenopiriti dhe mineralet e tjera metalike nxehen me oksigjen, atëherë As kombinohet lehtësisht me të, duke formuar As 4 O 6 lehtësisht të sublimuar, i njohur edhe si "arseniku i bardhë". Avulli i oksidit mblidhet dhe kondensohet, dhe më vonë pastrohet me sublimim të përsëritur. Shumica e As prodhohet nga reduktimi i tij me karbon nga arseniku i bardhë i përftuar në këtë mënyrë.
Konsumi global i metalit të arsenikut është relativisht i vogël - vetëm disa qindra tonë në vit. Shumica e asaj që konsumohet vjen nga Suedia. Përdoret në metalurgji për shkak të vetive të tij metaloide. Rreth 1% arsenik përdoret në prodhimin e eshtrave të plumbit pasi përmirëson rrumbullakësinë e pikës së shkrirë. Vetitë e lidhjeve mbajtëse me bazë plumbi përmirësohen si termikisht ashtu edhe mekanikisht kur ato përmbajnë rreth 3% arsenik. Prania e sasive të vogla të këtij elementi kimik në lidhjet e plumbit i forcon ato për t'u përdorur në bateri dhe armaturë kabllore. Papastërtitë e vogla të arsenikut rrisin rezistencën ndaj korrozionit dhe vetitë termike të bakrit dhe bronzit. Në formën e tij të pastër, elementi kimik As përdoret për veshjen e bronzit dhe në piroteknikë. Arseniku shumë i pastruar ka aplikime në teknologjinë gjysmëpërçuese, ku përdoret me silikon dhe germanium, dhe në formën e arsenidit të galiumit (GaAs) në dioda, lazer dhe transistorë.
Si lidhje
Meqenëse valenca e arsenikut është 3 dhe 5, dhe ka një gamë gjendjesh oksidimi nga -3 në +5, elementi mund të formojë lloje të ndryshme përbërjesh. Format e tij më të rëndësishme komerciale janë As 4 O 6 dhe As 2 O 5 . Oksidi i arsenikut, i njohur zakonisht si arseniku i bardhë, është një nënprodukt i pjekjes së xeheve të bakrit, plumbit dhe disa metaleve të tjera, si dhe mineraleve të arsenopiritit dhe sulfideve. Është materiali fillestar për shumicën e komponimeve të tjera. Përdoret gjithashtu në pesticide, si agjent zbardhues në prodhimin e qelqit dhe si ruajtës për lëkurën. Pentoksidi i arsenikut formohet kur arseniku i bardhë ekspozohet ndaj një agjenti oksidues (siç është acidi nitrik). Është përbërësi kryesor në insekticidet, herbicidet dhe ngjitësit e metaleve.
Arsina (AsH 3), një gaz helmues pa ngjyrë i përbërë nga arseniku dhe hidrogjeni, është një tjetër substancë e njohur. Substanca, e quajtur edhe hidrogjen arseniku, fitohet nga hidroliza e arsenideve të metaleve dhe reduktimi i metaleve nga komponimet e arsenikut në tretësirat acidike. Ka gjetur përdorim si një dopant në gjysmëpërçuesit dhe si një agjent lufte kimike. Në bujqësi, acidi arseniku (H 3 AsO 4), arsenati i plumbit (PbHAsO 4) dhe arsenati i kalciumit [Ca 3 (AsO 4) 2], të cilët përdoren për sterilizimin e tokës dhe kontrollin e dëmtuesve, kanë një rëndësi të madhe.
Arseniku është një element kimik që formon shumë komponime organike. Kakodina (CH 3) 2 As−As (CH 3) 2, për shembull, përdoret në përgatitjen e acidit kakodilik desikant (agjent tharës) i përdorur gjerësisht. Komponimet organike komplekse të elementit përdoren në trajtimin e sëmundjeve të caktuara, për shembull, dizenteri amebike e shkaktuar nga mikroorganizmat.
Vetitë fizike
Çfarë është arseniku për sa i përket vetive fizike? Në gjendjen e tij më të qëndrueshme, është një lëndë e ngurtë gri, e brishtë, me përçueshmëri të ulët termike dhe elektrike. Megjithëse disa forma të As janë të ngjashme me metalin, klasifikimi i tij si një jometal është një karakterizim më i saktë i arsenikut. Ka forma të tjera të arsenikut, por ato nuk janë studiuar mirë, veçanërisht forma e verdhë metastabile, e përbërë nga molekula As 4, si fosfori i bardhë P4. Arseniku sublimohet në një temperaturë prej 613 °C dhe në formën e avullit ekziston si 4 molekula, të cilat nuk shpërbëhen deri në një temperaturë prej rreth 800 °C. Disociimi i plotë në molekula As 2 ndodh në 1700 °C.
Struktura atomike dhe aftësia për të formuar lidhje
Formula elektronike e arsenikut - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 - i ngjan azotit dhe fosforit në atë që ka pesë elektrone në shtresën e jashtme, por ndryshon prej tyre në 18 elektrone në të parafundit. guaskë në vend të dy ose tetë. Shtimi i 10 ngarkesave pozitive në bërthamë gjatë mbushjes së pesë orbitaleve 3d shpesh shkakton një ulje të përgjithshme të resë elektronike dhe një rritje të elektronegativitetit të elementeve. Arseniku në tabelën periodike mund të krahasohet me grupe të tjera që tregojnë qartë këtë model. Për shembull, përgjithësisht pranohet se zinku është më elektronegativ se magnezi dhe galiumi se alumini. Megjithatë, në grupet e mëvonshme kjo diferencë zvogëlohet, dhe shumë nuk pajtohen se germani është më elektronegativ se silikoni, pavarësisht nga bollëku i provave kimike. Një tranzicion i ngjashëm nga guaska me 8 në 18 elementë nga fosfori në arseniku mund të rrisë elektronegativitetin, por kjo mbetet e diskutueshme.
Ngjashmëria e shtresës së jashtme të As dhe P sugjeron që ato mund të formojnë 3 për atom në prani të një çifti elektron shtesë të palidhur. Prandaj, gjendja e oksidimit duhet të jetë +3 ose -3, në varësi të elektronegativitetit relativ të ndërsjellë. Struktura e arsenikut sugjeron gjithashtu mundësinë e përdorimit të orbitalit të jashtëm d për të zgjeruar oktetin, i cili lejon elementin të formojë 5 lidhje. Realizohet vetëm kur reagon me fluorin. Prania e një çifti elektronik të lirë për formimin e komponimeve komplekse (përmes dhurimit të elektroneve) në atomin As është shumë më pak e theksuar sesa në fosfor dhe azot.
Arseniku është i qëndrueshëm në ajër të thatë, por kthehet në një oksid të zi në ajrin e lagësht. Avujt e tij digjen lehtësisht, duke formuar As 2 O 3. Çfarë është arseniku i lirë? Praktikisht nuk ndikohet nga uji, alkalet dhe acidet jooksiduese, por oksidohet nga acidi nitrik në një gjendje +5. Halogjenet dhe squfuri reagojnë me arsenikun dhe shumë metale formojnë arsenide.
Kimi analitike
Substanca arseniku mund të zbulohet në mënyrë cilësore në formën e orpimentit të verdhë, i cili precipiton nën ndikimin e një tretësire 25% të acidit klorhidrik. Gjurmët e As përcaktohen në mënyrë tipike duke e kthyer atë në arsine, e cila mund të zbulohet duke përdorur testin Marsh. Arsina dekompozohet termikisht për të formuar një pasqyrë të zezë arseniku brenda një tubi të ngushtë. Sipas metodës Gutzeit, një mostër e ngopur me arsine errësohet për shkak të lëshimit të merkurit.
Karakteristikat toksikologjike të arsenikut
Toksiciteti i elementit dhe derivateve të tij ndryshon shumë, nga arsina jashtëzakonisht toksike dhe derivatet e tij organike në thjesht As, që është relativisht inerte. Çfarë është arseniku dëshmohet nga përdorimi i përbërjeve të tij organike si agjentë kimikë të luftës (lewizit), vezikant dhe defoliant (Agent Blue i bazuar në një përzierje ujore prej 5% acid kakodilik dhe 26% të kripës së tij të natriumit).
Në përgjithësi, derivatet e këtij elementi kimik irritojnë lëkurën dhe shkaktojnë dermatit. Gjithashtu rekomandohet mbrojtja nga thithja e pluhurit që përmban arsenik, por shumica e helmimeve ndodhin përmes gëlltitjes. Përqendrimi maksimal i lejuar i As në pluhur gjatë një dite pune tetë-orëshe është 0.5 mg/m3. Për arsinën, doza reduktohet në 0.05 ppm. Krahas përdorimit të komponimeve të këtij elementi kimik si herbicide dhe pesticide, përdorimi i arsenikut në farmakologji bëri të mundur marrjen e salvarsanit, ilaçi i parë i suksesshëm kundër sifilizit.
Efektet shëndetësore
Arseniku është një nga elementët më helmues. Përbërjet inorganike të këtij kimikati gjenden natyrshëm në sasi të vogla. Njerëzit mund të ekspozohen ndaj arsenikut përmes ushqimit, ujit dhe ajrit. Ekspozimi mund të ndodhë edhe nëpërmjet kontaktit të lëkurës me tokë ose ujë të kontaminuar.
Njerëzit që punojnë me të, jetojnë në shtëpi të ndërtuara nga druri i trajtuar me të dhe në tokat bujqësore ku janë përdorur pesticide në të kaluarën janë gjithashtu të ndjeshëm ndaj ekspozimit.
Arseniku inorganik mund të shkaktojë një sërë efektesh shëndetësore te njerëzit, si acarim i stomakut dhe zorrëve, ulje e prodhimit të qelizave të kuqe dhe të bardha të gjakut, ndryshime të lëkurës dhe acarim të mushkërive. Dyshohet se marrja e sasive të konsiderueshme të kësaj substance mund të rrisë shanset për shfaqjen e kancerit, veçanërisht kancerit të lëkurës, mushkërive, mëlçisë dhe sistemit limfatik.
Përqendrimet shumë të larta të arsenikut inorganik shkaktojnë infertilitet dhe aborte te femrat, dermatit, ulje të rezistencës së trupit ndaj infeksioneve, probleme të zemrës dhe dëmtim të trurit. Përveç kësaj, ky element kimik mund të dëmtojë ADN-në.
Doza vdekjeprurëse e arsenikut të bardhë është 100 mg.
Përbërjet organike të elementit nuk shkaktojnë kancer ose dëmtim të kodit gjenetik, por doza të larta mund të dëmtojnë shëndetin e njeriut, për shembull, të shkaktojnë çrregullime nervore ose dhimbje barku.
Vetitë Si
Karakteristikat kryesore kimike dhe fizike të arsenikut janë si më poshtë:
- Numri atomik është 33.
- Pesha atomike - 74,9216.
- Pika e shkrirjes së formës gri është 814 °C në një presion prej 36 atmosferash.
- Dendësia e formës gri është 5,73 g/cm 3 në 14 °C.
- Dendësia e formës së verdhë është 2,03 g/cm 3 në 18 °C.
- Formula elektronike e arsenikut është 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.
- Gjendjet e oksidimit - -3, +3, +5.
- Valenca e arsenikut është 3.5.
Të gjithë emrat e elementëve kimikë vijnë nga latinishtja. Kjo është e nevojshme, para së gjithash, në mënyrë që shkencëtarët nga vende të ndryshme të mund të kuptojnë njëri-tjetrin.
Simbolet kimike të elementeve
Elementet zakonisht përcaktohen me shenja kimike (simbole). Sipas propozimit të kimistit suedez Berzelius (1813), elementët kimikë përcaktohen me iniciale ose fillestare dhe një nga shkronjat pasuese të emrit latin të një elementi të caktuar; Shkronja e parë është gjithmonë e madhe, e dyta e vogël. Për shembull, hidrogjeni (Hydrogenium) përcaktohet me shkronjën H, oksigjeni (Oxygenium) me shkronjën O, squfuri (Squfur) me shkronjën S; merkuri (Hydrargyrum) - shkronjat Hg, alumini (Aluminium) - Al, hekuri (Ferrum) - Fe etj.
Oriz. 1. Tabela e elementeve kimike me emra në latinisht dhe rusisht.
Emrat rusë të elementeve kimikë janë shpesh emra latinë me mbaresa të modifikuara. Por ka edhe shumë elementë, shqiptimi i të cilëve ndryshon nga burimi latin. Këto janë ose fjalë ruse amtare (për shembull, hekur), ose fjalë që janë përkthime (për shembull, oksigjen).
Nomenklatura kimike
Nomenklatura kimike është emri i saktë për substancat kimike. Fjala latine nomenclatura përkthehet si "listë emrash"
Në fazën e hershme të zhvillimit të kimisë, substancave u dhanë emra arbitrar, të rastësishëm (emra të parëndësishëm). Lëngjet shumë të paqëndrueshme quheshin alkoole, këto përfshinin "alkool klorhidrik" - një zgjidhje ujore e acidit klorhidrik, "alkool silitrik" - acid nitrik, "alkool amonium" - një zgjidhje ujore e amoniakut. Lëngjet me vaj dhe lëndët e ngurta quheshin vajra, për shembull, acidi sulfurik i koncentruar quhej "vaji i vitriolit" dhe kloruri i arsenikut quhej "vaj arseniku".
Ndonjëherë substancat u emëruan sipas zbuluesit të tyre, për shembull, "kripa e Glauber" Na 2 SO 4 * 10H 2 O, e zbuluar nga kimisti gjerman I. R. Glauber në shekullin e 17-të.
Oriz. 2. Portreti i I. R. Glauber.
Emrat e lashtë mund të tregojnë shijen e substancave, ngjyrën, erën, pamjen dhe efektin mjekësor. Një substancë ndonjëherë kishte disa emra.
Nga fundi i shekullit të 18-të, kimistët dinin jo më shumë se 150-200 komponime.
Sistemi i parë i emrave shkencorë në kimi u zhvillua në 1787 nga një komision kimistësh i kryesuar nga A. Lavoisier. Nomenklatura kimike e Lavoisier shërbeu si bazë për krijimin e nomenklaturës kimike kombëtare. Në mënyrë që kimistët nga vende të ndryshme të kuptojnë njëri-tjetrin, nomenklatura duhet të jetë uniforme. Aktualisht, ndërtimi i formulave kimike dhe emrave të substancave inorganike i nënshtrohet një sistemi rregullash nomenklature të krijuar nga një komision i Unionit Ndërkombëtar të Kimisë së Pastër dhe të Aplikuar (IUPAC). Çdo substancë përfaqësohet nga një formulë, dhe në përputhje me të ndërtohet emri sistematik i përbërjes.
Oriz. 3. A. Lavoisier.
Çfarë kemi mësuar?
Të gjithë elementët kimikë kanë rrënjë latine. Emrat latinë të elementeve kimikë janë përgjithësisht të pranuar. Ato transferohen në Rusisht duke përdorur gjurmimin ose përkthimin. megjithatë, disa fjalë kanë një kuptim origjinal rus, për shembull, bakër ose hekur. Të gjitha substancat kimike që përbëhen nga atome dhe molekula i nënshtrohen nomenklaturës kimike. Sistemi i emrave shkencorë u zhvillua për herë të parë nga A. Lavoisier.
