Chemické vlastnosti arzénu. Čo je arzén? Definícia, vzorec, vlastnosti Do ktorých elektronických rodín patrí arzén?

Arzén je chemický prvok skupiny dusíka (skupina 15 periodickej tabuľky). Ide o sivú, kovovú, krehkú látku (α-arzén) s romboedrickou kryštálovou mriežkou. Pri zahriatí na 600°C As sublimuje. Keď sa para ochladí, objaví sa nová modifikácia - žltý arzén. Nad 270 °C sa všetky formy As transformujú na čierny arzén.

História objavovania

Čo je arzén, bolo známe dlho predtým, ako bol rozpoznaný ako chemický prvok. V 4. stor. BC e. Aristoteles sa zmienil o látke zvanej sandarac, o ktorej sa dnes predpokladá, že to bol realgar alebo sulfid arzénu. A v 1. storočí nášho letopočtu. e. spisovatelia Plínius starší a Pedanius Dioscorides opísali orpiment - farbivo As 2 S 3. V 11. storočí n. e. Existovali tri odrody „arzénu“: biela (As 4 O 6), žltá (As 2 S 3) a červená (As 4 S 4). Samotný prvok pravdepodobne prvýkrát izoloval v 13. storočí Albertus Magnus, ktorý si všimol vzhľad látky podobnej kovu, keď sa arzénik, iný názov pre As 2 S 3, zahrieval mydlom. Nie je však isté, že tento prírodovedec získal čistý arzén. Prvý autentický dôkaz čistej izolácie pochádza z roku 1649. Nemecký lekárnik Johann Schröder pripravoval arzén zahrievaním jeho oxidu v prítomnosti uhlia. Neskôr Nicolas Lemery, francúzsky lekár a chemik, pozoroval vznik tohto chemického prvku zahrievaním zmesi jeho oxidu, mydla a potaše. Začiatkom 18. storočia bol už arzén známy ako jedinečný polokov.

Prevalencia

V zemskej kôre je koncentrácia arzénu nízka a dosahuje 1,5 ppm. Nachádza sa v pôde a mineráloch a môže sa uvoľňovať do ovzdušia, vody a pôdy veternou a vodnou eróziou. Okrem toho sa prvok dostáva do atmosféry z iných zdrojov. V dôsledku sopečných erupcií sa ročne uvoľní do ovzdušia asi 3 000 ton arzénu, mikroorganizmy produkujú 20 000 ton prchavého metylarzínu ročne a v dôsledku spaľovania fosílnych palív sa uvoľňuje 80 000 ton za rok. rovnaké obdobie.

Napriek tomu, že As je smrteľný jed, je dôležitou zložkou potravy niektorých zvierat a prípadne aj ľudí, hoci potrebná dávka nepresahuje 0,01 mg/deň.

Arzén sa extrémne ťažko premieňa na vo vode rozpustný alebo prchavý stav. Skutočnosť, že je dosť mobilný, znamená, že veľké koncentrácie látky sa nemôžu objaviť na jednom mieste. Na jednej strane je to dobrá vec, no na druhej strane je kontaminácia arzénom väčším problémom práve jednoduchosť, s akou sa šíri. V dôsledku ľudskej činnosti, najmä ťažbou a tavením, bežne nepohyblivý chemický prvok migruje a teraz sa môže nachádzať na iných miestach, ako je jeho prirodzená koncentrácia.

Množstvo arzénu v zemskej kôre je asi 5 g na tonu. Vo vesmíre sa jeho koncentrácia odhaduje na 4 atómy na milión atómov kremíka. Tento prvok je rozšírený. Jeho malé množstvo je prítomné v prirodzenom stave. Formácie arzénu s čistotou 90-98% sa spravidla nachádzajú spolu s kovmi, ako je antimón a striebro. Najviac ho však obsahuje viac ako 150 rôznych minerálov – sulfidy, arzenidy, sulfoarzenidy a arzenity. Arsenopyrit FeAsS je jedným z najbežnejších minerálov obsahujúcich As. Ďalšími bežnými zlúčeninami arzénu sú minerály realgar As 4 S 4, orpiment As 2 S 3, lellingit FeAs 2 a enargit Cu 3 AsS 4. Bežný je aj oxid arzenitý. Väčšina tejto látky je vedľajším produktom tavenia rúd medi, olova, kobaltu a zlata.

V prírode existuje iba jeden stabilný izotop arzénu - 75 As. Medzi umelými rádioaktívnymi izotopmi vyniká 76 Ako s polčasom rozpadu 26,4 hod.. V lekárskej diagnostike sa používa arzén-72, -74 a -76.

Priemyselná výroba a aplikácia

Kovový arzén sa získava zahrievaním arzenopyritu na 650-700 °C bez prístupu vzduchu. Ak sa arzenopyrit a iné kovové rudy zahrievajú s kyslíkom, potom sa s ním As ľahko spojí a vytvorí ľahko sublimovaný As 4 O 6, tiež známy ako „biely arzén“. Oxidové pary sa zhromažďujú a kondenzujú a neskôr sa čistia opakovanou sublimáciou. Väčšina As sa vyrába redukciou uhlíkom z takto získaného bieleho arzénu.

Celosvetová spotreba kovového arzénu je relatívne malá – len niekoľko stoviek ton ročne. Väčšina toho, čo sa spotrebuje, pochádza zo Švédska. Pre svoje metaloidné vlastnosti sa používa v metalurgii. Pri výrobe olovených brokov sa používa asi 1% arzénu, pretože zlepšuje guľatosť roztavenej kvapky. Vlastnosti ložiskových zliatin na báze olova sa zlepšujú tepelne aj mechanicky, keď obsahujú okolo 3 % arzénu. Prítomnosť malého množstva tohto chemického prvku v zliatinách olova ich vytvrdzuje na použitie v batériách a káblových pancieroch. Malé nečistoty arzénu zvyšujú koróznu odolnosť a tepelné vlastnosti medi a mosadze. Vo svojej čistej forme sa chemický prvok As používa na bronzové povlaky a v pyrotechnike. Vysoko čistený arzén má uplatnenie v polovodičovej technológii, kde sa používa s kremíkom a germániom a vo forme arzenidu gália (GaAs) v diódach, laseroch a tranzistoroch.

Ako spojenia

Keďže valencia arzénu je 3 a 5 a má rozsah oxidačných stavov od -3 do +5, prvok môže tvoriť rôzne typy zlúčenín. Jeho najdôležitejšie komerčne dôležité formy sú As 4 O 6 a As 2 O 5 . Oxid arzenitý, bežne známy ako biely arzén, je vedľajším produktom praženia rúd medi, olova a niektorých ďalších kovov, ako aj arzenopyritových a sulfidových rúd. Je to východiskový materiál pre väčšinu ostatných zlúčenín. Používa sa tiež v pesticídoch, ako odfarbovacie činidlo pri výrobe skla a ako konzervačný prostriedok na kožu. Oxid arzenitý sa tvorí, keď je biely arzén vystavený oxidačnému činidlu (ako je kyselina dusičná). Je hlavnou zložkou insekticídov, herbicídov a lepidiel na kovy.

Ďalšou známou látkou je arzín (AsH 3), bezfarebný jedovatý plyn zložený z arzénu a vodíka. Látka, nazývaná aj arzénový vodík, sa získava hydrolýzou kovových arzenidov a redukciou kovov zo zlúčenín arzénu v kyslých roztokoch. Našiel využitie ako dopant v polovodičoch a ako chemická bojová látka. V poľnohospodárstve majú veľký význam kyselina arzénová (H 3 AsO 4), arzeničnan olovnatý (PbHAsO 4) a arzeničnan vápenatý [Ca 3 (AsO 4) 2], ktoré sa používajú na sterilizáciu pôdy a kontrolu škodcov.

Arzén je chemický prvok, ktorý tvorí mnoho organických zlúčenín. Cacodyne (CH 3) 2 As-As (CH 3) 2 sa napríklad používa pri príprave široko používaného sušidla (vysúšadla) kyseliny kakodylovej. Komplexné organické zlúčeniny prvku sa používajú pri liečbe určitých chorôb, napríklad amébovej dyzentérie spôsobenej mikroorganizmami.

Fyzikálne vlastnosti

Čo je arzén z hľadiska jeho fyzikálnych vlastností? Vo svojom najstabilnejšom stave je to krehká oceľovo šedá pevná látka s nízkou tepelnou a elektrickou vodivosťou. Hoci niektoré formy As sú podobné kovu, jeho klasifikácia ako nekov je presnejšou charakteristikou arzénu. Existujú aj iné formy arzénu, ale nie sú veľmi dobre študované, najmä žltá metastabilná forma pozostávajúca z molekúl As 4, ako je biely fosfor P4. Arzén sublimuje pri teplote 613 °C a vo forme pary existuje ako molekuly As 4, ktoré sa disociujú až pri teplote okolo 800 °C. Úplná disociácia na molekuly As 2 nastáva pri 1700 °C.

Atómová štruktúra a schopnosť vytvárať väzby

Elektronický vzorec arzénu - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 - sa podobá dusíku a fosforu v tom, že vo vonkajšom obale je päť elektrónov, ale líši sa od nich tým, že má 18 elektrónov v predposlednom škrupina namiesto dvoch alebo ôsmich. Pridanie 10 kladných nábojov do jadra pri vypĺňaní piatich 3d orbitálov často spôsobí celkový pokles elektrónového oblaku a zvýšenie elektronegativity prvkov. Arzén v periodickej tabuľke možno porovnať s inými skupinami, ktoré jasne demonštrujú tento vzor. Napríklad sa všeobecne uznáva, že zinok je elektronegatívny ako horčík a gálium ako hliník. V nasledujúcich skupinách sa však tento rozdiel znižuje a mnohí nesúhlasia s tým, že germánium je elektronegatívnejšie ako kremík, napriek množstvu chemických dôkazov. Podobný prechod z 8- na 18-prvkovej škrupiny z fosforu na arzén môže zvýšiť elektronegativitu, čo však zostáva kontroverzné.

Podobnosť vonkajšieho obalu As a P naznačuje, že môžu tvoriť 3 na atóm v prítomnosti ďalšieho neviazaného elektrónového páru. Oxidačný stav musí byť teda +3 alebo -3 v závislosti od relatívnej vzájomnej elektronegativity. Štruktúra arzénu tiež naznačuje možnosť použitia vonkajšieho d-orbitalu na rozšírenie oktetu, čo umožňuje prvku vytvoriť 5 väzieb. Realizuje sa len pri reakcii s fluórom. Prítomnosť voľného elektrónového páru na tvorbu komplexných zlúčenín (prostredníctvom darovania elektrónov) v atóme As je oveľa menej výrazná ako vo fosfore a dusíku.

Arzén je stabilný na suchom vzduchu, ale vo vlhkom vzduchu sa mení na čierny oxid. Jeho pary ľahko horia a tvoria As 2 O 3. Čo je voľný arzén? Prakticky ho neovplyvňuje voda, zásady a neoxidačné kyseliny, ale je oxidovaný kyselinou dusičnou do stavu +5. Halogény a síra reagujú s arzénom a mnohé kovy tvoria arzenidy.

Analytická chémia

Látka arzén sa dá kvalitatívne zistiť vo forme žltého orpimentu, ktorý sa vyzráža pod vplyvom 25% roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Stopy As sa zvyčajne určujú jeho premenou na arzín, čo možno zistiť pomocou Marshovho testu. Arsín sa tepelne rozkladá a vytvára vo vnútri úzkej trubice čierne zrkadlo arzénu. Podľa Gutzeitovej metódy vzorka napustená arzínom stmavne v dôsledku uvoľňovania ortuti.

Toxikologické vlastnosti arzénu

Toxicita prvku a jeho derivátov sa značne líši, od extrémne toxického arzínu a jeho organických derivátov až po jednoduchý As, ktorý je relatívne inertný. O tom, čo je arzén, svedčí použitie jeho organických zlúčenín ako chemických bojových látok (lewisit), pľuzgierov a defoliantu (Agent Blue na báze vodnej zmesi 5 % kyseliny kakodylovej a 26 % jej sodnej soli).

Vo všeobecnosti deriváty tohto chemického prvku dráždia pokožku a spôsobujú dermatitídu. Odporúča sa aj ochrana pred vdýchnutím prachu obsahujúceho arzén, ale väčšina otráv sa vyskytuje pri požití. Maximálna prípustná koncentrácia As v prachu počas osemhodinového pracovného dňa je 0,5 mg/m 3 . Pre arzín sa dávka zníži na 0,05 ppm. Okrem použitia zlúčenín tohto chemického prvku ako herbicídov a pesticídov umožnilo použitie arzénu vo farmakológii získať salvarsan, prvý úspešný liek proti syfilisu.

Účinky na zdravie

Arzén je jedným z najtoxickejších prvkov. Anorganické zlúčeniny tejto chemikálie sa prirodzene vyskytujú v malých množstvách. Ľudia môžu byť vystavení arzénu prostredníctvom jedla, vody a vzduchu. K expozícii môže dôjsť aj pri kontakte pokožky s kontaminovanou pôdou alebo vodou.

Ľudia, ktorí s ním pracujú, žijú v domoch postavených z ním ošetreného dreva a na poľnohospodárskych pozemkoch, kde sa pesticídy v minulosti používali, sú tiež náchylní na expozíciu.

Anorganický arzén môže u ľudí spôsobiť rôzne zdravotné účinky, ako je podráždenie žalúdka a čriev, znížená tvorba červených a bielych krviniek, kožné zmeny a podráždenie pľúc. Existuje podozrenie, že požitie značného množstva tejto látky môže zvýšiť šance na rozvoj rakoviny, najmä rakoviny kože, pľúc, pečene a lymfatického systému.

Veľmi vysoké koncentrácie anorganického arzénu spôsobujú u žien neplodnosť a potraty, dermatitídu, zníženú odolnosť organizmu voči infekciám, srdcové problémy a poškodenie mozgu. Navyše tento chemický prvok môže poškodiť DNA.

Smrteľná dávka bieleho arzénu je 100 mg.

Organické zlúčeniny prvku nespôsobujú rakovinu ani nepoškodzujú genetický kód, ale vysoké dávky môžu poškodiť ľudské zdravie, napríklad spôsobiť nervové poruchy alebo bolesti brucha.

Vlastnosti As

Hlavné chemické a fyzikálne vlastnosti arzénu sú nasledovné:

• Atómové číslo je 33.
• Atómová hmotnosť - 74,9216.
• Teplota topenia sivej formy je 814 °C pri tlaku 36 atmosfér.
• Hustota sivej formy je 5,73 g/cm3 pri 14 °C.
• Hustota žltej formy je 2,03 g/cm3 pri 18 °C.
• Elektronický vzorec arzénu je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3.
• Oxidačné stavy - -3, +3, +5.
• Valencia arzénu je 3,5.

Prírodné zlúčeniny arzénu so sírou (orpiment As 2 S 3, realgar As 4 S 4) poznali národy starovekého sveta, ktoré tieto minerály používali ako lieky a farby. Známy bol aj produkt spaľovania sulfidov arzénu - arzén (III) oxid As 2 O 3 („biely arzén“). Názov arsenikon nachádzame už u Aristotela; je odvodený z gréckeho arzénu - silný, odvážny a slúžil na označenie zlúčenín arzénu (kvôli ich silnému účinku na organizmus). Predpokladá sa, že ruský názov pochádza z „myši“ (po použití prípravkov na báze arzénu na vyhubenie myší a potkanov). Výroba arzénu vo voľnom stave sa pripisuje Albertovi Magnusovi (okolo roku 1250). V roku 1789 A. Lavoisier zaradil arzén do zoznamu chemických prvkov.

Distribúcia arzénu v prírode. Priemerný obsah arzénu v zemskej kôre (clarke) je 1,7·10 -4% (hmotn.), v takom množstve je prítomný vo väčšine vyvrelín. Keďže zlúčeniny arzénu sú pri vysokých teplotách prchavé, prvok sa počas magmatických procesov nehromadí; koncentruje sa, vyzráža sa z horúcich hlbokých vôd (spolu s S, Se, Sb, Fe, Co, Ni, Cu a ďalšími prvkami). Počas sopečných erupcií sa arzén dostáva do atmosféry vo forme svojich prchavých zlúčenín. Keďže arzén je multivalentný, jeho migráciu do značnej miery ovplyvňuje redoxné prostredie. V oxidačných podmienkach zemského povrchu vznikajú arzeničnany (As 5+) a arzenitany (As 3+). Ide o vzácne minerály, ktoré sa nachádzajú iba v oblastiach ložísk arzénu. Natívny arzén a minerály As 2+ sú ešte menej bežné. Z mnohých minerálov arzénu (asi 180) má primárny priemyselný význam iba arzenopyrit FeAsS.

Pre život sú potrebné malé množstvá arzénu. V oblastiach ložísk arzénu a činnosti mladých sopiek však pôdy na niektorých miestach obsahujú až 1 % arzénu, čo súvisí s chorobami hospodárskych zvierat a odumieraním vegetácie. Akumulácia arzénu je typická najmä pre krajiny stepí a púští, v pôde ktorých je arzén neaktívny. Vo vlhkom podnebí sa arzén ľahko vymýva z pôdy.

V živej hmote je priemerne 3·10 -5 % arzénu, v riekach 3·10 -7 %. Arzén unášaný riekami do oceánu sa zráža pomerne rýchlo. V morskej vode je len 1·10 -7% arzénu, ale v íloch a bridliciach je to 6,6·10 -4%. Sedimentárne železné rudy a feromangánové uzliny sú často obohatené o arzén.

Fyzikálne vlastnosti arzénu. Arzén má niekoľko alotropných modifikácií. Za normálnych podmienok je najstabilnejší takzvaný kovový alebo sivý arzén (α-As) - sivo-oceľová krehká kryštalická hmota; keď je čerstvo rozlomený, má kovový lesk, na vzduchu rýchlo otupí, pretože je pokrytý tenkým filmom As 2 O 3 . Kryštálová mriežka sivého arzénu je romboedrická (a = 4,123 Á, uhol α = 54°10", x == 0,226), vrstvená. Hustota 5,72 g/cm 3 (pri 20 °C), elektrický odpor 35·10 -8 ohm m, alebo 35 10 -6 ohm cm, teplotný koeficient elektrického odporu 3,9 10 -3 (0°-100 °C), tvrdosť podľa Brinella 1470 MN/m 2, alebo 147 kgf/mm 2 (3 -4 podľa Moocyho ); Arzén je diamagnetický. Pri atmosférickom tlaku arzén sublimuje pri 615 °C bez topenia, pretože trojný bod α-As leží pri 816 °C a tlaku 36 at. Pary arzénu tvoria až 800 °C As 4 molekuly , nad 1700 °C - len od As 2. Pri kondenzácii pár arzénu na povrchu chladenom kvapalným vzduchom vzniká žltý arzén - priehľadný, mäkký ako kryštály vosku, s hustotou 1,97 g/cm 3, vlastnosťami podobný bielemu fosfor.svetlý alebo pri miernom zahriatí prechádza do sivého arzénu.známe sú aj sklovito-amorfné modifikácie: čierny arzén a hnedý arzén, ktoré sa pri zahriatí nad 270 °C menia na sivý arzén

Chemické vlastnosti arzénu. Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu arzénu je 3d 10 4s 2 4p 3. V zlúčeninách má arzén oxidačné stavy +5, +3 a -3. Sivý arzén je oveľa menej chemicky aktívny ako fosfor. Pri zahrievaní na vzduchu nad 400 °C horí arzén za vzniku As 2 O 3. Arzén sa priamo spája s halogénmi; za normálnych podmienok je AsF 5 plyn; AsF 3, AsCl 3, AsBr 3 - bezfarebné, vysoko prchavé kvapaliny; AsI 3 a As 2 I 4 sú červené kryštály. Pri zahrievaní arzénu so sírou sa získajú sulfidy: oranžovo-červený As 4 S 4 a citrónovo žltý As 2 S 3. Svetložltý sulfid As 2 S 5 sa vyzráža prechodom H 2 S do ľadom chladeného roztoku kyseliny arzénovej (alebo jej solí) v dymovej kyseline chlorovodíkovej: 2H 3 AsO 4 + 5H 2 S = As 2 S 5 + 8H 2 O ; Asi pri 500 °C sa rozkladá na As 2 S 3 a síru. Všetky sulfidy arzénu sú nerozpustné vo vode a zriedených kyselinách. Silné oxidačné činidlá (zmesi HNO 3 + HCl, HCl + KClO 3) ich premieňajú na zmes H 3 AsO 4 a H 2 SO 4. Ako 2S 3 sulfid sa ľahko rozpúšťa v sulfidoch a polysulfidoch amónia a alkalických kovov, pričom vytvára soli kyselín - tioarzén H 3 AsS 3 a tioarzén H 3 AsS 4 . S kyslíkom arzén produkuje oxidy: oxid arzenitý As 2 O 3 - anhydrid arzenitého a oxid arzén (V) As 2 O 5 - anhydrid arzénu. Prvý z nich vzniká pôsobením kyslíka na arzén alebo jeho sulfidy, napríklad 2As 2 S 3 + 9O 2 = 2As 2 O 3 + 6SO 2. Keď pary 2 O 3 kondenzujú do bezfarebnej sklovitej hmoty, ktorá sa časom stáva nepriehľadnou v dôsledku tvorby malých kubických kryštálov, hustota 3,865 g/cm 3 . Hustota pár zodpovedá vzorcu As 4 O 6; nad 1800 °C sa para skladá z As 2 O 3. 2,1 g As203 sa rozpustí v 100 g vody (pri 25 °C). Oxid arzenitý (III) je amfotérna zlúčenina s prevahou kyslých vlastností. Soli (arzenitany) zodpovedajúce kyselinám ortoarzénovým H3As03 a metaarzénovým HAs02 sú známe; samotné kyseliny sa nezískali. Vo vode sú rozpustné iba arzenitany alkalických kovov a amónne. As 2 O 3 a arzenitany sú zvyčajne redukčné činidlá (napríklad As 2 O 3 + 2I 2 + 5H 2 O = 4HI + 2H 3 AsO 4), ale môžu to byť aj oxidačné činidlá (napríklad As 2 O 3 + 3C = 2As + 3CO).

Oxid arzénu (V) sa získava zahrievaním kyseliny arzénovej H 3 AsO 4 (asi 200 ° C). Je bezfarebný, asi pri 500 °C sa rozkladá na As 2 O 3 a O 2. Kyselina arzén sa získava pôsobením koncentrovanej HNO 3 na As alebo As 2 O 3. Soli kyseliny arzénovej (arzeničnany) sú nerozpustné vo vode, s výnimkou solí alkalických kovov a amónnych solí. Sú známe soli, ktoré zodpovedajú kyselinám ortoarzén H3As04, metaarzén HAs03 a pyroarzén H4As207; posledné dve kyseliny neboli získané vo voľnom stave. Pri legovaní s kovmi tvorí arzén väčšinou zlúčeniny (arzenidy).

Získanie arzénu. Arzén sa priemyselne vyrába zahrievaním pyritov arzénu:

FeAsS = FeS + As

alebo (menej často) redukcia As 2 O 3 uhlím. Oba procesy sa uskutočňujú v retortách vyrobených zo žiaruvzdornej hliny, napojenej na zberač na kondenzáciu pár arzénu. Anhydrid arzénu sa získava oxidačným pražením arzénových rúd alebo ako vedľajší produkt praženia polymetalických rúd, ktoré takmer vždy obsahujú arzén. Pri oxidačnom pražení vznikajú pary As 2 O 3, ktoré kondenzujú v zberných komorách. Surový As203 sa čistí sublimáciou pri 500-600 °C. Purifikovaný As 2 O 3 sa používa na výrobu arzénu a jeho prípravkov.

Použitie arzénu. Malé prísady arzénu (0,2-1,0% hmotnosti) sa pridávajú do olova používaného na výrobu brokovnicových brokov (arzén zvyšuje povrchové napätie roztaveného olova, vďaka čomu brok nadobúda tvar blízky guľovitému; arzén mierne zvyšuje tvrdosť olova). Ako čiastočná náhrada antimónu je arzén obsiahnutý v niektorých babbittových a tlačiarenských zliatinách.

Čistý arzén nie je jedovatý, ale všetky jeho zlúčeniny, ktoré sú rozpustné vo vode alebo môžu prejsť do roztoku pôsobením žalúdočnej šťavy, sú extrémne jedovaté; Zvlášť nebezpečný je arzénový vodík. Zo zlúčenín arzénu používaných pri výrobe je najtoxickejší anhydrid arzénu. Prímes arzénu je obsiahnutá takmer vo všetkých sulfidových rudách neželezných kovov, ako aj v pyritoch železa (síry). Preto pri ich oxidačnom pražení spolu s oxidom siričitým SO 2 vždy vzniká As 2 O 3; Väčšina z nich kondenzuje v dymových kanáloch, ale pri absencii alebo nízkej účinnosti spracovateľských zariadení odvádzajú výfukové plyny rudných pecí značné množstvá As 2 O 3 . Čistý arzén, aj keď nie je jedovatý, je pri skladovaní na vzduchu vždy pokrytý povlakom jedovatého As 2 O 3 . Pri absencii riadneho vetrania je leptanie kovov (železo, zinok) priemyselnými kyselinami sírovými alebo chlorovodíkovými s obsahom arzénu mimoriadne nebezpečné, pretože vzniká vodík arzénu.

Arzén v tele. Ako stopový prvok je arzén všadeprítomný v živej prírode. Priemerný obsah arzénu v pôde je 4·10 -4%, v rastlinnom popole - 3·10 -5%. Obsah arzénu v morských organizmoch je vyšší ako u suchozemských (v rybách 0,6-4,7 mg na 1 kg suroviny, hromadí sa v pečeni). Priemerný obsah arzénu v ľudskom tele je 0,08-0,2 mg/kg. V krvi sa Arzén koncentruje v červených krvinkách, kde sa viaže na molekulu hemoglobínu (a globínová frakcia obsahuje dvakrát toľko ako hemu). Najväčšie množstvo (na 1 g tkaniva) sa nachádza v obličkách a pečeni. Veľa arzénu sa nachádza v pľúcach a slezine, koži a vlasoch; pomerne málo – v mozgovomiechovom moku, mozgu (hlavne hypofýze), pohlavných žľazách a iných. V tkanivách sa arzén nachádza v hlavnej proteínovej frakcii, oveľa menej vo frakcii rozpustnej v kyselinách a len malá časť sa nachádza v lipidovej frakcii. Arzén sa podieľa na redoxných reakciách: oxidačnom rozklade komplexných sacharidov, fermentácii, glykolýze atď. Zlúčeniny arzénu sa používajú v biochémii ako špecifické inhibítory enzýmov na štúdium metabolických reakcií.

Arzén (názov pochádza zo slova myš, používa sa na návnadu myší) je tridsiaty tretí prvok periodickej tabuľky. Vzťahuje sa na polokovy. V kombinácii s kyselinou netvorí soli, je to kyselinotvorná látka. Môže vytvárať alotropické modifikácie. Arzén má tri v súčasnosti známe štruktúry kryštálovej mriežky. Žltý arzén vykazuje vlastnosti typického nekovu, amorfný arzén je čierny a najstabilnejší kovový arzén je sivý. V prírode sa najčastejšie vyskytuje vo forme zlúčenín, menej často vo voľnom stave. Najbežnejšie sú zlúčeniny arzénu s kovmi (arzenidy), ako je železo arzénu (arzenopyrit, jedovatý pyrit), nikel (kupfernikel, nazývaný tak pre svoju podobnosť s medenou rudou). Arzén je málo aktívny prvok, nerozpustný vo vode a jeho zlúčeniny sú klasifikované ako málo rozpustné látky. Oxidácia arzénu prebieha počas zahrievania, pri teplote miestnosti táto reakcia prebieha veľmi pomaly.

Všetky zlúčeniny arzénu sú veľmi silné toxíny, ktoré majú negatívny vplyv nielen na gastrointestinálny trakt, ale aj na nervový systém. História pozná veľa senzačných prípadov otravy arzénom a jeho derivátmi. Zlúčeniny arzénu sa používali ako jed nielen v stredovekom Francúzsku, poznali ich dokonca aj v starom Ríme a Grécku. Obľúbenosť arzénu ako silného jedu sa vysvetľuje tým, že je takmer nemožné ho odhaliť v potravinách, nemá vôňu ani chuť. Pri zahrievaní sa mení na oxid arzenitý. Diagnostikovanie otravy arzénom je dosť ťažké, pretože má podobné príznaky ako rôzne choroby. Najčastejšie sa otrava arzénom zamieňa s cholerou.

Kde sa používa arzén?

Napriek svojej toxicite sa deriváty arzénu používajú nielen na vnadenie myší a potkanov. Pretože čistý arzén má vysokú elektrickú vodivosť, používa sa ako dopant, ktorý dodáva požadovaný typ vodivosti polovodičom, ako je germánium a kremík. V metalurgii neželezných kovov sa ako prísada používa arzén, ktorý dodáva zliatinám pevnosť, tvrdosť a odolnosť proti korózii v plynnom prostredí. V sklárstve sa pridáva v malých množstvách na zjasnenie skla, navyše je súčasťou slávneho „viedenského skla“. Nikelín sa používa na farbenie skla na zeleno. V garbiarskom priemysle sa zlúčeniny síranu arzénu používajú pri spracovaní koží na odstránenie chĺpkov. Arzén je súčasťou lakov a farieb. V drevospracujúcom priemysle sa arzén používa ako antiseptikum. V pyrotechnike sa „grécky oheň“ vyrába zo zlúčenín sulfidu arzénu a používa sa pri výrobe zápaliek. Niektoré zlúčeniny arzénu sa používajú ako chemické bojové látky. Toxické vlastnosti arzénu sa využívajú v zubnej praxi na ničenie zubnej drene. V medicíne sa arzénové prípravky používajú ako liek, ktorý zvyšuje celkový tonus tela, stimuluje zvýšenie počtu červených krviniek. Arzén má inhibičný účinok na tvorbu leukocytov, preto sa používa pri liečbe niektorých foriem leukémie. Je známe obrovské množstvo liečebných prípravkov, ktoré sú založené na arzéne, no v poslednom čase ich postupne nahrádzajú menej toxické lieky.

Napriek svojej toxicite je arzén jedným z najdôležitejších prvkov. Pri práci s jeho pripojeniami musíte dodržiavať bezpečnostné pravidlá, ktoré pomôžu vyhnúť sa nežiaducim následkom.

Arzén(lat. arsenicum), as, chemický prvok skupiny V periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 33, atómová hmotnosť 74,9216; oceľovo-sivé kryštály. Prvok pozostáva z jedného stabilného izotopu 75 as.

Historický odkaz. Prírodné zlúčeniny minerálov so sírou (orpiment ako 2 s 3, realgar ako 4 s 4) poznali už národy starovekého sveta, ktoré tieto minerály používali ako lieky a farby. Známy bol aj produkt spaľovania M. sulfidov - oxid M. (iii) ako 2 o 3 („biele M.“). Názov arsenik o n nachádzame už u Aristotela; je odvodené z gréčtiny. a rsen - silný, odvážny a slúžil na označenie zlúčenín M (podľa ich silného účinku na organizmus). Predpokladá sa, že ruský názov pochádza od „myš“ (z použitia M. prípravkov na ničenie myší a potkanov). Príjem M. v slobodnom stave sa pripisuje Albert Veľký(asi 1250). V roku 1789 A. Lavoisier zaradil M. do zoznamu chemických prvkov.

Distribúcia v prírode. Priemerný obsah kovu v zemskej kôre (clarke) je 1,7 × 10 -4 % (hmotn.), v takom množstve je prítomný vo väčšine vyvrelých hornín. Keďže zlúčeniny M. sú pri vysokých teplotách prchavé, prvok sa počas magmatických procesov nehromadí; koncentruje sa, vyzráža sa z horúcich hlbokých vôd (spolu so s, se, sb, fe, co, ni, cu a inými prvkami). Počas sopečných erupcií sa minerály dostávajú do atmosféry vo forme ich prchavých zlúčenín. Keďže M. je multivalentný, jeho migráciu do značnej miery ovplyvňuje redoxné prostredie. V oxidačných podmienkach zemského povrchu vznikajú arzeničnany (ako 5+) a arzenitany (ako 3+). Ide o vzácne minerály, vyskytujúce sa len v oblastiach ložísk nerastov.Natívny minerál a ako minerály 2+ sú ešte menej bežné. Z početných nerastov M. (asi 180) má primárny priemyselný význam iba arzenopyritový feas.

Pre život sú potrebné malé množstvá M. V oblastiach, kde sa ukladá M. a kde sú aktívne mladé sopky, však pôdy na niektorých miestach obsahujú až 1 % M., čo súvisí s chorobami hospodárskych zvierat a odumieraním vegetácie. Akumulácia M. je charakteristická najmä pre krajiny stepí a púští, v pôdach ktorých je M. neaktívny. Vo vlhkom podnebí sa M. ľahko vymýva z pôdy.

V živej hmote je priemerne 3 × 10 -5 % M, v riekach 3 × 10 -7 %. M., prinesená riekami do oceánu, sa pomerne rýchlo usadí. V morskej vode je len 1 x 10 -7 % M, ale v íloch a bridliciach je to 6,6 x 10 -4 %. Sedimentárne železné rudy a feromangánové uzliny sú často obohatené o M.

Fyzikálne a chemické vlastnosti. M. má niekoľko alotropných modifikácií. Za normálnych podmienok je najstabilnejšia takzvaná kovová, alebo sivá, M. (a -as) - oceľovosivá krehká kryštalická hmota; keď je čerstvo rozlomený, má kovový lesk, na vzduchu rýchlo vybledne, pretože je pokrytý tenkým filmom 2 o 3. Kryštálová mriežka sivého M. je romboedrická ( A= 4,123 a, uhol a = 54°10", X= 0,226), vrstvené. Hustota 5,72 g/cm3(pri 20 °C), elektrický odpor 35 10 -8 ohm? m alebo 35 10 -6 ohm? cm, teplotný koeficient elektrického odporu 3,9 10 -3 (0°-100 °c), tvrdosť podľa Brinella 1470 Mn/m2 alebo 147 kgf/mm 2(3-4 podľa Mohsa); M. diamagnetický. Pri atmosférickom tlaku kov sublimuje pri 615 °C bez topenia, pretože trojný bod a-as leží pri 816 °C a tlaku 36 pri. M. para sa skladá zo 4 molekúl do 800°C, nad 1700°C - len z 2. Keď para kovu kondenzuje na povrchu chladenom kvapalným vzduchom, vzniká žltý kov - priehľadné kryštály, mäkké ako vosk, s hustotou 1,97 g/cm3, podobnými vlastnosťami ako biela fosfor. Pri svetle alebo slabom zahriatí sa mení na sivý M. Známe sú aj sklovito-amorfné modifikácie: čierny M. a hnedý M., ktoré sa pri zahriatí nad 270°c menia na sivý M.

Konfigurácia vonkajších elektrónov atómu M. 3 d 10 4 s 2 4 p 3. V zlúčeninách má M oxidačné stavy + 5, + 3 a – 3. Sivý M je podstatne menej chemicky aktívny ako fosfor. Pri zahriatí na vzduchu nad 400 °C M horí a vzniká ako 2 o 3. M sa spája priamo s halogénmi; za normálnych podmienok asf 5 - plyn; asf 3, ascl 3, asbr 3 - bezfarebné, vysoko prchavé kvapaliny; asi 3 a ako 2 l 4 - červené kryštály. Keď sa M. zahreje so sírou, získajú sa tieto sulfidy: oranžovočervené ako 4 s 4 a citrónovo žlté ako 2 s 3. Svetložltý sulfid ako 2 s 5 sa vyzráža prechodom h 2 s do ľadom chladeného roztoku kyseliny arzénovej (alebo jej solí) v dymovej kyseline chlorovodíkovej: 2 h 3 aso 4 + 5 h 2 s = ako 2 s 5 + 8 h 2 o ; Približne pri 500 °C sa rozkladá na 2 s 3 a síru. Všetky M. sulfidy sú nerozpustné vo vode a zriedených kyselinách. Silné oxidačné činidlá (zmesi hno 3 + hcl, hcl + kclo 3) ich premieňajú na zmes h 3 aso 4 a h 2 so 4. Sulfid ako 2 s 3 sa ľahko rozpúšťa v sulfidoch a polysulfidoch amónia a alkalických kovov, pričom vytvára soli kyselín - tioarzén h 3 ass 3 a tioarzén h 3 ass 4. S kyslíkom M. vytvára oxidy: M. oxid (iii) ako 2 o 3 - anhydrid arzénu a M. oxid (v) ako 2 o 5 - anhydrid arzénu. Prvý z nich vzniká pôsobením kyslíka na kov alebo jeho sulfidy, napríklad 2as 2 s 3 + 9o 2 = 2as 2 o 3 + 6so 2. Ako 2 o 3 pary kondenzujú do bezfarebnej sklovitej hmoty, ktorá sa časom stáva nepriehľadnou v dôsledku tvorby malých kubických kryštálov, hustota 3,865 g/cm3. Hustota pary zodpovedá vzorcu 4 o 6: para nad 1800 °C pozostáva z 2 o 3. Pri 100 G voda sa rozpúšťa 2.1 G ako 2 o 3 (pri 25 °C). M. oxid (iii) je amfotérna zlúčenina s prevahou kyslých vlastností. Soli (arzenitany) zodpovedajúce kyselinám ortoarzénovým h 3 aso 3 a metaarzénom haso 2 sú známe; samotné kyseliny sa nezískali. Vo vode sú rozpustné iba arzenitany alkalických kovov a amónne. ako 2 o 3 a arzenitany sú zvyčajne redukčné činidlá (napríklad ako 2 o 3 + 2i 2 + 5h 2 o = 4hi + 2h 3 aso 4), ale môžu to byť aj oxidačné činidlá (napríklad ako 2 o 3 + 3c = 2as + 3co).

M. oxid (v) sa získa zahrievaním kyseliny arzénovej h3aso4 (asi 200 °C). Je bezfarebný, pri cca 500°C sa rozkladá na 2 o 3 a o 2. Kyselina arzén sa získava pôsobením koncentrovaného hno 3 na ako alebo ako 2 o 3. Soli kyseliny arzénovej (arzeničnany) sú nerozpustné vo vode, s výnimkou solí alkalických kovov a amónnych solí. Sú známe soli, ktoré zodpovedajú kyselinám ortoarzén h3aso4, metaarzén haso3 a kyseline pyroarzénovej h4 ako 2o7; posledné dve kyseliny neboli získané vo voľnom stave. Pri tavení s kovmi tvorí kov väčšinou zlúčeniny ( arzenidy).

Príjem a použitie . M. sa vyrába priemyselne zahrievaním pyritov arzénu:

feas = fes + as

alebo (menej často) zníženie o 2 až 3 s uhlím. Oba procesy sa uskutočňujú v retortách vyrobených zo žiaruvzdornej hliny, napojenej na prijímač na kondenzáciu pár M. Anhydrid arzénu sa získava oxidačným pražením arzénových rúd alebo ako vedľajší produkt praženia polymetalických rúd, ktoré takmer vždy obsahujú M. Počas oxidačné praženie, pretože vznikajú 2 až 3 výpary, ktoré kondenzujú do zachytávacích komôr. Surový ako 2 o 3 sa čistí sublimáciou pri 500-600 °C. Prečistený ako 2 o 3 sa používa na výrobu M. a jeho prípravkov.

Do olova používaného na výrobu brokov sa pridávajú malé prísady M (0,2 – 1,0 % hm.) (M zvyšuje povrchové napätie roztaveného olova, vďaka čomu brok nadobúda tvar blízky gule; M mierne zvyšuje tvrdosť z olova). Ako čiastočná náhrada antimónu je M. súčasťou niektorých babbittov a tlačiarenských zliatin.

Čistý M. nie je jedovatý, ale všetky jeho zlúčeniny, ktoré sú rozpustné vo vode alebo vplyvom žalúdočnej šťavy môžu prejsť do roztoku, sú prudko jedovaté; obzvlášť nebezpečné arzénový vodík. Z M zlúčenín používaných pri výrobe je anhydrid arzénu najtoxickejší. Takmer všetky sulfidové rudy neželezných kovov, ako aj železný (sírový) pyrit, obsahujú prímesi kovov. Preto pri ich oxidačnom pražení spolu s oxidom siričitým vždy vzniká tak 2, ako 2 o 3; Väčšina z nich kondenzuje v dymových kanáloch, ale pri absencii alebo nízkej účinnosti spracovateľských zariadení odvádzajú výfukové plyny rudných pecí značné množstvá až 2 až 3. Čistá M., hoci nie je jedovatá, je pri skladovaní na vzduchu vždy pokrytá povlakom jedovatých ako 2 o 3. Pri nedostatočnom vetraní je leptanie kovov (železo, zinok) priemyselnými kyselinami sírovou alebo chlorovodíkovou s prímesou kovov mimoriadne nebezpečné, pretože vzniká vodík arzénu.

S. A. Pogodin.

M. v tele. Ako stopový prvok M. je v živej prírode všadeprítomný. Priemerný obsah M v pôdach je 4 · 10 -4%, v popole rastlín - 3 · 10 -5%. Obsah M v morských organizmoch je vyšší ako v suchozemských organizmoch (u rýb 0,6-4,7 mg v 1 kg hrubá hmota sa hromadí v pečeni). Priemerný obsah M v ľudskom tele je 0,08-0,2 mg/kg. V krvi sa M. koncentruje v erytrocytoch, kde sa viaže na molekulu hemoglobínu (a globínová frakcia obsahuje dvojnásobok hemu). Najväčšie množstvo (na 1 G tkanivo) sa nachádza v obličkách a pečeni. Veľa M. sa nachádza v pľúcach a slezine, koži a vlasoch; relatívne málo - v mozgovomiechovom moku, mozgu (hlavne hypofýze), pohlavných žľazách atď. V tkanivách sa M. nachádza v hlavnej bielkovinovej frakcii, oveľa menej vo frakcii rozpustnej v kyselinách a len malá časť je nachádza v lipidovej frakcii. M. sa zúčastňuje oxidačno-redukčných reakcií: oxidačné štiepenie komplexných sacharidov, fermentácia, glykolýza atď. Zlúčeniny M. sa využívajú v biochémii ako špecifické inhibítory enzýmy na štúdium metabolických reakcií.

M. v medicíne. Organické zlúčeniny M. (aminarson, miarsenol, novarsenal, osarsol) sa používajú najmä na liečbu syfilisu a protozoálnych ochorení. Anorganické prípravky M. - arzenitan sodný (arzeničnan sodný), arzenitan draselný (arzeničnan draselný), anhydrid arzénu ako 2 o 3, sú predpísané ako všeobecné posilňovacie a tonizujúce činidlá. Pri lokálnej aplikácii môžu anorganické prípravky M. spôsobiť nekrotizujúci účinok bez predchádzajúceho podráždenia, vďaka čomu je tento proces takmer bezbolestný; Táto vlastnosť, ktorá je najvýraznejšia ako 2 o 3, sa využíva v zubnom lekárstve na zničenie zubnej drene. Anorganické prípravky M. sa používajú aj na liečbu psoriázy.

Umelo získané rádioaktívne izotopy M. 74 as (t 1 / 2 = 17,5 dni) a 76 ako (t1/2 = 26,8 h) sa používajú na diagnostické a terapeutické účely. S ich pomocou sa objasní umiestnenie mozgových nádorov a určí sa stupeň radikality ich odstránenia. Rádioaktívny M. sa niekedy používa pri chorobách krvi atď.

Podľa odporúčaní Medzinárodnej komisie pre radiačnú ochranu je maximálny povolený obsah 76 ako v tele 11 mccurie. Podľa hygienických noriem prijatých v ZSSR sú maximálne prípustné koncentrácie 76 ako vo vode a otvorených nádržiach 1 10 -7 curie/l, vo vzduchu pracovných priestorov 5 10 -11 curie/l. Všetky prípravky M. sú veľmi jedovaté. V prípade akútnej otravy sa pozoruje silná bolesť brucha, hnačka a poškodenie obličiek; Kolaps a kŕče sú možné. Pri chronických otravách sú to najčastejšie poruchy tráviaceho traktu, katary slizníc dýchacích ciest (faryngitída, laryngitída, bronchitída), kožné lézie (exantém, melanóza, hyperkeratóza), poruchy citlivosti; je možný rozvoj aplastickej anémie. Pri liečbe otravy liekmi M. má najväčší význam unitiol.

Opatrenia na predchádzanie priemyselným otravám by mali byť zamerané predovšetkým na mechanizáciu, utesnenie a odprášenie technologického procesu, vytvorenie účinného vetrania a zabezpečenie pracovníkov osobnými ochrannými pracovnými prostriedkami pred vystavením prachu. Nevyhnutné sú pravidelné lekárske prehliadky pracovníkov. Predbežné lekárske prehliadky sa vykonávajú pri prijatí do zamestnania a pre zamestnancov - raz za šesť mesiacov.

Lit.: Remi G., Kurz anorganickej chémie, prekl. z nemčiny, zväzok 1, M., 1963, s. 700-712; Pogodin S. A., Arsenic, v knihe: Brief chemical encyclopedia, zväzok 3, M., 1964; Škodlivé látky v priemysle pod všeobecným. vyd. N. V. Lazareva, 6. vydanie, časť 2, Leningrad, 1971.

stiahnuť abstrakt

Arzén je nekov a tvorí zlúčeniny podobné svojimi chemickými vlastnosťami. Okrem nekovových vlastností však arzén vykazuje aj kovové vlastnosti. Na vzduchu za normálnych podmienok je arzén z povrchu mierne oxidovaný. Arzén a jeho analógy nie sú rozpustné vo vode ani v organických rozpúšťadlách.

Arzén je chemicky aktívny. Na vzduchu za normálnych teplôt ľahko oxiduje aj kompaktný (tavený) kovový arzén, pri zahriatí sa práškový arzén vznieti a horí modrým plameňom za vzniku oxidu As 2 O 3 . Známy je aj tepelne menej stabilný neprchavý oxid As 2 O 5 .

Pri zahriatí (bez prístupu vzduchu) As sublimuje (sublimačná teplota 615 o C). Para pozostáva z molekúl As 4 s nevýznamnou (asi 0,03 %) prímesou molekúl As 2.

Arzén patrí do skupiny oxidačno-redukčných prvkov. Pri vystavení silným redukčným činidlám vykazuje oxidačné vlastnosti. Pôsobením kovov a vodíka v okamihu uvoľnenia je teda schopný produkovať zodpovedajúce zlúčeniny kovov a vodíka:

6Ca + As 4 = 2Ca 3 As 2

Pod vplyvom silných oxidačných činidiel sa arzén premieňa na troj- alebo päťmocný stav. Napríklad pri zahrievaní na vzduchu arzén, oxidovaný kyslíkom, horí a vytvára biely dym - oxid arzénu (III) As 2 O 3:

As 4 + 302 = 2As203

Stabilné formy oxidu arzénu v plynnej fáze sú seskvioxid (anhydrid arzénu) As 2 O 3 a jeho dimér As 4 O 6. Do 300 o C je hlavnou formou v plynnej fáze dimér, nad touto teplotou je zreteľne disociovaný a pri teplotách nad 1800 o C sa plynný oxid skladá prakticky z monomérnych molekúl As 2 O 3 .

Plynná zmes As 4 O 6 a As 2 O 3 vzniká pri spaľovaní As v kyslíku, počas oxidačného praženia sulfidových minerálov As, ako je arzenopyrit, rudy neželezných kovov a polymérne rudy.

Pri kondenzácii pár As 2 O 3 (As 4 O 6) nad 310 o C vzniká sklovitá forma As 2 O 3. Pri kondenzácii pary pod 310 o C vzniká bezfarebná polykryštalická kubická modifikácia arzenolitu. Všetky formy As 2 O 3 sú vysoko rozpustné v kyselinách a zásadách.

As(V) oxid (anhydrid arzénu) As 2 O 5 – bezfarebné kryštály ortorombickej sústavy. Pri zahrievaní sa As 2 O 5 disociuje na As 4 O 6 (plyn) a O 2 . As205 sa získa dehydratáciou koncentrovaných roztokov H3As04 s následnou kalcináciou výsledných hydrátov.

Známy je oxid As 2 O 4 získaný spekaním As 2 O 3 a As 2 O 5 pri 280 o C v prítomnosti vodnej pary. Známy je aj plynný oxid AsO, ktorý vzniká pri elektrickom výboji v pare oxidu As pri zníženom tlaku.

Keď sa rozpustí vo vode, As 2 O 5 tvorí ortoarzén H 3 AsO 3 alebo As(OH) 3 a metaarzén HAsO 2 alebo AsO(OH), ktoré existujú iba v roztoku a majú amfotérne, prevažne kyslé vlastnosti.

Vo vzťahu ku kyselinám sa arzén správa takto:

— arzén nereaguje s kyselinou chlorovodíkovou, ale v prítomnosti kyslíka vzniká chlorid arzenitý AsCl 3:

4As+302+12HCl = 4AsCl3+6H20

- zriedená kyselina dusičná pri zahrievaní oxiduje arzén na ortoarsenický kyselina H 3 AsO 3 a koncentrovaná kyselina dusičná – na kyselinu ortoarzénovú H 3 AsO 4:

3As + 5HN03 + 2H20 = 3H2As04 + 5NO

Kyselina ortoarzenová(kyselina arzénová) H 3 AsO 4 *0,5H 2 O – bezfarebné kryštály; teplota topenia – 36 o C (s rozkladom); rozpustný vo vode (88 % hmotn. pri 20 °C); hygroskopický; vo vodných roztokoch – trojsýtna kyselina; pri zahriatí na cca 100 o C stráca vodu, mení sa na kyselinu pyroarzénovú H 4 As 5 O 7, pri vyšších teplotách na kyselinu metaarzénovú HAsO 3. Získava sa oxidáciou As alebo As 2 O 3 koncentrovanou HNO 3. Je ľahko rozpustný vo vode a svojou silou je približne rovnaký ako fosfor.

Oxidačné vlastnosti kyseliny arzénovej sú badateľné len v kyslom prostredí. Kyselina arzén je schopná oxidovať HI na I2 reverzibilnými reakciami:

H3AsO4 + 2HI = H3As03 + I2 + H20

Ortoarsenická kyselina (kyselina arzenitá) H 3 AsO 3 existuje len vo vodnom roztoku; slabá kyselina; získaný rozpustením As203 vo vode; medziprodukt pri príprave arzenitanov (III) a iných zlúčenín.

- koncentrovaná kyselina sírová reaguje s arzénom podľa nasledujúcej rovnice za vzniku ortoarsenický kyseliny:

2As + 3H2S04 = 2H3As03 + 3S02

- alkalické roztoky nereagujú s arzénom v neprítomnosti kyslíka. Keď sa arzén varí s alkáliami, oxiduje sa na soľ kyseliny arzénovej H 3 AsO 3. Pri fúzii s alkáliami vzniká arzín (vodík arzenitý) AsH 3 a arzeničnany (III). Aplikujte AsH 3

na dopovanie polovodičových materiálov arzénom na získanie vysokej čistoty As.

Známe sú nestabilné vyššie arzíny: diarzín As 2 H 4, rozkladá sa už pri -100 o C; triarzín As3H5.

Kovový arzén ľahko reaguje s halogénmi za vzniku prchavých halogenidov AsHal 3:

As +3Cl2 = 2AsCl3

AsCl 3 je bezfarebná olejovitá kvapalina, ktorá sa na vzduchu dymí a po stuhnutí vytvára kryštály s perleťovým leskom.

C F 2 tvorí aj AsF 5 - pentafluorid - bezfarebný plyn, rozpustný vo vode a alkalických roztokoch (s malým množstvom tepla), v dietyléteri, etanole a benzéne.

Práškový arzén sa samovoľne vznieti v prostredí F 2 a Cl 2.

S S, Se a Te tvorí arzén zodpovedajúce chalkogenidy:

sulfidy - As 2 S 5, As 2 S 3 (orpimentový minerál v prírode), As 4 S 4 (realgarový minerál) a As 4 S 3 (dimorfitový minerál); selenidy – As 2 Se 3 a As 4 Se 4; telurid – As 2 Te 3 . Chalkogenidy arzénu sú stabilné na vzduchu, nerozpustné vo vode, vysoko rozpustné v alkalických roztokoch a pri zahrievaní v HNO 3. Majú polovodičové vlastnosti a sú transparentné v IR oblasti spektra.

S väčšinou kovov poskytuje zlúčeniny kovov - arzenidy. Arzenid gália a indium arzenid– dôležité polovodičové zlúčeniny.

Známych je množstvo arzénorganický spojenia. Organoarzénové zlúčeniny obsahujú väzbu As-C. Niekedy organoarzénové zlúčeniny zahŕňajú všetky organické zlúčeniny obsahujúce As, napríklad estery kyseliny arzénovej (RO) 3 As a kyseliny arzénovej (RO) 3 AsO. Najpočetnejšou skupinou organoarzénových zlúčenín sú deriváty As s koordinačným číslom 3. Patria sem organoarzíny R n AsH 3-n, tetraorganodiarsíny R 2 As-AsR 2, cyklické a lineárne polyarganoarzíny (RAs) n, ako aj organoarzíny a diaarganoarzíny. kyseliny a ich deriváty R n AsX 3-n (X= OH, SH, Hal, OR', NR 2' atď.). Väčšina organoarzénových zlúčenín sú kvapaliny, polyorganoarzény a organické kyseliny Ako tuhé látky sú CH 3 AsH 2 a CF 3 AsH 2 plyny. Tieto zlúčeniny sú spravidla rozpustné v organických rozpúšťadlách, obmedzene rozpustné vo vode a relatívne stabilné v neprítomnosti kyslíka a vlhkosti. Niektoré tetraorganodiarsíny sú horľavé na vzduchu.