비소 및 그 염에 의한 중독 - 인간, 증상, 치료에 대한 치사량. 비소의 화학적 성질 비소는 어디에 사용됩니까?

황과 비소의 천연 화합물(orpiment As 2 S 3, realgar As 4 S 4)은 이러한 미네랄을 의약품과 페인트로 사용했던 고대 세계 사람들에게 알려졌습니다. 황화비소 연소 생성물도 알려져 있습니다 - 산화 비소 (III) As 2 O 3 ( "백색 비소"). arsenikon이라는 이름은 이미 Aristotle에서 발견됩니다. 그것은 강하고 용감하며 (신체에 대한 강한 영향으로 인해) 비소 화합물을 지정하는 데 사용되는 그리스 arsen에서 파생됩니다. 러시아 이름은 "마우스"(생쥐와 쥐를 박멸하기 위해 비소 제제를 사용한 후)에서 유래 한 것으로 믿어집니다. 자유 상태에서 비소를 생산한 것은 Albertus Magnus(약 1250년)에 기인합니다. 1789년에 A. Lavoisier는 화학 원소 목록에 비소를 포함시켰습니다.

자연의 비소 분포.지각(클라크)의 비소 평균 함량은 1.7·10 -4%(질량 기준)이며, 이러한 양은 대부분의 화성암에 존재합니다. 비소 화합물은 고온에서 휘발성이기 때문에 마그마 과정 중에 원소가 축적되지 않습니다. 뜨거운 심해(S, Se, Sb, Fe, Co, Ni, Cu 및 기타 원소와 함께)에서 침전되어 농축됩니다. 화산 폭발 중에 비소는 휘발성 화합물의 형태로 대기에 유입됩니다. 비소는 다가이기 때문에 그 이동은 산화환원 환경의 영향을 크게 받습니다. 지구 표면의 산화 조건에서 비산염(As 5+)과 비산염(As 3+)이 형성됩니다. 이는 비소 매장지에서만 발견되는 희귀 광물입니다. 천연 비소와 As 2+ 광물은 훨씬 덜 일반적입니다. 수많은 비소 광물(약 180개) 중에서 비소철석 FeAsS만이 산업적으로 가장 중요합니다.

생활에는 소량의 비소가 필요합니다. 그러나 비소 매장지와 젊은 화산 활동 지역에서는 일부 지역의 토양에 최대 1%의 비소가 포함되어 있으며 이는 가축 질병 및 식물의 죽음과 관련이 있습니다. 비소의 축적은 비소가 비활성인 토양의 대초원과 사막의 풍경에서 특히 일반적입니다. 습한 기후에서는 비소가 토양에서 쉽게 씻겨 나가게 됩니다.

생물체에는 평균 3·10 -5%의 비소가 있고 강에는 3·10 -7%가 있습니다. 강을 통해 바다로 운반되는 비소는 상대적으로 빠르게 침전됩니다. 바닷물에는 비소가 1·10 -7%에 불과하지만 점토와 셰일에는 6.6·10 -4%가 있습니다. 퇴적 철광석과 페로망간 단괴에는 비소가 풍부한 경우가 많습니다.

비소의 물리적 특성.비소에는 몇 가지 동소체 변형이 있습니다. 정상적인 조건에서 가장 안정적인 것은 소위 금속 또는 회색 비소(α-As)입니다. 이는 회색 강철 취성 결정질 덩어리입니다. 갓 파쇄되면 금속광택을 띠지만, 공기 중에서는 As 2 O 3 의 얇은 막으로 덮여 있어 금세 무뎌진다. 회색 비소의 결정 격자는 능면체형(a = 4.123Å, 각도 α = 54°10", x == 0.226)이며 층상입니다. 밀도 5.72 g/cm 3 (20 °C에서), 전기 저항률 35·10 -8 ohm m, 또는 35 10 -6 ohm cm, 전기 저항 온도 계수 3.9 10 -3 (0°-100 °C), 브리넬 경도 1470 MN/m 2 또는 147 kgf/mm 2 (Moocy에 따르면 3 -4 ); 비소는 반자성입니다. 대기압 하에서 비소는 녹지 않고 615°C에서 승화합니다. 왜냐하면 삼중점 α-As는 816°C에 있고 압력은 36at에 있기 때문입니다. 비소 증기는 최대 800°C로 구성됩니다. 4개의 분자 , 1700 °C 이상 - As 2에서만. 비소 증기가 액체 공기에 의해 냉각된 표면에 응축되면 노란색 비소가 형성됩니다. 투명하고 왁스 결정처럼 부드럽고 밀도는 1.97 g/cm 3이며 흰색과 특성이 유사합니다. 인, 빛 또는 약간의 가열 시 회색 비소로 변합니다. 유리질 비정질 변형도 알려져 있습니다: 흑색 비소 및 갈색 비소, 270°C 이상으로 가열하면 회색 비소로 변합니다.

비소의 화학적 성질.비소 원자의 외부 전자 구성은 3d 10 4s 2 4p 3입니다. 화합물에서 비소의 산화 상태는 +5, +3 및 -3입니다. 회색비소는 인보다 화학적 활성이 훨씬 낮습니다. 400 °C 이상의 공기 중에서 가열되면 비소가 연소되어 As 2 O 3를 형성합니다. 비소는 할로겐과 직접 결합합니다. 정상적인 조건에서 AsF 5는 가스입니다. AsF 3, AsCl 3, AsBr 3 - 무색, 고휘발성 액체; AsI 3 및 As 2 I 4 는 적색 결정입니다. 비소를 황과 함께 가열하면 황화물이 생성됩니다. 주황색-빨간색 As 4 S 4 및 레몬 노란색 As 2 S 3. 담황색 황화물 As 2 S 5는 발연 염산에 있는 비산(또는 그 염)의 얼음 냉각 용액에 H 2 S를 통과시켜 침전됩니다. 2H 3 AsO 4 + 5H 2 S = As 2 S 5 + 8H 2 O ; 약 500°C에서 As 2 S 3 와 황으로 분해됩니다. 모든 황화비소는 물과 묽은 산에 용해되지 않습니다. 강한 산화제(HNO 3 + HCl, HCl + KClO 3의 혼합물)는 이를 H 3 AsO 4 및 H 2 SO 4의 혼합물로 변환합니다. 2 S 3 황화물은 암모늄 및 알칼리 금속의 황화물 및 다황화물에 쉽게 용해되어 산 염(티오비소 H 3 AsS 3 및 티오비소 H 3 AsS 4 )을 형성합니다. 산소와 함께 비소는 산화물을 생성합니다: 비소(III) 산화물 As 2 O 3 - 비소 무수물 및 비소(V) 산화물 As 2 O 5 - 비소 무수물. 첫 번째는 비소 또는 그 황화물에 산소가 작용하여 형성됩니다(예: 2As 2 S 3 + 9O 2 = 2As 2 O 3 + 6SO 2). 2 O 3 증기는 무색 유리 덩어리로 응축되며, 이는 작은 입방 결정의 형성으로 인해 시간이 지남에 따라 불투명해지며 밀도는 3.865 g/cm 3 입니다. 증기 밀도는 공식 As 4 O 6에 해당합니다. 1800°C 이상에서는 증기가 As 2 O 3 로 구성됩니다. As 2 O 3 2.1g은 물 100g에 용해됩니다(25°C에서). 산화비소(III)는 산성 특성이 우세한 양쪽성 화합물입니다. 오르토비소산 H 3 AsO 3 및 메타비소 HAsO 2 에 해당하는 염(비소)이 알려져 있습니다. 산 자체는 얻어지지 않았습니다. 알칼리 금속과 암모늄 아비산염만이 물에 용해됩니다. As 2 O 3 및 아비산염은 일반적으로 환원제(예: As 2 O 3 + 2I 2 + 5H 2 O = 4HI + 2H 3 AsO 4)이지만 산화제(예: As 2 O 3 + 3C)일 수도 있습니다. = 2As + 3CO).

비소(V) 산화물은 비산 H 3 AsO 4 (약 200°C)를 가열하여 얻습니다. 무색이며 약 500°C에서 As 2 O 3 및 O 2로 분해됩니다. 비소산은 As 또는 As 2 O 3 에 농축된 HNO 3 를 작용시켜 얻습니다. 비소산염(비산염)은 알칼리 금속염과 암모늄염을 제외하고 물에 불용성입니다. 산 오르토비소 H 3 AsO 4 , 메타비소 HAsO 3 및 피로비소 H 4 As 2 O 7 에 해당하는 염이 알려져 있습니다. 마지막 두 산은 유리 상태에서 얻어지지 않았습니다. 비소는 금속과 합금되면 대부분 화합물(비소화물)을 형성합니다.

비소 얻기.비소는 비소 황철석을 가열하여 산업적으로 생산됩니다.

FeAsS = FeS + As

또는 (덜 자주) 석탄을 이용한 As 2 O 3 환원. 두 공정 모두 비소 증기 응축용 리시버에 연결된 내화 점토로 만든 레토르트에서 수행됩니다. 무수비소는 비소 광석을 산화 로스팅하거나 거의 항상 비소를 함유하는 다금속 광석을 로스팅하는 부산물로 얻습니다. 산화 로스팅 중에 As 2 O 3 증기가 형성되어 수집 챔버에서 응축됩니다. Crude As 2 O 3 는 500-600 °C에서 승화하여 정제됩니다. Purified As 2 O 3는 비소 생산 및 그 준비에 사용됩니다.

비소 사용.총탄 생산에 사용되는 납에는 소량의 비소(0.2-1.0중량%)가 첨가됩니다(비소는 용융 납의 표면 장력을 증가시켜 탄환이 구형에 가까운 모양을 얻습니다. 비소는 경도를 약간 증가시킵니다). 납). 안티몬의 부분 대체품으로 비소는 일부 배빗 및 인쇄 합금에 포함되어 있습니다.

순수 비소는 독성이 없지만 물에 용해되거나 위액의 작용으로 용액으로 들어갈 수 있는 모든 화합물은 매우 독성이 있습니다. 비소수소는 특히 위험합니다. 생산에 사용되는 비소 화합물 중에서 무수비소가 가장 독성이 높습니다. 비소 혼합물은 거의 모든 비철금속 황화물 광석과 철(황) 황철석에 함유되어 있습니다. 따라서 산화 로스팅 중에 이산화황 SO 2와 함께 As 2 O 3가 항상 형성됩니다. 대부분은 연기 채널에서 응축되지만 처리 시설이 없거나 효율성이 낮은 경우 광석 가마의 배기 가스는 눈에 띄는 양의 As 2 O 3를 제거합니다. 순수 비소는 독성이 없지만 공기 중에 보관할 때 항상 독성이 있는 As 2 O 3 코팅으로 덮여 있습니다. 적절한 환기가 이루어지지 않는 경우, 비소가 함유된 산업용 황산 또는 염산으로 금속(철, 아연)을 에칭하는 것은 비소 수소를 생성하므로 매우 위험합니다.

체내 비소.미량 원소로서 비소는 살아있는 자연 어디에나 존재합니다. 토양의 비소 평균 함량은 4·10 -4%, 식물 재의 평균 함량은 3·10 -5%입니다. 해양 유기체의 비소 함량은 육상 유기체보다 높습니다(어류의 경우 원료 1kg당 0.6-4.7mg, 간에 축적됨). 인체 내 비소의 평균 함량은 0.08-0.2mg/kg입니다. 혈액에서 비소는 적혈구에 집중되어 있으며, 그곳에서 헤모글로빈 분자와 결합합니다(그리고 글로빈 분획에는 헴보다 두 배나 많은 양이 포함되어 있습니다). 조직 1g당 가장 많은 양이 신장과 간에서 발견됩니다. 많은 양의 비소가 폐와 비장, 피부와 머리카락에서 발견됩니다. 상대적으로 적습니다 - 뇌척수액, 뇌 (주로 뇌하수체), 생식선 및 기타. 조직에서 비소는 주요 단백질 분획에서 발견되고 산 용해성 분획에서는 훨씬 적으며 지질 분획에서는 그 중 극히 일부만 발견됩니다. 비소는 산화환원 반응(복합 탄수화물의 산화적 분해, 발효, 해당과정 등)에 관여합니다. 비소 화합물은 생화학에서 대사 반응을 연구하기 위한 특정 효소 억제제로 사용됩니다.

기사의 내용

비소– 주기율표 V족의 화학 원소로 질소족에 속합니다. 상대 원자 질량 74.9216. 본질적으로 비소는 단 하나의 안정한 핵종 75 As로 표시됩니다. 반감기가 몇 분에서 몇 달에 이르는 방사성 동위원소 10개 이상도 인공적으로 획득했습니다. 화합물의 일반적인 산화 상태는 –3, +3, +5입니다. 러시아어로 된 비소의 이름은 생쥐와 쥐를 근절하기 위해 비소 화합물을 사용하는 것과 관련이 있습니다. 라틴어 이름 Arsenicum은 강력하고 강력한 그리스어 "arsen"에서 유래되었습니다.

역사적 정보.

비소는 중세 시대에 발견된 5개의 "연금술" 원소에 속합니다(놀랍게도 그 중 4개(As, Sb, Bi 및 P)는 주기율표의 동일한 그룹(5번째)에 속합니다). 동시에 비소 화합물은 고대부터 알려져 왔으며 페인트와 의약품을 생산하는 데 사용되었습니다. 특히 흥미로운 점은 야금에서 비소를 사용하는 것입니다.

수천 년 전, 석기시대가 청동기 시대로 바뀌었습니다. 청동은 구리와 주석의 합금입니다. 역사가들은 최초의 청동이 30세기에서 25세기 사이에 티그리스-유프라테스 계곡에서 주조되었다고 믿습니다. 기원전. 일부 지역에서는 특히 귀중한 특성을 지닌 청동이 제련되었습니다. 주조가 더 좋고 단조가 더 쉬웠습니다. 현대 과학자들이 발견한 바와 같이, 이는 1~7%의 비소와 3% 이하의 주석을 함유한 구리 합금이었습니다. 아마도 처음에는 제련 중에 풍부한 구리 광석 공작석이 일부 녹색 황화물 구리-비소 광물의 풍화 생성물과 혼동되었을 것입니다. 합금의 놀라운 특성을 인식한 고대 장인들은 특히 비소 광물을 찾았습니다. 검색을 위해 우리는 가열하면 특정 마늘 냄새가 나는 이러한 미네랄의 특성을 이용했습니다. 그러나 시간이 지남에 따라 비소 청동 제련이 중단되었습니다. 이것은 비소 함유 광물을 발사하는 동안 빈번한 중독으로 인해 발생했을 가능성이 큽니다.

물론, 비소는 먼 과거에는 광물의 형태로만 알려졌습니다. 따라서 고대 중국에서는 고체 광물인 레알가(4S 4 조성의 황화물, 아랍어로 '광산 먼지'를 의미함)가 석재 조각에 사용되었지만 가열되거나 빛에 노출되면 '열화'되었습니다. As 2 S 3으로 바뀌었습니다. 4세기에. 기원전. 아리스토텔레스는 이 광물을 "산다락(sandarac)"이라는 이름으로 기술했습니다. 1세기에 기원 후 로마의 작가이자 과학자인 플리니우스(Pliny the Elder)와 로마의 의사이자 식물학자인 디오스코리데스(Dioscorides)는 광물 오르피멘트(황화비소를 2S 3로)에 대해 기술했습니다. 라틴어로 번역된 광물의 이름은 "황금색 페인트"를 의미하며 노란색 염료로 사용되었습니다. 11세기에 연금술사는 비소의 세 가지 "품종"을 구별했습니다. 소위 백색 비소(As 2 O 3 산화물), 황색 비소(As 2 S 3 황화물) 및 적색 비소(As 4 S 4 황화물)입니다. 백색비소는 이 원소를 함유한 구리광석을 연소하는 동안 비소 불순물을 승화시켜 얻은 것입니다. 기체상에서 응축된 산화비소는 흰색 코팅 형태로 침전되었습니다. 백색 비소는 고대부터 해충을 죽이는 데 사용되어 왔으며...

13세기에 Albert von Bolstedt (Albert the Great)는 황색 비소를 비누로 가열하여 금속과 같은 물질을 얻었습니다. 이것은 인공적으로 얻은 단순한 물질 형태의 비소의 첫 번째 예일 수 있습니다. 그러나 이 물질은 알려진 일곱 금속과 일곱 행성의 신비한 “연결”을 위반했습니다. 이것이 아마도 연금술사가 비소를 "개자식 금속"으로 간주한 이유일 것입니다. 동시에 그들은 구리가 흰색을 띠게 하는 특성을 발견하여 "금성(즉, 구리) 표백제"라고 부르게 되었습니다.

비소는 17세기 중반 독일의 약사인 요한 슈뢰더(Johann Schroeder)가 숯으로 산화물을 환원시켜 상대적으로 순수한 형태로 얻은 비소를 개별 물질로 명확히 식별했습니다. 나중에 프랑스의 화학자이자 의사인 니콜라스 르머리(Nicolas Lemery)는 산화물과 비누, 칼륨의 혼합물을 가열하여 비소를 얻었습니다. 18세기에 비소는 이미 특이한 "반금속"으로 잘 알려져 있었습니다. 1775년 스웨덴 화학자 K.V. Scheele는 비소산과 기체상 비소수소를 얻었고, 1789년 A.L. Lavoisier는 마침내 비소를 독립된 화학원소로 인정했습니다. 19세기에 비소를 함유한 유기화합물이 발견됐다.

자연의 비소.

지각에는 비소가 거의 없습니다. 약 5·10 -4%(즉, 톤당 5g)로 게르마늄, 주석, 몰리브덴, 텅스텐 또는 브롬과 거의 같습니다. 비소는 철, 구리, 코발트, 니켈과 함께 광물에서 흔히 발견됩니다.

비소에 의해 형성된 광물의 구성(그 중 약 200개가 알려져 있음)은 이 원소의 "반금속" 특성을 반영합니다. 이는 양성 및 음성 산화 상태에 있을 수 있고 많은 원소와 결합할 수 있습니다. 첫 번째 경우 비소는 금속(예: 황화물)의 역할을 할 수 있고, 두 번째 경우에는 비금속(예: 비소) 역할을 할 수 있습니다. 다수의 비소 광물의 복잡한 구성은 한편으로는 결정 격자의 황 및 안티몬 원자를 부분적으로 대체하는 능력을 반영합니다(이온 반경 S–2, Sb–3 및 As–3은 가깝고 0.182, 0.208입니다). 및 각각 0.191 nm), 다른 하나는 금속 원자입니다. 첫 번째 경우, 비소 원자는 다소 음의 산화 상태를 가지며, 두 번째 경우에는 양의 산화 상태를 갖습니다.

비소(2.0)의 전기음성도는 작지만 안티몬(1.9) 및 대부분의 금속보다 높으므로 -3 산화 상태는 금속 비소뿐만 아니라 스티바르센 SbAs 및 이 광물의 내부성장에서만 비소에 대해 관찰됩니다. 순수한 결정 안티몬 또는 비소(광물 알레몬타이트). 금속과 결합된 많은 비소 화합물은 그 구성으로 판단할 때 비소화물이 아닌 금속간 화합물입니다. 그들 중 일부는 다양한 비소 함량을 가지고 있습니다. 비소화물은 여러 금속을 동시에 함유할 수 있으며, 그 원자는 가까운 이온 반경에서 결정 격자에서 임의의 비율로 서로 교체됩니다. 이러한 경우 광물 공식에서 원소 기호는 쉼표로 구분되어 나열됩니다. 모든 비화물은 금속광택을 갖고 있으며 불투명하고 무거운 광물이며 경도가 낮다.

천연 비소화물(그들 중 약 25개가 알려져 있음)의 예는 광물 뢴링자이트 FeAs 2(황철석 FeS 2의 유사체), 스커터루다이트 CoAs 2-3 및 니켈 스커터루다이트 NiAs 2-3, 니켈(적색 니켈 황철석) NiAs, 람멜스베르자이트( 백색 니켈 황철석) NiAs 2, 사플로라이트(스페이 코발트) CoAs 2 및 클리노사플로라이트(Co,Fe,Ni)As 2, langisite(Co,Ni)As, sperrylite PtAs 2, maucherite Ni 11 As 8, oregonite Ni 2 FeAs 2, 알고도나이트 Cu 6 As. 밀도가 높기 때문에(7g/cm3 이상) 지질학자들은 이들 중 많은 광물을 "초중" 광물로 분류합니다.

가장 일반적인 비소 광물은 비소황철석(비소 황철석)입니다. FeAsS는 FeS 2 황철석의 황을 비소 원자로 대체한 생성물로 간주될 수 있습니다(일반 황철석은 항상 약간의 비소를 포함합니다). 이러한 화합물을 설포염이라고 합니다. 마찬가지로, 광물 코발틴(코발트 광택) CoAsS, 글라우코도트(Co,Fe)AsS, 게르스도르파이트(니켈 광택) NiAsS, 에나가이트와 루조나이트는 조성은 동일하지만 구조는 다릅니다. Cu 3 AsS 4, 프루스타이트 Ag 3 AsS 3 - 중요한 밝은 붉은색 때문에 때때로 "루비 은"이라고도 불리는 은광석은 이 광물의 거대하고 큰 결정이 발견되는 은맥의 상층에서 종종 발견됩니다. 설포염은 백금족의 귀금속을 함유할 수도 있습니다. 이들은 미네랄 오사르사이트(Os,Ru)AsS, 루아르사이트 RuAsS, irarsite(Ir,Ru,Rh,Pt)AsS, 백금사이트(Pt,Rh,Ru)AsS, 홀링워사이트(Rd,Pt,Pd)AsS입니다. 때때로 이러한 이중 비소화물에서 황 원자의 역할은 안티몬 원자에 의해 수행됩니다(예: 세이나요카이트(Fe,Ni)(Sb,As) 2, 아르세노팔라디나이트 Pd 8(As,Sb) 3, 아르센 다염기(Ag,Cu)) 16(Ar,Sb) 2S 11.

광물의 구조는 흥미롭습니다. 비소는 황과 동시에 존재하지만 오히려 다른 금속과 함께 그룹화되어 금속 역할을 합니다. 이들은 아르세노설바나이트 Cu 3 (As,V)S 4, 아르세노가우케코르나이트 Ni 9 BiAsS 8, 프리베르자이트(Ag,Cu,Fe) 12 (Sb,As) 4 S 13, 테넌타이트(Cu,Fe) 12 As 4 S 13 입니다. , 은은광석(Ag,Cu) 10(Zn,Fe) 2(As,Sb) 4S 13, 금필드광 Cu 12(Te,Sb,As) 4S 13, 자이로다이트(Cu,Zn,Ag) 12(As,Sb) ) 4 (Se,S) 13 . 이 모든 광물의 결정 격자가 얼마나 복잡한 구조를 가지고 있는지 상상할 수 있습니다.

비소는 천연 황화물에서 명확하게 양성 산화 상태를 가집니다. 노란색 orpiment As 2 S 3 , 주황색-노란색 이형체 As 4 S 3 , 주황색-빨간색 realgar As 4 S 4 , carmine-red getchellite AsSbS 3 및 무색 산화물 As 2 O 3 - 서로 다른 결정 구조를 갖는 비소석과 클로데타이트 광물로 발생합니다(다른 비소 광물의 풍화 작용으로 인해 형성됨). 일반적으로 이러한 미네랄은 작은 함유물 형태로 발견됩니다. 하지만 20세기 30년대. Verkhoyansk 산맥의 남쪽 부분에서는 크기가 최대 60cm, 무게가 최대 30kg에 달하는 거대한 orpiment 결정이 발견되었습니다.

비산 H 3 AsO 4 - 비산염의 천연 염(그 중 약 90개가 알려져 있음)에서 비소의 산화 상태는 +5입니다. 예로는 밝은 분홍색 에리스린(코발트색) Co 3 (AsO 4) 2 8H 2 O, 녹색 아나베르자이트 Ni 3 (AsO 4) 2 8H 2 O, 스코로다이트 Fe III AsO 4 2H 2 O 및 단순 사이트 Fe II 3 (AsO 4)이 있습니다. 2·8H 2 O, 갈적색 가스파라이트(Ce,La,Nd)ArO 4, 무색 괴르네사이트 Mg 3(AsO 4) 2·8H 2 O, 루즈벨트타이트 BiAsO 4 및 케티자이트 Zn 3(AsO 4) 2·8H 2 O 등 예를 들어 올리베나이트 Cu 2 AsO 4 (OH), 아세노비스마이트 Bi 2 (AsO 4)(OH) 3과 같은 많은 염기성 염. 그러나 천연 비소 - 비산 H 3 AsO 3의 유도체 -는 매우 드뭅니다.

스웨덴 중부에는 유명한 Langbanov 철-망간 채석장이 있는데, 이곳에서 50개 이상의 비산염 광물 샘플이 발견되고 기술되었습니다. 그들 중 일부는 다른 곳에서는 발견되지 않습니다. 그들은 매우 높지 않은 온도에서 비산 H 3 AsO 4와 피로크롬 Mn(OH) 2의 반응의 결과로 한때 형성되었습니다. 일반적으로 비산염은 황화물 광석의 산화 생성물입니다. 일반적으로 산업용으로 사용되지는 않지만 일부는 매우 아름답고 광물학 컬렉션을 장식합니다.

수많은 비소 광물의 이름에서 지명을 찾을 수 있습니다(오스트리아의 Lölling, 작센의 Freiberg, 핀란드의 Seinäjoki, 노르웨이의 Skutterud, 프랑스의 Allemon, 미국 오리건주 네바다의 캐나다 Langis 광산 및 Getchell 광산 등). ), 지질학자, 화학자, 정치인 등의 이름 (독일의 화학자 Karl Rammelsberg, 뮌헨의 광물 무역업자 William Maucher, 광산 소유자 Johann von Gersdorff, 프랑스의 화학자 F. Claudet, 영국의 화학자 John Proust 및 Smithson Tennant, 캐나다의 화학자 F. L. Sperry, 미국의 Roosevelt 대통령 등), 식물의 이름(따라서) , 광물 사플로라이트의 이름은 사프란에서 유래함), 원소 이름의 첫 글자 - 비소, 오스뮴, 루테늄, 이리듐, 팔라듐, 백금, 그리스 뿌리("에리스로스" - 빨간색, "에나르곤" - 가시적, " 리토스”-돌) 등 등등.

광물 니켈(NiAs)의 흥미로운 고대 이름은 쿠퍼니켈입니다. 중세 독일 광부들은 니켈을 사악한 산 정신이라고 불렀고 "kupfernickel"(독일 Kupfer의 Kupfernickel-구리)- "망할 구리", "가짜 구리"라고 불렀습니다. 이 광석의 구리-적색 결정은 구리 광석과 매우 유사해 보였습니다. 유리를 녹색으로 칠하기 위해 유리 제조에 사용되었습니다. 그러나 아무도 그것으로부터 구리를 얻지 못했습니다. 이 광석은 1751년 스웨덴 광물학자 Axel Kronstedt에 의해 연구되었으며, 이 광석에서 새로운 금속을 분리하여 니켈이라고 불렀습니다.

비소는 화학적으로 매우 불활성이기 때문에 원래 상태(융합된 바늘이나 입방체 형태)에서도 발견됩니다. 이러한 비소에는 일반적으로 2~16%의 불순물이 포함되어 있으며, 대부분 Sb, Bi, Ag, Fe, Ni, Co입니다. 가루로 갈아서 먹기 쉽습니다. 러시아에서는 지질학자들이 아무르 지역의 트란스바이칼리아에서 천연 비소를 발견했으며 다른 나라에서도 발견되었습니다.

비소는 광물, 암석, 토양, 물, 식물 및 동물 등 모든 곳에서 발견된다는 점에서 독특하며 "유비쿼터스"라고 불리는 것은 아무것도 아닙니다. 지구의 여러 지역에 대한 비소의 분포는 암석권이 형성되는 동안 고온에서 비소 화합물의 휘발성뿐만 아니라 토양 및 퇴적암의 수착 및 탈착 과정에 의해 주로 결정됩니다. 비소는 쉽게 이동하는데, 이는 일부 화합물의 물에 대한 용해도가 상당히 높기 때문에 촉진됩니다. 습한 기후에서는 비소가 토양에서 씻겨 나가 지하수를 거쳐 강으로 운반됩니다. 강의 평균 비소 함량은 3 µg/l이고, 지표수에서는 약 10 µg/l, 바다와 바닷물에서는 약 1 µg/l에 불과합니다. 이는 예를 들어 철망간 단괴와 같은 바닥 퇴적물에 축적되어 물에서 화합물이 상대적으로 빠르게 침전되기 때문에 설명됩니다.

토양의 비소 함량은 일반적으로 0.1~40mg/kg입니다. 그러나 비소 광석이 발생하는 지역과 화산 지역의 토양에는 스위스와 뉴질랜드의 일부 지역에서와 같이 최대 8g/kg까지 많은 비소가 포함될 수 있습니다. 그런 곳에서는 식물이 죽고 동물이 병들게 됩니다. 이는 비소가 토양에서 씻겨 나가지 않는 대초원과 사막에서 일반적입니다. 점토암은 또한 평균 함량에 비해 풍부합니다. 평균보다 4배 더 많은 비소를 함유하고 있습니다. 우리나라의 토양 중 최대 허용 비소 농도는 2mg/kg입니다.

비소는 물뿐만 아니라 바람에 의해서도 토양 밖으로 운반될 수 있습니다. 하지만 이렇게 하려면 먼저 휘발성 유기비소 화합물로 변해야 합니다. 이러한 변형은 소위 생체메틸화(biomethylation)의 결과로 발생합니다. 즉, 메틸기가 추가되어 C-As 결합을 형성하는 것입니다. 이 효소 과정(수은 화합물로 잘 알려져 있음)은 비타민 B12의 메틸화된 유도체인 조효소 메틸코발라민(인체에서도 발견됨)의 참여로 발생합니다. 비소의 생메틸화는 담수와 해수 모두에서 발생하며 유기비소 화합물의 형성으로 이어집니다. - 메틸아르손산 CH 3 AsO(OH) 2, 디메틸아르신(디메틸비소 또는 카코딜산) 산(CH 3) 2 As(O)OH, 트리메틸아르신( CH 3) 3 As 및 그 산화물(CH 3) 3 As = O이며 자연에서도 발생합니다. 14 C-표지된 메틸코발라민 및 74 As-표지된 하이드로비산나트륨 Na 2 HAsO 4 를 사용하여 메탄박테리아 균주 중 하나가 이 염을 휘발성 디메틸아르신으로 환원시키고 메틸화한다는 것을 보여주었습니다. 결과적으로 시골 지역의 공기에는 평균 0.001 - 0.01 μg/m 3 의 비소가 포함되어 있고, 특정 오염이 없는 도시에서는 최대 0.03 μg/m 3 까지, 오염원 근처(비철금속) 제련소, 발전소, 비소 함량이 높은 석탄 작업 등) 공기 중 비소 농도는 1μg/m 3 을 초과할 수 있습니다. 산업 중심지가 위치한 지역의 비소 침착 강도는 연간 40kg/km 2 입니다.

19세기에 휘발성 비소 화합물(예를 들어 트리메틸아르신은 51°C에서만 끓음)이 형성되었습니다. 석고와 심지어 녹색 벽지 페인트에도 비소가 포함되어 있었기 때문에 수많은 중독이 발생했습니다. Scheele green은 이전에 페인트 Cu 3 (AsO 3) 2 형태로 사용되었습니다. N H 2 O 및 파리지앵 또는 슈바이푸르트 녹색 Cu 4 (AsO 2) 6 (CH 3 COO) 2. 습도가 높고 곰팡이가 나타나는 조건에서 이러한 페인트로부터 휘발성 유기비소 유도체가 형성됩니다. 이 과정이 그의 생애 말년에 나폴레옹이 천천히 중독되는 이유가 될 수 있다고 믿어집니다 (알려진 바와 같이 나폴레옹이 죽은 지 150년 후에 그의 머리카락에서 비소가 발견되었습니다).

비소는 일부 광천수에서 눈에 띄는 양으로 발견됩니다. 러시아 표준에서는 의료용 식용 광천수의 비소가 700 µg/l를 초과해서는 안 된다고 명시하고 있습니다. 안에 제르무크몇 배 더 클 수도 있습니다. "비소" 미네랄 워터 한두 잔을 마시는 것은 사람에게 해를 끼치 지 않습니다. 치명적인 중독에 걸리려면 한 번에 300 리터를 마셔야합니다... 그러나 그러한 물을 대신 지속적으로 마실 수는 없다는 것이 분명합니다. 일반 물.

화학자들은 자연수에서 비소가 다양한 형태로 발견될 수 있다는 사실을 발견했는데, 이는 분석, 이동 방법 및 이들 화합물의 다양한 독성 측면에서 중요합니다. 따라서 3가 비소 화합물은 5가 비소보다 독성이 25~60배 더 높습니다. 물 속의 As(III) 화합물은 일반적으로 약한 비산 H 3 AsO 3 ( rK a = 9.22) 및 As(V) 화합물 - 훨씬 더 강한 비산 H 3 AsO 4 ( rK a = 2.20) 및 탈양성자화된 음이온 H 2 AsO 4 – 및 HAsO 4 2–.

생명체에는 평균 6·10~6%의 비소, 즉 6 µg/kg이 포함되어 있습니다. 일부 해초는 인간에게 위험할 정도로 비소를 농축할 수 있습니다. 더욱이, 이들 조류는 순수한 비산 용액에서 자라고 번식할 수 있습니다. 이러한 조류는 일부 아시아 국가에서 쥐에 대한 치료제로 사용됩니다. 노르웨이 피요르드의 맑은 바닷물에서도 조류에는 최대 0.1g/kg의 비소가 포함될 수 있습니다. 인간의 경우 비소는 뇌 조직과 근육에서 발견되며 머리카락과 손톱에 축적됩니다.

비소의 성질.

비소는 금속처럼 보이지만 오히려 비금속입니다. 예를 들어 황산과 염을 형성하지 않지만 그 자체는 산을 형성하는 원소입니다. 따라서 이 원소를 흔히 반금속이라고 부릅니다. 비소는 여러 가지 동소체 형태로 존재하며 이 점에서는 인과 매우 유사합니다. 그 중 가장 안정적인 것은 회색 비소로, 매우 부서지기 쉬운 물질로, 갓 부서졌을 때 금속 광택을 냅니다(그래서 "금속 비소"라는 이름이 붙었습니다). 밀도는 5.78g/cm3입니다. 강하게 가열하면(최대 615°C) 녹지 않고 승화됩니다(동일한 거동이 요오드의 특징입니다). 3.7MPa(37atm)의 압력에서 비소는 승화 온도보다 훨씬 높은 817°C에서 녹습니다. 회비소의 전기전도도는 구리보다 17배 낮지만, 수은보다 3.6배 높다. 온도가 증가함에 따라 일반적인 금속과 마찬가지로 전기 전도도는 구리와 거의 같은 수준으로 감소합니다.

비소 증기를 액체 질소 온도(-196°C)로 매우 빠르게 냉각하면 황인을 연상시키는 투명하고 연한 노란색 물질이 얻어지며 밀도(2.03g/cm3)는 회색 비소보다 현저히 낮습니다. . 비소 증기와 황색 비소는 사면체 모양의 As 4 분자로 구성되며 여기서는 인과 유사합니다. 800°C에서는 As 2 이량체가 형성되면서 증기의 눈에 띄는 해리가 시작되고, 1700°C에서는 As 2개 분자만 남습니다. 가열되어 자외선에 노출되면 황색 비소는 열 방출과 함께 빠르게 회색으로 변합니다. 비소 증기가 불활성 대기에서 응축되면 이 원소의 또 다른 비정질 형태인 검은색이 형성됩니다. 유리에 비소 증기를 증착하면 거울막이 형성됩니다.

비소의 외부 전자 껍질의 구조는 질소, 인의 구조와 동일하지만, 두 번째 껍질에 18개의 전자가 있습니다. 인과 마찬가지로 3개의 공유 결합(4s 2 4p 3 구성)을 형성하여 As 원자에 비공유 쌍을 남깁니다. 공유 결합을 가진 화합물에서 As 원자의 전하 부호는 이웃 원자의 전기 음성도에 따라 달라집니다. 복합체 형성에 고립 쌍이 참여하는 것은 질소와 인에 비해 비소의 경우 훨씬 더 어렵습니다.

As 원자에 d 오비탈이 포함되어 있으면 4s 전자 쌍이 5개의 공유 결합을 형성하는 것이 가능합니다. 이 가능성은 실질적으로 오불화물 AsF 5(펜타클로릴 AsCl 5도 알려져 있지만 극도로 불안정하고 –50 °C에서도 빠르게 분해됨)의 불소와 결합해야만 실현됩니다.

건조한 공기에서 비소는 안정적이지만 습한 공기에서는 퇴색되어 검은 산화물로 덮여집니다. 승화하는 동안 비소 증기는 푸른 불꽃으로 공기 중에서 쉽게 연소되어 무수비소 As 2 O 3의 무겁고 흰색 증기를 형성합니다. 이 산화물은 가장 일반적인 비소 함유 시약 중 하나입니다. 그것은 양쪽성 특성을 가지고 있습니다:

2O 3 + 6HCl® 2AsCl 3 + 3H 2 O로서,

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

As 2 O 3의 산화는 산성 산화물(무수비소)을 생성합니다.

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

소다와 반응하면 수산화비산나트륨이 얻어지며 이는 의학에 사용됩니다.

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

순수 비소는 매우 불활성입니다. 산화성이 없는 물, 알칼리 및 산은 영향을 미치지 않습니다. 묽은 질산은 이를 오르토비산 H 3 AsO 3 로 산화시키고, 진한 질산은 이를 오르토비산 H 3 AsO 4 로 산화시킵니다.

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

산화비소(III)는 유사하게 반응합니다:

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

비소산은 인산보다 약간 약한 중간 강도의 산입니다. 대조적으로, 비산은 매우 약하여 붕산 H 3 BO 3의 강도에 해당합니다. 그 용액에는 평형 H 3 AsO 3 HAsO 2 + H 2 O가 있습니다. 비산과 그 염(비소산염)은 강력한 환원제입니다.

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

비소는 할로겐 및 황과 반응합니다. AsCl 3 염화물은 공기 중에서 연기가 나는 무색 유성 액체입니다. 물로 가수분해됨: AsCl 3 + 2H 2 O ® HAsO 2 + 3HCl. AsBr 3 브로마이드와 AsI 3 요오드화물이 알려져 있으며, 이들 역시 물에 의해 분해됩니다. 비소와 황의 반응에서 최대 Ar 2 S 5까지 다양한 조성의 황화물이 형성됩니다. 황화비소는 알칼리, 황화암모늄 용액 및 진한 질산에 용해됩니다. 예:

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

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

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

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

이러한 반응에서 티오비산염과 티오비산염이 형성됩니다 - 해당 티오산의 염(티오황산과 유사).

비소와 활성 금속의 반응에서 염과 같은 비소가 형성되어 물에 의해 가수분해됩니다. 반응은 특히 아르신이 형성되는 산성 환경에서 빠르게 발생합니다: Ca 3 As 2 + 6HCl ® 3CaCl 2 + 2AsH 3 . 저활성 금속(GaAs, InAs 등)의 비소화물은 다이아몬드와 같은 원자 격자를 가지고 있습니다. 아르신은 무색, 무취의 독성이 강한 가스이지만 불순물이 있으면 마늘 냄새가 납니다. 아르신은 이미 실온에서는 원소로 천천히 분해되고 가열되면 빠르게 분해됩니다.

비소는 테트라메틸디아르신(CH 3) 2 As-As(CH 3) 2와 같은 많은 유기비소 화합물을 형성합니다. 1760년에 Serves 도자기 공장의 책임자인 Louis Claude Cadet de Gassicourt는 산화 비소(III)로 아세트산 칼륨을 증류하면서 예기치 않게 알라신 또는 Cadet의 액체라고 불리는 역겨운 냄새가 나는 비소가 포함된 발연 액체를 받았습니다. 나중에 밝혀진 바와 같이, 이 액체에는 처음으로 얻은 비소의 유기 유도체, 즉 반응의 결과로 형성된 소위 카코딜 산화물이 포함되어 있었습니다.

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

1854년에 파리의 화학 교수인 Auguste Kaur는 비소나트륨(3CH 3 I + AsNa 3 ® (CH 3) 3 As + 3NaI)에 요오드화 메틸을 작용시켜 트리메틸아르신을 합성했습니다.

이어서, 삼염화비소를 합성에 사용했는데, 예를 들어,

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

1882년에 방향족 아르신은 아릴 할라이드와 삼염화 비소의 혼합물(3C 6 H 5 Cl + AsCl 3 + 6Na ® (C 6 H 5) 3 As + 6NaCl)에 금속 나트륨을 작용시켜 얻어졌습니다. 비소 유기 유도체의 화학은 20세기 20년대에 가장 집중적으로 발전했는데, 그 중 일부는 항균 효과와 자극 및 물집 효과를 나타냈습니다. 현재 수만 가지의 유기비소 화합물이 합성되었습니다.

비소 획득.

비소는 주로 구리, 납, 아연, 코발트 광석 가공 및 금 채굴 과정에서 부산물로 얻어집니다. 일부 다금속 광석에는 최대 12%의 비소가 포함되어 있습니다. 이러한 광석을 공기가 없는 상태에서 650~700°C로 가열하면 비소가 승화하고, 공기 중에서 가열하면 휘발성 산화물인 2O 3가 형성됩니다("백색 비소"). 석탄과 함께 응축, 가열되어 비소가 환원됩니다. 비소 생산은 유해한 생산입니다. 이전에는 '생태학'이라는 단어가 좁은 전문가들에게만 알려졌을 때 '백색 비소'가 대기 중으로 방출되어 인근 들판과 숲에 정착했습니다. 비소 공장의 배기 가스에는 20~250 mg/m 3 As 2 O 3 가 포함되어 있는 반면, 일반적으로 공기에는 약 0.00001 mg/m 3 이 포함되어 있습니다. 공기 중 비소의 일일 평균 허용 농도는 0.003mg/m3에 불과한 것으로 간주됩니다. 역설적이게도 지금도 환경을 훨씬 더 심하게 오염시키는 것은 비소를 생산하는 공장이 아니라 석탄을 태우는 비철 야금 기업과 발전소입니다. 구리 제련소 근처의 바닥 퇴적물에는 최대 10g/kg에 달하는 엄청난 양의 비소가 포함되어 있습니다. 비소는 인비료를 사용하여 토양에 들어갈 수도 있습니다.

그리고 또 다른 역설은 필요한 것보다 더 많은 비소를 섭취한다는 것입니다. 이것은 매우 드문 경우입니다. 스웨덴에서는 "불필요한" 비소를 깊은 버려진 광산의 철근 콘크리트 용기에 묻어두도록 강요하기도 했습니다.

주요 산업용 비소 광물은 비소철석 FeAsS입니다. 조지아, 중앙아시아, 카자흐스탄, 미국, 스웨덴, 노르웨이, 일본에는 대규모 구리-비소 매장지가 있고, 캐나다에는 비소-코발트 매장지가 있으며, 볼리비아와 영국에는 비소-주석 매장지가 있습니다. 또한 미국과 프랑스에는 금-비소 매장지가 알려져 있습니다. 러시아는 야쿠티아, 우랄, 시베리아, 트랜스바이칼리아, 추코트카에 수많은 비소 매장지를 보유하고 있습니다.

비소의 결정.

비소에 대한 정성적 반응은 염산 용액으로부터 황색 황화물 As 2 S 3 의 침전입니다. 흔적은 March 반응 또는 Gutzeit 방법에 의해 결정됩니다. HgCl 2에 담근 종이 조각은 아르신이 있으면 어두워지고 수은으로 승화됩니다.

최근 수십 년 동안 예를 들어 자연수에서 미량의 비소 농도를 정량화할 수 있는 다양하고 민감한 분석 방법이 개발되었습니다. 여기에는 화염 원자 흡수 분광법, 원자 방출 분광법, 질량 분석법, 원자 형광 분광법, 중성자 활성화 분석이 포함됩니다. 물에 비소가 거의 없으면 샘플의 사전 농축이 필요할 수 있습니다. 이러한 농도를 사용하여 우크라이나 국립과학원(National Academy of Sciences of Ukraine)의 Kharkov 과학자 그룹은 1999년 최대 2.5~5μg의 감도로 식수에서 비소(셀레늄 포함)를 측정하기 위한 추출 X선 형광 방법을 개발했습니다. /엘.

As(III) 및 As(V) 화합물을 별도로 측정하려면 먼저 잘 알려진 추출 및 크로마토그래피 방법과 선택적 수소화를 사용하여 서로 분리합니다. 추출은 일반적으로 나트륨 디티오카바메이트 또는 암모늄 피롤리딘 디티오카바메이트를 사용하여 수행됩니다. 이들 화합물은 클로로포름으로 추출할 수 있는 As(III)과 수불용성 복합체를 형성합니다. 그런 다음 비소는 질산을 이용한 산화에 의해 다시 수상으로 전환될 수 있습니다. 두 번째 샘플에서는 환원제를 사용하여 비소를 비소로 전환시킨 후 유사한 추출을 수행합니다. 이것이 "총 비소"가 결정되는 방법이며, 두 번째 결과에서 첫 번째 결과를 빼면 As(III)와 As(V)가 별도로 결정됩니다. 물에 유기 비소 화합물이 있는 경우 일반적으로 메틸디오다신 CH 3 AsI 2 또는 디메틸요다신(CH 3) 2 AsI로 변환되며 이는 하나 또는 다른 크로마토그래피 방법에 의해 결정됩니다. 따라서 고성능 액체 크로마토그래피를 사용하면 물질의 나노그램 양을 측정할 수 있습니다.

많은 비소 화합물은 소위 수소화물법을 사용하여 분석할 수 있습니다. 여기에는 분석물질이 휘발성 아르신으로 선택적으로 환원되는 과정이 포함됩니다. 따라서 무기 아비산염은 pH 5~7과 pH 5~7에서 AsH 3로 환원됩니다.

중성자 활성화 방법도 민감하다. 이는 시료에 중성자를 조사하는 과정으로 구성되며, 75 As 핵은 중성자를 포획하여 방사성 핵종 76 As로 변환되는데, 이는 반감기가 26시간인 특징적인 방사능으로 검출됩니다. 이 방법으로 샘플에서 최대 10~10%의 비소를 검출할 수 있습니다. 물질 1000톤당 1mg

비소 사용.

채굴된 비소의 약 97%가 화합물 형태로 사용됩니다. 순수 비소는 거의 사용되지 않습니다. 전 세계적으로 매년 수백 톤의 비소 금속이 생산되고 사용됩니다. 3%의 비소는 베어링 합금의 품질을 향상시킵니다. 납에 비소를 첨가하면 경도가 크게 높아져 납 배터리 및 케이블 생산에 사용됩니다. 비소를 소량 첨가하면 내식성이 증가하고 구리와 황동의 열적 특성이 향상됩니다. 고도로 정제된 비소는 실리콘이나 게르마늄과 합금되는 반도체 장치 생산에 사용됩니다. 비소는 또한 "고전적인" 반도체(Si, Ge)에 특정 유형의 전도성을 부여하는 도펀트로 사용됩니다.

비소는 비철 야금의 귀중한 첨가제로도 사용됩니다. 따라서 납에 0.2...1% As를 첨가하면 경도가 크게 증가합니다. 녹은 납에 약간의 비소를 첨가하면 주조할 때 올바른 구형 모양의 공이 얻어지는 것으로 오랫동안 알려져 왔습니다. 구리에 0.15~0.45%의 비소를 첨가하면 가스 환경에서 작업할 때 인장 강도, 경도 및 내식성이 향상됩니다. 또한, 비소는 주조 중 구리의 유동성을 증가시키고 와이어 인발 공정을 용이하게 합니다. 비소는 일부 유형의 청동, 황동, 배빗 및 인쇄 합금에 첨가됩니다. 동시에 비소는 야금학자에게 해를 끼치는 경우가 많습니다. 강철과 많은 비철금속을 생산할 때 금속에서 모든 비소를 제거하기 위해 의도적으로 공정을 복잡하게 만듭니다. 광석에 비소가 존재하면 생산이 해로워집니다. 두 번 해롭습니다. 첫째, 인간 건강에; 둘째, 금속의 경우 상당한 비소 불순물이 거의 모든 금속 및 합금의 특성을 악화시킵니다.

연간 수만 톤이 생산되는 다양한 비소 화합물이 더 널리 사용됩니다. 2 O 3 산화물은 유리 제조에 유리 광택제로 사용됩니다. 심지어 고대 유리 제조업자들도 백색 비소가 유리를 "무디게" 만든다는 사실을 알고 있었습니다. 불투명체. 그러나 반대로 이 물질을 조금만 첨가하면 유리가 밝아집니다. 비소는 온도계용 "비엔나" 유리와 같은 일부 유리의 제조에 여전히 포함되어 있습니다.

비소 화합물은 부패로부터 보호하고 가죽, 모피 및 박제 동물을 보존하기 위한 방부제, 목재 함침용, 선박 바닥용 방오 도료의 성분으로 사용됩니다. 이를 위해 Na 2 HAsO 4, PbHAsO 4, Ca 3 (AsO 3) 2 등 비소 및 비소산 염이 사용됩니다. 비소 유도체의 생물학적 활성은 수의사, 농업 경제학자, 위생 및 역학 서비스 전문가의 관심을 끌었습니다. 그 결과, 비소를 함유한 가축의 성장과 생산성을 높이는 자극제, 구충제, 축산농장에서는 어린 동물의 질병을 예방하는 의약품이 등장했다. 비소 화합물(As 2 O 3, Ca 3 As 2, Na 3 As, 파리지앵 그린)은 곤충, 설치류 및 잡초를 방제하는 데 사용됩니다. 이전에는 특히 과일나무, 담배 및 목화 농장에서 가축의 이와 벼룩을 제거하고, 가금류 및 돼지 생산의 성장을 촉진하고, 수확 전 목화를 건조하는 데 이러한 용도가 널리 사용되었습니다. 고대 중국에서도 벼 작물을 쥐와 곰팡이 질병으로부터 보호하여 수확량을 늘리기 위해 산화비소로 처리했습니다. 그리고 남베트남에서는 미군이 고엽제로 카코딜산(에이전트 블루)을 사용했습니다. 이제 비소 화합물의 독성으로 인해 농업에서의 사용이 제한됩니다.

비소 화합물의 중요한 적용 분야는 반도체 재료 및 미세 회로, 광섬유, 레이저용 단결정 성장 및 필름 전자 장치의 생산입니다. 아르신 가스는 이 원소를 반도체에 소량, 엄격하게 투여하는 데 사용됩니다. 갈륨 비소 GaAs 및 인듐 InAs는 다이오드, 트랜지스터 및 레이저 제조에 사용됩니다.

비소는 의학에서도 제한적으로 사용됩니다. . 비소 동위원소 72 As, 74 As, 76 As는 연구에 편리한 반감기(각각 26시간, 17.8일, 26.3시간)를 가지고 있어 다양한 질병을 진단하는 데 사용됩니다.

일리아 린슨



비소는 비금속이며 화학적 성질이 유사한 화합물을 형성합니다. 그러나 비금속 특성과 함께 비소는 금속 특성도 나타냅니다. 정상적인 조건의 공기 중에서 비소는 표면에서 약간 산화됩니다. 비소와 그 유사체는 물이나 유기 용매에 녹지 않습니다.

비소는 화학적으로 활성입니다. 상온의 공기 중에서는 조밀한(융합된) 금속 비소라도 쉽게 산화되며, 가열하면 분말 비소가 발화하여 푸른 불꽃으로 연소하여 As 2 O 3 산화물을 형성합니다. 열적으로 덜 안정한 비휘발성 산화물 As 2 O 5 도 알려져 있습니다.

가열하면(공기가 없는 경우) As가 승화됩니다(승화 온도 615oC). 증기는 As 4 분자와 미미한(약 0.03%) As 2 분자 혼합물로 구성됩니다.

비소는 산화-환원 원소 그룹에 속합니다. 강한 환원제에 노출되면 산화 특성을 나타냅니다. 따라서 방출 순간에 금속과 수소의 작용으로 해당 금속과 수소 화합물을 생성할 수 있습니다.

6Ca +As 4 = 2Ca 3 As 2

강한 산화제의 영향으로 비소는 3가 또는 5가 상태로 변합니다. 예를 들어, 공기 중에서 가열하면 산소에 의해 산화되는 비소가 연소되어 흰 연기를 형성합니다 - 산화비소(III) As 2 O 3:

As 4 + 3O 2 =2As 2 O 3

기체상에서 안정한 형태의 산화비소는 세스퀴산화물(무수비소) As 2 O 3 및 이량체 As 4 O 6입니다. 300oC까지 기체상의 주요 형태는 이량체이며, 이 온도 이상에서는 눈에 띄게 해리되고 1800oC 이상의 온도에서는 기체 산화물이 실제로 단량체 As 2 O 3 분자로 구성됩니다.

As 4 O 6 및 As 2 O 3 의 기체 혼합물은 산소 내에서 As가 연소되는 동안, 비소철석, 비철 금속 광석 및 고분자 광석과 같은 황화물 광물이 산화적으로 연소되는 동안 형성됩니다.

As 2 O 3 (As 4 O 6) 증기가 310 o C 이상에서 응축되면 유리 형태의 As 2 O 3가 형성됩니다. 증기가 310oC 이하로 응축되면 비소석의 무색 다결정 입방체 변형이 형성됩니다. As 2 O 3의 모든 형태는 산과 알칼리에 잘 녹습니다.

As(V) 산화물(무수비소) As 2 O 5 – 사방정계의 무색 결정. 가열되면 As 2 O 5 는 As 4 O 6 (가스)와 O 2 로 해리됩니다. As 2 O 5 는 H 3 AsO 4 의 농축 용액을 탈수한 후 생성된 수화물을 하소하여 얻습니다.

As 2 O 4 산화물은 As 2 O 3 와 As 2 O 5 를 수증기 존재 하에서 280 o C에서 소결하여 얻은 것으로 알려져 있습니다. 기체 AsO 일산화물로도 알려져 있는데, 이는 감압 하에서 삼산화 As 증기에서 전기 방전 중에 형성됩니다.

물에 용해되면 As 2 O 5 는 오르토비소 H 3 AsO 3 또는 As(OH) 3 와 메타비소 HAsO 2 또는 AsO(OH)를 형성하며, 이는 용액에만 존재하고 양쪽성, 주로 산성 특성을 갖습니다.

산과 관련하여 비소는 다음과 같이 작용합니다.

- 비소는 염산과 반응하지 않지만 산소가 있으면 삼염화비소 AsCl 3가 형성됩니다.

4As +3O 2 +12HCl = 4AsCl 3 +6H 2 O

- 묽은 질산은 가열되면 비소를 산화시켜 오르토비소의산 H 3 AsO 3 및 농축 질산 – 오르토비산 H 3 AsO 4:

3As + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 2 AsO 4 +5NO

오르토비소산(비산) H 3 AsO 4 *0.5H 2 O – 무색 결정; 융점 - 36 o C (분해); 물에 용해됨(20oC에서 중량의 88%); 흡습성; 수용액 – 삼염기산; 약 100oC로 가열하면 물을 잃어 피로 비산 H 4 As 5 O 7로 변하고 더 높은 온도에서는 메타 비소 산 HAsO 3으로 변합니다. 농축된 HNO 3 로 As 또는 As 2 O 3 를 산화하여 얻습니다. 물에 쉽게 용해되며 강도는 인과 거의 같습니다.

비산의 산화 특성은 산성 환경에서만 눈에 띕니다. 비산은 가역적 반응에 의해 HI를 I 2로 산화시킬 수 있습니다.

H 3 AsO 4 + 2HI = H 3 AsO 3 + I 2 + H 2 O

Orthoarsenical산(비산) H 3 AsO 3 은 수용액에만 존재합니다. 약산; As 2 O 3 를 물에 용해시켜 얻음; 아비산염(III) 및 기타 화합물 제조의 중간 생성물.

- 진한 황산은 다음 식에 따라 비소와 반응하여 생성됩니다. 오르토비소의산:

2As + 3H 2 SO 4 = 2H 3 AsO 3 +3SO 2

- 알칼리 용액은 산소가 없을 때 비소와 반응하지 않습니다. 비소를 알칼리와 함께 끓이면 비소산염 H 3 AsO 3 로 산화된다. 알칼리와 융합하면 아르신(비수소) AsH 3 및 비산염(III)이 형성됩니다. AsH 3 적용

고순도 As를 얻기 위해 반도체 재료에 비소를 도핑하는 방법.

불안정한 고급 아르신이 알려져 있습니다: 다이아르신 2 H 4로서 이미 -100 o C에서 분해됩니다. 트리아르신 As 3 H 5 .

금속 비소는 할로겐과 쉽게 반응하여 휘발성 할로겐화물 AsHal 3을 생성합니다.

+3Cl 2 = 2AsCl 3

AsCl3는 공기 중에서 연기가 나는 무색의 유성 액체이며, 응고되면 진주광택의 결정을 형성합니다.

C F 2는 또한 물과 알칼리 용액(소량의 열로), 디에틸 에테르, 에탄올 및 벤젠에 용해되는 무색 가스인 AsF 5 - 오불화물을 형성합니다.

분말 비소는 F 2 및 Cl 2 환경에서 자연 발화합니다.

S, Se 및 Te의 경우 비소는 상응하는 칼코게나이드:

황화물 - As 2 S 5, As 2 S 3 (천연 광물), As 4 S 4 (레알가 광물) 및 As 4 S 3 (이형광물); 셀레나이드 – As 2 Se 3 및 As 4 Se 4; 텔루라이드 – As 2 Te 3 . 비소 칼코게나이드는 공기 중에서 안정하고, 물에 불용성이며, 알칼리 용액에 잘 녹고, 가열하면 HNO 3에 용해됩니다. 이들은 반도체 특성을 가지며 스펙트럼의 IR 영역에서 투명합니다.

대부분의 금속에서는 금속 화합물을 생성합니다. 비화물. 갈륨비소 및 인듐 비소– 중요한 반도체 화합물.

알려진 바가 많다 비소유기사이. 유기비소 화합물에는 As-C 결합이 포함되어 있습니다. 때때로 유기비소 화합물에는 As를 함유하는 모든 유기 화합물, 예를 들어 비산(RO) 3 As 및 비소(RO) 3 AsO의 에스테르가 포함됩니다. 유기비소 화합물의 가장 많은 그룹은 배위수가 3인 As 유도체입니다. 여기에는 유기아르신 R n AsH 3-n, 테트라유기아르신 R 2 As-AsR 2, 고리형 및 선형 폴리아르가노아르신(RA) n뿐만 아니라 유기아르소닉 및 디아르가노아르신도 포함됩니다. 산 및 그 유도체 R n AsX 3-n (X= OH, SH, Hal, OR', NR 2' 등). 대부분의 유기비소 화합물은 액체, 폴리유기아르신 및 유기산입니다. 고체와 마찬가지로 CH 3 AsH 2 및 CF 3 AsH 2 는 기체입니다. 이들 화합물은 일반적으로 유기용매에 용해되고, 물에는 제한적으로 용해되며, 산소와 수분이 없을 때에는 상대적으로 안정합니다. 일부 테트라유기아르신은 공기 중에서 가연성이 있습니다.

참, 경험적 또는 총체적 공식: 처럼

분자량: 74.922

비소- (lat. Arsenicum; 기호 As로 지정) - 주기율표의 네 번째 기간의 15번째 그룹(오래된 분류에 따라 - 다섯 번째 그룹의 주요 하위 그룹)의 화학 원소; 원자 번호 33을 가지고 있습니다. 단순 물질은 부서지기 쉬운 강철색 반금속으로 녹색 색조를 띕니다(회색 동소체 변형). CAS 번호: 7440-38-2.

이야기

비소는 인간이 사용한 가장 오래된 원소 중 하나입니다. 황화비소 2 S 3 및 4 S 4와 같이 소위 오르피멘트("비소")와 레알가는 로마인과 그리스인에게 친숙했습니다. 이 물질은 유독합니다. 비소는 자연에서 자유 형태로 발견되는 원소 중 하나입니다. 화합물로부터 비교적 쉽게 분리될 수 있습니다. 따라서 역사는 누가 자유 상태에서 원소 비소를 처음 획득했는지 알 수 없습니다. 많은 사람들이 발견자의 역할을 연금술사 Albertus Magnus에게 돌립니다. Paracelsus의 연구에서는 비소와 달걀 껍질의 반응으로 인한 비소 생성도 설명합니다. 많은 과학 역사가들은 비소 금속이 훨씬 더 일찍 얻어졌으나 천연 수은의 대표자로 간주되었다고 주장합니다. 이는 황화비소가 수은 광물과 매우 유사하다는 사실로 설명할 수 있습니다. 그리고 그로부터의 방출은 수은 방출과 마찬가지로 매우 쉬웠습니다. 원소 비소는 중세부터 유럽과 아시아에 알려져 왔습니다. 중국인은 광석에서 그것을 얻었습니다. 유럽인과 달리 그들은 비소 중독으로 인한 사망을 진단할 수 있었습니다. 그러나 이러한 분석 방법은 현재까지 도달하지 못했습니다. 유럽인들은 훨씬 나중에 비소 중독으로 인한 사망의 시작을 결정하는 방법을 배웠으며 이는 D. Marchais에 의해 처음 수행되었습니다. 이 반응은 오늘날에도 여전히 사용됩니다.
비소는 때때로 주석 광석에서 발견됩니다. 중세 중국 문학에는 비소가 함유되어 주석 용기에서 물이나 포도주를 마신 사람들의 사망 사례가 설명되어 있습니다. 비교적 오랫동안 사람들은 비소 자체와 산화물을 혼동하여 하나의 물질로 착각했습니다. 이러한 오해는 G. Brandt와 A. Lavoisier에 의해 제거되었으며 이들은 서로 다른 물질이며 비소는 독립적인 화학 원소라는 것을 증명했습니다. 산화비소는 오랫동안 설치류를 죽이는 데 사용되어 왔습니다. 따라서 요소의 러시아 이름의 유래입니다. 이는 "쥐"와 "독"이라는 단어에서 유래되었습니다.

어원

러시아어로 된 비소의 이름은 생쥐와 쥐를 근절하기 위해 비소 화합물을 사용하는 것과 관련하여 "마우스"라는 단어에서 유래되었습니다. 그리스 이름 ἀρσενικόν는 페르시아어 зرنيا(zarnik) - "노란색 orpiment"에서 유래되었습니다. 민속 어원은 고대 그리스어로 거슬러 올라갑니다. ἀρσενικός - 남성.
라틴어 이름 arsenicum은 그리스어 ἀρσενικόν를 직접 차용한 것입니다. 1789년에 A. Lavoisier는 비소라고 불리는 화학 원소 목록에 비소를 포함시켰습니다.

자연 속에 존재하기

비소는 미량 원소입니다. 지각의 함유량은 1.7·10−4질량%이다. 바닷물에서 0.003 mg/l. 이 원소는 때때로 자연에서 원래의 형태로 발견되며, 광물은 금속성 반짝이는 회색 껍질 또는 작은 알갱이로 구성된 조밀한 덩어리처럼 보입니다.
약 200종의 비소 함유 광물이 알려져 있습니다. 낮은 농도에서는 종종 납, 구리 및 은광석을 동반합니다. 황화물(황과의 이원 화합물) 형태의 두 가지 천연 비소 광물은 매우 일반적입니다. 주황색-빨간색 투명 레알가 AsS와 레몬-노란색 orpiment As 2S 3입니다. 비소 생산에 산업적으로 중요한 광물은 arsenopyrite (비소 황철석) FeAsS 또는 FeS 2 FeAs 2 (46% As)이며, 비소 황철석도 가공됩니다 - löllingite (FeAs 2) (72.8% As), scorodite FeAsO 4 (27 - 36%). 대부분의 비소는 비소 함유 금, 납-아연, 구리 황철석 및 기타 광석을 가공하는 동안 부산물로 채굴됩니다.

출생지

주요 산업용 비소 광물은 비소철석 FeAsS입니다. 조지아, 중앙아시아, 카자흐스탄, 미국, 스웨덴, 노르웨이, 일본에는 대규모 구리-비소 매장지가 있고, 캐나다에는 비소-코발트 매장지가 있으며, 볼리비아와 영국에는 비소-주석 매장지가 있습니다. 또한 미국과 프랑스에는 금-비소 매장지가 알려져 있습니다. 러시아는 야쿠티아, 우랄, 시베리아, 트랜스바이칼리아, 추코트카에 수많은 비소 매장지를 보유하고 있습니다.

동위원소

33개의 동위원소와 적어도 10개의 핵 이성질체의 여기 상태가 알려져 있습니다. 이들 동위원소 중 75개의 As만이 안정하고 천연 비소는 이 동위원소로만 구성됩니다. 가장 오래 사는 방사성 동위원소인 73 As의 반감기는 80.3일입니다.

영수증

금속비소(회색비소)를 생산하는 방법의 발견은 13세기에 살았던 중세 연금술사 알베르투스 마그누스에 기인합니다. 그러나 훨씬 이전에 그리스와 아랍 연금술사는 다양한 유기 물질과 함께 "백색 비소"(삼산화비소)를 가열하여 자유 형태의 비소를 얻을 수 있었습니다.
비소를 얻는 방법에는 천연 비소의 승화, 황철석의 열분해, 무수비소의 환원 등 여러 가지 방법이 있습니다. 현재 금속 비소를 얻기 위해 비소철석은 공기에 접근하지 않고 머플로에서 가열되는 경우가 가장 많습니다. . 동시에, 비소가 방출되고, 그 증기는 용광로에서 나오는 철관과 특수 세라믹 수용기에서 응축되어 고체 비소로 변합니다. 용광로의 잔류물은 공기와 접촉하면서 가열되고, 비소는 As 2 O 3로 산화됩니다. 금속 비소는 소량으로 얻어지며 비소 함유 광석의 주요 부분은 백색 비소, 즉 삼산화 비소-무수 비소 As 2 O 3로 가공됩니다. 주요 생산 방법은 황화물 광석을 배소한 후 석탄으로 산화물을 환원시키는 것이다.

애플리케이션

비소는 샷을 준비하는 데 사용되는 납 합금 합금에 사용됩니다. 샷을 타워 방법으로 주조하면 비소-납 합금 방울이 구형 모양을 얻고 또한 납의 강도와 경도가 크게 증가하기 때문입니다.
특별한 순도(99.9999%)의 비소는 비소화물(예: 갈륨 비소) 및 아연 혼합물과 같은 결정 격자가 있는 기타 반도체 재료 등 유용하고 중요한 여러 반도체 재료의 합성에 사용됩니다.
황화비소 화합물(orpiment 및 realgar)은 페인팅에 페인트로 사용되며 가죽 산업에서는 피부에서 털을 제거하는 수단으로 사용됩니다.
불꽃놀이에서 레알가는 "그리스식" 또는 "인도식" 불을 생성하는 데 사용되는데, 이는 레알가와 유황 및 질산염의 혼합물이 연소할 때 발생합니다(연소 시 밝은 흰색 불꽃을 형성함).
비소의 일부 유기원소 화합물은 루이스사이트(lewisite)와 같은 화학전 작용제입니다.
20세기 초에는 살바르산(salvarsan)과 같은 일부 카코딜 유도체가 매독 치료에 사용되었습니다. 비소를 포함하지 마십시오.
매우 적은 양의 비소 화합물 중 다수는 신체의 여러 특정 기능, 특히 조혈에 대해 임상적으로 눈에 띄는 자극 효과가 있기 때문에 빈혈 및 기타 여러 심각한 질병을 퇴치하기 위한 약물로 사용됩니다. 무기 비소 화합물 중에서 무수비소는 알약 제조를 위한 의약 및 치과 진료에서 괴사성 약물로서 페이스트 형태로 사용될 수 있습니다. 이 약물은 구어체 및 구어체로 "비소"라고 불리며 치과 신경의 국소 괴사 (수질염 참조)에 대해 치과에서 사용되었습니다. 현재(2015년) 비소 제제는 독성으로 인해 치과 진료에서는 거의 사용되지 않습니다. 현재 국소 마취 하에서 치아 신경을 통증 없이 괴사시키는 다른 방법이 개발되어 사용되고 있습니다.

생물학적 역할과 생리적 효과

비소와 그 모든 화합물은 유독합니다. 급성 비소 중독에서는 구토, 복통, 설사, 중추신경계 저하 등이 관찰된다. 오랫동안 콜레라 증상과 비소 중독 증상의 유사성으로 인해 비소 화합물(대부분 삼산화비소, 소위 "백색 비소"라고 함)을 치명적인 독으로 사용하는 것을 가릴 수 있었습니다. 프랑스에서는 삼산화비소 분말이 높은 효율성으로 인해 "유전성 분말"(프랑스어 poudre de Succession)이라는 통칭을 받았습니다. 나폴레옹이 세인트 헬레나 섬에서 비소 화합물에 중독되었다는 가정이 있습니다. 1832년에 비소에 대한 신뢰할 수 있는 질적 반응이 나타났습니다. 즉 습지 테스트는 중독 진단의 효율성을 크게 높였습니다. 토양과 물에 비소가 과잉 존재하는 지역에서는 사람의 갑상선에 비소가 축적되어 풍토성 갑상선종을 유발합니다. 비소 중독에 대한 도움말 및 해독제: 티오황산나트륨 Na 2 S 2 O 3 수용액 복용, 위 세척, 우유 및 코티지 치즈 복용; 특정 해독제는 유니티올입니다. 공기 중 비소의 최대 허용 농도는 0.5mg/m3입니다. 보호복을 입고 밀봉된 상자에 담긴 비소를 다루십시오. 높은 독성으로 인해 비소 화합물은 1차 세계 대전에서 독성 물질로 사용되었습니다. 서구 국가에서는 비소가 주로 강한 독으로 알려져 있었지만, 한의학에서는 매독과 건선 치료에 거의 2000년 동안 사용되었습니다. 이제 의사들은 비소가 백혈병 퇴치에 긍정적인 효과가 있음을 입증했습니다. 중국 과학자들은 비소가 암세포의 성장을 담당하는 단백질을 공격한다는 사실을 발견했습니다. 소량의 비소는 발암성이 있으며, "혈액을 개선하는" 약(소위 "백색 비소", 예를 들어 "블로 비소 정제" 등)으로서의 사용은 1950년대 중반까지 계속되어 상당한 기여를 했습니다. 암 발병에 기여. 유기 비소 화합물은 전통적으로 수면병 치료에 사용되었습니다. 최근 인도 남부에서 인간이 만든 환경 재해가 널리 알려졌습니다. 대수층에서 과도한 물 취수로 인해 비소가 식수로 누출되기 시작했습니다. 이로 인해 수만 명의 사람들에게 독성과 암이 발생했습니다. "성장하는 유기체에 조심스럽게 도입된 미세량의 비소는 인간과 동물의 뼈 길이와 두께의 성장을 촉진합니다. 어떤 경우에는 성장이 중단되는 기간 동안 미세량의 비소에 의해 뼈 성장이 발생할 수 있다고 믿어졌습니다. .” 또한 “소량의 비소를 장기간 섭취하면 신체에 면역력이 생깁니다. 이 사실은 사람과 동물 모두에게 확립되었습니다. 습관적인 비소 소비자가 즉시 치사량의 몇 배에 달하는 양을 복용하고 건강을 유지한 사례도 있습니다. 동물 실험을 통해 이러한 습관의 독특함이 드러났습니다. 비소를 섭취해 익숙해진 동물이 훨씬 적은 양을 혈액이나 피하 주사하면 빨리 죽는 것으로 나타났다”고 말했다. 그러나 그러한 "중독"은 소위 중독과 관련하여 본질적으로 매우 제한적입니다. "급성 독성"이며 신생물로부터 보호하지 않습니다. 그러나 항암제로서 비소 함유 약물의 미세 투여 효과가 현재 조사되고 있습니다. 호극성 박테리아는 환경 중 고농도의 비산염에서도 생존할 수 있는 것으로 알려져 있습니다. GFAJ-1 균주의 경우 생화학 반응에서 비소가 인을 대체하며, 특히 DNA의 일부라는 주장이 있었지만 이러한 가정은 확인되지 않았습니다.

법의학에서는

중독이 의심되는 경우 사후에 비소를 검출하는 방법은 19세기 초에 개발되었습니다. 영국의 화학자 제임스 마쉬.

비소 오염

랴잔 지역 스코핀 시의 러시아 연방 영토에는 지역 야금 공장 SMK Metallurg의 수년간의 작업 결과 비소 함량이 높은 약 1500톤의 먼지가 많은 폐기물이 묻혔습니다. 기업의 묘지에서. 비소는 많은 금 매장지에서 흔히 발견되는 원소로, 루마니아와 같은 금광 국가에서 추가적인 환경 문제를 야기합니다.

Arsenicum 또는 arsenic은 화학 테이블에 있는 비소에 대한 라틴어 이름입니다. 러시아어에서는 이 물질의 산화물이 생쥐와 쥐와의 싸움에 사용된 후에 비소라는 단어가 나타났습니다. 비소는 금속 광택이 있거나 조밀하게 작은 입자가 형성된 매우 작은 껍질 모양을 가지고 있습니다. 무기 화합물 중 하나인 무수비소는 의료, 특히 치과 진료에 널리 사용됩니다.

치과 의사는 비소를 어떻게 그리고 왜 사용합니까?

이 물질은 의사가 진통 효과를 얻기 위해 사용합니다. 비소가 함유된 약물은 병든 치아의 신경을 죽이는데, 물론 동일한 효과를 얻을 수 있는 다른 방법도 있지만 이 방법은 효과가 있고 수십 년 동안 입증되었기 때문에 아직도 계속해서 사용되고 있습니다.

기초를 형성하는 치아 법랑질과 상아질(치아의 단단한 조직) 층 아래에는 치수가 있습니다. 이는 많은 신경 말단과 혈관으로 구성됩니다. 급성 치수염에서는 염증과 부종이 발생하여 신경 말단을 압박하여 심한 통증을 유발합니다.

참고로!치아 법랑질은 가장 강한 생물학적 조직이므로 드릴 비트는 다이아몬드를 사용하여 만들어집니다.

비소는 다음을 제공합니다:

  • 치아의 모든 신경 말단에 대한 괴사 효과;
  • 치수 괴사;
  • 혈액 공급 중단;
  • 신경 종말로부터의 충동 중단.

비소 페이스트에는 마취제가 포함되어 있으므로 비소에 노출되는 과정은 고통스럽지 않습니다.

페이스트의 구성은 제조업체에 따라 다를 수 있습니다. 약의 대략적인 구성은 다음과 같습니다.

  • 무수비소;
  • 노보카인, 리도카인 또는 기타 마취제;
  • 장뇌와 같은 방부제;
  • 비소의 작용을 연장시키는 점성 물질인 탄닌.

심한 통증이 우려되는 경우 페이스트 위에 추가 마취제를 도포할 수 있습니다.

의사는 치아를 뚫고 이를 깨끗하게 한 후 치아강에 약물을 주입합니다. 그런 다음 의사의 지시에 따라 환자가 착용하는 임시 충전재로 닫힙니다. 1일부터 5일까지 가능합니다.

참고로!치아강에서 구강으로의 비소 침투는 골수염을 유발할 수 있으므로 배제되어야 합니다.

비소가 작용하는 동안 치아 내부의 신경은 통증의 발생에 영향을 미칠 수 있으며 이는 몇 시간 동안 지속될 수 있으며 통증 완화를 위해 브롬화물이 사용됩니다. 할당된 시간이 지나면 의사는 임시 충전재를 제거하고 비소, 파괴된 신경을 제거하고 준비된 치아 구멍을 밀봉합니다.

비소의 영향

무수비소가 작용하는 조직에서는 정상적인 세포 호흡이 중단될 수 있습니다. 소량의 약물이라도 혈관 확장에 영향을 미치고 출혈을 일으킬 수 있습니다. 대부분의 구성 요소는 신경 섬유에서 분해됩니다. 이러한 변화는 물질의 복용량과 효과 지속 기간에 정비례합니다. 비소가 함유된 약물은 신경과 치수를 제거해야 할 때 사용됩니다.

참고로!비소 페이스트를 첨가한 후에는 술을 마시는 것이 절대적으로 금지되어 있습니다. 그 효과가 강화되고 중독 위험이 매우 높아지기 때문입니다.

징후 및 금기 사항

이 물질은 치과 신경 괴사의 효과적이고 가장 저렴한 수단으로 공공 진료소에서 널리 사용됩니다. 이 약물은 다음 용도로도 사용됩니다.

  • 다른 유형의 마취를 수행할 수 없음;
  • 신경의 긴급 살해의 필요성;
  • 다른 진통제에 대한 알레르기;
  • 다른 진통제의 효과 없음;
  • 개별 적응증의 가용성;
  • 뿌리가 형성된 소아 치과에서만.

다음과 같은 경우에는 비소 페이스트를 사용하지 않습니다.

  • 어린 시절 최대 1년 반;
  • 약물에 대한 알레르기 반응;
  • 임신;
  • 비뇨기 질환;
  • 녹내장 위협;
  • 모유 수유;
  • 운하를 완전히 청소할 수 없음;
  • 치아관의 곡률;
  • 치아 뿌리의 완전성을 위반합니다.

참고로!비소를 포함하여 신체 내 특정 금속의 흔적이 녹내장 발병에 영향을 미칠 수 있습니다.

비소로 인해 치아가 아프다면

치통이 하루 이상 지속된다면 즉시 치과의사의 진료를 받아야 합니다. 다음과 같은 경우에도 유사한 반응이 발생할 수 있습니다.

  • 비소 또는 기타 성분에 대한 알레르기;
  • 의사는 닫힌 펄프에 비소를 넣었습니다.
  • 치아 주변 조직의 염증 또는 괴사;
  • 낮은 농도의 물질;
  • 치주염의 존재;
  • 물질 적용 기술 위반;
  • 민감도가 높으므로 며칠 후에 통증이 가라앉을 수 있습니다.

특히 밤에 통증이 심하다면 도움을 받는 것이 좋습니다. 치아 주변 조직에 염증이 생기거나 비소로 인해 괴사가 발생하면 골막이나 턱뼈에 영향을 미치는 매우 위험한 상태가 발생할 수 있습니다.

참고로!비소를 첨가한 후 첫날에는 진통제를 복용할 수 있습니다.

비소가 떨어지면

식사 중에 임시 충전재가 파괴되고 비소가 떨어지는 상황이 있습니다. 그 직후에는 요오드가 첨가된 소다 용액으로 입을 헹구어야 합니다. 이는 마취 페이스트의 잔여물을 중화하기 위해 수행됩니다. 그런 다음 면봉으로 치아 구멍을 막고 치과의사와 상담해야 합니다.

다른 상황에서는 비소가 우발적으로 섭취될 수 있지만 약물의 복용량은 중독의 형태로 부정적인 결과를 초래하지 않을 정도입니다. 이를 걱정하지 않으려면 우유를 마시거나 활성탄을 섭취하면 됩니다. 의사의 권고 사항을 따르지 않으면 비소 충전물이 떨어질 수 있습니다. 여기에는 다음이 포함됩니다.

  1. 의사 방문 후 2시간 동안은 식사를 하지 마십시오.
  2. 충전물에 신맛이 나타나면 소다 용액으로 헹구십시오.
  3. 영향을 받은 치아의 측면을 씹거나 부드러운 음식을 먹지 마십시오.
  4. 비소제거, 임시충전 등을 위해서는 반드시 정해진 기간 내에 의사를 방문하여 치료를 지속하시기 바랍니다.

참고로!치아 구멍에서 비소가 소비되는 시간을 초과하면 치아 주변 조직의 괴사가 발생할 수 있으며, 소화기 질환이 있고 약물에 과민증이 있는 환자의 경우 중독이 발생할 수 있습니다.

비디오 - 치아의 비소 전문가

스스로 비소 제거하기

페이스트를 직접 제거할 수는 있지만 권장되지 않습니다. 이는 도움이 필요한 극단적인 경우에만 수행해야 하지만 어떤 이유로 적시에 도움을 받을 수 없는 경우입니다.

임시 충전재를 제거해야 하는 경우 주사기 바늘이나 기타 도구를 사용하여 제거할 수 있습니다. 비소는 도움을 받아 제거되며 바늘은 먼저 알코올로 처리되어야 합니다. 그런 다음 요오드 몇 방울을 넣은 소다 용액으로 하루에 여러 번 입을 헹구십시오. 노출된 치아를 탈지면으로 덮고 가능한 한 빨리 치과의사에게 연락하십시오.

비소 복용량을 초과하는 결과

의사가 복용량을 초과했거나 환자가 복용량을 과도하게 연장하여 비소를 제거하기 위해 제 시간에 나타나지 않은 경우 부정적인 결과가 발생할 수 있으며 그 중 가장 흔한 것은 다음과 같습니다.

  • 치수 부종;
  • 단단한 치아 조직의 어두워짐;
  • 치주염;
  • 골괴사증;
  • 일반적인 중독.

모든 결과를 고려할 때 비소 기반 제제는 임산부 및 수유부 여성에게는 사용되지 않으며 비소는 실제로 어린이 치아 치료에 사용되지 않습니다.

참고로!어린이를 치료하는 경우 비소 페이스트의 필요한 복용량을 계산하기가 어렵고 어린이가 독립적으로 충전물을 골라 비소를 삼킬 수 있습니다.

비소 페이스트와 비소가 없는 페이스트의 비교

비소가 함유된 페이스트특징
무수비소 함량 30%. 펄프가 감염되었을 때 얇은 치아 조직을 통해 우식 과정이 퍼질 때 사용됩니다. 치아에 페이스트를 남겨두는 최대 기간은 3일입니다.
치아에 페이스트를 남겨두는 최대 기간은 7일입니다. 활성 물질 외에도 리도카인, 장뇌, 에페드린, 클로로페놀로 구성되어 있습니다. 도핑검사 시 긍정적인 반응을 보일 수 있어 운동선수의 사용을 권장하지 않습니다.
포름알데히드 기반 페이스트이러한 페이스트는 비소 페이스트와 달리 펄프를 미라로 만들 수 있지만 여전히 덜 효과적인 것으로 간주됩니다.

파라포름알데히드, 리도카인, 크레오소트가 함유되어 있습니다. 유효기간 2~7일
파라폼, 클로로페놀, 멘톨, 장뇌, 리도카인이 함유되어 있어 유치에 사용되어 펄프가 제거되지 않습니다.
리도카인, 파라포름알데히드, 페놀이 함유되어 있습니다. 7일부터 10일까지 신청하세요

치과에서는 의사가 개인의 적응증에 따라 마취제를 사용하며, 귀하의 동의 없이는 비소를 투여하지 않습니다.

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