정의
비소- 주기율표의 33번째 원소. 명칭 - 라틴어 "arsenicum"에서 유래. 네 번째 기간에 위치한 VA 그룹입니다. 반금속을 말합니다. 핵전하는 33이다.
비소는 자연에서 주로 금속이나 황과의 화합물로 발생하며 유리 상태에서는 거의 발생하지 않습니다. 지각의 비소 함량은 0.0005%입니다.
비소는 일반적으로 비소 황철석 FeAsS에서 얻습니다.
비소의 원자 및 분자 질량
물질의 상대 분자량(M r)은 주어진 분자의 질량이 탄소 원자 질량의 1/12보다 몇 배나 큰지를 나타내는 숫자이고, 원소의 상대적 원자 질량(A r) - 화학 원소의 평균 원자 질량이 탄소 원자 질량의 1/12보다 큰 횟수입니다.
자유 상태의 비소는 단원자 형태의 분자로 존재하기 때문에 원자 질량과 분자 질량의 값이 일치합니다. 74.9216과 같습니다.
비소의 동소체 및 동소체 변형
인과 마찬가지로 비소도 여러 가지 동소체 형태로 존재합니다. 증기(As 4 분자로 구성)의 급속 냉각으로 비금속 분획이 형성됩니다. 황색 비소(밀도 2.0g/cm3)는 백린탄과 동형이며 이황화탄소에 용해됩니다. 이 변형은 백린탄보다 덜 안정적이며, 빛이나 낮은 가열에 노출되면 쉽게 금속 변형인 회색 비소로 변환됩니다(그림 1). 이것은 새로 부서지면 금속 광택이 있는 강철 회색의 부서지기 쉬운 결정 덩어리를 형성합니다. 밀도는 5.75g/cm3입니다. 상압에서 가열하면 승화됩니다. 금속 전기 전도성을 가지고 있습니다.
쌀. 1. 회색비소. 모습.
비소 동위원소
자연에서 비소는 유일한 안정 동위원소인 75 As의 형태로 발견될 수 있는 것으로 알려져 있습니다. 질량수는 75이고 원자핵에는 33개의 양성자와 42개의 중성자가 포함되어 있습니다.
비소에는 약 33개의 인공 불안정 동위원소와 10개의 이성질체 상태의 핵이 있으며, 그 중 가장 오래 지속되는 동위원소는 반감기가 80.3일입니다.
비소 이온
비소 원자의 외부 에너지 준위에는 원자가 전자인 5개의 전자가 있습니다.
1초 2 2초 2 2p 6 3초 2 3p 6 3d 10 4초 2 4p 3 .
화학적 상호작용의 결과로 비소는 원자가 전자를 포기합니다. 기증자이며 양전하를 띤 이온으로 변합니다.
0 -3e → 3+ ;
0 -5e → 5+ .
비소 분자 및 원자
자유 상태에서 비소는 단원자 As 분자의 형태로 존재합니다. 비소 원자와 분자를 특징짓는 몇 가지 특성은 다음과 같습니다.
문제 해결의 예
실시예 1
| 운동 | 비소는 두 개의 산화물을 형성합니다. 비소의 질량 분율은 65.2%와 75.7%입니다. 두 산화물 모두에서 등가 비소 질량을 결정합니다. |
| 해결책 | 각 비소 산화물의 질량을 100g으로 가정합니다. 비소 함량은 질량 백분율로 표시되므로 첫 번째 산화물에는 65.2g의 비소와 34.8g의 산소가 포함되어 있습니다(100 - 65.2 = 34.8). 두 번째 산화물 100g에서 비소는 75.7g, 산소는 24.3g(100-75.7 = 24.3)입니다. 산소의 등가 질량은 8입니다. 첫 번째 산화물에 대한 등가 법칙을 적용해 보겠습니다. M eq(As) = 65.2 / 34.8 × 8 = 15g/mol. 두 번째 산화물에 대한 계산은 유사하게 수행됩니다. m(As) / m(O) = M eq(As) / M eq(O); M eq(As) = m(As) / m(O) × M eq(O); M eq(As) = 75.7 / 24.3 × 8 = 25g/mol. |
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일반 정보
독창성 비소암석, 광물, 물, 토양, 동물 및 식물 등 모든 곳에서 발견될 수 있다는 것입니다. 그것은 편재적 요소라고도 불립니다. 비소는 화합물의 휘발성과 높은 물에 대한 용해도 때문에 지구의 다양한 지리적 지역에 분포되어 있습니다. 해당 지역의 기후가 습할 경우 해당 성분은 땅에서 씻겨 나가 지하수로 운반됩니다. 표층수와 깊은 강에는 3 µg/l ~ 10 µg/l의 물질이 포함되어 있으며 바다와 바다의 물에는 이보다 훨씬 적은 약 1 µg/l이 포함되어 있습니다.비소는 성인 인체에서 약 15mg의 양으로 발생합니다. 대부분은 간, 폐, 소장 및 상피에서 발견됩니다. 물질의 흡수는 위와 내장에서 발생합니다.
물질의 길항제는 인, 황, 셀레늄, 비타민 E, C 및 일부 아미노산입니다. 결과적으로, 이 물질은 셀레늄, 아연, 비타민 A, E, C 및 엽산의 신체 흡수를 손상시킵니다.
그 효능의 비결은 양에 있습니다. 소량으로 여러 가지 효능을 발휘합니다. 유용한 기능; 큰 경우에는 강력한 독입니다.
기능:
- 인과 질소의 흡수를 개선합니다.
- 조혈 자극.
- 산화 과정의 약화.
- 단백질, 리포산, 시스테인과의 상호 작용.
화학 원소로서의 비소
비소는 주기율표 V족의 화학 원소로 분류되며 질소족에 속합니다. 안에 자연 조건이 물질은 유일한 안정한 핵종으로 표시됩니다. 2분에서 2개월까지 다양한 반감기 값을 갖는 12개 이상의 비소 방사성 동위원소가 인위적으로 얻어졌습니다. 이 용어의 형성은 설치류(생쥐 및 쥐)의 근절에 사용되는 것과 관련이 있습니다. 라틴어 이름 비소(As)그리스어 ""에서 유래 아르센", 의미: 강력한, 강한.역사정보
순수한 형태의 비소는 중세 연금술 실험에서 발견되었습니다. 그리고 그 화합물은 오랫동안 사람들에게 알려져 왔으며 의약품과 페인트를 생산하는 데 사용되었습니다. 오늘날 비소는 야금학에서 특히 다양한 방식으로 사용됩니다.역사가들은 인류 발전의 한 시기를 청동기 시대라고 불렀습니다. 이때 사람들은 석기 무기에서 개량된 청동 무기로 전환했습니다. 청동은 화합물( 합금) 구리와 주석. 역사가들에 따르면, 최초의 청동은 30세기경 티그리스와 유프라테스 계곡에서 주조되었습니다. 기원전. 합금에 포함된 구성 요소의 구성 비율에 따라 다양한 대장장이가 청동을 주조할 수 있습니다. 다른 속성. 과학자들은 귀중한 특성을 지닌 최고의 청동은 최대 3%의 주석과 최대 7%의 비소 물질을 함유한 구리 합금이라는 사실을 발견했습니다. 이러한 청동은 주조하기 쉽고 단조도 더 잘되었습니다. 아마도 제련 중에 구리 광석은 구리-비소 황화물 광물의 풍화 생성물과 혼동되었을 것입니다. 비슷한 모습. 고대 장인들은 합금의 좋은 특성을 높이 평가하고 의도적으로 비소 광물 매장지를 검색했습니다. 이를 발견하기 위해 우리는 가열하면 마늘 냄새가 나는 이러한 미네랄의 특정 특성을 사용했습니다. 그러나 시간이 지나면서 비소 화합물이 포함된 청동의 제련이 중단되었습니다. 아마도 이것은 비소 함유 물질을 발사 할 때 중독이 자주 발생했기 때문에 발생했습니다.
물론, 먼 과거에는 이 원소가 광물의 형태로만 알려졌습니다. 고대 중국에서는 현재 알려진 바와 같이 As4S4라는 조성을 가진 황화물인 레알가(realgar)라는 고체 광물을 알고 있었습니다. 단어 " 계관석" 아랍어로 번역하면 " 광산 먼지" 이 광물은 석재 조각에 사용되었지만 한 가지 중요한 단점이 있었습니다. 열 반응의 영향으로 완전히 다른 물질인 As2S3로 변했기 때문에 빛이나 가열 시 레알가가 "부패"했습니다.
과학자이자 철학자 아리스토텔레스 4세기에 기원전. 이 광물에 이름을 붙였습니다 - " 산다락" 3세기 후 로마의 과학자이자 작가인 장로 플리니우스의사와 식물학자가 함께 디오스코리데스또 다른 광물에 대해 설명했습니다. orpiment. 광물의 라틴어 이름은 " 금색 페인트" 이 광물은 노란색 염료로 사용되었습니다.
중세 시대에 연금술사는 세 가지 형태의 물질, 즉 황색 비소(황색 비소)를 분리했습니다. As2S3의 황화물임), 빨간색 ( 황화물 As4S4) 및 흰색( 산화물 As2O3). 백색은 이 원소를 함유한 구리 광석을 구울 때 일부 비소 불순물이 승화되어 형성됩니다. 이는 기체상에서 응축되어 흰색 코팅 형태로 침전된 후 수집되었습니다.
13세기에 연금술사들은 황비소와 비누를 가열하여 인공적으로 생산된 순수한 물질의 첫 번째 사례일 수 있는 금속 같은 물질을 생성했습니다. 그러나 그 결과 물질은 그들에게 알려진 일곱 가지 금속과 일곱 개의 천체, 즉 행성의 신비한 "연결"에 대한 연금술사의 생각을 위반했습니다. 이것이 바로 연금술사가 그 결과물을 “불법 금속”이라고 부르는 이유입니다. 그들은 그것에 대해 한 가지 흥미로운 특성을 발견했습니다. 이 물질은 구리에 흰색을 줄 수 있습니다.
비소는 17세기 초 약사가 독립된 물질로 명확하게 확인했습니다. 요한 슈뢰더숯으로 산화물을 환원시키면 순수한 형태로 얻을 수 있었습니다. 몇 년 후, 프랑스의 의사이자 화학자가 니콜라 레머리칼륨과 비누의 혼합물에서 산화물을 가열하여 이 물질을 얻었습니다. 다음 세기에 그것은 이미 잘 알려져 있었고 특이한 "반금속"이라고 불렸습니다.
스웨덴 과학자 셸레실험적으로 얻은 비소 수소 가스와 비소산. 동시에 A.L. 라부아지에이 물질을 독립적인 물질로 인식했습니다. 화학 원소.
자연상태에 있는 것
이 원소는 구리, 코발트, 니켈, 철과 함께 자연 상태에서 흔히 발견됩니다. 지각에는 그다지 많지 않습니다. 톤당 약 5g으로 주석, 몰리브덴, 게르마늄, 텅스텐 및 브롬과 거의 같은 양입니다.
이 화학 원소가 형성하는 미네랄의 구성( 오늘은 200개가 넘는다.), 요소의 "반금속" 특성으로 인해 발생합니다. 이는 음성 및 양성 산화 상태 모두에 있을 수 있으므로 다른 많은 원소와 쉽게 결합됩니다. 양성 산화에서 비소는 금속 역할을 합니다( 예를 들어 황화물에서), 음수인 경우 - 비금속( 비소화물에서). 비소 함유 미네랄은 복잡한 구성을 가지고 있습니다. 원소 자체는 결정 격자의 안티몬, 황, 금속 원자를 대체할 수 있습니다.
많은 금속 및 비소 화합물은 그 구성으로 판단할 때 비소화물보다 금속간 화합물일 가능성이 더 높습니다. 그 중 일부는 주요 요소의 다양한 내용으로 구별됩니다. 여러 금속이 비소화물에 동시에 존재할 수 있으며 가까운 이온 반경을 갖는 이러한 금속의 원자는 결정 격자에서 임의의 비율로 서로 대체될 수 있습니다. 비소화물로 분류되는 모든 광물은 금속광택을 가지고 있습니다. 불투명하고 무겁고 경도가 낮습니다.
천연 비소화물의 예( 그 중 약 25 개가 있습니다)는 스커터루다이트, 사플로라이트, 라멜스베르자이트, 니켈스커터루다이트, 니켈린, 로링자이트, 스페리라이트, 마우체라이트, 알고도나이트, 랑기사이트, 클리노사플로라이트와 같은 미네랄을 제공할 수 있습니다. 이러한 비소화물은 밀도가 높으며 "초중" 광물 그룹에 속합니다.
가장 흔한 광물은 비소철석(arsenopyrite)입니다. 또는 비소 황철석이라고도 불립니다.). 화학자들에게 흥미로운 점은 비소가 황과 동시에 존재하고 다른 금속과 함께 그룹화되어 금속 역할을 하는 광물의 구조입니다. 이러한 광물은 arsenosulvanite, gyrodite, arsenogauchekornite, freibergite, goldfieldite, tennantite, argentotennantite입니다. 이 광물의 구조는 매우 복잡합니다.
Realgar, orpiment, dimorphite, getchellite와 같은 천연 황화물은 다음과 같이 양성 산화 상태를 갖습니다. 위도 비소 지정). 이러한 광물은 작은 내포물로 보이지만 일부 지역에서는 크기와 무게가 큰 결정이 가끔 채굴되기도 합니다.
흥미로운 사실은 비산염이라고 불리는 비소산의 천연 염이 매우 다르게 보인다는 것입니다. 에리스리톨은 코발트색을 띠고 스코로다이트, 아나베르자이트, 심플사이트는 녹색을 띕니다. 그리고 괴르네사이트, 케티자이트, 루즈벨트타이트는 완전히 무색입니다.
안에 중앙 지구스웨덴에는 페로망간 광석을 채굴하는 채석장이 있습니다. 이 채석장에서는 비산염인 광물 샘플이 50개 이상 발견되어 기술되었습니다. 이러한 무기 중 일부는 다른 곳에서는 발견되지 않았습니다. 전문가들은 이러한 미네랄이 비소산과 다른 물질의 상호 작용의 결과로 저온에서 형성되었다고 믿습니다. 비산염은 특정 황화물 광석의 산화 생성물입니다. 일반적으로 미적 가치 외에는 가치가 없습니다. 이러한 광물은 광물학 수집품의 장식물입니다.
광물의 이름은 다양한 방식으로 지정되었습니다. 일부는 과학자와 저명한 정치인의 이름을 따서 명명되었습니다. 다른 것들은 발견된 지역의 이름을 따서 명명되었습니다. 또 다른 것들은 기본 특성을 나타내는 그리스어 용어로 명명되었습니다( 예를 들어 색상); 네 번째는 다른 요소 이름의 첫 글자를 나타내는 약어로 명명되었습니다.
예를 들어 니켈과 같은 광물에 대한 고대 이름의 형성은 흥미 롭습니다. 이전에는 쿠퍼니켈(kupfernickel)이라고 불렸습니다. 5~6세기 전에 구리를 개발했던 독일 광부들은 니켈이라고 불리는 사악한 산령을 미신적으로 두려워했습니다. 독일어 단어 " 쿠퍼" 의미했다 " 구리" 그들은 "젠장" 또는 "가짜" 구리 쿠퍼니켈이라고 불렀습니다. 이 광석은 구리와 매우 유사했지만 구리를 얻을 수는 없었습니다. 그러나 그것은 유리 제조에 적용되는 것을 발견했습니다. 그것의 도움으로 유리는 녹색으로 칠해졌습니다. 그 후, 이 광석에서 새로운 금속이 분리되어 니켈이라고 불렸습니다.
순수 비소는 화학적 성질이 매우 불활성이며 원래 상태에서 발견될 수 있습니다. 융합된 바늘이나 큐브처럼 보입니다. 이러한 덩어리는 가루로 쉽게 분쇄됩니다. 최대 15%의 불순물을 함유하고 있습니다( 코발트, 철, 니켈, 은 및 기타 금속).
일반적으로 토양의 As 함량은 0.1 mg/kg ~ 40 mg/kg입니다. 비소 광석이 발생하는 지역과 화산 지역의 토양에는 최대 8g/kg의 매우 많은 양의 As가 포함될 수 있습니다. 이는 뉴질랜드와 스위스의 일부 지역에서 발견되는 비율과 정확히 같습니다. 그러한 지역에서는 식물이 죽고 동물이 병에 걸립니다. 비소가 토양에서 씻겨 나가지 않는 사막과 대초원에서도 동일한 상황이 일반적입니다. 평균 함량에 비해 점토암은 비소 물질을 4배 더 많이 함유하고 있기 때문에 농축된 것으로 간주됩니다.
순수한 물질이 생메틸화의 결과로 휘발성 유기비소 화합물로 변환되면 물뿐만 아니라 바람에 의해서도 토양 밖으로 배출됩니다. 생메틸화는 메틸기가 추가되어 C-As 결합을 형성하는 것입니다. 이 과정은 비타민 B12의 메틸화 유도체인 메틸코발라민 물질의 참여로 수행됩니다. As의 생메틸화는 해수와 담수 모두에서 발생합니다. 이로 인해 메틸아르소닉산 및 디메틸아르신산과 같은 유기비소 화합물이 형성됩니다.
특별한 오염이 없는 지역의 비소 농도는 0.01μg/m3이며, 발전소와 공장이 위치한 산업지역에서는 농도가 1μg/m3 수준에 이른다. 산업 중심지가 위치한 지역에서는 비소 침착이 심해 최대 40kg/sq에 달합니다. 연간 km.
휘발성 비소 화합물은 그 특성이 아직 완전히 연구되지 않았을 때 사람들에게 많은 문제를 가져왔습니다. 19세기에도 대량 중독은 드물지 않았습니다. 그러나 의사들은 중독의 원인을 알지 못했습니다. 그리고 녹색 벽지 페인트와 석고에도 독성 물질이 포함되어 있었습니다. 습도가 높아서 곰팡이가 생겼습니다. 이 두 가지 요인의 영향으로 휘발성 유기비소 물질이 형성되었습니다.
휘발성 유기비소 유도체의 형성 과정이 황제의 중독을 지연시켰을 수 있다는 가정이 있습니다 나폴레옹그것은 그의 죽음으로 이어졌습니다. 이 가정은 그가 죽은 지 150년이 지난 후 그의 머리카락에서 미량의 비소가 발견되었다는 사실에 근거합니다.
비소 물질은 일부 광천수에서 적당한 양으로 발견됩니다. 일반적으로 인정되는 표준에 따르면 약용 광천수의 비소 농도는 70 µg/l 이하여야 합니다. 원칙적으로 물질의 농도가 더 높더라도 지속적으로 장기간 사용하는 경우에만 중독을 일으킬 수 있습니다.
비소는 자연수에서 다양한 화합물과 형태로 발견될 수 있습니다. 예를 들어, 3가 비소는 5가 비소보다 독성이 몇 배 더 높습니다.
일부 해조류는 인간에게 위험한 농도로 비소를 축적할 수 있습니다. 이러한 조류는 산성 비소 환경에서도 쉽게 자랄 수 있고 심지어 번식할 수도 있습니다. 일부 국가에서는 해충 방제제로 사용됩니다( 쥐에 대하여).
화학적 특성
비소는 때때로 금속으로 불리기도 하지만 실제로는 비금속에 가깝습니다. 산과 결합하면 염을 형성하지 않지만 그 자체로는 산을 형성하는 물질입니다. 그래서 반금속이라고도 불립니다. 인과 마찬가지로 비소도 다양한 동소체 형태로 존재할 수 있습니다.이러한 형태 중 하나는 다소 깨지기 쉬운 물질인 회색 비소입니다. 골절 부위는 밝은 금속 광택을 띕니다( 따라서 두 번째 이름은 "비소 금속"입니다.). 이 반금속의 전기 전도성은 구리보다 17배 낮지만 동시에 수은보다 3.6배 더 높습니다. 온도가 높을수록 전기 전도도는 낮아집니다. 금속의 이러한 전형적인 특성은 이 반금속의 특징이기도 합니다.
비소 증기를 –196도 온도까지 단시간 냉각시키면( 이게 액체질소의 온도야), 황린처럼 보이는 부드럽고 투명한 노란색 물질을 얻게 됩니다. 이 물질의 밀도는 비소 금속의 밀도보다 훨씬 낮습니다. 황색 비소 및 비소 증기는 사면체 모양의 분자로 구성됩니다 ( 저것들. 밑면이 4개 있는 피라미드 모양). 인 분자는 같은 모양을 가지고 있습니다.
자외선의 영향과 가열되면 황색 비소는 즉시 회색으로 변합니다. 이 반응은 열을 방출합니다. 불활성 대기에서 증기가 응축되면 이 요소의 또 다른 형태인 비정질이 형성됩니다. 유리에 비소 증기를 증착하면 거울막이 형성됩니다.
이 원소의 전자 외부 껍질의 구조는 인 및 질소의 구조와 동일합니다. 인과 마찬가지로 비소는 세 개의 공유 결합을 형성할 수 있습니다.
공기가 건조하면 As는 안정된 형태를 갖습니다. 에서 습한 공기그것은 퇴색되고 그 위에 검은 산화물로 덮여 있습니다. 비소 증기는 점화되면 푸른 불꽃을 일으키며 쉽게 연소됩니다.
순수한 형태에서는 매우 불활성입니다. 산화성이 없는 알칼리, 물 및 다양한 산은 어떤 식으로도 영향을 미치지 않습니다. 묽은 질산을 섭취하면 순수한 As는 오르토비산으로 산화되고, 진한 질산을 섭취하면 오르토비산으로 산화됩니다.
황 및 할로겐과 반응함. 황과의 반응에서 다양한 조성의 황화물이 형성됩니다.
비소는 독과 같다
모든 비소 화합물은 유독합니다.이러한 물질에 의한 급성 중독은 복통, 설사, 구토, 중추신경계 저하로 나타납니다. 이 물질의 중독 증상은 콜레라 증상과 매우 유사합니다. 따라서 과거에는 사법 실무에서 비소를 독약으로 사용하는 사례가 자주 발생했습니다. 범죄 목적으로 가장 성공적으로 사용되는 독성 화합물은 삼산화비소입니다.
물과 토양에 물질이 과잉 존재하는 지역에서는 사람의 갑상선에 축적됩니다. 그 결과, 풍토병성 갑상선종이 발생합니다.
비소 중독
비소 중독의 증상으로는 입안의 금속 맛, 구토, 심한 복통 등이 있습니다. 나중에 발작이나 마비가 발생할 수 있습니다. 중독은 사망으로 이어질 수 있습니다. 비소 중독에 대한 가장 널리 이용 가능하고 잘 알려진 해독제는 우유입니다. 우유의 주요 단백질은 카세인이다. 이는 혈액에 흡수되지 않는 비소와 불용성 화합물을 형성합니다.중독이 발생합니다:
1.
먼지 형태의 비소 화합물을 흡입하는 경우( 대부분 - 불리한 생산 조건에서).
2.
독이 있는 물이나 음식을 마셨을 때.
3.
특정 약물을 사용할 때. 과도한 물질은 골수, 폐, 신장, 피부 및 장관에 축적됩니다. 무기 비소 화합물이 발암성이라는 증거는 많습니다. 비소가 함유된 물이나 약물을 장기간 섭취하면 저등급 피부암이 발생할 수 있습니다( 보웬암) 또는 간의 혈관내피종.
급성 중독의 경우 응급처치로 위세척이 필요합니다. 정지 상태에서는 신장을 정화하기 위해 혈액투석을 실시합니다. 급성 및 만성 중독에 사용하기 위해 보편적인 해독제인 Unithiol이 사용됩니다. 또한 황, 셀레늄, 아연, 인과 같은 길항제 물질이 사용됩니다. 비타민과 아미노산의 복합체가 필수입니다.
과다복용 및 결핍의 증상
비소 결핍의 가능한 징후는 혈액 내 트리글리세리드 농도 감소, 생식력 증가, 신체 발달 및 성장 저하로 나타납니다.비소는 매우 독성이 강한 물질입니다. 50mg을 한 번 복용하면 치명적일 수 있습니다. 과다 복용은 과민성, 알레르기, 두통, 피부염, 습진, 결막염, 호흡 기능 및 신경계 저하, 간 기능 장애로 나타납니다. 물질을 과다 복용하면 암 발병 위험이 높아집니다.
요소의 출처는 식물 및 동물성 제품, 해산물, 곡물, 시리얼, 담배, 와인, 심지어 식수로 간주됩니다.
이 미량 원소를 식단에 포함시키는 것에 대해 걱정할 필요가 없습니다. 정제된 설탕을 제외한 거의 모든 동물 및 식물 유래 제품에서 발견됩니다. 그것은 음식과 함께 충분한 양으로 우리에게옵니다. 새우, 랍스터, 랍스터와 같이 특히 풍부한 제품 - 과다 복용을 피하기 위해 과도한 양의 독을 섭취하지 않도록 적당히 먹어야합니다.
비소 화합물은 생수, 해산물, 주스, 포도 와인, 약물, 제초제 및 살충제를 통해 인체에 들어갈 수 있습니다. 이 물질은 주로 세망내피계뿐만 아니라 폐, 피부, 신장에도 축적됩니다. 물질의 체내 일일 섭취량은 1mcg/일로 간주됩니다. 독성 역치는 약 20mg입니다.
다량의 성분은 생선 기름과 이상하게도 와인에서 발견됩니다. 정상에서는 식수물질의 함량은 낮고 건강에 유해하지 않습니다(약 10μg/l). 세계의 일부 지역( 멕시코, 대만, 인도, 방글라데시)는 식수에 비소 함량이 높은 것으로 악명이 높습니다. 1mg/L) 따라서 때때로 시민들의 대량 중독이 발생합니다.
비소는 신체가 인을 잃는 것을 방지합니다. 비타민 D는 인-칼슘 대사 과정에서 조절 인자이며, 비소는 인 대사를 조절합니다.
또한 신체의 비소 결핍으로 인해 일부 형태의 알레르기가 발생하는 것으로 알려져 있습니다.
미량 원소는 빈혈의 경우 식욕을 증가시키는 데 사용됩니다. 셀레늄 중독의 경우 비소는 탁월한 해독제입니다. 실험적 연구쥐 실험에서는 정확하게 계산된 물질의 복용량이 암 발병률을 줄이는 데 도움이 되는 것으로 나타났습니다.
토양이나 식품의 원소 농도가 증가하면 중독이 발생합니다. 심한 중독은 후두암이나 백혈병과 같은 심각한 질병으로 이어질 수 있습니다. 게다가 사망자도 늘어날 것이다.
음식과 함께 몸에 들어가는 물질의 80%가 몸으로 보내지는 것으로 알려져 있다. 위장관거기에서 혈액으로 들어가고 나머지 20%는 피부와 폐를 통해 우리에게 도달합니다.
몸에 들어간 지 하루 만에 물질의 30% 이상이 소변과 함께, 약 4%가 대변과 함께 배설됩니다. 분류에 따르면 비소는 조건부 필수 요소인 면역독성으로 분류됩니다. 물질이 거의 모든 중요한 생화학 과정에 참여한다는 것이 입증되었습니다.
치과에서의 비소
이 물질은 충치와 같은 치과 질환을 치료하는 데 자주 사용됩니다. 충치는 치아 법랑질의 석회질 염이 분해되기 시작하고 약해진 치아가 병원균의 공격을 받을 때 시작됩니다. 미생물은 치아의 부드러운 안쪽 부분에 영향을 미쳐 충치를 형성합니다. 켜져 있는 경우 이 단계에서질병이 있는 경우 우식 충치를 청소하고 충전재로 채우면 치아가 "살아있는"상태로 유지됩니다. 그리고 과정이 진행되도록 놔두면 우식강은 혈액, 신경 및 림프관을 포함하는 조직에 도달합니다. 펄프라고 합니다.
치수에 염증이 발생한 후 질병의 추가 확산을 방지하는 유일한 방법은 신경을 제거하는 것입니다. 이러한 조작을 위해서는 비소가 필요합니다.
치수를 치과용 기구로 노출시키고 그 위에 비산이 함유된 페이스트 알갱이를 올려놓으면 거의 즉시 치수로 확산됩니다. 하루 후 치아가 죽습니다. 이제 치수는 고통 없이 완전히 제거될 수 있으며, 근관과 치수실은 특수 소독 페이스트로 채워지고 치아는 밀봉될 수 있습니다.
백혈병 치료에 사용되는 비소
비소는 비장과 림프절의 급격한 확대가 아직 관찰되지 않은 일차 악화 기간뿐만 아니라 경미한 형태의 백혈병을 치료하는 데 매우 성공적으로 사용됩니다. 이는 백혈구의 병리학적 형성을 감소시키거나 심지어 억제하고 적혈구 생성을 자극하며 적혈구를 말초로 방출합니다.비소 얻기
납, 구리, 코발트, 아연 광석 가공 및 금 채굴 과정에서 부산물로 얻어집니다. 일부 다금속 광석에는 최대 12%의 비소가 포함되어 있습니다. 650 - 700도까지 가열하면 공기가 없으면 승화가 발생합니다. 공기 중에서 가열하면 휘발성 산화물인 '백색 비소'가 생성됩니다. 석탄과 함께 응축 및 가열되는 동안 비소가 감소됩니다. 이 요소를 얻는 것은 해로운 생산입니다.이전에는 생태학이 과학으로 발전하기 전에는 "백색 비소"가 대기 중에 대량으로 방출되었으며 이후 나무와 식물에 정착했습니다. 공기 중 허용 농도는 0.003mg/m3이며, 산업 시설 근처의 농도는 200mg/m3에 이릅니다. 이상하게도 환경은 비소를 생산하는 공장이 아니라 발전소와 비철 야금 기업에서 가장 많이 오염됩니다. 구리 제련소 근처의 바닥 퇴적물에는 최대 10g/kg에 달하는 다량의 원소가 포함되어 있습니다.
또 다른 역설은 이 물질이 필요한 것보다 더 많은 양으로 생산된다는 것입니다. 이는 금속 채굴 업계에서는 드문 일입니다. 초과분은 대형 금속 용기에 담아 폐기해야 하며, 사용하지 않는 오래된 광산에 숨겨야 합니다.
Arsenopyrite는 귀중한 산업용 광물입니다. 대규모 구리-비소 매장지는 중앙 아시아, 조지아, 미국, 일본, 노르웨이, 스웨덴에서 발견됩니다. 금-비소 - 미국, 프랑스; 비소-코발트 - 뉴질랜드, 캐나다; 비소 주석 - 영국과 볼리비아.
비소의 결정
비소에 대한 정성적 반응은 염산 용액에서 황색 황화물이 침전되는 것으로 구성됩니다. 흔적은 Gutzeit 방법 또는 습지 반응에 의해 결정됩니다. HgCl2에 담근 종이 조각은 아르신이 있으면 색이 어두워지고 수은으로 승화됩니다.지난 반세기 동안 다양하고 민감한 분석 기술이 개발되었습니다( 분광법) 덕분에 소량의 비소도 검출할 수 있습니다. 물에 물질이 거의 없으면 샘플이 사전 농축됩니다.
일부 화합물은 선택적 수소화물법으로 분석됩니다. 이 방법에는 분석물을 휘발성 화합물인 아르신으로 선택적으로 환원시키는 방법이 포함됩니다. 휘발성 아르신은 액체질소로 냉각된 용기에서 냉동됩니다. 그런 다음 용기의 내용물을 천천히 가열하여 서로 다른 아르신이 서로 별도로 증발하도록 할 수 있습니다.
산업 응용
채굴된 모든 비소의 약 98%는 순수한 형태로 사용되지 않습니다. 그러나 그 화합물은 인기를 얻었으며 다양한 산업에서 사용됩니다. 매년 수백 톤의 물질이 채굴되어 사용됩니다. 품질 향상을 위해 베어링 합금에 첨가되고, 경도를 높이기 위해 케이블 및 납 배터리 제작에 사용되며, 반도체 장치 생산에서 게르마늄이나 실리콘과의 합금에 사용됩니다. 비소는 "고전적인" 반도체에 특정 유형의 전도성을 부여하는 도펀트로 사용됩니다.비소는 비철 야금의 귀중한 재료입니다. 납에 1%를 첨가하면 합금의 경도가 증가합니다. 녹은 납에 약간의 비소를 첨가하면 발사 중에 구형 공이 나옵니다. 올바른 형태. 구리 첨가제는 강도, 내식성 및 경도를 향상시킵니다. 이 첨가제 덕분에 구리의 유동성이 증가하여 와이어 인발 공정이 쉬워집니다.
일부 유형의 황동, 청동, 인쇄 합금 및 배빗에 추가됩니다. 그러나 여전히 야금학자들은 배제하려고 노력하고 있습니다. 생산 과정이 첨가물은 인간에게 매우 해롭기 때문입니다. 또한, 다량의 비소가 존재하면 많은 합금과 금속의 특성이 손상되기 때문에 금속에도 해롭습니다.
산화물은 유리 제조에 유리 광택제로 사용됩니다. 고대 유리 공예가들조차도 백비소가 유리의 불투명도에 영향을 미친다는 사실을 알고 있었습니다. 그러나 반대로 소량을 추가하면 유리가 밝아집니다. 온도계를 만드는 데 사용되는 "비엔나" 유리와 같은 일부 유리 제조법에는 비소가 여전히 포함되어 있습니다.
비소 화합물은 부패로부터 보호하고 모피, 가죽, 동물 인형을 보존하기 위한 방부제로 사용됩니다. 수상 수송용 방오 도료 제조용; 목재 함침 용.
일부 As 파생물의 생물학적 활동은 농업 경제학자, 위생 및 역학 서비스 종사자 및 수의사에게 관심을 끌었습니다. 결과적으로 생산성과 성장을 자극하는 비소 함유 약물이 만들어졌습니다. 가축질병 예방용 의약품; 구충제.
고대 중국의 지주들은 쌀 작물을 곰팡이 질병과 쥐로부터 보호하기 위해 산화비소로 처리하여 작물을 보호했습니다. 이제 비소 함유 물질의 독성으로 인해 농업제한된.
비소 함유 물질의 가장 중요한 사용 분야는 미세 회로, 반도체 재료 및 광섬유, 필름 전자 장치의 생산뿐만 아니라 레이저용 특수 단결정의 성장입니다. 이 경우 일반적으로 기체 아르신이 사용됩니다. 인듐과 갈륨 비소는 다이오드, 트랜지스터, 레이저 제조에 사용됩니다.
조직과 기관에서 이 원소는 주로 단백질 분획에서 발견되며, 그 중 훨씬 적은 양이 산 용해성 분획에서 발견되며, 그 중 작은 부분만이 지질 분획에서 발견됩니다. 산화 환원 반응에 참여하는 사람이므로 산화 분해가 불가능합니다. 복합 탄수화물. 발효와 해당과정에 관여합니다. 이 물질의 화합물은 생화학에서 대사 반응을 연구하는 데 필요한 특정 효소 억제제로 사용됩니다. 인체에 미량 원소로 필요합니다.
비소는 주기율표에서 원자번호 33번의 화학 원소로 기호는 As로 표시됩니다. 부서지기 쉬운 강철색의 반금속입니다.자연에서 비소의 발생
비소는 미량 원소입니다. 지각의 함량은 중량 기준으로 1.7~10-4%입니다. 이 물질은 자연 상태에서 발생할 수 있으며 금속성 반짝이는 회색 껍질 또는 작은 알갱이로 구성된 조밀한 덩어리의 모양을 갖습니다. 약 200종의 비소 함유 광물이 알려져 있습니다. 납, 구리, 은광석에서 소량으로 발견되는 경우가 많습니다. 비소와 유황의 두 가지 천연 화합물은 매우 일반적입니다. 주황색-빨간색 투명 레알가 AsS와 레몬-노란색 orpiment As2S3입니다. 산업적으로 중요한 광물은 비소철석(비소 황철석) FeAsS 또는 FeS2 FeAs2입니다. 비소 황철석(FeAs2)도 채굴됩니다.비소 얻기
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 As2O3로 변합니다. 금속 비소는 소량으로 얻어지며, 주요 부분비소 함유 광석은 백색 비소, 즉 삼산화 비소-무수 비소 As2O3로 가공됩니다.비소의 사용
- 야금에서 비소 사용 - 샷을 준비하는 데 사용되는 납 합금을 합금화하는 데 사용됩니다. 샷을 타워 방법으로 주조할 때 비소-납 합금 방울이 엄격한 구형 모양을 얻고 또한 납의 강도와 경도가 증가하기 때문입니다. .
- 전기 공학에 적용 - 특수 순도(99.9999%)의 비소는 비소화물 및 복잡한 다이아몬드 유사 반도체와 같은 실질적으로 매우 귀중하고 중요한 여러 반도체 재료의 합성에 사용됩니다.
- 염료로 사용 - 황화비소 화합물 - orpiment 및 realgar -는 페인트로 페인팅에 사용됩니다.
- 가죽 산업에 적용 - 피부에서 털을 제거하는 수단으로 사용됩니다.
- 불꽃놀이에 적용 - 레알가는 "그리스" 또는 "인도" 화재를 생성하는 데 사용되며, 이는 레알가와 유황 및 초석의 혼합물이 연소될 때 발생합니다(밝은 흰색 불꽃).
- 의료용 - 매우 적은 양의 비소 화합물 중 다수는 빈혈 및 기타 치료제로 사용됩니다. 심각한 질병, 이는 다양한 신체 기능, 특히 조혈에 대해 임상적으로 중요한 자극 효과를 갖기 때문입니다. 비소의 무기 화합물 중 무수비소는 알약 제조용 의약품과 치과 진료에서 괴사제(신경을 제거하기 전에 치아관에 넣는 것과 동일한 "비소")로서 페이스트 형태로 사용될 수 있습니다. 그리고 채우는 것). 현재 비소 제제는 독성과 국소 마취 하에서 무통 치아 신경 제거 가능성으로 인해 치과 진료에서는 거의 사용되지 않습니다.
- 유리 생산에 적용 - 삼산화비소는 유리를 "무디게" 만듭니다. 즉, 불투명체. 그러나 반대로 이 물질을 조금만 첨가하면 유리가 밝아집니다. 비소는 온도계 및 반결정용 "비엔나" 유리와 같은 일부 유리의 제조에 여전히 포함되어 있습니다.
비소의 가장 유망한 응용 분야는 의심할 여지 없이 반도체 기술이다. 갈륨 비소 GaAs와 인듐 InAs는 특히 중요합니다. 갈륨비소는 1963~1965년에 등장한 전자 기술의 중요한 영역인 광전자공학에도 필요합니다. 고체 물리학, 광학 및 전자공학의 교차점에 있습니다. 동일한 재료가 최초의 반도체 레이저를 만드는 데 도움이 되었습니다.
비화물이 반도체 기술에 유망한 것으로 밝혀진 이유는 무엇입니까? 이 질문에 대답하기 위해 반도체 물리학의 몇 가지 기본 개념인 "원자대", "밴드 갭" 및 "전도대"를 간략하게 생각해 보겠습니다.
임의의 에너지를 가질 수 있는 자유 전자와 달리, 원자에 갇힌 전자는 특정하고 잘 정의된 에너지 값만 가질 수 있습니다. 에너지 밴드는 원자의 전자 에너지의 가능한 값으로 형성됩니다. 잘 알려진 Pauli 원리로 인해 각 영역의 전자 수는 특정 최대값을 초과할 수 없습니다. 영역이 비어 있으면 자연스럽게 전도성 생성에 참여할 수 없습니다. 완전히 채워진 밴드의 전자는 전도도에 참여하지 않습니다. 자유 준위가 없기 때문에 외부 전기장은 전자의 재분배를 유발하여 전류를 생성할 수 없습니다. 부분적으로 채워진 구역에서만 전도가 가능합니다. 따라서 부분적으로 채워진 띠를 가진 물체는 금속으로 분류되고, 전자 상태의 에너지 스펙트럼이 채워진 띠와 빈 띠로 구성된 물체는 유전체 또는 반도체로 분류됩니다.
또한 결정에서 완전히 채워진 밴드를 원자가 밴드라고 하고, 부분적으로 채워지고 비어 있는 밴드를 전도 밴드라고 하며, 이들 사이의 에너지 간격(또는 장벽)이 밴드 갭이라는 것을 상기해 봅시다.
유전체와 반도체의 주요 차이점은 바로 밴드 갭입니다. 이를 극복하기 위해 3eV보다 큰 에너지가 필요하면 결정은 유전체로 분류되고, 그보다 작으면 반도체로 분류됩니다.
전통적인 IV족 반도체(게르마늄 및 실리콘)와 비교하여 III족 원소의 비화물은 두 가지 장점이 있습니다. 밴드 갭과 전하 캐리어의 이동성은 더 넓은 범위 내에서 다양할 수 있습니다. 그리고 전하 캐리어의 이동성이 클수록 반도체 장치가 작동할 수 있는 주파수는 더 높아집니다. 밴드갭 폭은 장치의 목적에 따라 선택됩니다.
따라서 높은 온도에서 작동하도록 설계된 정류기와 증폭기에는 밴드갭이 큰 재료가 사용되고, 냉각된 적외선 수신기에는 밴드갭이 작은 재료가 사용됩니다.
갈륨비소는 좋은 특성 때문에 특별한 인기를 얻었습니다. 전기적 특성, 영하에서 영하 500°C까지 넓은 온도 범위에서 보존됩니다. 비교를 위해 우리는 인듐 비소가 GaAs보다 열등하지 않다는 점을 지적합니다. 전기적 특성, 실온, 게르마늄 - 70...80, 실리콘 - 150...200°C에서 이미 손실되기 시작합니다.
비소는 또한 "고전적인" 반도체(Si, Ge)에 특정 유형의 전도성을 부여하는 도펀트로 사용됩니다. 이 경우 반도체 내부에 소위 전이층이 생성되는데, 결정의 목적에 따라 서로 다른 깊이의 전이층이 얻어지도록 도핑한다. 다이오드 제조용 결정에서는 더 깊게 "숨겨져 있습니다". 태양전지가 반도체 결정으로 만들어지면 전이층의 깊이는 1마이크로미터를 넘지 않습니다.
비소는 비철 야금의 귀중한 첨가제로도 사용됩니다. 따라서 납에 0.2...1% As를 첨가하면 경도가 크게 증가합니다. 예를 들어, 샷은 항상 비소와 합금된 납으로 만들어집니다. 그렇지 않으면 구형 펠렛을 얻는 것이 불가능합니다.
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 해롭다: 첫째, 인간의 건강에; 둘째, 금속의 경우 상당한 비소 불순물이 거의 모든 금속 및 합금의 특성을 악화시킵니다.
모든 연결 비소는 물과 약산성 환경(예: 위액)에 희석되어 독성이 매우 높습니다. 공기 중 비소의 최대 농도 한계와 그 연결. (AsH3 제외) 비소 기준 0.5 mg/m3. 코네. (III)은 비교보다 독성이 더 강합니다. (V)로. inorg에서. 연결. As2O3와 AsH3는 특히 위험합니다. 비소 및 그 화합물로 작업할 때. 필요: 장비의 완전한 밀봉, 집중 환기를 통한 먼지 및 가스 제거, 개인 위생(방진복, 고글, 장갑, 방독면), 빈번한 의료 모니터링 여성과 청소년은 일할 수 없습니다. 급성 비소 중독에서는 구토, 복통, 설사, 중추 우울증이 관찰됩니다. 신경계. 비소 중독에 대한 도움말 및 해독제: Na2S2O3 수용액 복용, 위 세척, 우유 및 코티지 치즈 복용; 특정한 해독제 - 유니티올. 특별한 문제는 배기 가스에서 비소를 제거하는 것입니다. 비철금속, 희소금속, 철광석, 정광을 가공할 때 나오는 물과 부산물. 나이브. 비소를 매장하는 유망한 방법은 이를 실질적으로 불용성인 황화물 유리로 변환하는 것입니다.
비소는 고대부터 알려져 왔습니다. 아리스토텔레스는 또한 그의 본성을 언급했습니다. 황 화합물. 원소 비소를 최초로 획득한 사람이 누구인지는 알려져 있지 않습니다. 이 업적은 일반적으로 Albertus Magnus ca. 1250. 화학. 비소는 1789년 A. Lavoisier에 의해 원소로 인정되었습니다.
이것은 33번 요소로 평판이 좋지 않지만 많은 경우에 매우 유용합니다.
지각의 비소 함량은 0.0005%에 불과하지만 이 원소는 매우 활성이 높기 때문에 비소를 함유한 광물이 120가지가 넘습니다. 비소의 주요 산업 광물은 비소철석(FeAsS)입니다. 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 야쿠티아와 코카서스, 중앙아시아와 우랄, 시베리아와 추코트카, 카자흐스탄과 트랜스바이칼리아에 수많은 비소 매장지를 보유하고 있습니다. 비소는 수요가 생산 능력보다 적은 몇 안 되는 원소 중 하나입니다. As2O3를 기준으로 한 세계 비소 생산량(사회주의 국가 제외)은 대략 200만 달러입니다. 5만톤(1983년); 이로부터 반도체 화합물 합성을 위한 특수 순도의 원소 비소 약 11톤이 얻어집니다.
비소 분석을 위한 X선 형광법은 비소 분석과 달리 매우 간단하고 안전합니다. 화학적 방법. 순수 비소를 정제로 압축하여 표준으로 사용합니다. GOST 1293.4-83, GOST 1367.1-83, GOST 1429.10-77, GOST 2082.5-81, GOST 2604.11-85, GOST 6689.13-92, GOST 11739.14-99 X 선 형광 분광계를 사용하여 결정합니다. 이 분야에서 가장 입증된 분광계는 edx 3600 B 및 edx 600입니다.
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 연금술사들은 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). 백색비소는 이 원소를 함유한 구리광석을 연소하는 동안 비소 불순물을 승화시켜 얻은 것입니다. 기상에서 응축되어 산화비소가 형태로 침전됩니다. 흰색 플라크. 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 비누와 칼륨과 산화물의 혼합물을 가열하여 비소를 얻었습니다. 18세기에 비소는 이미 특이한 "반금속"으로 잘 알려져 있었습니다. 1775년 스웨덴 화학자 K.V. Scheele는 비산과 기체 비소 수소를 얻었고, 1789년 A.L. Lavoisier는 마침내 비소를 독립된 화학 원소로 인정했습니다. 19세기에 비소를 함유한 유기화합물이 발견되었습니다.
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) 역할을 할 수 있고, 두 번째 경우에는 비금속(예: 비소) 역할을 할 수 있습니다. 복잡한 구성다수의 비소 광물은 한편으로는 결정 격자의 황 및 안티몬 원자를 부분적으로 대체하는 능력을 반영합니다(S-2, Sb-3 및 As-3의 이온 반경은 가깝고 0.182, 0.208 및 0.191입니다). nm, 각각), 반면에 비소 원자 금속 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 비화물뿐만 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 대체됩니다. 이러한 경우 광물 공식에서 원소 기호는 쉼표로 구분되어 나열됩니다. 모든 비화물은 금속광택을 가지고 있으며 불투명하고 무거운 광물이며 경도가 낮습니다.
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 비소철석(비소 황철석)입니다. FeAsS는 FeS 2 황철석의 황을 비소 원자로 대체한 생성물로 간주될 수 있습니다(일반 황철석에는 항상 약간의 비소가 포함되어 있습니다). 이러한 화합물을 설포염이라고 합니다. 미네랄 코발틴(코발트 광택) CoAsS, 글라우코도트(Co,Fe)AsS, 게르스도르프라이트(니켈 광택) NiAsS, 에나가이트 및 루조나이트는 동일한 조성이지만 다른 구조 Cu 3 AsS 4 , 프루스타이트 Ag 3 AsS 3 는 중요한 은광석으로, 밝은 붉은색 때문에 "루비 은"이라고도 불리기도 합니다. 상위 레이어이 광물의 거대하고 큰 결정이 발견된 은광맥. 설포염은 백금족의 귀금속을 함유할 수도 있습니다. 이들은 광물 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 반응 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, 캐나다의 Langis 광산 및 미국 오리건주 네바다의 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 쿠퍼니켈(kupfernickel)입니다. 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 만들 때 유리에 색을 입히는 데 사용되었습니다. 채색. 그러나 아무도 그것으로부터 구리를 얻을 수 없었습니다. 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 분쇄하기 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 고온에서의 화합물의 휘발성뿐만 아니라 토양 및 퇴적암의 수착 및 탈착 과정에 의해 크게 결정되었습니다. 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, 석탄 화력 고함량비소 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. 조건에서 높은 습도곰팡이의 출현으로 인해 이러한 페인트로부터 휘발성 유기비소 유도체가 형성됩니다. 이 과정은 그의 생애 마지막 몇 년 동안 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 비소 용액에서 자라고 번식할 수 있습니다. 이러한 조류는 일부 아시아 국가에서 쥐에 대한 치료제로 사용됩니다. 에서도 깨끗한 물노르웨이 피요르드의 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 종종 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)까지 매우 빠르게 냉각하면 투명한 연질 물질이 생성됩니다. 황, 황인과 유사하며 밀도(2.03g/cm3)는 회비소에 비해 상당히 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 및 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 실제로 불소와 조합해서만 실현됩니다 - 오불화 AsF 5(펜타클로릴 AsCl 5도 알려져 있지만 –50 °C에서도 매우 불안정하고 빠르게 분해됩니다).
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. 예를 들면 다음과 같습니다.
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 형성되며, 이는 물에 의해 가수분해됩니다. 반응은 아르신이 형성되는 산성 환경에서 특히 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 Serve 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 다음과 같이 얻습니다. 부산물구리, 납, 아연, 코발트 광석 가공 및 금 채굴. 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 전문가에게만 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 arsenopyrite 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 방식이며, 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 디메틸요오다신(CH 3) 2 AsI로 전환되며 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 5에서 AsH 3로 환원됩니다.
중성자 활성화 방법도 민감하다. 이는 샘플에 중성자를 조사하는 것으로 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 해롭다: 첫째, 인간의 건강에; 둘째, 금속의 경우 상당한 비소 불순물이 거의 모든 금속 및 합금의 특성을 악화시킵니다.
더 널리 사용되는 다양한 비소 화합물은 매년 수만 톤이 생산됩니다. 2 O 3 산화물은 유리 제조에 유리 광택제로 사용됩니다. 고대 유리 제조업자조차도 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 가축의 이와 벼룩을 제거하고 가금류와 돼지 생산의 성장을 촉진하며 수확 전 목화를 건조하기 위해 특히 과일나무, 담배 및 목화 농장에서 이러한 용도가 널리 사용되었습니다. 고대 중국에서도 벼 작물을 쥐와 곰팡이 질병으로부터 보호하여 수확량을 늘리기 위해 산화비소로 처리했습니다. 그리고 남베트남에서는 미군이 카코딜산(에이전트 블루)을 고엽제로 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
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 비소 화합물을 지정하는 데 사용되는 그리스 arsen에서 파생됩니다 (그들에 따르면) 강력한 효과몸에). 러시아 이름는 "마우스"(생쥐와 쥐를 박멸하기 위해 비소 약물을 사용한 후)에서 유래한 것으로 여겨집니다. 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. 그것은 집중되어 뜨거운 것에서 침전됩니다. 심해(S, Se, Sb, Fe, Co, Ni, Cu 및 기타 원소와 함께) 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.
생물에는 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 부서지면 금속광택을 띠지만, 공기 중에서는 As 2 O 3 의 얇은 막으로 덮여 있어 금새 흐려진다. 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 반자성체이며, 비소는 녹지 않고 615°C에서 승화합니다. 왜냐하면 삼중점 α-As는 816°C에 있고 36에서 비소 증기는 최대 800°C로 구성되기 때문입니다. , 1700 ° C 이상 - As 2에서만. 비소 증기가 액체 공기로 냉각 된 표면에 응축되면 황색 비소가 형성됩니다. 밀도가 1.97 g/cm 3이고 백린 빛과 특성이 유사한 투명하고 왁스 같은 결정입니다. 또는 약간 가열하면 회색 비소로 변하는 유리질 비정질 변형도 알려져 있습니다. 흑색 비소와 갈색 비소는 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 가열하면 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. 강력한 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.산탄총 탄 생산에 사용되는 납에는 소량의 비소(0.2-1.0 중량%)가 첨가됩니다(비소는 용융된 납의 표면 장력을 증가시켜 탄이 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 효율성이 없거나 낮습니다. 치료 시설광석 연소로의 배기 가스는 눈에 띄는 양의 As 2 O 3 를 배출합니다. 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%, 식물재의 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.
