Реферат на тему: Арсен (As) Виконала: студентка групи: 31а Перевірив: Івано-Франківськ

Ім'я файлу: Арсен.doc
Розширення: doc
Розмір: 107кб.
Дата: 05.02.2020
скачати
Пов'язані файли:
ЗВІТ_Скрипюк.doc
geodynamika16201404.pdf
Зміни в Технічному регламенті законодавчо регульованих засобів в
Структура та метрологiчнi характеристики iнформацiйно-вимiрюваль
Структура та метрологiчнi характеристики iнформацiйно-вимiрюваль
Розрахунок глушників.doc
Лабораторна 1 (1).docx

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ

Реферат на тему:

Арсен (As)

Виконала:

студентка групи: 31а

Перевірив:

Івано-Франківськ

2016р.

ЗМІСТ
ВСТУП . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3

1НАЗВА ЕЛЕМЕНТА. ПОХОДЖЕННЯ НАЗВИ

ОТРИМАННЯ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

ПОШИРЕННЯ В ПРИРОДІ. ЗАГАЛЬНА

ХАРАКТЕРИСТИКА ПРОСТОЇ РЕЧОВИНИ . . . . . . . . . 6

3 ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ОКСИДІВ . . . . . . . . . . . . . . . . 7

4 ЗНАЧЕННЯ ХІМІЧНОГО ЕЛЕМЕНТА

В МЕДИЦИНІ ТА ТЕХНІЦІ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

ПЕРЕЛІК ПОСИЛАНЬ НА ДЖЕРЕЛА . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

ВСТУП

Перший контакт людини з арсеном відбувся ще у 3 тис. до нашої ери. У волоссі знайденої мумії (Отці — нім. Ötzi) в альпійському льдовику виявлений значний вміст арсену. З цього можна зробити висновок, що він працював на виробництві міді, руди якої часто забруднені арсеном.

Алхімічний символ Арсену.

У середні віки арсен відомий у вигляді аурипігменту (As₂S₃) та реальгару (As₄S₄) які були описані ще в часи Арістотеля. З ІІІ століття нашої ери (Ляйденський папірус) відомі ці сполуки у використанні для забарвлення срібла в золотий, а міді в білий кольори. Алхіміки у середньовічній роботі «Фізика і містика» припускали спорідненість сірки і ртуті. Арсен (ІІІ)-сульфід використовувався як фарба для малювання, засіб для усування волося на тілі а також проти легеневих хвороб.

В середні віки також Арсен (ІІІ)-оксид було знайдено в димі плавильних печей. Альбетрус Маґнус описав вперше добування арсену відновленням його вугіллям у 1250 році. Його вважають відкривачем арсену. Парацельс у XVI столітті ввів елемент до переліку лікувальних засобів.

1НАЗВА ЕЛЕМЕНТА. ПОХОДЖЕННЯ НАЗВИ. ОТРИМАННЯ

Арсен (As) — хімічний елемент з атомним номером 33, простою речовиною якого є напівметал арсен (миш'як). За звичайних умов найстійкіший металічний або сірий арсен — сірі кристали, крихкі. Реагує з киснем. Сплавляється з деякими металами, утворюючи арсеніди. Сполуки арсену дуже отруйні.

Застаріла назва: миш'як (мишак, аршеник, аршинник).

Назва миш'яку пов'язують з вживанням його сполук для знищення мишей та щурів. Виводять грецьке arsenikon — грец.αρσενικόν від перського زرنيخ (царник) — «золотистий». За іншою версією назву виводять від грецького «арсен» — сильний, потужний. Символ «As» запропонований у 1814 році Йонсом Якобом Берцеліусом.

Відомо понад 120 мінералів, що містять Арсен. Найпоширеніші: реальгар, аурипігмент, арсенопірит — основні руди арсену знаходяться в гідротермальних жилах разом з арсенистими і стибіїстими мінералами Ni, Co, Ag, Pb. Порівняно рідкісний.

Відкриття способу отримання так званого металевого арсену («сірого миш'яку») приписують знаменитому середньовічному алхіміку Альберту Великому, що жив у XIII ст. Однак набагато раніше грецькі та арабські алхіміки вміли отримувати арсен у вільному вигляді, нагріваючи «білий арсен» (те, що це триоксид арсену, а не проста речовина, було виявлено лише в 1789 р. А. Л. Лавуазьє, який і присвоїв елементу назву «арсенікум») з різними органічними речовинами. Існує безліч способів одержання арсену: сублімацією природного арсену, способом термічного розкладання арсенового колчедану, відновленням арсеновмісного ангідриду та ін. Сьогодні для отримання металевого арсену найчастіше нагрівають арсенопірит у муфельних печах без доступу повітря. При цьому вивільняється арсен, пари якого конденсуються і перетворюються на твердий арсен в залізних трубках, що виступають з печей, і знаходяться в особливих керамісних приймачах. Залишок в печах потім нагрівають при доступі повітря, і тоді арсен перетворюється на As₂O₃. Металевий арсен виробляють в досить незначних кількостях, і головна частина арсенвмісних руд переробляють на білий арсен, тобто в триоксид арсену — арсенистий ангідрид As₂О₃. Ще добувають арсен нагріванням без доступу повітря з арсенопіриту:

FeAsS_(тв) → FeS_(тв)+As_(г)

Арсенопірит розкладається при нагріванні на сульфід заліза і елементарний арсен (з сублімацією As на холодному місті).

Арсен для напівпровідників добувають відновленням воднем із дистильованого AsCl₃.

2AsCl₃ + 3H₂ → 6HCl + 2As

Арсенхлорид реагує з воднем утворюючи хлороводень та елементарний арсен.

2 ПОШИРЕННЯ В ПРИРОДІ. ЗАГАЛЬНА ХАРАКТЕРИСТИКА ПРОСТОЇ РЕЧОВИНИ
Хімічний символ Арсену – Аs.

Це лементи VА групи. На зовнішньому енергетичному рівні 5ē: 4s²4p³.

Атомний радіус більший ніж у Нітрогену і Фосфору, тому він має менше значення електронегативності і менші окислювальні властивості. В Арсену більше виражені металічні властивості, ніж у Нітрогену і Фосфору. У сполуках проявляє ступні окислення: +5, +3, -3.

В природі зустрічається в сполуках з металами або сіркою:

Аs₂S₃ – ауріпігмент;

Аs₄S₄ – реальгар;

Fe AsS – миш’яковий колчедан.

Вміст з земній корі становить 5^.10^-4% (мас.).

Одержують при нагріванні миш’якового колчедану без доступу повітря:

Fe As S → FeS+Аs↑

Або із ауріпігменту:

2Аs₂S₃ + 90₂ = → 6SO₂ + 2Аs₂O₃

Аs₂O₃+ 3C = 3CO + 2As

Алотропічні модифікації

Подібно до фосфору Арсен (миш’як) існує в кількох алотропічних видозмінах. Найстійкіший за звичайних умов і при нагріванні металічний, або сірий миш’як.

Сірий (металічний) миш’як – сріблясто-сіра кристалічна речовина з металічним блиском (ρ = 5.72 г/см²). Не розчиняється у воді і органічних розчинниках. При нагріванні він сублімується. Він електропровідний.

Жовтий миш’як – жовта кристалічна речовина, яка легко окислюється і переходить в сірий миш’як.

Чорний миш’як – аморфна речовина, яка при слабкому нагріванні переходить в сірий миш’як.

3 ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ОКСИДІВ

Серед складних неорганічних речовин виділяють оксиди, гідроксиди, кислоти, солі та комплексні сполуки.

Оксиди – складні речовини, що складаються з двох елементів, один з яких Оксиген у ступені окиснення –2. В оксидах не існує зв’язку між атомами Оксигену. Сполуки, у яких є такий зв’язок, називають пероксидами, ступінь окиснення Оксигену у них –1, їх відносять до класу солей гідроген пероксиду Н₂О₂ (табл. 13.5).

Хімічну (систематичну назву) оксидів складають з двох слів: перше – назва елемента у називному відмінку, друге – оксид. Якщо елемент може утворювати кілька оксидів, то у назві оксиду, після назви елемента вказують у дужках його ступінь окиснення (римською цифрою, без знаків “–” чи “+”). Іноді оксиди складу ЕО називають монооксидами, ЕО₂ – діоксидами тощо. Деякі оксиди мають тривіальні назви

Деякі бінарні сполуки елементів з Оксигеном

Формула	Графічна формула	Назва
Н₂О		гідроген оксид, вода
СО₂		карбон (IV) оксид, карбон діоксид, вуглекислий газ
N₂O₅		нітроген (V) оксид, нітроген пентаоксид, нітратний ангідрид
Н₂О₂		гідроген пероксид
BaO₂		барій пероксид

Основні способи одержання оксидів

Взаємодія простих речовин з киснем, що супроводжується виділенням тепла і світла – горіння:

а) металів: 4Al + 3O₂ = Al₂O₃;                  2Сu + O₂ = 2CuO;

Таким способом неможливо одержати оксиди лужних металів, які при взаємодії з киснем утворюють пероксиди або надпероксиди (супероксиди):

2Na + O₂ = Na₂O₂,                            К + O₂ = КO₂,

тому оксиди таких елементів одержують іншими методами:

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O;            4КO₂ = 2К₂O + 3O₂

б) неметалів: 2Н₂ + O₂ = 2Н₂O;                 С + О₂ = СО₂.

2. Взаємодія складних речовин з киснем:

а) неорганічних: 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂;   2SO₂ + O₂ = 2SO₃;

б) органічних: СН₄ + 2O₂ = СО₂ + 2Н₂O; С₂Н₅ОН + 3O₂ = 2СО₂ + 3Н₂O.

3. Термоліз складних речовин:

а) оксидів: 2PbO₂ = 2PbO + O₂;                2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂;

а) гідроксидів: Сu(OH)₂ = CuO + H₂O;    2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O;

а) кислот: 4НNO₃ = 4NO₂ + 2H₂O + O₂; H₂SO₃ = SO₂ + H₂O;

а) солей: СаСO₃ = СаO + СO₂;                 NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O;

Існують специфічні способи добування деяких оксидів, їх розглянуто при вивченні відповідних елементів.

Класифікація оксидів

Усі оксиди поділяють на солетвірні і несолетвірні (індиферентні) (схема 13.1).

Несолетвірні (індиферентні) оксиди не утворюють солей у реакціях з кислотами і основами. Таких оксидів 4: карбон (ІІ) оксид СО, силіцій (ІІ) оксид SiO, нітроген (І) оксид N₂O, нітроген (ІI) оксид NO. Однак, відомий спосіб одержання натрій форміату базується на реакції:

СО + NaOH = HCOONa (тиск 15 атмосфер).

Солетвірні оксиди у реакціях з кислотами або основами утворюють солі:

СаО + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O;                   CO₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.

Серед солетвірних виділяють основні, кислотні та амфотерні оксиди.

Основні – оксиди, гідрати яких – основи. Основними є оксиди лужних (Li, Na, K) і лужноземельних (Ca, Sr, Ba) металів, а також оксиди Cu (II), Fe (II) та Fe (III). У них переважно реалізується іонний хімічний зв’язок, за н. у. усі вони – тверді речовини.

Фізичні властивості оксидів

За н.у. оксиди перебувають у газоподібному (N₂O, CO₂), рідкому (H₂O, SO₃) або твердому (оксиди металів) стані.

Хімічні властивості основних оксидів

1. Взаємодія з водою з утворенням лугів:

Na₂O + H₂O = 2NaOH;           CaO + H₂O = Ca(OH)₂.

Оксиди Cu (II), Fe (II) та Fe (III) з водою не взаємодіють.

2. Взаємодія з кислотами з утворенням солей та води:

Li₂O + 2HCl = 2LiCl + H₂O;             СuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + Н₂О.

3. Взаємодія з кислотними та амфотерними оксидами з утворенням солей:

K₂O + CO₂ = K₂CO₃;     Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂;

FeO + SO₃ = FeSO₄;      BaO + ZnO = BaZnO₂.

4. Взаємодія з амфотерними гідроксидами з утворенням солей та води:

Na₂O + Al(OН)₃ = 2NaAlO₂ + 3Н₂О.

5. Участь в окисно-відновних реакціях:

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe;              3CuO + 2NH₃ =3Cu + N₂ + 3H₂O.

Кислотні – оксиди, гідрати яких – кислоти. Ці оксиди ще називають ангідридами кислот. Кислотними є оксиди неметалів та металів у високих (+5 – +7) ступенях окиснення. В кислотних оксидах реалізується ковалентний полярний хімічний зв’язок, за н.у. вони перебувають у газовому (СО₂, SO₃), рідкому (N₂O₅, Cl₂O₇) або твердому (Р₂О₅, Mn₂O₇) стані.

Хімічні властивості кислотних оксидів.

1. Взаємодія з водою з утворенням кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;               P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄.

Кислотні оксиди, утворені елементами, що перебувають у проміжному ступені окиснення у цьому випадку утворюють дві кислоти:

2N⁺⁴O₂ + H₂O = HN⁺³O₂ + HN⁺⁵O₃;           2Cl⁺⁶O₃ + H₂O = HCl⁺⁵O₃ + HCl⁺⁷O₄.

2. Взаємодія з лугами з утворенням солей:

СO₂ + Ca(OH)₂ = Ca(HCO₃)₂;                    SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O.

Кислотні оксиди, утворені елементами, що перебувають у проміжному ступені окиснення у цьому випадку утворюють дві солі:

2N⁺⁴O₂ + 2NaOH = NaN⁺³O₂ + NaN⁺⁵O₃ + H₂O.

3. Взаємодія з основними та амфотерними оксидами з утворенням солей:

P₂O₅ + 3Na₂O + = 2Na₃PO₄;             SO₃ + ZnO = ZnSO₄.

4. Взаємодія з амфотерними гідроксидами з утворенням солей та води:

3N₂O₅ + 2Al(OН)₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3Н₂О.

5. Взаємодія у розчинах із середніми солями відповідних кислот з утворенням кислих солей (якщо це можливо):

СO₂ + СаСО₃ + Н₂О = Са(НСO₃)₂.

6. Участь в окисно-відновних реакціях:

С⁺⁴О₂ + С⁰ = 2С⁺²О;      4Cr⁺⁶O₃ + C^–4₂H₅OH = 2Cr⁺³₂O₃ + 2C⁺⁴O₂ + 3H₂O;

S⁺⁴O₂ + 2H₂S^–2 = 3S⁰ + 2H₂O; Mn⁺⁴O₂ + 4HCl^–1 = Mn⁺²Cl₂ + Cl⁰₂ + 2H₂O.

Амфотерні оксиди – залежно від умов виявляють властивості основних або кислотних оксидів. Їх утворюють лише метали побічних підгруп, які перебувають у проміжних ступенях окиснення, а також берилій Be та алюміній Al. В амфотерних оксидах реалізується іонно-ковалентний хімічний зв’язок, за н.у. – усі вони тверді речовини.

Хімічні властивості амфотерних оксидів

З водою не реагують, амфотерні гідроксиди одержують іншими методами (див. Амфотерні гідроксиди).
1. Аналогічно з основними, реагують з кислотами та кислотними оксидами, утворюючи солі:

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O; Cr₂O₃ + 3SO₃ = Cr₂(SO₄)₃.

Аналогічно з кислотними, реагують у розплаві з основами та основними оксидами, утворюючи солі:

ZnO + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂O; Al₂O₃ + Na₂O = 2Na₂AlO₂.

Воду теж можна розглядати як амфотерний оксид, оскільки вона при дисоціації утворює іони Н⁺ і ОН^–:

Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^–, або Н₂О + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + ОН^–,

і реагує з кислотними та основними оксидами з утворенням кислот або основ відповідно.

Застосування оксидів розглянуто при вивченні хімії елементів.

4 ЗНАЧЕННЯ ХІМІЧНОГО ЕЛЕМЕНТА В МЕДИЦИНІ ТА ТЕХНІЦІ
Як вільний Арсен, так і всі його сполуки – сильні отрути. Смертельна доза для людини Аs₂O₃ 0,1 г (білий миш’як).

При отруєнні виникає порушення нервової системи, загальна слабкість, параліч, в результаті наступає смерть. При легкому отруєнні – рвота, діарея, сильні болі в животі.

Для лікування вводять підшкірно апоморфін, а як протиотруту дають свіжеприготовлену суміш MgO і Fe (ОН)₃, збовтану з Fe₂(SO₄)₃ по чайній ложці через кожні 10 хв.

Використання.

1. Сполуки Арсену при виправці шкіри і хутра.

2. В сільському господарстві для боротьби із шкідниками.

3. В медицині Na₂HAsO₄ KAsO₂, входить до складу новарсенолу.

4. Входить до складу сплавів (твердість, стійкість до дії окисників), які використовують як напівпровідники в електронній техніці.

5. Як мікроелемент Арсен стимулює життєдіяльність організму людини і міститься в сечі та тканинах тварин і клітинах рослин.

Застосовують арсен для виготовлення деяких сплавів, особливо чистий — у напівпровідниковій техніці; сполуки його використовують як інсектициди, деякі — у медицині.

ПЕРЕЛІК ПОСИЛАНЬ НА ДЖЕРЕЛА
1 Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0

2 Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Донецьк : Донбас, 2004. — ISBN 966-7804-14-3.

© Усі права захищені
написати до нас