요소의 유사점:

원자의 외부 전자층의 동일한 구조 ns 2 np 3;

P-요소;

더 높은 마을 영형. +5와 같음;

낮은 s. 영형. -3과 같습니다(Sb 및 Bi의 경우 특징이 없음).

그룹 V의 주요 하위 그룹의 요소의 경우 그룹 이름 "pnictogens"가 때때로 사용되며 "할로겐" 및 "칼 코겐"이라는 용어와 유사하게 도입되고 인 P 및 질소 N 요소의 기호에서 파생됩니다.

원자의 원자가 상태

P, As, Sb, Bi 원자의 경우 2가지 원자가 상태가 가능합니다.

기본 ns 2 np 3

뿔의 ns 1 np 3 nd 1

질소와 하위 그룹의 다른 원소의 차이점

1. 질소 원자의 외부 전자층에는 d-오비탈이 없기 때문에 교환 메커니즘에 따라 질소 원자에 의해 형성된 공유 결합의 수는 3개를 초과할 수 없습니다.

2. 질소 원자의 2s 하위 준위에 고립 전자쌍이 존재하면 공여체-수용체 메커니즘을 통해 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 따라서 N의 가장 높은 원자가는 IV입니다.

3. 산소가 있는 화합물에서 질소는 +1, +2, +3, +4, +5의 산화 상태를 나타냅니다.

원소의 성질과 원소가 형성하는 물질의 수직적 변화

할로겐 및 칼코겐과 달리 V족의 주요 하위 그룹에는 핵의 전하와 원자 반경이 증가함에 따라 원소와 이들이 형성하는 단순 물질의 특성에 더 극적인 변화가 있습니다.

원소의 성질과 원소가 형성하는 단순 물질의 수직적 변화
	비금속			비금속성의 징후가 있는 금속
산화물과 수산화물	질소와 그 산소 화합물은 여러 가지 차이점으로 인해 별도로 간주됩니다.
E 2 O 3 및 해당 수산화물		P2O3(P4O6)산화물	양쪽성 징후가 있는 2 O 3 산성 산화물로서	Sb 2 O 3 양쪽성 산화물	Bi 2 O 3 염기성 산화물
E 2 O 5 및 해당 수산화물		P 2 O 5 (P 4 O 10)산화물	2 O 5 산성 산화물로서	Sb 2 O 5 산성 산화물	Bi 2 O 5 양쪽성 깨지기 쉬움
		HPO3(H3PO4)
		약산
	산성 특성이 약해짐
	기본 속성이 강화되었습니다.

수소 화합물 EN 3

V족의 주요 하위 그룹의 원소는 수소와 함께 휘발성 화합물을 형성하며, 이는 독특한 냄새가 나는 유독 가스입니다. 그들은 강력한 환원제입니다. VII 및 VI 족의 비금속 수소 화합물과 달리 수용액에서 H + 이온을 형성하지 않습니다. 즉 산성 특성을 나타내지 않습니다.

다섯 번째 요소 그룹의 일반적인 특성.

주기율표의 주요 하위 그룹 V 0 01 F에는 질소, 인, 비소, 안티몬 및 비스무트가 포함됩니다. 원자의 바깥층에 5개의 전자를 가지고 있는 이 원소들은 일반적으로 다음과 같은 특징이 있습니다.

비금속처럼요. 그러나 전자를 부착하는 능력은 VI 및 VII 그룹의 해당 요소보다 훨씬 덜 뚜렷합니다. 5개의 외부 전자가 존재하기 때문에 이 하위 그룹 원소의 가장 높은 양의 산화는 -5이고 음의 산화는 -3입니다. 전기 음성도가 상대적으로 낮기 때문에 문제의 원소와 수소의 결합은 극성이 낮습니다. VI 및 VII족 원소의 수소와 결합합니다. 따라서 이들 원소의 수소화합물은 수용액에서 수소이온(H)을 제거하지 않으므로 산성을 띠지 않는다. 질소 하위 그룹 요소의 물리적, 화학적 특성은 다음과 같이 변합니다.

0 0 1 에서 관찰된 것과 동일한 순서로 일련 번호를 증가시킵니다.

0 0 1 이전에 고려한 그룹의 경우 그러나 비금속 특성은 다음과 같이 표현됩니다.

산소, 특히 불소보다 약하고 0 0 1 F로 전환되는 동안 이러한 특성이 약화되면 다음 원소는 금속 특성의 출현 및 증가를 수반합니다.

후자는 비소에서 이미 눈에 띄고 안티몬은 두 가지 특성을 거의 동일하게 가지며 비스무트에서는 금속 특성이 비금속 특성보다 우세합니다. 요소 설명. 질소(그리스어 ázōos - 생명이 없는, 위도 Nitrogenium에서 유래), N, 화학 원소 V

멘델레예프 주기율표 그룹, 원자 번호 7, 원자 질량 14.0067; 무색, 무취, 무미의 가스. 역사적 참고자료. 질소 화합물(초석, 질산, 암모니아)은

자유 상태에서 질소가 생산되기 오래 전에 알려져 있습니다. 1772년에 유리종에 인과 기타 물질을 태우는 D. 러더포드(D. Rutherford)는 연소 후 남은 가스(그가 "질식하는 공기"라고 불렀음)는 호흡과 연소를 지원하지 않는다는 것을 보여주었습니다. 1787년 A. Lavoisier는 공기를 구성하는 "생명" 및 "질식" 가스가 단순 물질임을 확인하고 "질소"라는 이름을 제안했습니다. 1784년에 G. Cavendish는 질소가 질산염의 일부임을 보여주었습니다. 이것은 J. A. Chaptal이 1790년에 제안한 라틴어 이름 질소(후기 라틴어 nitrum - 초석 및 그리스 gennao - 나는 출산하고 생산합니다)에서 유래한 곳입니다. 19세기 초. 자유 상태에서 질소의 화학적 불활성과 결합된 질소로서 다른 원소와 화합물에서 질소의 배타적인 역할이 명확해졌습니다. 그 이후로 공기 질소의 "결합"은 화학의 가장 중요한 기술적 문제 중 하나가 되었습니다. 자연의 보급. 질소는 지구상에서 가장 흔한 원소 중 하나입니다.

지구와 그 부피(약 4'1015 티)은 대기 중에 자유 상태로 농축되어 있습니다. 공기 중 유리 질소(N2 분자 형태)는 78.09부피%(또는 75.6질량%)이며, 암모니아와 산화물 형태의 미량 불순물은 제외됩니다. 암석권의 평균 질소 함량은 1.9'10-3질량%입니다. 천연 질소 화합물. - 염화암모늄 NH4Cl 및 다양한 질산염(참조.

초석.) 초석의 대량 축적은 건조한 사막 기후(칠레, 중앙 아시아)의 특징입니다. 오랫동안 질산염은 산업용 질소의 주요 공급원이었습니다(현재는 공기 질소와 수소로부터 암모니아를 산업적으로 합성하는 것이 질소 고정에 가장 중요합니다). 소량의 고정 질소는 석탄(1~2.5%)과 석유(0.02~1.5%)뿐만 아니라 강, 바다, 바다에서도 발견됩니다. 질소는 토양(0.1%)과 살아있는 유기체(0.3%)에 축적됩니다.

"질소"라는 이름은 "생명을 유지하지 못한다"는 의미이지만 실제로는 생명에 필수적인 요소입니다. 동물과 인간의 단백질에는 16~17%의 질소가 포함되어 있습니다. 육식 동물의 유기체에서는 초식 동물의 유기체와 식물에 존재하는 단백질 물질이 소비되어 단백질이 형성됩니다. 식물은 토양에 함유된 질소 성분(주로 무기물)을 동화시켜 단백질을 합성합니다. 공기 중의 유리 질소를 질소 화합물로 전환할 수 있는 질소 고정 미생물 덕분에 상당한 양의 질소가 토양에 유입됩니다. 질소 순환은 자연에서 발생하며 주요 역할은 다음과 같습니다.

미생물 - 질산화, 탈질화, 질소 고정 등. 그러나 식물이(특히 집약적 농업을 통해) 토양에서 막대한 양의 고정 질소를 추출한 결과 토양의 질소가 고갈됩니다. 질소 결핍은 거의 모든 국가의 농업에서 일반적입니다. 축산업에서도 질소 결핍이 관찰됩니다(“단백질 기아”). 이용 가능한 질소가 부족한 토양에서는 식물이 잘 자라지 않습니다. 질소비료와 동물에게 단백질을 공급하는 것은 농업을 발전시키는 가장 중요한 수단이다. 인간의 경제 활동은 질소 순환을 방해합니다. 따라서 연료를 태우면 대기가 질소로 풍부해지며, 비료를 생산하는 공장에서는 공기 중의 질소를 결합시킵니다. 비료와 농산물을 운반하는 것은 질소를 지구 표면에 재분배합니다. 질소는 태양계에서 수소에 이어 네 번째로 풍부한 원소입니다.

헬륨과 산소). 동위원소, 원자, 분자. 천연 질소는 두 가지 안정 동위원소인 14N으로 구성됩니다.

(99.635%) 및 15N(0.365%). 15N 동위원소는 화학 및 생화학 연구에 표지된 원자로 사용됩니다. 질소의 인공 방사성 동위원소 중에서 13N의 반감기가 가장 깁니다(T1/2 - 10.08). 분), 나머지는 수명이 매우 짧습니다. 대기의 상층에서는 우주 방사선의 중성자의 영향으로 14N이 방사성 탄소 동위원소 14C로 변합니다. 이 과정은 14C를 생산하기 위한 핵반응에도 사용됩니다. 질소 원자의 외부 전자 껍질. 5개의 전자로 구성됩니다(하나의 비공유 전자쌍과 3개의 짝을 이루지 않은 전자 - 구성 2) 에스 22피 3). 대부분 질소입니다. 화합물에서는 짝을 이루지 않은 전자로 인해 3-공유결합입니다(암모니아 NH3에서처럼). 비공유 전자쌍의 존재는 또 다른 공유 결합의 형성으로 이어질 수 있으며, 질소는 4-공유 결합이 됩니다(암모늄 이온 NH4+에서처럼). 질소 산화 상태는 +5(N2O5에서)부터 -3(NH3에서)까지 다양합니다. 정상적인 조건, 즉 자유 상태에서 질소는 N2 분자를 형성하며, 여기서 N 원자는 세 개의 공유 결합으로 연결됩니다. 질소 분자는 매우 안정적입니다. 원자로의 해리 에너지는 942.9입니다. kJ/mol (225,2 kcal/mol), 그러므로 심지어 티약 3300°C의 질소 해리 정도. 0.1% 정도에 불과하다. 물리적, 화학적 특성. 질소는 공기보다 약간 가볍습니다. 밀도 1.2506 킬로그램/

m3(0°C 및 101325에서 n/m2또는 760 mmHg 미술.), tpl-209.86°C, 끓이다-195.8?C. A. 액화하기 어려움: 임계 온도가 매우 낮고(-147.1 ° C) 임계 압력이 높습니다. 3.39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); 액체질소의 밀도 808 kg(m3.질소는 산소보다 물에 덜 용해됩니다. 0°C에서 1 m3 H2O는 23.3을 녹인다 G질소. 질소는 물보다 일부 탄화수소에 더 잘 녹습니다. 리튬, 칼슘, 마그네슘, 질소 등 활성 금속만 사용

상대적으로 낮은 온도로 가열하면 상호 작용합니다. 질소는 고온 및 촉매 존재 하에서 대부분의 다른 원소와 반응합니다. 질소와 산소의 화합물 N2O, NO, N2O3, NO2 및 N2O5는 잘 연구되었습니다. 이들로부터 원소의 직접적인 상호작용(4000°C) 동안 NO 산화물이 형성되며, 이는 냉각 시 이산화질소(NO2)로 쉽게 산화됩니다. 대기 중에는 대기 방전 중에 질소 산화물이 형성됩니다. 또한 질소와 산소의 혼합물을 전리 방사선에 노출시켜 얻을 수도 있습니다. 질소 N2O3와

무수질소 N2O5는 각각 아질산 HNO2와 질산 HNO3를 생성하여 염(아질산염과 질산염)을 형성합니다. 질소는 고온과 촉매 존재에서만 수소와 결합하여 암모니아 NH3가 형성됩니다. 암모니아 외에도 수소와 질소의 수많은 다른 화합물, 예를 들어 히드라진 H2N-NH2, 디이미드 HN-NH, 질산 HN3(H-N-N°N), 옥타존 N8H14 등이 알려져 있습니다. 대부분의 질소 및 수소 화합물은 유기 유도체 형태로만 분리됩니다. 질소는 할로겐과 직접 상호 작용하지 않으므로 모든 할로겐화 질소는 불소가 암모니아와 반응할 때 불화 질소 NF3-와 같이 간접적으로만 얻어집니다. 일반적으로 할로겐화질소는 안정성이 낮은 화합물입니다(NF3 제외). NOF, NOCI, NOBr, N02F 및 NO2CI와 같은 옥시할로겐화질소는 더 안정적입니다. 질소는 황과 직접 결합하지 않습니다. 질소 황 N4S4는 액체 황과 암모니아의 반응의 결과로 얻어집니다. 뜨거운 코크스가 질소와 반응하면 시아노겐(CN)이 생성됩니다.;. 아세틸렌 C2H2와 함께 질소를 1500°C로 가열하면 시안화수소 HCN을 얻을 수 있습니다. 고온에서 질소와 금속의 상호 작용으로 인해 질화물(예: Mg3N2)이 형성됩니다. 일반 질소가 전기 방전에 노출되는 경우 [압력 130 - 270 n/m2(1- 2

mmHg)] 또는 B, Ti, Mg 및 Ca 질화물이 분해되는 동안뿐만 아니라 공기 중 방전 중에 활성 질소가 형성될 수 있는데, 이는 에너지 보유량이 증가된 질소 분자와 원자의 혼합물입니다. 분자 질소와 달리 활성 질소는 산소, 수소, 황 증기, 인 및 일부 금속과 매우 에너지적으로 상호 작용합니다. 질소는 많은 중요한 유기 화합물(아민,

아미노산, 니트로 화합물 등). 접수 및 신청. 실험실에서는 질소를 쉽게 얻을 수 있습니다.

아질산암모늄 농축 용액: NH4NO2 - N2 + 2H2O를 가열합니다. 질소를 생산하는 기술적 방법은 사전에 액화된 공기를 분리한 후 증류하는 것을 기반으로 합니다. 추출된 유리질소의 주요 부분은 산업용으로 사용됩니다.

암모니아 생산은 질산, 비료, 폭발물 등으로 상당량 가공됩니다. 원소로부터 암모니아를 직접 합성하는 것 외에도 시안아미드 방법은 1000°C에서 탄화물 칼슘이 있다는 사실을 기반으로 1905년에 개발되었습니다. (전기로에서 석회와 석탄의 혼합물을 가열하여 얻음)는 유리 질소(CaC2 + N2 = CaCN2 + C)와 반응합니다. 생성된 시안아미드 칼슘은 과열 수증기의 작용으로 분해되어 암모니아를 방출합니다.

CaCN+3H2O=CaCO3+2NH3.

유리 질소는 다양한 화학 및 야금 공정의 불활성 매체, 수은 온도계의 여유 공간 채우기, 가연성 액체 펌핑 등 다양한 산업에서 사용됩니다. 액체 질소는 다양한 냉동 장치에 사용됩니다. 이는 강철 듀어 용기, 압축된 형태의 질소 가스(실린더)에 저장 및 운송됩니다. 많은 질소 화합물이 널리 사용되며, 고정 질소 생산은 1차 세계 대전 이후 급속히 발전하기 시작하여 현재 엄청난 비율에 도달했습니다.

인(lat. 인), P, 멘델레예프 주기율표 V족의 화학 원소, 원자 번호 15, 원자 질량 30.97376, 비금속. 천연 인은 하나의 안정 동위원소인 31P로 구성됩니다. 6개의 인공 방사성 동위원소가 획득되었습니다: 28P ( T1/2 - 6,27 비서), 29P( T1/2 - 4.45초); 30P( T1/2 - 2,55 분), 31P( T1/2

14,22 날), 32P( T1/2 - 25 날), 33P( T1/2 - 12,5 비서). 32P는 가장 큰 가치를 가지고 있습니다. , 상당한 b-방사 에너지를 보유하고 화학 및 생화학 연구에 표지된 원자로 사용됩니다. 역사적 참고자료. 일부 문헌 데이터에 따르면, 획득 방법은

인은 이미 아랍인들에게 알려졌습니다. 12세기 연금술사. 그러나 일반적으로 인이 발견된 연대는 1669년으로 간주됩니다. 당시 H. Brand(독일)는 소변의 증발로 인한 건조 잔류물을 모래와 함께 하소한 후 공기에 접근하지 않고 증류하여 인광을 내는 물질을 얻었습니다. 어둡고 처음에는 "차가운 불"이라고 불렸고 나중에는 그리스어에서 인이 나왔습니다. 포스포로스 - 빛나는. 곧 인을 얻는 방법이 그에게 알려졌습니다. 화학자 - I. Kraft, I. Kunkel; 1682년에 이 방법이 발표되었습니다. 1743년에 A. S. Marggraf는 인을 얻기 위해 다음과 같은 방법을 개발했습니다. 염화납과 소변의 혼합물을 증발 건조시키고 휘발성 생성물의 방출이 중단될 때까지 가열했습니다. 잔류물을 숯 가루와 혼합하고 점토 레토르트에서 증류했습니다. 인 증기가 물과 함께 리시버에서 응축되었습니다. 석탄으로 골재를 소성하여 인을 얻는 가장 간단한 방법은 K. Scheele에 의해 1771년에 제안되었습니다. 인의 원소 성질은 A. Lavoisier에 의해 확립되었습니다. 19세기 후반. 레토르트 용광로의 인산염으로부터 인의 산업적 생산이 발생했습니다. 20세기 초. 그들은 전기 오븐으로 대체되었습니다. 자연에서의 분포. 지각(클락)의 평균 인 함량 -

9.3×10-2중량%; 중형 암석에서는 1.6×10-1, 기본 암석에서는 1.4×10-1, 화강암 및 기타 산성 화성암에서는 적음 - 7×10-2, 초염기성 암석(맨틀)에서는 훨씬 적음 - 1, 7×10-2% ; 퇴적암에서는 1.7×10-2(사암)에서 4×10-2%(탄산암)까지. 인은 마그마 과정에 참여하고 생물권에서 활발하게 이동합니다. 두 공정 모두 대규모 축적과 관련되어 인회석과 인산염의 산업 침전물을 형성합니다. . 인은 매우 중요한 생물학적 요소이며 많은 유기체에 의해 축적됩니다. 지각 내 인 농도의 많은 과정은 생물학적 이동과 연관되어 있습니다. 인은 불용성 미네랄 형태로 물에서 쉽게 침전되거나 생물체에 의해 포획됩니다. 따라서 바닷물에는 인이 7×10-6%만 포함되어 있습니다. 약 180종의 인광물이 알려져 있으며, 주로 다양한 인산염이 존재하며, 그 중 인산칼슘이 가장 흔합니다. . 물리적 특성. 원소 인은 여러 가지 형태로 존재합니다.

동소체 변형은 주로 흰색, 빨간색 및 검정색입니다. 백린탄은 인 증기가 응축되어 형성되는 특유의 냄새를 지닌 왁스 같은 투명한 물질입니다. 불순물이 있는 백린(적린, 비소, 철 등의 미량) - 노란색으로 칠해져 상업용 백린탄입니다. 노란색이라고 합니다. 백린탄에는 a형과 b형의 두 가지 형태가 있습니다. a- 수정은 입방 시스템의 결정을 나타냅니다( ㅏ- 18.5); 밀도 1.828 g/cm3, 티약 44.1°C, 티 kip 280.5 °C, 융해열 2.5 kJ/mol P4(0.6 kcal/mol P4), 증발열 58.6 kJ/mol P4(14.0 kcal/mol P4) , 25°C에서의 증기압력 5.7 n/m2 (0,043 mmHg 미술.). 0 ~ 44 °C의 온도 범위에서 선팽창 계수는 12.4 × 10-4입니다. , 열전도율 0.56 화/(중×K), 25°C에서. 백린탄의 전기적 특성. 유전체에 가까움: 밴드 갭 약 2.1 이브,전기저항률 1.54×1011 옴× 센티미터,반자성, 특정 자기 감수성 - 0.86×10-6. 브리넬 경도 6 Mn/m2 (0,6 kgf/mm2). 백린탄의 a형은 이황화탄소에 잘 녹고, 액체 암모니아, 벤젠, 사염화탄소 등에 덜 잘 녹습니다. -76.9°C 및 0.1의 압력에서 Mn/m2(1kgf/cm2) a형이 저온 b형으로 변형됨(밀도 1.88) g/cm3). 압력이 1200으로 증가하면서 Mn/m2(12,000 kgf/cm2) 전이는 64.5°C에서 발생합니다. b형 - 복굴절이 있는 결정으로, 구조가 확실하게 확립되지 않았습니다. 백린탄은 독성이 있습니다. 온도가 약 40°C인 공기 중에서

스스로 발화하므로 물 속에 보관해야 함 (25 °C에서 물에 대한 용해도 3.3 × 10-4%) . 백린탄을 공기에 접근하지 않고 250~300°C에서 몇 시간 동안 가열하면 적린이 얻어집니다. 전이는 발열성이며 자외선과 불순물(요오드, 나트륨, 셀레늄)에 의해 가속화됩니다. 일반 상업용 적린은 거의 완전히 무정형입니다. 색상은 짙은 갈색에서 보라색까지입니다. 장기간 가열하면 밀도가 2.0에서 2.4까지 다양한 특성을 갖는 결정 형태(삼사정계, 입방체 등) 중 하나로 비가역적으로 변형될 수 있습니다. g/cm 3,티수십 기압의 압력에서 585 ~ 610 °C, 승화 온도 416 ~ 423 °C, 전기 저항률 109 ~ 1014 옴× 센티미터.적린은 공기 중에서 자연 발화하지 않습니다. 온도는 최대 240~250°C이지만 마찰이나 충격에 의해 스스로 점화됩니다. 물, 벤젠, 이황화탄소 등에 불용성이며 삼브롬화인에 용해됩니다. 승화 온도에서 적린은 증기로 변하고, 냉각되면 주로 백린이 생성됩니다. 백린탄을 압력(1.2-1.7) 하에서 200-220°C로 가열할 때 × 103 백만/분 2

[(12-17)×103 kgf/cm 2] 흑린탄이 형성된다. 이 변환은 압력 없이 수행될 수 있지만 수은과 소량의 흑린 결정(종자)이 있는 경우 370°C에서 8분간 수행됩니다. 날흑린은 사방정계 구조의 결정체입니다( ㅏ -3,31 , 비 - 4,38 , 와 함께-10.50), 격자는 특징적인 인을 함유한 섬유층으로 구성됩니다. 원자의 피라미드 배열, 밀도 2.69 g/cm3, 티 pl 1.8×103 압력 하에서 약 1000°C Mn/m2(18×103 kgf/cm2). 외관상 흑린은 흑연과 유사합니다. 반도체: 밴드갭 0.33 에브 25°C에서; 특정 전기 저항률은 1.5입니다. 옴× 센티미터,전기 저항의 온도 계수는 0.0077, 반자성, 비자화율은 0.27×10-6입니다. 자체 증기의 압력으로 560~580°C로 가열되면 적린으로 변합니다. 흑린은 활성도가 낮고 점화 시 착화되기 어렵기 때문에 공기 중에서 안전하게 처리할 수 있습니다. 인의 원자 반경은 1.34, 이온 반경: P5 + 0.35, P3 + 0.44, P3- 1.86입니다.

인 원자는 결합하여 이원자(P2), 사원자(P4) 및 중합체 분자를 형성합니다. 정상적인 조건에서 가장 안정적인 고분자 분자는 상호 연결된 P4 사면체의 긴 사슬을 포함하는 분자입니다. 800°C 이하의 액체, 고체(백린) 및 증기에서 인은 P4 분자로 구성됩니다. 800°C 이상의 온도에서는 P4 분자가 P2로 해리됩니다. , 이는 2000°C 이상의 온도에서 원자로 분해됩니다. 백린탄만이 P4 분자로 구성되어 있으며, 다른 모든 변형물은 폴리머입니다. 화학적 특성. 인 원자 3의 외부 전자 구성 s2 3p3, V

화합물에서 가장 특징적인 산화 상태는 +5, +3, -3입니다. 질소와 마찬가지로 화합물의 인은 주로 공유 결합입니다. 인화물 Na3P 및 Ca3P2와 같은 이온 화합물은 거의 없습니다. 질소와 달리 인은 유리 3을 가지고 있습니다. 디-에너지가 다소 낮은 궤도로 인해 배위 수가 증가하고 공여체-수용체 결합이 형성될 가능성이 있습니다. 인은 화학적으로 활성이 있고, 백린은 가장 큰 활성을 가지고 있습니다.

적린과 흑린은 화학 반응에서 훨씬 더 수동적입니다. 백린탄의 산화는 연쇄 반응 메커니즘을 통해 발생합니다. 인 산화는 일반적으로 화학발광을 동반합니다. 인이 과량의 산소에서 연소되면 오산화물 P4O10(또는 P2O5)이 형성되고, 결핍이 있으면 주로 삼산화물 P4O6(또는 P2O3)이 형성됩니다. 증기에 P4O7, P4O8의 존재가 분광학적으로 입증되었습니다. , P2O6, PO 및 기타 산화인. 오산화인은 과도한 건조한 공기에서 원소 인을 연소하여 산업 규모로 생산됩니다. P4O10의 후속 수화로 오르토-(H3PO4) 및 폴리-(H)가 생성됩니다. n+2피 N O3 피+ 1) 인산. 제외하고

또한 인은 인산 H3PO3, 인산 H4P2O6 및 차아인산 H3PO2뿐만 아니라 과산인 과인산 H4P2O8 및 모노과인산 H3PO5 인산 염(인산염)이 널리 사용됩니다. , 덜한 정도 - 아인산염과 차아인산염. 인은 모든 할로겐과 직접 결합하여 큰 이온을 방출합니다.

열의 양과 삼할로겐화물(PX3, 여기서 X는 할로겐), 펜타할로겐화물(PX5) 및 옥시할로겐화물(예: POX3)의 형성 . 100°C 이하에서는 인이 황과 융합하면 인과 황을 기반으로 한 고용체가 형성되고, 100°C 이상에서는 발열 반응이 일어나 결정성 황화물 P4S3, P4S5, P4S7, P4S10이 형성되며, 이 중 P4S5만 가열하면 P4S3으로 분해됩니다. 200°C 이상 및 P4S7에서는 분해되지 않고 녹습니다. P2O3S2, P2O3S3, P4O4S3, P6O10S5 및 P4O4S3과 같은 옥시황화인이 알려져 있습니다. 인은 질소에 비해 수소와 화합물을 형성하는 능력이 적습니다. 인산수소 포스핀 PH3 및 디포스핀 P2H4는 간접적으로만 얻을 수 있습니다. 인-질소 화합물 중에서 질화물 PN, P2N3, P3N5가 알려져 있습니다. 전기 아크를 통해 인 증기와 함께 질소를 통과시켜 얻은 고체의 화학적으로 안정한 물질입니다. 고분자 포스포니트릴 할라이드 - (PNX2)n(예: 폴리포스포니트릴 클로라이드) , 다양한 조건에서 펜타할라이드를 암모니아와 반응시켜 얻음; 아미도이미도포스페이트는 P-O-P 결합과 함께 P-NH-P 결합을 함유하는 일반적으로 중합체성 화합물입니다. 2000°C 이상의 온도에서 인은 탄소와 반응하여

PC3 카바이드는 일반 용매에 불용성이며 산이나 알칼리와 상호 작용하지 않는 물질입니다. 금속과 함께 가열하면 인은 인화물을 형성합니다. 인은 수많은 유기인 화합물을 형성합니다. 영수증. 원소 인의 생산이 수행됩니다.

실리카(석영 모래)가 있는 상태에서 코크스를 사용하여 1400~1600°C에서 천연 인산염(인회석 또는 인산염)으로부터 전열 환원:

2Ca3(PO4)2 + 10C + N SiO2 = P4 + 10CO + 6CaO× N SiO2 사전 분쇄 및 농축된 인 함유 광석을

실리카와 코크스를 특정 비율로 혼합하여 전기로에 넣습니다. 반응 온도를 낮추는 것은 물론, 환원 과정에서 배출되는 산화칼슘을 규산칼슘에 결합시켜 반응 속도를 높이는 데에도 실리카가 필요하며, 이는 용융 슬래그로 지속적으로 제거됩니다. 환원된 철의 일부와 인의 상호 작용에 의해 형성된 알루미늄, 마그네슘, 철 및 기타 불순물의 규산염 및 산화물과 인철(Fe2P, FeP, Fe3P)도 슬래그로 전달됩니다. 인철과 그 안에 용해된 소량의 인화망간 및 기타 금속은 이후 특수강 생산에 사용하기 위해 축적되면서 전기로에서 제거됩니다. 인 증기는 가스 부산물과 함께 전기로를 빠져나갑니다.

250-350 °C의 온도에서 제품 및 휘발성 불순물(CO, SiF4, PH3, 수증기, 유기 전하 불순물의 열분해 생성물 등)을 제거합니다. 먼지를 제거한 후 인을 함유한 가스는 응축 장치로 보내지며, 여기서 액체 기술 백린은 최소 50°C 온도의 수중에서 수집됩니다. 기체를 이용하여 인을 생산하는 방법이 개발되고 있습니다.

저온 플라즈마에서 수송 가스로 사용되는 천연 인산염 및 환원 가스(예: 메탄)의 해리 온도보다 높은 온도인 2500~3000°C까지 온도를 높여 생산을 강화하기 위한 환원제, 플라즈마 반응기.

애플리케이션. 생산된 인의 대부분은 인산, 인 비료 및 이를 기반으로 얻은 기술 염(인산염)으로 가공됩니다. . 백린탄은 소이탄과 연막탄, 폭탄에 사용됩니다. 빨간색

인 - 성냥 생산 중. 인은 비철금속 합금 생산에 탈산제로 사용됩니다. 최대 1%의 인을 첨가하면 페크랄 및 크로말과 같은 합금의 내열성이 향상됩니다. 일부 청동에는 인이 포함되어 있습니다. 유동성과 내마모성을 증가시킵니다. 금속의 인화물과 일부 비금속(B, Si, As 등)은 반도체 재료의 생산 및 도핑에 사용됩니다. 인은 인 함유 가소제(예: 트리크레실 인산염, 트리부틸 인산염 등), 의약품, 유기인계 살충제 생산을 위한 출발 물질로 사용되는 염화물과 황화물을 생산하는 데 부분적으로 사용되며 윤활제의 첨가제로도 사용됩니다. 그리고 연료. 안전 예방 조치. 백린탄과 그 화합물은 독성이 매우 높습니다. 작업

인은 장비를 조심스럽게 밀봉해야 합니다. 백린탄을 저장하십시오. 물속이나 밀봉된 금속 용기에 넣어야 합니다. 인을 사용하여 작업할 때는 안전 규정을 엄격히 준수해야 합니다. 신체의 인. 인은 가장 중요한 생물학적 요소 중 하나입니다.

모든 유기체의 생명에 필요합니다. 이는 오르토인산 및 피로인산과 그 유도체의 형태로 살아있는 세포에 존재하며 뉴클레오티드, 핵산, 인단백질, 인지질, 탄수화물의 인 에스테르, 많은 보조효소 및 기타 유기 화합물의 일부이기도 합니다. 화학 구조의 특성으로 인해 황 원자와 같은 인 원자는 고에너지 화합물에서 에너지가 풍부한 결합을 형성할 수 있습니다. 아데노신 삼인산(ATP), 크레아틴 인산염 등 생물학적 진화 과정에서 모든 생명체의 유전 정보 및 에너지 운반체의 주요 보편적 저장소가 된 것은 인 화합물이었습니다. 박사. 신체에서 인 화합물의 중요한 역할은 다양한 유기 화합물에 대한 포스포릴 잔기()의 효소적 첨가(인산화)가 대사에 참여하는 "통과" 역할을 하고, 반대로 유기 화합물의 절단이라는 사실에 있습니다. 포스포릴 잔기(탈인산화)는 이들 화합물을 활성 교환에서 제외합니다. 인 대사 효소 - 키나제, 포스포릴라제 및 포스파타제. 간은 동물과 인간의 체내에서 인 화합물의 변형에 주요 역할을 합니다. 인 화합물의 대사는 호르몬과 비타민 D에 의해 조절됩니다. 인 함량(100당 mg 단위) G건물 조직) - 식물 조직 - 230-350,

해양 동물 - 400-1800, 육상 동물 - 1700-4400, 박테리아 - 약 3000; 인체에는 특히 뼈 조직(약 5000개 이상), 뇌 조직(약 4000개) 및 근육(220-270)에 인이 많이 포함되어 있습니다. 인의 일일 인간 필요량은 1-1.2입니다. G(어린이의 경우 성인보다 높습니다). 식품 중에서 인이 가장 풍부한 것은 치즈, 고기, 계란, 콩류(완두콩, 콩 등)입니다. 신체의 인 균형은 일반적인 신진대사 상태에 따라 달라집니다. 인 대사를 위반하면 주로 에너지 대사에서 심각한 생화학적 변화가 발생합니다. 체내 인이 부족하면 동물과 인간은 골다공증 및 기타 뼈 질환이 발생하고 식물은 인 결핍이 발생합니다. . 살아있는 자연의 인 공급원은 토양에 함유되어 물에 용해되는 무기 화합물입니다. 인은 수용성 인산염의 형태로 식물에 의해 토양에서 추출됩니다. 동물은 일반적으로 식단을 통해 충분한 인을 섭취합니다. 유기체가 죽은 후 인은 다시 토양과 바닥 퇴적물로 들어가 참여합니다. 물질의 순환에서. 대사 과정 조절에서 인의 중요한 역할은 유기인 화합물의 작용에 대한 살아있는 세포의 많은 효소 시스템의 높은 민감도를 결정합니다. 이 상황은 의학에서 의약품 개발, 농업에서 인 생산에 사용됩니다.

비료뿐만 아니라 효과적인 살충제 생성에도 사용됩니다. 많은 인 화합물은 매우 독성이 강하며 일부 유기인 화합물은 화학전 작용제(사린, 소만, 타분)로 분류될 수 있습니다. 인 32P의 방사성 동위원소는 생물체의 모든 유형의 대사 및 에너지 연구의 지표로 생물학 및 의학에서 널리 사용됩니다. . 인을 함유한 의약품(아데노신삼인산,

피틴, 글리세로인산칼슘, 포스프렌 등)은 주로 조직 대사 과정에 영향을 미치며 근육 질환, 신경계, 결핵, 영양 손실, 빈혈 등에 사용됩니다. 인의 방사성 동위원소는 동위원소 지표로 사용됩니다. 신진 대사, 질병 진단 및 종양 방사선 치료 연구 .

비소(lat. Arsenicum), As, 멘델레예프 주기율표 V족의 화학 원소, 원자 번호 33, 원자 질량 74.9216; 강철 회색 결정. 이 요소는 하나의 안정 동위원소 75As로 구성됩니다. 역사적 참고자료. 황이 포함된 천연 화합물 비소(orpiment As2S3,

realgar As4S4)는 이러한 광물을 약과 페인트로 사용했던 고대 세계 사람들에게 알려져 있었습니다. 황화비소 연소 생성물인 산화비소(III) As2O3(“백색 비소”)도 알려져 있습니다. arsenikón이라는 이름은 이미 Aristotle에서 발견됩니다. 그것은 그리스어에서 파생되었습니다. ársen - 강하고 용감하며 비소 화합물을 지정하는 역할을 합니다(신체에 미치는 강한 영향을 기준으로 함). 러시아 이름은 "마우스"(생쥐와 쥐를 박멸하기 위해 비소 제제를 사용한 후)에서 유래 한 것으로 알려져 있습니다. 자유 상태에서 비소를 생산한 사람은 Albertus Magnus(약 1250년)에 기인합니다. 1789년에 A. Lavoisier는 화학 원소 목록에 비소를 포함시켰습니다. 자연에서의 분포. 지각의 평균 비소 함량(클라크)

1.7·10-4%(질량 기준), 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 휘발성 화합물 형태의 비소가 대기로 유입됩니다. 비소는 다가이기 때문에 그 이동은 산화환원 환경의 영향을 크게 받습니다. 지구 표면의 산화 조건에서 비산염(As5+)과 비소산염(As3+)이 형성됩니다. 이는 비소 매장지에서만 발견되는 희귀 광물입니다. 천연 비소와 As2+ 광물은 훨씬 덜 일반적입니다. 수많은 비소 광물(약 180개) 중에서 비소황철석 FeAsS만이 산업적으로 가장 중요합니다. 소량의 비소는 생명에 필수적입니다. 다만, 예금지역에서는

비소와 젊은 화산의 활동으로 인해 일부 지역의 토양에는 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. 비소가 가져온

강이 바다로 흘러가면 상대적으로 빨리 가라앉습니다. 바닷물에는 비소가 1·10-7%에 불과하지만 점토와 셰일에는 6.6·10-4%가 들어있습니다. 퇴적 철광석과 페로망간 단괴에는 비소가 풍부한 경우가 많습니다.

물리적, 화학적 특성. 비소에는 몇 가지 동소체 변형이 있습니다. 정상적인 조건에서 가장 안정적인 것은 소위 금속 또는 회색 비소 (a-As)-강철 회색 취성 결정질 덩어리입니다. 갓 부서지면 금속 광택이 나지만, 공기 중에서는 As2O3의 얇은 막으로 덮여 있기 때문에 빠르게 퇴색됩니다. 회색 비소의 결정 격자는 마름모꼴( ㅏ- 4.123Å, 각도 a – 54о10", 엑스- 0.226), 계층화됨. 밀도 5.72 g/cm3(20°C에서), 전기저항률 35·10-8 옴× 중, 또는 35·10-6 옴× 센티미터, 전기저항 온도계수 3.9·10-3 (0о-100 оC), 브리넬 경도 1470 Mn/m2, 또는 147 kgf/mm2(모스에 따르면 3-4); 비소는 반자성입니다. 대기압 하에서 비소는 녹지 않고 615°C에서 승화합니다. 삼중점(상태도 참조) a-As가 816°C이고 압력이 36°C이기 때문입니다. ~에. 비소 증기는 최대 800°C, 1700°C 이상에서는 As2 분자로 구성된 As4 분자로 구성됩니다. 액체 공기에 의해 냉각된 표면에 비소 증기가 응축되면 노란색 비소가 형성됩니다. 이는 밀도가 1.97인 왁스처럼 투명하고 부드러운 결정입니다. g/cm3, 백린탄과 특성이 유사합니다. 빛이나 약한 열에 노출되면 회색비소로 변합니다. 유리질 비정질 변형도 알려져 있습니다: 흑색 비소 및 갈색 비소. 270°C 이상으로 가열하면 회색 M으로 변합니다. 비소 원자의 외부 전자 구성 3 디 104에스 24피 3. 화합물의 비소

산화 상태는 + 5, + 3 및 - 3입니다. 회색 비소는 인보다 화학적 활성이 훨씬 낮습니다. 400°C 이상의 공기 중에서 가열되면 비소가 연소되어 As2O3를 형성합니다. 비소는 할로겐과 직접 결합합니다. 정상적인 조건에서 AsF5는 가스입니다. AsF3, AsCl3, AsBr3 - 무색, 고휘발성 액체; AsI3 및 As2l4는 적색 결정입니다. 비소와 황을 가열하면 주황색-빨간색 As4S4 및 담황색 As2S3과 같은 황화물이 생성됩니다. 담황색 황화물 As2S5는 발연 염산에 있는 비산(또는 그 염)의 얼음 냉각 용액에 H2S를 통과시켜 침전됩니다. 2H3AsO4 + 5H2S = As2S5 + 8H2O; 약 500°C에서 As2S3와 황으로 분해됩니다. 모든 M. 황화물은 물과 묽은 산에 용해되지 않습니다. 강한 산화제(HNO3 + HCl, HCl + KClO3의 혼합물)는 이를 H3AsO4와 H2SO4의 혼합물로 변환합니다. As2S3 황화물은 암모늄 및 알칼리 금속의 황화물 및 다황화물에 쉽게 용해되어 산 염(티오비소 H3AsS3 및 티오비소 H3AsS4)을 형성합니다. 산소와 함께 비소는 산화물 M. (III) As2O3 - 무수 비소 및 산화물 M. (V) As2O5 - 무수 비소를 생성합니다. 첫 번째는 금속 또는 그 황화물(예: 2As2S3 + 9O2 - 2As2O3 + 6SO2)에 산소가 작용하여 형성됩니다. As2O3 증기는 무색 유리 덩어리로 응축되며, 시간이 지남에 따라 작은 입방 결정, 밀도 3.865의 형성으로 인해 불투명해집니다. g/cm3. 증기 밀도는 공식 As4O6에 해당합니다. 1800°C 이상에서는 증기가 As2O3로 구성됩니다. 100에 G물이 녹는다 2.1 G As2O3(25°C에서). M. 옥사이드(III)는 산성 특성이 우세한 양쪽성 화합물입니다. 오르토비소 H3AsO3 및 메타비소 HAsO2 산에 해당하는 염(비소)이 알려져 있습니다. 산 자체는 얻어지지 않았습니다. 알칼리 금속과 암모늄 아비산염만이 물에 용해됩니다. As2O3 및 아비산염은 일반적으로 환원제(예: As2O3 + 2I2 + 5H2O - 4HI + 2H3AsO4)이지만 산화제(예: As2O3 + 3C - 2As + 3CO)일 수도 있습니다. 비소(V) 산화물은 비산 H3AsO4(약

200oC). 무색이며 약 500°C에서 As2O3와 O2로 분해됩니다. 비소산은 As 또는 As2O3에 농축된 HNO3가 작용하여 제조됩니다. 비소산염(비산염)은 알칼리 금속염과 암모늄염을 제외하고 물에 불용성입니다. 오르토비소 H3AsO4, 메타비소 HAsO3 및 피로비소 H4As2O7 산에 해당하는 염이 알려져 있습니다. 마지막 두 산은 유리 상태에서 얻어지지 않았습니다. 비소는 금속과 합금되면 대부분 화합물(비소화물)을 형성합니다.

접수 및 신청. 비소는 비소 황철석을 가열하여 산업적으로 생산됩니다.

FeAsS - FeS + As 또는 석탄을 이용한 As2O3 환원. 두 과정 모두 레토르트 방식으로 수행됩니다.

비소 증기의 응축을 위해 리시버에 연결된 내화 점토. 무수비소는 비소 광석을 산화 로스팅하거나 거의 항상 비소를 함유하는 다금속 광석을 로스팅하는 부산물로 얻습니다. 산화 로스팅 중에 As2O3 증기가 형성되어 수집 챔버에서 응축됩니다. 조악한 As2O3는 500-600°C에서 승화하여 정제됩니다. 정제된 As2O3는 비소 생산 및 그 제조에 사용됩니다.

총탄 생산에 사용되는 납에는 소량의 비소(0.2-1.0중량%)가 첨가됩니다(비소는 용융된 납의 표면 장력을 증가시켜 탄환이 구형에 가까운 모양을 갖게 하며, 비소는 경도를 약간 증가시킵니다). 납). 안티몬의 부분 대체품으로 비소는 일부 Babbitt 및 인쇄 합금에 포함되어 있습니다. 순수한 비소는 독성이 없지만 모든 화합물은 물에 용해되거나

매우 유독한 위액의 영향으로 용액에 들어가십시오. 비소수소는 특히 위험합니다. 생산에 사용되는 비소 화합물 중에서 무수비소가 가장 독성이 높습니다. 비철금속의 거의 모든 황화물 광석과 철(황) 황철석에는 비소 혼합물이 포함되어 있습니다. 따라서 산화 로스팅 중에 이산화황 SO2와 함께 As2O3가 항상 형성됩니다. 대부분은 연기 채널에서 응축되지만 처리 시설이 없거나 효율성이 낮은 경우 광석 로스팅로의 배기 가스는 눈에 띄는 양의 As2O3를 배출합니다. 순수 비소는 독성이 없지만 공기 중에 보관할 때 항상 독성 As2O3 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. 비소는 미량원소로서 어디에나 존재합니다.

살아있는 자연에서. 토양의 평균 비소 함량은 4·10-4%, 식물 재의 평균 함량은 3·10-5%입니다. 해양 유기체의 비소 함량은 육상 유기체보다 높습니다(어류의 경우 0.6-4.7). mg 1에서 킬로그램조물질이 간에 축적됩니다.) 인체의 평균 비소 함량은 0.08-0.2입니다. mg/kg. 혈액에서 비소는 적혈구에 집중되어 있으며, 이곳에서 헤모글로빈 분자와 결합합니다(그리고 글로빈 분획에는 헴의 두 배나 많은 양이 포함되어 있습니다). 그 중 가장 많은 양(1개당) G조직)은 신장과 간에서 발견됩니다. 많은 양의 비소가 폐와 비장, 피부와 머리카락에서 발견됩니다. 상대적으로 적음 - 뇌척수액, 뇌 (주로 뇌하수체), 생식선 등. 조직에서 비소는 주요 단백질 분획에서 발견되고 산 용해성 분획에서는 훨씬 적으며 그 중 작은 부분 만 발견됩니다. 지질 분획에서. 비소는 산화환원 반응(복합 탄수화물의 산화적 분해, 발효, 해당과정 등)에 관여합니다. 비소 화합물은 생화학에서 대사 반응을 연구하기 위한 특정 효소 억제제로 사용됩니다. 의학의 비소. 유기비소화합물(aminarsone, miarsenol,

novarsenal, osarsol)은 주로 매독 및 원생동물 질환 치료에 사용됩니다. 비소의 무기 제제 - 비소 나트륨 (비산 나트륨), 비산 칼륨 (비산 칼륨), 무수 비소 As2O3가 일반 강화제 및 강장제로 처방됩니다. 국소적으로 적용할 경우, 무기 비소 제제는 사전 자극 없이 괴사 효과를 일으킬 수 있으므로 이 과정은 거의 고통스럽지 않습니다. As2O3에서 가장 두드러지는 이 특성은 치과에서 다음 용도로 사용됩니다.

치아 치수의 파괴. 무기 비소 제제는 건선 치료에도 사용됩니다. 인공적으로 얻은 방사성 동위원소 M. 74As(T1/2 - 17.5 날) 및 76As(T1/2

26,8 시간)은 진단 및 치료 목적으로 사용됩니다. 그들의 도움으로 뇌종양의 위치가 명확해지고 제거의 급진성 정도가 결정됩니다. 방사성비소는 혈액질환 등에 사용되기도 한다. 국제방사선방호위원회의 권고에 따르면,

체내 최대 허용 함량 76As 11 맥퀴리. 소련에서 채택한 위생 기준에 따르면, 물과 개방형 저장소의 최대 허용 농도는 76A이며, 1·10-7입니다. 퀴리/l, 작업장 5·10-11 공기 중 퀴리/l. 모든 비소 제제는 매우 유독합니다. 급성 중독의 경우 심한 복통, 설사, 신장 손상이 관찰됩니다. 붕괴와 경련이 가능합니다. 만성 중독에서 가장 흔한 것은 위장 장애, 호흡기 점막의 카타르(인두염, 후두염, 기관지염), 피부 병변(발진증, 흑색증, 각화증) 및 민감성 장애입니다. 재생 불량성 빈혈의 발병이 가능합니다. 비소 제제로 인한 중독 치료에서 유니티올은 가장 중요합니다. 산업중독을 예방하기 위한 조치는 다음과 같은 목표를 세워야 한다.

주로 기술 프로세스의 기계화, 밀봉 및 먼지 제거에 중점을 두고 있으며, 효과적인 환기를 만들고 작업자에게 먼지 노출로부터 개인 보호 장비를 제공합니다. 근로자에 대한 정기적인 건강검진이 필요합니다. 예비 건강 검진은 채용 시 및 직원을 대상으로 6개월에 한 번씩 실시됩니다.

안티몬(lat. Stibium), Sb, 멘델레예프 주기율표 V족의 화학 원소; 원자 번호 51, 원자 질량 121.75; 금속은 은백색이며 푸른빛을 띤다. 자연계에는 121Sb(57.25%)와 123Sb(42.75%)라는 두 가지 안정 동위원소가 알려져 있습니다. 인공적으로 얻은 방사성 동위원소 중 가장 중요한 것은 122Sb( 티 1/2 - 2,8 심), 124Sb( 티 1/2 - 60,2 심) 및 125Sb( 티 1/2~2년).

역사적 참고자료. 안티몬은 고대부터 알려져 왔습니다. 동양 국가에서는 기원전 3000년경에 사용되었습니다. 이자형. 그릇을 만들기 위해. 고대 이집트에서는 이미 19세기에 있었습니다. 기원전 이자형. 메스텐(mesten) 또는 줄기(stem)라고 불리는 안티몬 글리터 파우더(천연 Sb2S3)를 사용하여 눈썹을 검게 만들었습니다. 고대 그리스에서는 stími와 stíbi로 알려졌으므로 라틴어 stibium이 되었습니다. 대략 12~14세기. N. 이자형. 안티몬이라는 이름이 나타났습니다. 1789년에 A. Lavoisier는 안티모인(현대 영어 안티몬, 스페인어 및 이탈리아어 안티몬, 독일 안티몬)이라는 화학 원소 목록에 안티몬을 포함시켰습니다. 러시아어 "안티몬"은 터키어 sürme에서 유래되었습니다. 그것은 눈썹을 검게 만드는 데에도 사용되는 납 반짝이 가루 PbS를 나타냅니다 (다른 출처에 따르면 "안티몬"-페르시아 수르메-금속에서 유래). 안티몬과 그 화합물을 생산하는 특성과 방법에 대한 자세한 설명은 1604년 연금술사 바실리 발렌틴(독일)에 의해 처음으로 제공되었습니다. 자연에 분포. 지각(클라크)의 평균 안티몬 함량 5 ×10-5

중량%. 안티몬은 마그마와 생물권에 분산되어 있습니다. 뜨거운 지하수에서 열수 침전물에 집중되어 있습니다. 안티몬 침전물 자체는 안티몬-수은, 안티몬-납, 금-안티몬 및 안티몬-텅스텐 침전물뿐만 아니라 알려져 있습니다. 27가지 안티몬 광물 중 스티브나이트(Sb2S3)는 산업적으로 매우 중요합니다. . 황과의 친화성으로 인해 안티몬은 종종 비소, 비스무트, 니켈, 납, 수은, 은 및 기타 원소의 황화물에서 불순물로 발견됩니다. 물리적, 화학적 특성. 안티몬은 결정질과 세 가지 형태로 알려져 있습니다.

무정형 형태(폭발성, 검정색 및 노란색). 폭발성 안티몬(밀도 5.64-5.97) g/cm 3) 접촉 시 폭발: 용액의 전기분해 중에 형성됨

SbCl3; 검정색(밀도 5.3 g/cm 3) - 안티몬 증기의 급속 냉각; 노란색 - 산소가 액화 SbH3에 전달될 때. 노란색과 검은색 안티몬은 불안정하며 저온에서는 일반 안티몬으로 변합니다. 가장 안정적인 결정질 안티몬 , 삼각 시스템에서 결정화되고, ㅏ - 4.5064 ; 밀도 6.61-6.73 g/cm 3(액체 - 6.55 g/cm 3); 티 mp 630.5°C; 티 kip1635-1645°C; 20-100 °C에서의 비열 용량 0.210 kJ/(kg ×에게 ) ; 20°C에서의 열전도율 17.6 W/M× K. 다결정질 C의 선팽창 온도 계수. 0~100°C에서 11.5 ×10-6; 단결정 a1의 경우 - 8.1×10-a2 - 0-400°C에서 19.5×10-6, 전기 저항률(20°C) (43.045×10-6 옴× 센티미터). 안티몬은 반자성체이며 비자화율은 -0.66×10-6입니다. 대부분의 금속과 달리 안티몬은 부서지기 쉽고 벽개면을 따라 쉽게 쪼개지고 분말로 분쇄되며 단조될 수 없습니다(때로는 반금속으로 분류됨). . 기계적 성질은 금속의 순도에 따라 달라집니다. 주조 금속의 브리넬 경도 325-340 백만/분 2 (32,5-34,0 kgf/mm 2); 탄성 계수 285-300; 인장강도 86.0 백만/분 2 (8,6 kgf/mm 2). Sb5s25r3 원자의 외부 전자 구성. 화합물에서는 주로 +5, +3 및 -3의 산화 상태를 나타냅니다. 화학적으로 안티몬은 비활성 상태입니다. 공기 중에서 산화되지 않음

녹는 온도. 안티몬은 질소 및 수소와 반응하지 않습니다. 탄소는 용융된 안티몬에 약간 용해됩니다. 금속은 염소 및 기타 할로겐과 적극적으로 상호 작용하여 안티몬 할로겐화물을 형성합니다. 630°C 이상의 온도에서 산소와 반응하여 Sb2O3를 형성합니다. . 황과 융합하면 황화안티몬이 얻어지며 인 및 비소와도 상호 작용합니다. 안티몬은 물과 묽은 산에 저항력이 있습니다. 농축된 염산과 황산은 안티몬을 천천히 용해시켜 SbCl3 염화물과 Sb2(SO4)3 황산염을 형성합니다. 농축된 질산은 안티몬을 더 높은 산화물로 산화시켜 수화된 화합물 xSb2O5×yH2O의 형태로 형성됩니다. 실질적인 관심을 끄는 것은 안티몬산의 난용성 염인 안티모네이트(MeSbO3 × 3H2O, 여기서 Me는 Na, K임)와 비분리된 메타안티몬산의 염(MeSbO2 × 3H2O)이며 환원 특성을 가지고 있습니다. S.는 금속과 결합하여 안티몬화물을 형성합니다. 영수증. 안티몬은 건식 야금 및 습식 야금 방법으로 얻습니다.

20-60% Sb를 함유한 정광 또는 광석 처리. 건식야금 방법에는 침전 및 환원 제련이 포함됩니다. 침전 제련의 원료는 황화물 농축물입니다. 이 공정은 철(Sb2S3 + 3Fe Û 2Sb + 3FeS)에 의한 황화물로부터 안티몬의 치환을 기반으로 합니다. 철은 스크랩 형태로 충전물에 도입됩니다. 용해는 1300-1400 °C의 반사식 또는 짧은 회전 드럼 용광로에서 수행됩니다. 거친 금속으로의 안티몬 회수율은 90% 이상입니다. 안티몬의 환원 제련은 숯이나 석탄 먼지와 폐석의 슬래깅을 사용하여 산화물을 금속으로 환원시키는 것을 기반으로 합니다. 환원 제련 전에는 과잉 공기를 사용하여 550°C에서 산화 로스팅이 진행됩니다. 콘크리트에는 비휘발성 사산화안티몬이 포함되어 있습니다. 전기로는 침전 및 환원 용융물 모두에 사용할 수 있습니다. 안티몬을 생산하는 습식 야금법은 원료를 알칼리성 황화물 용액으로 처리하고, 안티몬을 안티몬산 및 설포염의 염 형태로 용액으로 옮기고, 안티몬을 분리하는 두 단계로 구성됩니다. 전기 분해. 원재료의 조성과 생산 방법에 따라 거친 안티몬에는 Fe, As, S 등의 불순물이 1.5~15% 포함되어 있습니다. 순수한 안티몬을 얻으려면 건식 야금 또는 전해 정제가 사용됩니다. 건식 야금 정련 과정에서 안티모나이트(crudum)(Sb2S3)를 안티몬 용융물에 도입하여 철 및 구리 불순물을 황 화합물 형태로 제거한 후, 비소(비산나트륨 형태)와 황을 아래에 공기를 불어 넣어 제거합니다. 소다 슬래그. 수용성 양극을 이용한 전해정련 과정에서 철, 구리, 기타 금속에 ​​남아 있는 조안티몬을 정제합니다.

전해질(Cu, Ag, Au가 슬러지에 남아 있음) 전해질은 SbF3, H2SO4 및 HF로 구성된 용액입니다. 정제된 안티몬의 불순물 함량은 0.5~0.8%를 초과하지 않습니다. 고순도 안티몬을 얻기 위해 불활성 가스 분위기에서 구역 용융을 사용하거나 사전 정제된 화합물(삼산화물 또는 삼염화물)에서 안티몬을 얻습니다. 애플리케이션. 안티몬은 주로 납과 주석 합금의 형태로 사용됩니다.

배터리 플레이트, 케이블 피복, 베어링용(babbitt) , 인쇄에 사용되는 합금(하트) , 등. 이러한 합금은 경도, 내마모성 및 내식성이 향상되었습니다. 형광등에서 Sb는 할로인산칼슘으로 활성화됩니다. 안티몬은 게르마늄과 실리콘에 대한 도펀트로 반도체 재료에 포함되어 있을 뿐만 아니라 안티몬화물(예: InSb)에도 포함됩니다. 방사성 동위원소 12Sb는 g-방사선과 중성자의 소스로 사용됩니다. 신체의 안티몬. 안티몬 함량(100당 G건조물)이 들어있습니다.

식물 0.006 mg,해양동물의 경우 0.02 mg,육상동물의 경우 0.0006 mg.안티몬은 호흡기나 위장관을 통해 동물과 인간의 몸에 들어갑니다. 주로 대변으로 배설되며 소량은 소변으로 배설됩니다. 안티몬의 생물학적 역할은 알려져 있지 않습니다. 갑상선, 간, 비장에 선택적으로 집중되어 있습니다. 적혈구에서 안티몬은 주로 산화 상태 + 3, 혈장-산화 상태 + 5로 축적됩니다. 최대 허용 농도 C. 10-5 - 10-7 G 100으로 G마른 천. 더 높은 농도에서 이 요소는 지질, 탄수화물 및 단백질 대사의 여러 효소를 비활성화합니다(아마도 설프하이드릴 그룹을 차단한 결과) . 의료 행위에서는 안티몬 제제 (solyusurmin 등)가 사용됩니다.

주로 레슈마니아증과 일부 연충증(예: 주혈흡충증) 치료에 사용됩니다. 안티몬과 그 화합물은 독성이 있습니다. 정광을 제련하면 중독될 수 있음

안티몬 광석 및 안티몬 합금 생산. 급성 중독의 경우 - 상부 호흡기관, 눈, 피부의 점막 자극. 피부염, 결막염 등이 발생할 수 있습니다. 치료: 해독제(유니티올), 이뇨제, 발한제 등 예방: 생산의 기계화. 공정, 효율적인 환기 등

창연(lat. Bismuthum), Bi, V주기 그룹의 화학 원소

멘델레예프 시스템; 원자 번호 83, 원자 질량 208.980; 분홍빛이 도는 은회색 금속. 천연 비스무트는 하나의 안정 동위원소인 209Bi로 구성됩니다. V.는 15~16세기에 알려졌으나 오랫동안 주석의 일종으로 여겨졌는데,

납 또는 안티몬. 비스무트는 18세기 중반에 독립된 금속으로 인정받았습니다. 프랑스 화학자 A. Lavoisier는 그것을 단순 몸체 목록에 포함했습니다. "비스무트"라는 이름의 유래는 확립되지 않았습니다. 지각의 비스무트 함량은 2·10~5질량%이다. 비스무트는 자연적으로 발생합니다.

수많은 광물의 형태로, 그 중 가장 중요한 것은 비스무트 광택 Bi2S3, 천연 비스무트 Bi, 비스마이트 Bi2O3 등입니다. 대량이지만 농도가 낮을 ​​때 비스무스는 납-아연, 구리, 몰리브덴에서 동형 불순물로 발견됩니다. - 코발트 및 주석-텅스텐 광석. 전 세계 소비량의 약 90%는 다금속 광석 가공 과정에서 생산되는 비스무트에 의해 충당됩니다. 물리적, 화학적 특성. 비스무트는 마름모꼴 격자를 가지고 있습니다.

기간 ㅏ- 4.7457A 및 각도 α-57°14 " 13"" . 밀도 9.80 g/cm 3; 티 p1 271.3℃; 티킵 1560 °C. 비열용량(20°C) 123.5 J/kg K(0.0294 칼로리/g·와 함께); 열계수

실온에서 선형팽창 13.3·10-6; 열전도율(20°C) 8.37 W/(m·에게) ; 전기저항률(20°C) 106.8 10-8 옴· 중(106.8·10-6 옴· 센티미터). 비스무트는 가장 반자성 금속입니다. 비자화율은 -1.35·10-6입니다. 자기장의 영향으로 비스무스의 전기 저항은 다른 금속보다 더 크게 증가하며, 이는 강한 자기장의 유도를 측정하는 데 사용됩니다. 비스무트의 열중성자 포획 단면적은 작음(34 10-31 중 2 또는 0.034 헛간). 실온에서 비스무트는 깨지기 쉽고 벽개면을 따라 쉽게 쪼개지며 도자기 절구에서 분말로 분쇄됩니다. 120-150°C의 온도에서 단조; 핫 프레싱(240-250°C)을 통해 최대 0.1 직경의 와이어를 생산할 수 있습니다. mm, 두께가 0.2-0.3 인 플레이트뿐만 아니라 mm. 브리넬 경도 93 백만/분 2 (9,3 kgf/mm 2) Mohs 2.5에 따르면. 녹을 때 V.의 부피는 3.27% 감소합니다. 비스무트는 건조한 공기에서는 안정적이지만 습한 공기에서는 표면이

산화. 1000°C 이상으로 가열하면 푸른 불꽃을 일으키며 연소하여 Bi2O3 산화물을 형성합니다. . 전압 계열에서 비스무트는 수소와 구리 사이에 있으므로 묽은 황산 및 염산에 용해되지 않습니다. 농축 황산 및 질산의 용해는 SO2 및 해당 질소 산화물의 방출과 함께 발생합니다. 비스무트는 2, 3, 5의 원자가를 나타냅니다. 낮은 원자가의 비스무트 화합물

기본 성격을 갖고, 그 이상이면 산성을 띤다. 세계의 산소 화합물 중에서 가장 중요한 것은 삼산화물 Bi2O3이며, 가열하면 노란색이 적갈색으로 변합니다. Bi2O3는 비스무트 염을 얻는 데 사용됩니다. 묽은 용액에서는 비스무트염이 가수분해됩니다. BiCl3 염화물은 옥시염화물 BiOCl, Bi nitrate (NO3)3의 침전으로 가수분해됩니다 - 주요 염인 BiONO3·BiOOH의 침전으로. V. 염의 가수분해 능력은 정제에 사용됩니다. 5가 비스무트 화합물은 얻기가 어렵습니다. 그들은 강력한 산화제입니다. KBiO3 염(무수물 Bi2O5에 해당)은 KOH, KCl 및 Bi2O3 현탁액 혼합물의 끓는 용액을 전기분해하는 동안 백금 양극에 갈색-적색 침전 형태로 형성됩니다. 비스무트는 할로겐 및 황과 쉽게 결합합니다. 산이 비스무트와 마그네슘의 합금에 작용하면 비스무틴(비스무트 수소) BiH3가 형성됩니다. 아르신 AsH3와 달리 비스무틴은 불안정한 화합물이며 순수한 형태(과잉 수소 없이)로는 얻어지지 않습니다. 일부 금속(납, 카드뮴, 주석)의 경우 비스무트는 저융점 공융 물질을 형성합니다. 나트륨, 칼륨, 마그네슘 및 칼슘 - 원래 구성 요소의 녹는점보다 훨씬 높은 녹는점을 갖는 금속간 화합물. 비스무트는 용융된 알루미늄, 크롬, 철과 상호작용하지 않습니다. 접수 및 신청. 비스무스의 대부분은 부산물로 생산됩니다.

거친 납의 불 정련(werkbley). 건식야금법은 K, Na, Mg 및 Ca와 함께 내화성 금속간 화합물을 형성하는 비스무트의 능력에 기초합니다. 용융된 납에 특정 금속을 첨가하면 V.(드로스)가 포함된 고체 화합물이 용융물에서 분리됩니다. 상당량의 비스무트는 하이드로플루오로규산 용액에서 납을 전해 정제할 때 발생하는 슬러지와 구리 생산 시 발생하는 먼지 및 슬러지에서 추출됩니다. 비스무트 함유 드로스 및 슬러지는 알칼리성 슬래그 아래에서 제련됩니다. 생성된 거친 금속에는 As, Sb, Cu, Pb, Zn, Se, Te, Ag 및 기타 원소의 불순물이 포함되어 있습니다. 자체 광석에서 비스무트 제련은 소규모로 수행됩니다. 황화물 광석은 철 스크랩을 이용한 침전 제련으로 처리됩니다. 산화된 광석에서 금은 저융점 플럭스 층 아래에서 석탄으로 환원됩니다. 거친 물을 거칠게 청소할 때 불순물의 조성에 따라 사용됩니다.

다양한 방법: 자이거화, 알칼리 플럭스에서의 산화 정제, 황과의 융합 등. 분리하기 가장 어려운 납 불순물은 용탕에 염소를 불어 넣어 제거(최대 0.01%)합니다. 상업용 비스무스에는 다음이 포함됩니다.

99.9-99.98% 비금속. 불활성 가스 분위기에서 석영 보트에서 구역 재결정을 통해 고순도 V.를 얻습니다. 상당량의 비스무트는 치과 보철물에 사용되는 납, 주석, 카드뮴을 함유한 저융점 합금 제조, 목재 매트릭스로 진부한 표현 제조, 자동 소방 장치의 용융 캡으로 사용됩니다. 갑옷 관통 발사체 등에 캡을 납땜할 때 용융된 비스무트는 원자로에서 냉각수 역할을 할 수 있습니다. Te와의 화합물에서 비스무트 소비

열전 발전기. 이러한 화합물은 열 전도성, 전기 전도성 및 열기전력의 유리한 조합으로 인해 열 에너지를 높은 효율(~7%)로 전기 에너지로 변환할 수 있습니다. 스테인레스강에 비스무트를 첨가하면 가공성이 향상됩니다. 비스무트 화합물은 유리 제조, 도자기, 제약에 사용됩니다.

산업. 수용성 비스무트 염은 독성이 있으며 수은과 비슷한 효과를 나타냅니다.

문학

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질소 하위 그룹은 질소, 인, 비소, 안티몬 및 비스무트의 다섯 가지 원소로 구성됩니다. 이것은 Mendeleev의 주기율표 V 그룹의 p 요소입니다.
외부 에너지 준위에서 이러한 원소의 원자는 ns2np3 구성을 가지며 다음과 같이 분포되는 5개의 전자를 포함합니다.

따라서 이들 원소의 가장 높은 산화 상태는 +5이고 가장 낮은 산화 상태는 -3이며 +3도 일반적입니다.
외부 수준에 3개의 짝을 이루지 않은 전자가 존재한다는 것은 여기되지 않은 상태에서 원소 원자의 원자가가 3임을 나타냅니다. 질소 원자의 외부 수준은 2s와 2p의 두 하위 수준으로만 구성됩니다. 이 하위 그룹의 나머지 요소의 원자는 외부 에너지 준위에서 d-하위 수준의 빈 셀을 갖습니다. 결과적으로, 외부 준위의 s-전자 중 하나는 자극 시 동일한 준위의 d-하위 준위로 이동할 수 있으며, 이는 5개의 짝을 이루지 않은 전자를 형성하게 됩니다.

인의 외부 전자 껍질(여기되지 않은 원자)

여기된 인 원자의 외부 전자 껍질.

따라서 여기 상태의 인, 비소, 안티몬 및 비스무트는 5개의 짝을 이루지 않은 전자를 가지며 이 상태의 원자가는 5입니다.
질소 원자에서는 두 번째 수준에 d-하위 준위가 없기 때문에 이런 방식으로 전자를 여기시키는 것이 불가능합니다. 따라서 질소는 5가가 될 수 없지만 고독 전자쌍 2s2로 인해 공여체-수용체 메커니즘에 의해 네 번째 공유 결합을 형성할 수 있습니다. 질소 원자에 대한 또 다른 공정도 가능합니다. 두 개의 2s 전자 중 하나가 제거되면 질소는 단일 전하를 띤 4가 이온 N+로 변환됩니다.

질소에서 비스무스에 이르기까지 원자 반경은 증가하고 이온화 전위는 감소합니다. 중성 원자의 환원 특성은 N에서 Bi로 증가하고 산화 특성은 약해집니다(표 21 참조).
수소, 질소, 인 및 비소는 극성 화합물 RH3을 형성하며 -3의 음의 산화 상태를 나타냅니다. RH3 분자는 피라미드 모양을 가지고 있습니다. 이 화합물에서 수소와 원소의 결합은 산소 하위 그룹, 특히 할로겐 하위 그룹 요소의 해당 화합물보다 더 강합니다. 따라서 수용액에서 질소 하위 그룹 원소의 수소 화합물은 수소 이온을 형성하지 않습니다.

산소와 함께 질소 하위 그룹의 원소는 일반식 R2O3 및 R2O5의 산화물을 형성합니다. 산화물은 산 HRO2 및 HRO3(및 오르토산 H3RO4, 질소 제외)에 해당합니다. 하위 그룹 내에서 산화물의 특성은 다음과 같이 변경됩니다. N2O3 - 산성 산화물; Р4О6 - 약산성 산화물; As2O3는 산성 특성이 우세한 양쪽성 산화물입니다. Sb2O3는 기본 특성이 우세한 양쪽성 산화물입니다. Bi2O3는 주요 산화물이다. 따라서 R2O3 및 R2O5 조성의 산화물의 산성 특성은 원소의 원자 번호가 증가함에 따라 감소합니다.
표에서 볼 수 있듯이. 21에 따르면, 질소에서 비스무스까지의 하위 그룹 내에서 비금속 특성은 감소하고 금속 특성은 증가합니다. 안티몬에서는 이러한 특성이 동일하게 표현되고, 비스무스에서는 금속 특성이 우세하고, 질소에서는 비금속 특성이 우세합니다. 인, 비소 및 안티몬은 여러 가지 동소체 화합물을 형성합니다.

질소.

영수증

실험실에서는 아질산암모늄의 분해 반응을 통해 얻을 수 있습니다.

반응은 발열 반응으로 80kcal(335kJ)을 방출하므로 반응이 일어나는 동안 용기를 냉각해야 합니다(반응을 시작하려면 아질산암모늄을 가열해야 하지만).

실제로 이 반응은 가열된 황산암모늄 포화용액에 아질산나트륨 포화용액을 적가함으로써 이루어지며, 교환반응으로 생성된 아질산암모늄은 순간적으로 분해된다.

이 경우 방출된 가스는 암모니아, 산화질소(I) 및 산소로 오염되어 있으며, 황산, 황산철(II) 용액 및 뜨거운 구리 용액을 차례로 통과시켜 정화됩니다. 그런 다음 질소를 건조시킵니다.

질소를 생산하는 또 다른 실험실 방법은 중크롬산칼륨과 황산암모늄(중량비 2:1)의 혼합물을 가열하는 것입니다. 반응은 방정식에 따라 진행됩니다.

가장 순수한 질소는 금속 아지드를 분해하여 얻을 수 있습니다.

소위 "공기" 또는 "대기" 질소, 즉 질소와 비활성 가스의 혼합물은 공기를 뜨거운 코크스와 반응시켜 얻어지며, 이는 소위 "발전기" 또는 "공기" 가스(원료)를 생성합니다. 화학 합성 및 연료용. 필요한 경우 일산화탄소를 흡수하여 질소를 분리할 수 있습니다.

분자 질소는 액체 공기의 분별 증류를 통해 산업적으로 생산됩니다. 이 방법은 "대기 질소"를 얻는 데에도 사용할 수 있습니다. 흡착 및 막가스 분리 방식을 사용하는 질소 설비 및 스테이션도 널리 사용됩니다.

실험실 방법 중 하나는 ~700°C의 온도에서 산화구리(II) 위로 암모니아를 통과시키는 것입니다.

암모니아는 가열을 통해 포화 용액에서 제거됩니다. CuO의 양은 계산된 것보다 2배 더 많습니다. 사용 직전에 구리와 그 산화물(II)(역시 ~700°C)을 통과하여 산소와 암모니아로부터 질소를 정제한 다음 진한 황산과 건조 알칼리로 건조합니다. 이 과정은 매우 느리지만 그만한 가치가 있습니다. 얻은 가스는 매우 깨끗합니다.

그림에서. 그림 15.12는 주기율표에서 다섯 개의 V족 원소의 위치를 ​​보여줍니다. 이들 모두는 p-원소이며 원자의 외부 껍질은 전자 구성이 특징입니다. 테이블에 15.10 그룹 V 요소의 일부 속성이 표시됩니다. 이 그룹의 맨 아래로 이동하면 해당 요소의 속성이 비금속에서 금속으로 변경됩니다. 질소와 인은 전형적인 비금속이다. 비소와 안티몬은 금속성 특성을 나타내며 비스무스는 금속입니다.

질소와 인

이는 그룹 V에서 가장 중요한 두 가지 요소입니다.

정상적인 조건에서 질소는 이원자로 구성된 가스입니다.

쌀. 15.12. 주기율표에서 V족 원소의 위치.

표 15.10. V족 원소의 성질

분자 무색, 무취, 무미이며 눈에 띄는 반응성이 없습니다.

인은 세 가지 동소체 형태로 존재하며, 그 중 가장 흔한 두 가지는 적린과 덜 안정한 백린입니다. 이러한 동소체의 구조는 섹션에서 논의되었습니다. 3.2. 테이블에 15.11 적린과 백린의 일부 특성을 비교합니다.

질소는 전기음성도가 가장 높은 원소 중 하나이지만(표 2.2 참조) 상대적으로 반응성이 낮습니다. 그 이유는 이원자 분자가 비극성이며 두 원자 사이의 삼중 결합 때문입니다.

표 15.11. 백린탄과 적린탄의 성질

쌀. 15.13. 질소 원자의 4개 하이브리드 궤도.

그 안에 있는 질소는 강도가 매우 높습니다. 이 결합의 엔탈피는 + 944 kJ/mol입니다.

질소와 인은 모두 -3에서 4-5까지의 산화 상태로 화합물에 들어갈 수 있습니다. 예를 들어, 암모니아에서 질소의 산화 상태는 +3이고 질산염 이온의 산화 상태는 -1-5입니다.

이 두 원소의 원자는 세 개의 전자를 부착할 수 있어 외부 하위 껍질을 채울 수 있습니다. 결과적으로 질화물 이온과 인화물 이온이 형성되지만 두 원소 모두 공유 화합물을 형성하는 경향이 있습니다. 이 경우, 이들 원자는 4개의 혼성 궤도를 형성하며, 각각은 사면체 방향을 갖습니다(그림 15.13). 이 오비탈 중 3개에는 전자 1개가 포함되어 있습니다. 다른 원자의 전자와 공유 결합을 형성하는 동안 공유되는 것은 이러한 전자입니다. 네 번째 궤도에는 비공유 전자쌍이 포함되어 있습니다. 이는 조정(기증자-수용자) 결합을 형성하는 데 사용될 수 있습니다. 예를 들어, 암모늄 이온에서 비공유 질소 쌍은 수소 이온의 빈 궤도와 겹칩니다.

ns 2 np 3.

질소 및 그 화합물

자연에서는 자유 형태(공기 중 함량 - 78부피%), 미네랄(초석) 형태, 기름, 식물 및 동물성 단백질에서 발견됩니다.

물리적 특성

정상적인 조건에서 N2는 무색, 무취, 무미의 가스입니다.

킵. = -195.8oC

질소 생산:

a) 산업계 - 공기 액화,

b) 실험실에서: NH 4 NO 2 ® N 2 + H 2 O.

질소와 그 화합물의 화학적 성질.

분자질소의 화학적 활성은 매우 낮습니다. 삼중 공유 결합 덕분에 분자는 매우 강합니다(E 결합 = 946 kJ/mol). 그러나 질소에 대해서는 산화 상태 -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5를 나타내는 다양한 화합물이 알려져 있습니다.

음의 산화 상태를 갖는 질소 화합물.

3

1)NH 3 – 암모니아– 자극적인 냄새가 나는 무색의 가스로 쉽게 액화됩니다.

암모니아 생산:

a) N 2 + 3H 2 < 2NH 3 (Kat: Fe, Al 2 O 3, K 2 O)

b) 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

암모니아의 화학적 성질:

a) NH 3 + H 2 O < NH 4 OH (최대 농도 = 25%)

b) NH 3 + HCI « NH 4 CI (동기 부여 메커니즘: NH 3 + H + = NH 4 +)

c) 연소는 산소량에 따라 다르게 발생합니다.

4NH 3 + 3O 2 (주) = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 51 2(g) = 2NO+ 6H 2 O

d) OVR에서 암모니아는 항상 환원제입니다.

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

2) NH 4 OH – 수산화암모늄- 약한 염기, 불안정하고 복잡한 화합물(암모니아)을 잘 형성합니다.

Cu(OH)2 + 4NH4OH = (OH)2 + 4H2O

3) 암모늄염:

a) 가수분해로 인한 용액은 약산성 반응을 보입니다.

NH 4 CI + HON « NH 4 OH + HCl (NH 4 + + HON « NH 4 OH + H +)

b) 암모늄염의 열분해는 음이온의 특성에 따라 다르게 진행됩니다. 음이온이 산화제인 경우 분해 반응은 되돌릴 수 없습니다.

NH4CI

NH 4 NO 3 = N 2 O+ 2H 2 O

4) 아미드암모니아의 H 원자가 금속으로 대체될 때 형성됩니다.

2K + 2NH3 = 2KNH2 + H2

5) 질화물금속과 비금속으로 알려져 있으며, 성질에 따라 다르게 분해됩니다.

a)Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Ca 3 N 2 + 6HCI = 3CaCl 2 + 2NH 3

b)CI3N + 6HCI = 3HCIO + NH3

산화 상태 – 2

N 2 H 4 – 히드라진(디아미드)는 무색 액체이고 좋은 용매이며 암모니아보다 안정성이 떨어집니다.

히드라진의 제조:

2NH 3 + NaCIO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

히드라진의 화학적 성질:

N 2 H 4 + H 2 O « + +OH -

H 2 O « 2+ +OH -

b) 질소로 연소: N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O

c) 강한 환원제: N 2 H 4 + 2H 2 O 2 = N 2 + 4H 2 O

산화 상태 – 1

NH 2 OH – 하이드록실아민, 백색 결정질 물질은 H 2 O 2 와 히드라진 N 2 H 4 사이의 중간 위치를 차지합니다.

하이드록실아민의 제조:

HNO 3 + 6H = NH 2 OH + 2H 2 O

하이드록실아민의 화학적 성질:

a) 수용액 - 약염기:

NH 2 OH + H 2 O « + +OH -

b) 하이드록실암모늄염(안정)은 산과 함께 제공됩니다.

NH2OH + HCl = + + CI -

c) 분해(불균형화 반응):

3NH2OH = NH3 + N2 + 3H2O

d) H 2 O 2 와 마찬가지로 환경에 따라 산화환원 이중성을 나타냅니다.

좋아요: 2NH2OH + 4FeSO4 + 3H2SO4 = 2Fe2(SO4)3 + (NH4)2SO4 + 2H2O

복원됨: 2NH2OH + I2 + 2KOH = N2 + 2KI + 4H2O

양성 s를 ​​갖는 가장 중요한 질소 화합물. 영형.

산화상태 + 3

1) N2O3- 산화질소(III) 또는 “무수아질소”는 불안정한 청록색 액체입니다.

a) N 2 O 3 ® NO 2 (매운 냄새가 나는 갈색 가스) + NO (무색 가스);

b) 물과 함께 불안정한 산을 형성합니다. N 2 O 3 + H 2 O « 2 HNO 2

2) HNO2– 아질산(중간 강도):

HNO 2 « H + + NO 2 - (K = 5.1 . 10 -4).

3) 아질산염– 산화환원 반응에서 다른 N +3 화합물과 마찬가지로 아질산 염은 이중성을 나타냅니다.

좋아요: KNO 2 + NH 3 = N 2 + H 2 O

복원됨: KNO 2 + H 2 O 2 = KNO 3 + H 2 O

최대 산화 상태 + 5

1) N2O5- 산화질소(V) 또는 "무수질소"는 무색 결정질 물질입니다. 물에 녹이면 산이 된다.

2) HNO3– 질산, 강함: HNO 3 ® H + + NO 3 - .

3) 질산염– 질산염:

a) 실험실에서는 열분해 반응을 통해 N 2 O를 얻을 수 있습니다. NH 4 NO 3 ® N 2 O + H 2 O;

b) 금속 질산염은 활동 계열에서 금속의 위치에 따라 다르게 분해됩니다.

왼쪽으로 Mg:질산염 ® 아질산염 + O 2

Mg – Cu:질산염 ® 금속 산화물 + NO 2 + O 2

오른쪽으로 Cu:질산염 ® 금속 + NO 2 + O 2 .

4) 모든 N +5 화합물은 강력한 산화제입니다. 질산과 금속의 상호 작용:

a) HNO 3에서 수소를 방출하는 금속은 없습니다.

b) 금속 Al, Zn, Cr, Fe, Pb, Au, Pt에 정상에서는 부동태화됩니다.

c) 가열되면 대부분의 금속과 상호 작용하며 금속의 활성이 높을수록 산이 더 묽어질수록 N +5의 환원이 더 강해집니다.

비활성 ㅋㅋㅋ: Cu + 4HNO 3 (농축) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Cu + 8HNO 3(희석) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

자산. ㅋㅋㅋ: 4Ca + 10HNO3(농도) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

5Ca + 12HNO3(희석) = 5Ca(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Ca + 9HNO 3 (초희석) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 3 (또는 NH 4 NO 3) + 3H 2 O

인과 그 화합물

이는 자연에서 발견됩니다: a) 미네랄(인산염 및 인회석) 형태, b) 식물 및 동물 단백질, c) 뇌 조직 및 뼈.

물리적 특성

동소체:

ㅏ) 백린탄(P 4) – 사면체 구조, 독성, 어둠 속에서 빛나고 이황화탄소에 용해됨. 저장하는 동안 점차적으로 적린으로 변하므로 물 속에 저장됩니다.

비) 적린(P 2 n – 고분자) – 여러 형태의 구조가 있으며, 무독성이며 이황화탄소에 불용성이며 저장 중에 안정하고 반응성이 낮습니다.

V) 흑린– 피라미드 구조, 층상, 흑연과 유사, 반도체.

인 얻기:

인산염 광물은 코크스와 모래로 하소됩니다.

Ca 3 (PO 4) + 5C + 3 SiO 2 = 3CaSiO 3 +2P +5CO

인과 그 화합물의 화학적 성질.

인의 화학적 활성은 동소체 변형에 따라 달라집니다. 주요 산화 상태: -3, +1, +3, +5.

1) 인과 단순 물질의 반응:

회복 속성: a) P + O 2 ® P 2 O 3, P 2 O 5;

b) P + CI 2® PCI 3, PCI 5; c) 2P + 3S ® P 2 S 3

산화 특성: a) 2P + 3H 2 ® 2РН 3, b) 2P + 3Ca ® Ca 3 P 2

2) 인과 복합 물질의 반응:

a) 물과의 반응이 일어나지 않습니다.

b) 2P + 5H 2 SO 4 (농도) ® 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O,

c) P + HNO 3 (농도) ® H 3 PO 4 + NO(또는 NO 2).

3)최소 산화 상태 - 3

ㅏ) PH 3– 포스핀(마늘 냄새가 나는 유독 가스)

점등 : 2РH 3 + 4О 2 = Р 2 О 5 + 3H 2 O,

일부 산을 사용하면 포스포늄 염이 생성됩니다: РH 3 + HI = РH 4 I

비) 금속 인화물– 이온공유결합 화합물

Mg 3 P 2 + 6 H 2 O = Mg(OH) 2 + 2РН 3,

Ca 3 P 2 + 6HCI = CaCl 2 + 2PH 3.

4)산화상태 + 1

H 3 PO 2 또는 H[PO 2 H 2 ] – 차아인산, 강함; 염은 차아인산염이며 용해도가 높고 우수한 환원제입니다.

5)산화상태 + 3

a) P 2 O 3 – 무수 인산, 여러 가지 변형이 있음 (P 2 O 3) n, 무색 유독 결정;

b) H 3 PO 3 또는 H 2 [PO 3 H] – 아인산, 중간 강도;

c) 알칼리 금속(K 2 [PO 3 H])에만 용해되는 아인산염 염,

PCI 3 + CI 2 = PCI 5,

PCI 3 + O 2 = PCI 3,

PCI 3 + HCI® N.

6)최대 산화 상태 +5

a) P 2 O 5 – 무수 인산, 백색 분말, 변형 (P 2 O 5) 2, 강력한 수분 제거제 : P 2 O 5 + 2H 2 O = 2HPO 3;

b) HPO 3 - 메타, H 4 P 2 O 7 - 파이로, H 3 PO 4 - 오르토인산, 중간 강도;

c) 메타-, 피로-, 오르토-포스페이트 염;

d) 할로겐화물은 매우 활동적입니다.

PCI 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 +5HCI,

RF 5 + HF = N.

하위 그룹의 일반적인 특성

7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi. 위에서 아래로 하위 그룹에서 금속 특성은 자연적으로 증가하며 이는 일부 물리적 특성뿐만 아니라 화합물의 원소에 의해 나타나는 산화 상태 값과 일치합니다. P, As 및 Sb의 동소성은 물리적 특성을 단일 표로 결합할 때 특정 어려움을 야기하지만:

표 11

다섯 번째 그룹, 주 하위 그룹의 요소 속성

화학적 특성

1. 단순한 물질을 사용하면 다양한 산화 환원 특성을 나타내는 다양한 화합물이 생성됩니다.

a) 회복 특성

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (또는 PCl 5);

4As + 5O 2 = 2As 2 O 5;

2Bi + 3Cl2 = 2BiCl3.

b) 산화성

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 ;

2As + 3Mg = Mg 3 As 2.

2. 하위 그룹 요소의 특성에 따라 산과 다르게 반응합니다.

2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O;

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

3Sb + 5HNO3 = 3HSbO3 + 5NO + H2O;

2Sb + 6H 2 SO 4 농도 = Sb 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O;

Bi + 4HNO 3 = Bi(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O.

비소 하위 그룹의 원소는 활성 계열에서 수소 다음에 나타난다는 점을 기억해야 합니다.

3. 화합물의 가수분해는 다양한 방식으로 발생합니다.

a) PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl;

BiCl 3 + H 2 O ® BiOCl ̅ + 2HCl.

(SbCl3)(SbOCl)

b) NaNO 2 + H 2 O Û HNO 2 + NaOH;

K 3 PO 4 + H 2 O Û K 2 HPO 4 + KOH;

K 3 AsO 4 + H 2 O Û K 2 HAsO 4 + KOH.

4. 원소의 산-염기 특성 변화는 다양한 방식으로 나타납니다.

표 12

다섯 번째 하위 그룹 요소의 가장 중요한 화합물

5. 화합물의 산화환원 능력은 원소의 산화 정도에 따라 달라집니다.

ㅏ) E -3– 환원제

2NH 3 + 6KМnO 4 + 6KOH = 6K 2 MnO 4 + N 2 + 6H 2 O;

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O.

산화제:

2KNO 2 + 4H 2 S = 3S + N 2 + K 2 S + 4H 2 O

전자 +3 2BiCl 3 + 3SnCl 2 + 18KOH = 2Bi + 3K 2 SnO 3 + 12KCl + 9H 2 O.

환원제:

10KNO 2 +4KМnO 4 +11H 2 SO 4 =10HNO 3 +4MnSO 4 +7K 2 SO 4 +6H 2 O

V) 전자 +5 – 산화제

Na 3 SbO 4 + 2NaJ + H 2 SO 4 = Na 3 SbO 3 + J 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O.

그룹 6의 요소. (칼코겐)

전자 껍질의 구조: ... ns 2 np 4.

8 O, 16 S, 34 Se, 52 Te, 84 Po (방사성).

산소 및 그 화합물

지구상에서 가장 흔한 원소: 공기 중 21%(부피 기준), H 2 O의 일부, 미네랄 및 유기 물질.

물리적 특성

물질의 형태로 존재합니다.

a) "산소" O 2 – 색, 맛, 냄새가 없고 무독성인 가스입니다. t ° 종기. = -183°C; ;

b) "오존" O 3 – 자극적인 냄새가 나는 청색 가스, 독성이 있고 매우 강한 산화제입니다. t ° 종기. = -111.8°C.

화학적 특성

1. 단 하나의 반응에서 산소는 환원제입니다.

О 2 + 2F 2 = 2OF 2 ().

2. 다른 모든 경우, 산소는 산화제입니다. 특히 원자 상태인 경우에는 더욱 그렇습니다.

a) 단순 물질의 산화

2H 2 + O 2 = 2H 2 O;

S + O 2 = SO 2;

2Ca + O 2 = 2CaO.

b) 복합물질의 산화

R 2 O 3 + O 2 = R 2 O 5;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3;

2PCl3 + O2 = 2POCl3.

c) 복합무기물질의 연소

2H 2 S + O 2 불충분 = 2S + 2H2O;

2H 2 S + 3O 2g. = 2SO 2 + 2H 2 O.

d) 유기물질의 연소

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O;

C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O.

황과 그 화합물

자연에서 본래의 형태로 발견됩니다. 미네랄(황화물, 황산염) 형태; 기름에; 단백질에서.

물리적 특성

단단하고 부서지기 쉬우며 노란색이며 H 2 O에는 용해되지 않지만 이황화탄소와 아닐린에는 용해됩니다. 동소체: 마름모꼴 황(a-형태); 단사정계(b-황); 플라스틱 등. 가장 안정적인 변형은 a (t° pl. » 113°C)이며, 조성 S 8이 이에 기인합니다.

화학적 특성

서로 다른 산화 정도를 나타내는 화합물은 서로 다른 산화환원 능력을 갖습니다.

표 13

가장 중요한 황 화합물

1. 복잡한 화합물과 상호 작용하는 유황은 산화 상태를 다양한 방식으로 변경합니다.

a) S + 2H 2 SO 4 농도 = 3SO 2 + 2H 2 O ();

b) S + 6HNO 3 농도. = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O ();

c) 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

불균형 반응

2. 연결 S-2

ㅏ) H2S– 황화수소, 썩은 계란 냄새가 나는 유독 가스, 강력한 환원제: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O;

H2S + Cl2 = 2HCl + S.

b) H 2 S 용액 – 약산

H 2 S Û N + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8).

c) 염 – 황화물; 알칼리 및 알칼리 토금속의 염은 용해도가 높고 가수분해됩니다. p- 및 d-금속의 황화물은 실질적으로 불용성입니다.

G) 황화물금속 전시회 기본자연:

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH;

비금속 황화물 전시 산성의자연:

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S.

디) 티오솔: O 원자가 S로 대체된 일반 염과 유사합니다.

Na 2 S + CS 2 = Na 2 CS 3 – 티오탄산나트륨;

Na 2 CS 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 CS 3

불안정한

이자형) 다황화물: 황은 과산화물에 있는 산소와 마찬가지로 염을 형성할 수 있습니다. Na 2 S 용액 + 'S = Na 2 S n - 폴리황화나트륨(황화물 다리 포함 - S - S - S - S -).

3. S+4 연결

a) SO 2 – 매운 냄새가 나는 이산화황, 유독함;

b) SO 2 용액 - 아황산 H 2 SO 3, 중간 강도

H 2 SO 3 Û H + + HSO 3 - (K 1 = 1.3 × 10 -2);

c) 염 – 아황산염, 잘 가수분해됨

Na 2 SO 3 + H 2 O Û NaHSO 3 + NaOH.

d) 산화환원 반응에서 이들 화합물은 모두 이중성을 나타냅니다.

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O;

2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

e) 염화티오닐: SOCl 2

SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl.

4. S+6 연결

ㅏ) 그래서 3- 무수황화물; 동소체, 강한 산화제. 물과 매우 격렬하게 반응함

SO 3 + H 2 O ® H 2 SO 4 + 89.1 kJ/mol;

비) H2SO4– 황산, 무색 유성 액체; 강한.

H 2 SO 4 농도 – 매우 강한 산화제; 숯 종이, 설탕, 나무:

C + 2H 2 SO 4 농도 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

개별적으로 금속에 대한 반응은 다음과 같습니다.

상온에서는 많은 금속(Cr, Fe, Al, Zn 등을 "부동태화"함)과 상호작용하지 않습니다.

높은 수준에서는 Au 및 Pt를 제외한 거의 모든 금속과 반응합니다.

아주 좋은 수분제거제이기 때문에... 물과 함께 수화물 H 2 SO 4 × nH 2 O를 형성합니다.

V) 염류: 중간 – K 2 SO 4 (황산염);

산성 – KHSO 4(황산수소);

vitriol – CuSO 4 × 5H 2 O; ZnSO4×7H2O;

명반 – 이중염, 결정성 수화물

KAl(SO4)2×12H2O; NH 4 Fe(SO 4) 2 × 12H 2 O.

G) 발연 황산– H 2 SO 4에 SO 3 용액, 반응이 부분적으로 발생함

2SO 3 + H 2 O = H 2 S 2 O 7 피로황산.

디) 염화설푸릴 SO2Cl2

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl.

이자형) 과산화황산– 과산화물 다리를 포함

H 2 SO 5 – 퍼옥소모노황,

H 2 S 2 O 8 – 퍼옥소이황;

강한 산화제.

그리고) 티오황산염– 다양한 산화 상태(S +6 및 S -2)의 황을 함유합니다. S-2의 존재로 인해 이 화합물은 강력한 환원제입니다.

Na 2 S 2 O 3 + Br 2 + H 2 O = 2HBr + S + Na 2 SO 4.

해당 산 H 2 S 2 O 3 (티오황산)은 불안정합니다.

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3.

그룹 7a의 요소. (할로겐 )

전자 껍질의 구조: ... ns 2 np 5.

9 F, 17 Cl, 35 Br, 53 J, 85 At(방사성). 자유 상태에서는 이원자 분자의 형태로 존재합니다.

물리적 특성

독성이 있고 자극적인 냄새가 납니다. F 2 – 옅은 노란색 가스, 끓는점. = -188.2°C;

Cl 2 – 녹황색 가스; t ° 종기. = -34.1°C;

Br 2 – 붉은 액체; t ° 종기. = 59.2°C;

J 2 – 보라색 결정; t ° 종기. = +185.5°C.

화학적 특성

1) 가장 활동적인 것은 F2이며, 심지어 유리와 물도 대기 중에서 연소됩니다.

2F 2 + SiO 2 = SiF 4 + O 2;

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.

2) 상류 할로겐(강한 산화제)은 다양한 화합물의 하류 할로겐을 대체합니다.

F 2 + 2KCl(KBr, KJ) = 2KF + Cl 2(Br 2, J 2).

3) 할로겐이 물과 알칼리 용액에 용해되면 불균형 반응이 일어납니다. 온도에 따라 다양한 반응 생성물이 생성됩니다.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;

4) 할로겐화수소– 이들은 모두 무색 가스입니다(HF는 수소 결합으로 인해 H x F x 결합을 형성함).

시리즈: HF – HCl – HBr – HJ에서는 결합 강도가 감소하고 환원 특성이 증가합니다.

MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O ().

5) 물에 녹이면 강산이 된다. HJ가 가장 강합니다(약한 불화수소산 제외:

H 2 F 2 Û H + + HF 2 -)

6) 할로겐화물요소는 서로 다른 산-염기 특성을 가지며 이는 다음과 같이 나타납니다.

a) 가수분해 반응에서

AlCl 3 + H 2 O Û AlOHCl 2 + HCl;

PBr3 + 3H2O = H3PO3 + 3HBr.

b) 복잡한 형성 반응에서

2NaF + SiF 4 ® Na 2 ;

다수의 리간드 F - 에 대해; Cl - ; 브르 - ; J - 복합체의 안정성이 감소합니다.

7) 더 높은 산화 상태의 할로겐

a) 산화물: Cl 2 O; (ClO2)2; (ClO3)2; Cl2O7;

b) 산: HClO; HClO2; HClO3; HClO4;

여러 산의 경우 강도가 증가하고 동일한 계열의 산 및 염의 경우 산화 특성이 감소합니다.

c) 산과 그 염은 가열되면 분해됩니다.

d) 할로겐 사이의 화합물: 많은 것들이 알려져 있습니다. 구성은 주기율표의 원소 위치에 해당합니다(공식 끝에 전기음성도가 더 많은 원소가 나타납니다).

ClF, BrF, JF; ClF3, JF3; ClF5, ClOF3; BrF 7, JO 3 F 등;

본질적으로 산성이다: JF 7 + 4H 2 O = 7HF + HJO 4;

ClO 3 F + 2NaOH = NaClO 4 + NaF + H 2 O.

자료를 통합하기 위한 질문:

1. 비소가 진한 질산(a)Аs(NO3)3과 반응하면 어떤 물질이 형성됩니까? b)H3AsO4? c) 2O3으로?

2.농축산과 반응하여 유리 염소(a)CaC1 2를 방출하는 물질은 무엇입니까? b)MnO2? c) CrC13?