Arsen

Z WikiSkript
Arsen

Chemická značka As, atomové číslo 33, prvek v 7. skupině Mendělejovy chemické tabulky. Nenajdeme ho v čisté podobě. Kovový arsen není toxický, ale v těle je přeměňován na toxické sloučeniny. Arsen je součástí nekvalitního hnědého uhlí a vzniká spolu s oxidem arsenitým a dalšími sloučeninami arsenu při jeho spalování.

Toxické účinky arsenu[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Akutní otrava[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Narušuje dýchání a cévy. 200 mg dávka podaná ústy usmrcuje.

  • První příznaky otravy: trávicí problémy, nevolnost, zvracení, krvavý průjem. Při průniku inhalační cestou se dostavují bolesti hrudníku, drážlivý kašel a zánět průdušek.

Sloučeniny arsenu jsou jedovaté, neboť mozek není dostatečně prokrvován.

Chronická otrava arsenem[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Požití malé dávky arsenu může vést k návyku. Může způsobit neurologické poruchy, poruchy krvetvorby nebo rakovinu kůže.

Chronická otrava arsenem se pozná na osvětlených částech těla (např.: vlasy, nehty, játra, kosti).

Arseničné sloučeniny nahrazují fosfáty a brzdí metabolické cesty, sloučeniny arzénu způsobují rozvrat substrátové fosforylace v glykolýze (tvorba 1-arseno-3P fosfoglycerátu namísto 1,3-bisfosfoglycerátu a tvorba tepla namísto ATP).

Léčba otravy[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • Protilátka: dimerkaprol (2,3-disulfanyl-1-propanol)

Vlastnosti[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

šedý arsen
žlutý arsen

Tvoří dvě modifikace:

  • Arsen šedý (kovový) je stálá modifikace, kterou můžeme lehce roztírat na prášek.
  • Arsen žlutý vzniká prudkým ochlazením arsenových par, není stabilní, mění se na šedou modifikaci. Snadno se slučuje se sírou a halovými prvky. Na vzduchu zapálen hoří za vzniku oxidu arsenitého, který tvoří dimer As4O6.

Výroba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Tepelným rozkladem arsenopyritu při 700 °C:

FeAsS → FeS + As

Arsen uniká v parách.

Bezkyslíkaté sloučeniny[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

AsH3 arsan – prudce jedovatý plyn zapáchající po česneku. Zahříváním se rozkládá na As a H2. Na tom je založena Marsh-Liebigova zkouška k určení sloučenin As v soudním lékařství.

Arsenidy jsou sloučeniny arsenu s kovy. S kyselinami reagují za vzniku AsH3:

Zn3As2 + 6 HCl → 3 ZnCl2 + 2 AsH3

Sulfidy arsenu[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

As2S3 – žlutá sraženina, vzniká reakcí arsenitanů s H2S v kyselém prostředí:

2 AsO33− + H2S + 6 H+ → As2S3 + H2O

As2S5 – je rovněž žlutý a vzniká obdobně:

2 AsO43− + 5 H2S + 6 H+ → As2S5 + 8 H2O

Sulfidy arsenu se rozpouštějí v Na2S a (NH4)2Sx. Probíhají reakce:

As2S3 + 3 Na2S → 2 Na3AsS3 trithioarsenitan

As2S5 + 3 Na2S → 2 Na3AsS4 tetrathioarseničnan

Trithioarsenitany a tetrathioarseničnany se rozkládají působením kyselin:

2 Na3AsS3 + 6 HCl → As2S3 + 3 H2S + 6 NaCl

2 Na3AsS4 + 6 HCl → As2S5 + 3 H2S + 6 NaCl

Kyslíkaté sloučeniny[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

As4O6 oxid arsenitý (utrejch, otrušík) je bílý prášek, prudce jedovatý.

Smrtelná dávka je 0,1 g. Vzniká oxidačním pražením arsenopyritu:

4 FeAsS + 10 O2 → 2 Fe2O3 + As4O6 + 4 SO2

As2O5 oxid arseničný je bílá krystalická látka. Vzniká dehydratací H3AsO4:

2 H3AsO4 → As2O5 + 3 H2O

H3AsO3 kyselina trihydrogenarsenitá je velmi slabá, pouze ve vodném roztoku existující kyselina.

H3AsO4 kyselina trihydrogenarseničná je silnou kyselinou, vzniká rozpouštěním As v HNO3:

3 As + 5 HNO3 + 2 H2O → 3 H3AsO4 + 5 NO

Arsenitany a arseničnany vznikají rozpouštěním oxidů arsenu v roztocích hydroxidů alkalických kovů:

As4O6 + 12 OH → 4 AsO3−3 + 6 H2O

a

As2O5 + 6 OH → 2 AsO3−4 + 3 H2O

Použití[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Sloučeniny arsenu se používají v lékařství a v zemědělství jako pesticidy. Některé arsenidy mají význam v elektrotechnice.

V minulosti se arsen užíval ve stomatologii k umrtvení pulpy např. při terapii akutní pulpitidy a také jako organoarzenitá bojová látka.

Odkazy[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Použitá literatura[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • ŠRÁMEK, Vratislav. Chemie obecná a anorganická. 2. vydání. Olomouc : Nakladatelství Olomouc, 2005. ISBN 80-7182-099-7.
  • MATOUŠ, Bohuslav, et al. Základy lékařské chemie a biochemie. 1. vydání. Praha : Galén, 2010. 540 s. ISBN 978-80-7262-702-8.