V 族元素の一般的特徴 A. V 族元素 a メインサブグループの 5 族の物性

V 族の主なサブグループには次の元素が含まれます: 窒素 ( N)、リン( R)、ヒ素( として)、アンチモン( Sb) とビスマス ( ビ）。 これらの元素の原子の外側のエネルギー準位には 5 つの電子が含まれています。 原子の価電子帯の一般的な電子式は次の形式になります。 ns 2 np 3。 他の元素とは異なり、窒素の最大価数は 4 です (3 つの結合は交換機構によって形成され、1 つの結合はドナー - アクセプター機構によって形成されます)。

これらの元素の主な酸化状態 – 3、0、+3、+5。 この場合、窒素にはすべての酸化状態が可能です。 – 3, – 2, – 1、0、+1、+2、+3、+4、+5。 ビスマスの場合、最も安定な酸化状態は +3 であるため、Bi +5 化合物は強い酸化特性を持ちます。

窒素– 無色無臭の気体で、水に溶けにくい。 窒素分子は二原子 (N 2) です。 窒素は空気の主成分 (78 体積%) です。 産業では、窒素は液体空気の精留によって得られます。 窒素分子 (N≡N) は、窒素原子が 3 つの強力な化学結合を介して結合しているため、実質的に不活性な物質です。 窒素分子は 3000℃の温度で約 0.1% 原子に崩壊します。

常温の窒素はリチウムとのみ反応します。 それは3000÷4000℃の温度で酸素と反応し始めます。自然界の窒素化合物は主に分子状窒素に変化するため、土壌から窒素化合物が枯渇します。 この「固定窒素」問題は、アンモニア合成によって解決されました。

N 2 + 3H 2 = 2NH 3。

アンモニア– 刺激臭のある無色のガス。 大気圧における沸点は、 – 33.4℃。 優れた熱物理特性により、冷凍技術で広く使用されています。

アンモニアは水によく溶けます (20℃の温度で 34%)。 アンモニアの水溶液をアンモニアといいます。 アンモニアの高い溶解度は、アンモニアが水と相互作用して水酸化アンモニウム NH 3 + HOH ↔ NH 4 OH を形成する結果です。

水酸化アンモニウムは弱塩基です

NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – 、K = 1.8∙10 – 5。

アンモニアは酸と反応してアンモニウム塩を形成します。

NH 3 + HCl → NH 4 Cl、

2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4。

アンモニアは多くの複雑な化合物、つまりアンモニアを形成します。 例えば、

СuSO 4 + 4NН 3 = [Сu(NН 3) 4 ]SO 4 。

アンモニウム塩は熱的に不安定で、加熱すると分解します。次の 2 種類の分解が考えられます。

1) 酸化状態を変化させない

NH 4 Cl → NH 3 + HCl。

2) 分子内酸化還元反応として酸化状態の変化を伴う

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O (実験室で N 2 を得る方法)。

アンモニアは酸素雰囲気中で燃焼します。

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O。

硝酸を生成するには、アンモニアを触媒の存在下で反応に従ってNOに酸化します。

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O。

NO から酸化により NO 2 が得られ、次に硝酸が得られます。

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3。

窒素は次の酸化物を形成します。

1) N 2 O および NO – 非塩形成酸化物。

2) N 2 O 3 と N 2 O 5 – それぞれ亜硝酸と硝酸の酸性酸化物。

3) NO 2 (N 2 O 4) – 亜硝酸と硝酸の混合酸化物。

亜硝酸 HNO 2 は弱酸です

НNO 2 ↔ H + + NO 2 – 、K = 4・10 – 4 。

亜硝酸とその塩（亜硝酸塩）は、中間体に窒素が存在するため、酸化還元二重性を示します。

酸化状態+3。

硝酸 HNO 3 は強酸です

НNO 3 → H++ NO 3 – 。

高い酸化特性を示します。 Auおよび白金族金属（Osを除く）とのみ反応しません。 HNO3 と HCl (1:3) の混合物は、より強い酸化特性を持っています。 この混合物は金を溶かすことができるため「王水」と呼ばれています。

Au + HNO 3 + 4HCl = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O。

濃HNO 3 は、Al、Fe、Co、Ni、Crおよびステンレス鋼を不動態化します。

硝酸が金属と相互作用したときの還元の程度は、金属の活性と酸の濃度によって異なります。

Cu + 4HNO 3 (濃) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O、

3Сu + 8НNO 3 (希釈) = 3Сu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 О、

4Mg + 10НNO 3 (非常に希薄) = 4Мg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O。

上記の反応から、金属の活性が高く、硝酸が希薄であればあるほど、より多く還元されることがわかります。 この場合、水素は実質的に放出されません。

硝酸の塩（硝酸塩）は水によく溶けます。 最も重要な実用的な値は、硝酸塩と呼ばれる硝酸ナトリウム、カリウム、アンモニウム、カルシウムです。 窒素はタンパク質分子の一部であるため、窒素の生物学的役割は重要です。

リン酸化しやすいため、自然界には遊離状態では存在しません。 最も重要な天然のリン化合物は、鉱物の亜リン酸塩 Ca 3 (PO 4) 2 です。

リンは、白、赤、黒などのいくつかの同素体修飾を形成します。

白リンは非常に強力な毒であり、少量でも致死的です。

赤リンはポリマー構造を持っているため毒性はありません。 加熱すると赤リンが昇華し、蒸気を冷却すると白リンが得られます。

黒リンは、白リンを空気なしで非常に高圧で加熱すると形成されます。 外見的には、黒リンはグラムに似ています。

フィットし、半導体特性を持っています。

リンは、酸素、ハロゲン、活性金属などの多くの物質と直接相互作用します。

リンが酸素中または空気中で燃えるとき 4P + 5O 2 ↔ 2P 2 O 5

酸化リン(V)が形成されます。これは強力な水分除去特性を持つ白色の固体です。 P 2 O 5 は、弱三塩基酸である H 3 PO 4 に対応します。

以下の弱リン酸も知られています。

1) リン (H 3 PO 3) – 二塩基性、

2) リン (H 3 PO 2) - 一塩基性。

リン酸塩は農業において鉱物肥料として使用されます。

砒素そしてその化合物はすべて強力な毒です！ 農業では殺虫剤として使用されます。

アンチモン– 金属光沢のある銀白色の物質。 アンチモンは、もろさと電気伝導率の低さが金属とは異なります。 アンチモンは、硬度を与えるために一部の合金 (ハート) に導入されます。 アンチモン化合物はヒ素化合物に似ています。

ビスマス自由な状態では、ピンクがかった白色の金属です。 電気化学系列では水素の後に位置します。 濃硝酸中で不動態化します。 ビスマス化合物 (+5) は強い酸化特性を持っています。

金属ビスマスは主に原子力発電で冷却材として使用されます。 ビスマス化合物 (+3) は医学および獣医学で使用されます。

グループ V の主なサブグループには、窒素、リン、ヒ素、アンチモン、ビスマスが含まれます。 窒素、リン、ヒ素は非金属、アンチモン、ビスマスは金属です。 原子の外側電子層の構造によれば、以下は典型的な p 元素です。

N 2秒2 2p3,

P 3秒 2 3p 3 3d 0,

3D 10 として 4秒 2 4p 3 4d 0,

Sb 4d 10 5秒 2 5分 3 5日 0,

バイ 4f 14 5d 10 6秒 2 6p 3 6d 0.

完全な電子類似体は As、Sb、Bi です。それらの原子は外側の原子と同じ電子配置を持っています。 nレイヤーと前の (n-1)d貝殻。 しかし、I 5 のイオン化ポテンシャルは非常に高いため、V 族の主サブグループのすべての元素に対する単純なイオン E 5+ は存在しません。 したがって、P、As、Sb、Bi の化学的性質は、外側の電子層の構造によってのみ決まります。 基底状態にある 3 つの不対電子と、価数励起状態にある 5 つの不対電子により、これらの元素は価数 III および V を示すことができます。ns 2 電子対と空の nd サブ準位のおかげで、元素の価数は IV および VI になることもあります。 錯化合物中のアンチモンとビスマスの場合、原子のサイズが大きいため、たとえばフッ化物錯体 K 2 および K 3 では価数が VII および VIII に達することがあります。

d 副準位が存在しないため、窒素原子は 5 個の不対電子による励起状態をとることができず、したがって化合物中の窒素原子の価数は IV を超えません。 窒素の化学的性質は、そのグループの他の元素の性質とは大きく異なります。 その小さな価数の s 軌道と p 軌道は、高い電子密度を持つハイブリッド sp 3 - 、sp 2 - および sp 軌道を形成することができます。 同時に、炭素原子の場合のように、混成に関与しない p 軌道は、軽元素 (B、C、O、N) の原子との強い p 結合の生成に関与する可能性があります。 二重結合と三重結合。 多くの化合物では、窒素原子の s 電子の 1 つが隣接する原子にほぼ完全に移動するため、p 結合が強化されます。 4 つの不対電子を持つ窒素のこの状態は、N + と表すことができます。 窒素 N+ は、O、C、N 原子との交換機構を介して 4 つの 2 電子結合を形成することができます。たとえば、HNO 3、HN 3、HCNO などでは、窒素の酸化状態は正式には +5 です。 窒素化合物 (+5) は、リンやヒ素の同様の化合物とは化学的性質が異なります。

元素の電気陰性度の高い値 (表 1) により、より多くの電気陽性元素を含む化合物の負の酸化状態と、より多くの電気陰性元素を含む化合物の正の酸化状態を説明することができます。

N -3、-2、-1、0、+1、+2、+3、+4、+5;

P -3、-2、0、+1、+3、(+4)、+5;

-3、0、+3、+5 として。

Sb、Bi -3、0、+3、(+4)、+5。

より低い酸化状態の化合物の安定性は窒素からビスマスのグループで低下し、酸化状態 +5 の化合物の安定性はリンから窒素とビスマスの両方に移動すると低下します。 窒素 (+5) とビスマス (+5) の化合物は強力な酸化剤です。

表 1: V 族 p 要素のいくつかの性質

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注意！ スライド プレビューは情報提供のみを目的としており、プレゼンテーションのすべての機能を表しているわけではありません。 この作品に興味があれば、ぜひ完全版をダウンロードしてください。

レッスンの目標:

教育:

• D.I.メンデレーエフの周期表における元素の位置を決定する
• 自然界の主要なサブグループのグループ V の元素の存在の特殊性を生徒に理解させる
• これらの元素の原子構造を比較してください
• 単体物質の物理的性質を説明する
• ハロゲンの化学的性質を説明します。
• 応用分野と人体の機能におけるその役割を紹介します。

教育:

• 周期表の元素の位置に基づいて生徒のスキルを磨き続け、原子の構造を決定します。
• 原子の電子構造に基づいて、元素の化学的特性を想定し、これらの特性を変更する可能性を評価する生徒のスキルを引き続き開発します。
• 酸化還元反応の方程式を作成する生徒のスキルを引き続き開発します。

教育者:

• 生徒の論理的思考スキル、結論を導き出し、一般化して比較する能力を引き続き開発します。

装置：

• D.I.メンデレーエフによる化学元素の周期表、
• 教科書「化学 - 9」 I.I. ノボシンスキー、N.S.
• ノヴォシンスカヤ
• コンピューター、
• プロジェクター、

パワーポイントレッスン「メインサブグループのVグループの要素」の電子プレゼンテーション（プレゼンテーション）レッスンタイプ

: 新しい教材を学習します。

レッスンの進行状況

I. 組織化の瞬間

レッスンのトピックはスライド 1 にあります。

II. 導入部

私たちは化学元素のグループについて詳しく調べ続けます。

今日は、周期表の主要な亜族である第 5 族に位置する元素について話します。 これらには、窒素、リン、ヒ素、アンチモン、ビスマスが含まれます。

(スライド番号 2)。

Ⅲ． レッスンの主な部分

1. 周期表における位置。 (スライド No. 3)。

これらの元素は、主要なサブグループである V グループに属します。

• 2. 原子の構造 (生徒たちと一緒に表に記入していきます)。
• 原子核の電荷とエネルギー準位の数を決定するにはどうすればよいですか?
• ハロゲン原子の外部エネルギー準位の電子式はどのように書くのでしょうか?
• 原子の半径は上から下にどのように変化しますか?
• これらの原子の電気陰性度、そしてそれに伴って酸化特性はどのように変化するのでしょうか?

結論 : グループの下位の元素の非金属特性は減少します。

3. 単体の物性（スライド No. 4）。

生徒たちと一緒にテーブルに記入していきます。

窒素は二原子分子を​​形成します。 他の要素はそうではありません。

凝集状態、色、融点、沸点などの特徴的な変化の原因は何ですか?

結論 : 単体物質の非金属特性は、グループになるほど減少します。

4. 接続の性質。 (スライド No. 5)。

主要サブグループの V 族のすべての元素は、酸化物と水酸化物を形成します。 これらの化合物の式を表に書き、水酸化物の形態と対応する元素の特性を比較します。

元素の原子量が増加すると、酸化物と水酸化物の特性はどのように変化しますか?

結論 : 酸化物と水酸化物の酸性はグループになるほど減少します。

5. 自然の中にいること。

a) 窒素 (スライド No. 6)。

b) リン (スライド番号 7)。

c) ヒ素 (スライド番号 8)。

d) アンチモン (スライド番号 9)。

e) ビスマス (スライド番号 10)。

IV. 結論

• 主要サブグループの V 族元素の電子構造の類似性は何ですか?
• これらの元素はどのような酸化還元特性を示しますか?
• 窒素サブグループのどの元素が最も化学的に活性ですか?
• グループ全体の活動はどのように変化しますか?

主要サブグループの V 族の元素とその化合物の性質について一般的な結論を出します。

V. 宿題

• 教科書「Chemistry-9」 I.I. ノボシンスキー、N.S.

ns 2 np 3.

ノヴォシンスカヤ。 パラグラフ 55、No.1 ～ 5。

窒素とその化合物

自然界では、それは遊離の形（空気中の含有量 - 78体積％）、ミネラル（硝石）の形、油中、植物および動物のタンパク質中に存在します。

物理的性質

通常の状態では、N 2 は無色、無臭、無味の気体です。

キップする。 = -195.8℃。

窒素生成:

a) 産業 - 空気液化、

b) 実験室: NH 4 NO 2 ® N 2 + H 2 O。

窒素とその化合物の化学的性質。

窒素分子の化学活性は非常に低いため、 三重共有結合のおかげで、この分子は非常に強力です (E 結合 = 946 kJ/mol)。 しかし、窒素については多くの異なる化合物が知られており、窒素は酸化状態 -3、-2、-1、+1、+2、+3、+4、+5 を示します。

3

1)負の酸化状態を持つ窒素化合物。 NH 3 – アンモニア

– 刺激臭のある無色の気体で、容易に液化します。

アンモニアの生成:

b) 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

アンモニアの化学的性質:

a) NH 3 + H 2 O « NH 4 OH (最大濃度 = 25%)

b) NH 3 + HCl « NH 4 CI (供給メカニズム: NH 3 + H + = NH 4 +)

c) 酸素の量に応じて燃焼の起こり方が異なります。

4NH 3 + 3O 2 (週) = 2N 2 + 6H 2 O

4NH 3 + 5О 2(g) = 2NO+ 6H 2 O

d) OVR では、アンモニアは常に還元剤です。

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

2) NH 4 OH – 水酸化アンモニウム- 弱塩基、不安定、複雑な化合物 (アンモニア) をよく形成します。

Cu(OH) 2 + 4NH 4 OH = (OH) 2 + 4H 2 O

3) アンモニウム塩:

a) 加水分解による溶液は弱酸性反応を示します。

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

b) アンモニウム塩の熱分解は、アニオンの性質に応じて異なる進行をします。アニオンが酸化剤の場合、分解反応は不可逆的です。

NH 4 CI « NH 3 + HCl

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

4) アミドアンモニア中の H 原子が金属で置換されると形成されます。

2K + 2NH 3 = 2KNH 2 + H 2

5) 窒化物金属と非金属で知られており、その性質に応じて異なる方法で分解されます。

a)Li 3 N + 3H 2 O = 3LiOH + NH 3

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

b)Cl 3 N + 6HCl = 3HCIO + NH 3

酸化状態 – 2

N 2 H 4 – ヒドラジン(ジアミド) は無色の液体で、良溶媒ですが、アンモニアよりも不安定です。

ヒドラジンの調製:

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

ヒドラジンの化学的性質:

N 2 H 4 + H 2 O « + +OH -

H 2 O « 2+ +OH -

b) 燃焼して窒素になる: N 2 H 4 + O 2 = N 2 + 2H 2 O

c) 強力な還元剤: N 2 H 4 + 2H 2 O 2 = N 2 + 4H 2 O

酸化状態 – 1

NH 2 OH – ヒドロキシルアミン、白色の結晶性物質であり、H 2 O 2 とヒドラジン N 2 H 4 の間の中間位置を占めます。

ヒドロキシルアミンの調製:

HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O

ヒドロキシルアミンの化学的性質:

a) 水溶液 – 弱塩基:

NH 2 OH + H 2 O « + +OH -

b) ヒドロキシルアンモニウム塩 (安定) は酸とともに与えられます。

NH 2 OH + HCl = + + CI -

c) 分解（不均化反応）：

3NH 2 OH = NH 3 + N 2 + 3H 2 O

d) H 2 O 2 と同様、環境に応じて酸化還元二重性を示します。

わかりました： 2NH 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

復元されました: 2NH 2 OH + I 2 + 2KOH = N 2 + 2KI + 4H 2 O

正の s を持つ最も重要な窒素化合物。 O.

酸化状態+ 3

1) N2O3- 一酸化窒素 (III) または「無水亜硝酸」は、不安定な青緑色の液体です。

a) N 2 O 3 → NO 2 (刺激臭のある茶色のガス) + NO (無色のガス)。

b) 水と不安定な酸を形成します: N 2 O 3 + H 2 O « 2 HNO 2

2) HNO2– 亜硝酸（中濃度）:

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

3) 亜硝酸塩– 亜硝酸の塩は、酸化還元反応における他の N +3 化合物と同様に、二重性を示します。

わかりました： KNO 2 + NH 3 = N 2 + H 2 O

復元されました: KNO 2 + H 2 O 2 = KNO 3 + H 2 O

最大酸化状態 + 5

1) N2O5- 一酸化窒素 (V) または「無水硝酸」は無色の結晶性物質です。 水に溶けると酸が生じます。

2) HNO3– 強硝酸: HNO 3 ® H ++ NO 3 - 。

3) 硝酸塩– 硝酸塩:

a) 実験室では、熱分解反応によって N 2 O を得ることができます: NH 4 NO 3 ® N 2 O + H 2 O。

b) 金属硝酸塩は、一連の活性における金属の位置に応じて、異なる方法で分解します。

左のMg：硝酸塩 ® 亜硝酸塩 + O 2

マグネシウム – 銅:硝酸塩 ® 金属酸化物 + NO 2 + O 2

右にCu:硝酸塩®金属 + NO 2 + O 2 。

4) すべての N +5 化合物は強力な酸化剤です。 硝酸と金属の相互作用:

a) HNO 3 から水素を放出する金属はありません。

ｂ）金属に対して垂直に、Ａｌ、Ｚｎ、Ｃｒ、Ｆｅ、Ｐｂ、Ａｕ、Ｐｔが不動態化される。

c) 加熱すると、ほとんどの金属と相互作用し、金属の活性が高く、酸が希薄であればあるほど、N +5 の還元が強くなります。

非アクティブな まあ: Cu + 4HNO 3 (濃) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

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

資産。 まあ: 4Ca + 10HNO3(濃) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

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

4Ca + 9HNO 3 (超希薄) = 4Ca(NO 3) 2 + NH 3 (または NH 4 NO 3) + 3H 2 O

リンおよびその化合物

それは自然界に存在します: a) 鉱物（リン酸塩およびアパタイト）の形で、b) 植物および動物のタンパク質中に、c) 脳組織および骨中に存在します。

自然界では、それは遊離の形（空気中の含有量 - 78体積％）、ミネラル（硝石）の形、油中、植物および動物のタンパク質中に存在します。

アロトロペン:

A) 白リン(P 4) – 四面体構造、有毒、暗闇で光る、二硫化炭素に可溶。 保管中に徐々に赤リンに変化するため、水中で保管されます。

b) 赤リン(P 2 n – ポリマー) – いくつかの構造形態があり、毒性がなく、二硫化炭素に不溶で、保管中に安定で、反応性が低い。

V) 黒リン– ピラミッド構造、層状、グラファイト、半導体に似ています。

リンの入手:

リン鉱石鉱物はコークスと砂で焼成されます。

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

リンおよびその化合物の化学的性質。

リンの化学活性は、その同素体修飾によって異なります。 主な酸化状態: -3、+1、+3、+5。

1) リンと単体の反応:

修復特性: a)P + O 2 ® P 2 O 3、P 2 O 5;

b)P + CI 2® PCI 3、PCI 5; c) 2P+3S®P2S3

酸化特性: a) 2P + 3H 2 ® 2РН 3、b) 2P + 3Ca ® Ca 3 P 2

2) リンと複合物質の反応:

a) 水との反応が起こらない、

b) 2P + 5H 2 SO 4 (濃) → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O、

c) P + HNO 3 (濃) → H 3 PO 4 + NO (または NO 2)。

3)最小酸化状態 - 3

A) PH3– ホスフィン、ニンニクのような臭いを持つ有毒ガス、

点灯: 2РH 3 + 4О 2 = Р 2 О 5 + 3H 2 O、

いくつかの酸を加えるとホスホニウム塩が得られます: РH 3 + HI = РH 4 I

b) 金属リン化物– イオン共有結合性化合物

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

Ca 3 P 2 + 6HCI = CaCl 2 + 2PH 3。

4)酸化状態+ 1

H 3 PO 2 または H[PO 2 H 2 ] – 次亜リン酸、強力。 塩は次亜リン酸塩であり、溶解性が高く、優れた還元剤です。

5)酸化状態+ 3

a) P 2 O 3 – 無水リン、いくつかの修飾 (P 2 O 3) n を持ち、無色の有毒な結晶。

b) H 3 PO 3 または H 2 [PO 3 H] – 亜リン酸、中強度。

c) アルカリ金属 (K 2 [PO 3 H]) にのみ可溶な亜リン酸塩、

PCI 3 + CI 2 = PCI 5、

PCI 3 + O 2 = PCI 3、

PCI3+HCI®N。

6)最大酸化状態 +5

a) P 2 O 5 – 無水リン、白色粉末、修飾 (P 2 O 5) 2 を持ち、強力な水分除去剤: P 2 O 5 + 2H 2 O = 2HPO 3;

b) HPO 3 - メタ、H 4 P 2 O 7 - ピロ、H 3 PO 4 - オルトリン酸、中程度の強度。

c) メタ-、ピロ-、オルト-リン酸塩;

d) ハロゲン化物は非常に活性です。

PCI 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 +5HCI、

RF5 + HF = N.

サブグループの一般的な特徴

7 N、15 P、33 As、51 Sb、83 Bi。 上から下のサブグループでは、金属特性は自然に増加し、これは化合物内の元素によって示される酸化状態の値およびいくつかの物理的特性と一致します。 P、As、および Sb の同素性により、物理的特性を 1 つの表に組み合わせるときに特定の困難が生じます。

表11

主要サブグループである第 5 グループの元素の性質

化学的性質

1. 単純な物質を使用すると、さまざまな酸化還元性質を示すさまざまな化合物が得られます。

a) 修復特性

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (またはPCl 5);

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

2Bi + 3Cl 2 = 2BiCl 3。

b) 酸化特性

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 ;

2As + 3Mg = Mg 3 As 2.

2. サブグループの元素の性質に応じて、酸との反応の仕方が異なります。

2P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O;

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

3Sb + 5HNO 3 = 3HSbO 3 + 5NO + H 2 O;

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

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

ヒ素サブグループの元素は、一連の活動において水素の後に現れることを覚えておく必要があります。

3. 化合物の加水分解はさまざまな方法で発生します。

a) PCl 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl;

BiCl 3 + H 2 O ® BiOCl â + 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. 元素の酸塩基特性の変化はさまざまな形で現れます。

表12

第 5 サブグループの元素の最も重要な化合物

5. 化合物の酸化還元能力は、元素の酸化の程度によって異なります。

A) E-3– 還元剤

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。

酸化剤:

2KNO2 + 4H2S = 3S + N2 + K2S + 4H2O

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

還元剤:

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

V) E+5 – 酸化剤

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

グループ 6 の要素。 (カルコゲン)

電子シェルの構造: ... ns 2 np 4.

8 O、16 S、34 Se、52 Te、84 Po (放射性)。

酸素とその化合物

地球上で最も一般的な元素: 空気中の 21% (体積比) は、H 2 O、鉱物、有機物質の一部です。

自然界では、それは遊離の形（空気中の含有量 - 78体積％）、ミネラル（硝石）の形、油中、植物および動物のタンパク質中に存在します。

物質の形で存在します。

a) 「酸素」O 2 – 色、味、匂いのない、無毒の気体。 沸騰させてください。 = -183℃; ;

b) 「オゾン」O 3 – 刺激臭のある青いガスで、有毒で、非常に強力な酸化剤です。 沸騰させてください。 = -111.8℃。

化学的性質

1. 酸素が還元剤となる反応は 1 つだけです。

О 2 + 2F 2 = 2OF 2 ()。

2. 他のすべての場合、特に原子状態にある場合、酸素は酸化剤です。

a) 単体の酸化

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

S + O 2 = SO 2;

2Ca + O 2 = 2CaO。

b) 複合物質の酸化

Ｒ ２ Ｏ ３ ＋Ｏ ２ ＝Ｒ ２ Ｏ ５；

2SO 2 + O 2 = 2SO 3;

2PCl 3 + O 2 = 2POCl 3。

c) 複雑な無機物質の燃焼

2H 2 S + O 2 が不足しています = 2S + 2H 2 O;

２Ｈ２Ｓ＋３Ｏ２ｇ。 = 2SO 2 + 2H 2 O。

d) 有機物の燃焼

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O;

C 2 H 5 OH + 3O 2 = 2CO 2 + 3H 2 O。

硫黄およびその化合物

自然界ではそのままの形で見つかります。 鉱物（硫化物、硫酸塩）の形で。 油中。 タンパク質の中で。

自然界では、それは遊離の形（空気中の含有量 - 78体積％）、ミネラル（硝石）の形、油中、植物および動物のタンパク質中に存在します。

硬くて脆く、黄色で、H 2 O には不溶ですが、二硫化炭素とアニリンには可溶です。 同素体: 斜方晶系硫黄 (a-form); 単斜晶系 (b - 硫黄); 最も安定な修飾は a (t° pl. » 113°C) であり、組成 S 8 はこれに起因すると考えられます。

化学的性質

化合物は異なる酸化度を示し、異なる酸化還元能力を持っています。

表13

最も重要な硫黄化合物

1. 硫黄は、複雑な化合物と相互作用して、その酸化状態をさまざまな方法で変化させます。

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

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

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

不均化反応

2. 接続S-2

A) H2S– 硫化水素、腐った卵の臭いを持つ有毒ガス、強力な還元剤: 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O。

H 2 S + Cl 2 = 2HCl + S。

b) H 2 S 溶液 – 弱酸

H 2 S × N + + HS - (K 1 = 6 × 10 -8)。

c) 塩 - 硫化物。 アルカリ金属およびアルカリ土類金属の塩は溶解性が高く、加水分解します。 p-金属およびd-金属の硫化物は実質的に不溶性です。

G) 硫化物金属の展示 主要自然：

K 2 S + H 2 O Û KHS + KOH;

非金属硫化物の展示 酸性の自然：

SiS 2 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 2H 2 S。

d) チオソール: O 原子が S に置き換わった通常の塩と同様:

Na 2 S + CS 2 = Na 2 CS 3 – チオ炭酸ナトリウム;

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

不安定な

e) ポリスルフィド: 硫黄は、過酸化物の酸素と同様に、塩を形成する可能性があります: Na 2 S 溶液 + 'S = Na 2 S n - 多硫化ナトリウム (硫化物架橋 - S - S - S - S - を含む)。

3. S+4接続

a) SO 2 – 刺激臭のある二酸化硫黄であり、有毒です。

b) SO 2 溶液 - 亜硫酸 H 2 SO 3、中強度

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

c) 塩 - 亜硫酸塩、よく加水分解します。

Na 2 SO 3 + H 2 O Û NaHSO 3 + NaOH。

d) 酸化還元反応では、これらすべての化合物は二重性を示します。

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3。

e) 塩化チオニル: SOCl 2

SOCl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 3 + 2HCl。

4. S+6接続

A) SO3– 無水硫酸; 同素性の強力な酸化剤。 水と非常に激しく反応する

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

b) H2SO4– 硫酸、無色の油状液体。 強い。

H 2 SO 4 濃度 – 非常に強力な酸化剤; 紙、砂糖、木を焦がす:

C + 2H 2 SO 4 濃度 = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O。

個別に、金属に対するその挙動は次のとおりです。

常温では多くの金属と相互作用しません（Cr、Fe、Al、Zn などを「不動態化」します）。

レベルが高くなると、Au と Pt を除くほぼすべての金属と反応します。

それは非常に優れた水分除去剤であるため... 水と水和物 H 2 SO 4 × nH 2 O を形成します。

V) 塩: 中 – K 2 SO 4 (硫酸塩);

酸性 – KHSO 4 (硫酸水素塩);

ビトリオール – CuSO 4 × 5H 2 O; ZnSO 4 × 7H 2 O;

ミョウバン – 複塩、結晶水和物

KAl(SO 4) 2 × 12H 2 O; NH 4 Fe(SO 4) 2 × 12H 2 O。

G) 発煙硫酸– SO 3 の H 2 SO 4 溶液、反応は部分的に起こる

2SO3 + H2O = H2S2O7 ピロ硫酸.

d) 塩化スルフリル SO2Cl2

SO 2 Cl 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl。

e) ペルオキソ硫酸– 過酸化物橋を含む

H 2 SO 5 – ペルオキソモノ硫黄、

H 2 S 2 O 8 – ペルオキソ二硫黄;

強力な酸化剤。

そして） チオ硫酸塩– さまざまな酸化状態の硫黄が含まれています: S +6 および S -2。 S-2 の存在により、この化合物は強力な還元剤になります。

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

対応する酸 H 2 S 2 O 3 (チオ硫酸) は不安定です。

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S 2 O 3。

グループ 7a の元素。 (ハロゲン )

電子シェルの構造: ... ns 2 np 5.

9 F、17 Cl、35 Br、53 J、85 At (放射性)。 遊離状態では、それらは二原子分子の形で存在します。

自然界では、それは遊離の形（空気中の含有量 - 78体積％）、ミネラル（硝石）の形、油中、植物および動物のタンパク質中に存在します。

有毒で刺激臭があります。 F 2 – 淡黄色のガス、沸点。 = -188.2℃;

Cl 2 – 黄緑色のガス。 沸騰させてください。 = -34.1℃;

Br 2 – 赤い液体。 沸騰させてください。 = 59.2℃;

J 2 – 紫色の結晶。 沸騰させてください。 = +185.5℃。

化学的性質

1) 最も活性なのは F 2 で、その大気中ではガラスや水も燃えます。

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

2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2。

2) 上流のハロゲン (より強力な酸化剤として) が、さまざまな化合物の下流のハロゲンを置き換えます。

F 2 + 2KCl (KBr、KJ) = 2KF + Cl 2 (Br 2、J 2)。

3) ハロゲンが水やアルカリ溶液に溶解すると、不均化反応が起こります。 温度に応じて、さまざまな反応生成物が得られます。

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO;

Cl 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO;

4) ハロゲン化水素– これらはすべて無色の気体です (HF は水素結合により、H x F x を形成します)。

HF – HCl – HBr – HJ の系列では、結合強度が低下し、還元特性が増加します。

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

5) 水に溶解すると強酸が得られます。 HJ が最も強力です (弱フッ化水素酸を除く)。

H 2 F 2 Û H + + HF 2 -)

6) ハロゲン化物元素には異なる酸塩基の性質があり、それが明らかになります。

a) 加水分解反応において

AlCl 3 + H 2 O Û AlOHCl 2 + HCl;

PBr 3 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + 3HBr。

b) 錯体形成反応において

2NaF + SiF 4 ® Na 2 ;

配位子の数については F - ; Cl - ; Br - ; J - 複合体の安定性が低下します。

7) より高い酸化状態のハロゲン

a) 酸化物: Cl 2 O; (ClO 2 ) 2; (ClO3)2; Cl 2 O 7;

b) 酸: HClO; HClO2; HClO3; HClO4;

多くの酸 ® では強度が増加し、同じシリーズの酸とその塩では酸化特性が減少します。

c) 酸とその塩は加熱すると分解します。

d) ハロゲン間の化合物: それらの多くは知られています。 組成は、周期表の元素の位置に対応します (電気陰性元素は式の最後に表示されます)。

ClF、BrF、JF; ClF 3、JF 3; ClF5、ClOF3; ＢｒＦ７、ＪＯ３Ｆ等；

本質的に酸性です: JF 7 + 4H 2 O = 7HF + HJO 4;

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

資料を統合するための質問:

1. ヒ素が濃硝酸と反応すると、どのような物質が形成されますか? a)-s(NO3)3? b)H 3 AsO 4? c) 2 O 3 として?

2.濃酸と反応して遊離塩素を放出する物質は何ですか – a)CaCl 2? b)MnO2? c) CrC1 3 ?

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グループ 15 には、N、P、As、Sb、Bi (表 1 および 2) - 外殻 s 2 p 3 の電子配置を持つ元素が含まれます。 このグループのすべての元素の原子には、最高の酸化状態が +5 である 5 つの価電子が含まれています。 相対電気陰性度とイオン化エネルギーは、原子半径の増加に反比例して原子番号が増加するにつれて減少します。

表 1. 15 族金属の物理的および化学的特性

最初の 2 つの元素は非金属です。 U としてそして Sb金属的な性質が現れますが、 として半金属とみなされ、 ビ- 電気伝導率が低い金属。 このグループの最後の 3 つの元素の化合物は有毒です。

窒素とリンは人体に大量に存在します。 N平均3%、そして R- 体重の1.1%。 そして N、 そして R化合物は +5 から -3 までの酸化状態を示します。これは、化合物がさまざまな典型的な酸化還元反応に関与していることを説明しています。 両方の元素の原子は 3 つの電子を追加することができ、それによって外側を満たすことができます。 r-窒化物イオンの形成によるサブシェル N 3-およびリン化物イオン R 3- 。 どちらの元素も共有結合化合物を形成する傾向があります。 同時に、それらの原子は4つのハイブリッドを形成します sp四面体配向の 3 軌道。 そのうちの 3 つは 1 つの電子を含み、4 つ目は孤立電子対を含みます (図 1)。

米。 1。 窒素原子の 4 つの sp 3 混成軌道

コバルサイト結合の形成中、単一電子は他の原子の電子と共有され、孤立電子対は配位 (ドナー - アクセプター) 結合を形成するために使用されます。 例としてはアンモニウムイオンが挙げられます。 N.H. 4 + 。 窒素電子が形成されると、窒素電子の孤立電子対が空の電子対と重なり合います。 s-水素イオンの軌道。 このイオンが官能基の一部である金属と配位結合が形成される場合にも、同じことが起こります。

違い Rから N能力です R 3 つの電子伝達の結果として 5 つの共有結合を形成します。 s-軌道のいずれかに d-軌道。 それが理由です R～よりも容易に共有結合を形成する N。 欠勤のため 2 d-原子の軌道 Nそのような能力はありません。 原子の反応性 N高い電気陰性度にもかかわらず、比較的低い (L. Pauling スケールで 3 単位。比較のために: についてそれは 3.5、y に等しい F- 4、その他の要素については - 3) を下回ります。 その理由は、二原子窒素分子が無極性であり、原子間の三重結合が非常に強いためです (結合エンタルピーは 944 mJ/mol)。 その結果、以前と比べて、 R窒素はイオン結合や配位結合をより容易に形成します。

表 2. 15 族金属の体内含有量、有毒量 (TD) および致死量 (LD)

窒素(N) - 自然界では、主に無色無臭のガスの形で存在します（ N 2)。 それは地球の大気の 78% を占めており、空気の液化と分別蒸留によって純粋な形で得ることができます。 室温では実質的に非反応性です。 膨大な数の有機物質と多くの無機物質に含まれています。 窒素は、酸、肥料、プラスチック、爆発物の製造など、多くの産業で使用されています。

有機アミン (RNH 2、R 2 NH または R 3 N、R は有機ラジカル)、特にタンパク質には窒素が存在するため、代謝において非常に重要です。 金属イオンとの錯体の形成に関与し、容易に電子を供与します。 安定性定数が異なるため、形成された錯体化合物 (CC) は、周囲のバイオリガンド内の金属イオンの再分布に関与する可能性があります。 このため、窒素は主にヒスタミンや同様のアレルギーメディエーターの放出を誘導することにより、薬物誘発性の病状において中心的な役割を果たします。

リン(P) ショー モノトロピーつまり、3 つの結晶形で存在し、そのうちの 1 つは安定 (「赤」リン) で、他の 2 つ (「白」リンと「黒」リン) は準安定 (不安定) です。 大気圧では赤色 R 690°Kの温度まで安定しています。 白 R 317°K 未満の温度および低気圧で存在し、黒色になります。 R- 技術的手段によって生成された高圧の場合のみ。

人間の体内では、主に骨や歯 (最大 90%) にアパタイトの形で存在します。 Ca(OH) 2 *3Ca 3 (私書箱 4 ) 2. 高エネルギーリン酸結合の形をしたリンの残りは、ATP 分子、酵素、NA、リン脂質の形成に関与し、エネルギー依存性のほぼすべての代謝反応を実行します。 リン酸一水素および二水素の形で ( HPO 4 2-と N 2 PO 4 -) 血液の緩衝特性、酸塩基バランスの維持に関与します。

有機性にもかかわらず R、その化合物のほとんど（ホスフィン） RN 3、白リンP4、次亜リン酸 N 3 PO 2、次亜リン酸塩 N 2 PO 2 - 亜リン酸 H 3 PO 3と亜リン酸塩 H 2 私書箱 3 - , NPO法人 3 2-、酸化物 R 4 ○ 6) 負の酸化還元電位が高いため、非常に有毒です。 体内では、それらは安定なリン酸塩に酸化され、それらに関連する分子が減少します。 この方法で還元された分子の一部は加水分解され、環境の pH を低下させ、生命への悪影響を悪化させます。

ヒ素 (As) - 半金属。いくつかの同素体修飾が存在します。 合金、半導体、殺虫剤、ガラス、木材含浸組成物に使用されます。 最近では、シリコン技術に代わって電子回路の製造に使用されることが増えています。

として最も強力で危険な毒の一つと考えられています。 酸素が存在すると、すぐに猛毒の無水ヒ素（酸化物）が生成されます。 として 2 ○ 3. その致死量は1mg/kgです。 経口摂取した場合 として胃、腸、肝臓、腎臓、膵臓に高濃度で蓄積します。 慢性中毒では、皮膚、髪、爪に徐々に蓄積します。 としてこれは、化学兵器（ルイサイト）の一部であり、園芸作物やブドウの処理に使用され、木製品への損傷を防ぐために（モノヒ酸およびジメチルヒ酸の形で）使用される殺虫剤にも含まれています。 医薬品の化合物において として約2千年にわたって使われてきました。

自然の中で として遊離形態と、重金属のヒ化物およびヒ素硫化物の形態の両方で存在します。たとえば、 FeSA。 海水、海洋動物の体内、藻類には、ヒ素炭水化物やその他の有機誘導体の形で最大 5 ppm (10 -9 g) の量が含まれています。 ほとんどの場合、毒性の低い V 価の形で見つかります。

無機化合物の中でアルシンは最も有毒です 灰 3.体内の生体化合物（特にヘム）を素早く修復し、 酸化物として 2 ○ 3 , 亜ヒ酸 ハソ 2 およびその塩 - 亜ヒ酸塩(かそ 2) 発がん性を示し、 ヒ酸 H 3 AsO 4 およびその塩 - 1、2、3 置換 ヒ酸塩。 後者はリン酸塩の類似体であり、輸送システムを通じて細胞に容易に浸透し、リン酸化と酸化のプロセスを切り離します。

As はさまざまなチオール含有酵素を阻害します。 亜ヒ酸塩とタンパク質のチオール基 (グルタチオン、システイン)、リポ酸、補酵素 A との相互作用が注目されています。リポ酸は、α-ケト酸 (ピルビン酸、ケトグルタル酸、オキサロ酢酸) の酸化的脱炭酸に関与しているため、トリカルボン酸サイクル ( TCA）が中断されます。 また、As は阻害します。 ピルビン酸デヒドロゲナーゼ、生理学的条件下でピルビン酸を脱水素してアセチルCoAにし、 CO 2、TCAサイクルに炭水化物を確実に含めること。 その結果、TCA サイクルに不可欠な参加者であるクエン酸 (クエン酸) とオキサロ酢酸 (オキサロ酢酸) の合成が中断されます。

として特にモリブデン含有酵素の阻害剤としても知られています。 キサンチンオキシダーゼ、プリンの尿酸への分解を触媒します。 どうやら、これにより次のタイプの化合物が生成されます。 MoSA=○そして MoAs=O。 ヒ素の影響でチオール基がブロックされる DNAポリメラーゼ、それは有糸分裂の停止につながります。 全体的な接続 として無機元素と有機元素の両方が、さまざまな酵素系の SH 基をブロックし、代謝プロセスからそれらを除去します。 神経系では、ヒ素中毒は主にニューロンの軸索に影響を及ぼし、末梢神経障害や手足の麻痺を引き起こします。

として(III) 肝臓、胆汁、血液中のチオール化合物と結合し、酸化して として(V) 解毒メカニズムと考えられます。 胃腸管での解毒中に、細菌叢によるヒ酸のメチル化が観察されました。

アンチモン(Sb)いくつかの同素体修飾が存在します。 要素の金属形状は硬くて脆いです。 強度を高める合金、バッテリー、ベアリングなどに使用されます。

接続中 Sb価数は -3、+3、+5 です。 のように として、少量で刺激的な生物学的効果を示します。 毒性に応じて、アンチモンとヒ素は次の行に配置できます。 Sb(V)< Sb(III)< として。 塩中毒の場合 Sbこの元素は骨格、腎臓、脾臓に蓄積し、生体分子の SH グループと相互作用します。 Sb(III) インビトロ阻害する コハク酸塩- そして ピルビン酸オキシダーゼ、細胞呼吸のメカニズムを破壊します。 消化管の接続部で Sb水溶性化合物から不溶性オキソクロリドがすぐに形成されるため、吸収されにくい SbOCl, Sb 4 ○ 5 Cl 2. 肺での吸収は胃腸管よりも速く起こります。

放射性元素が静脈内に注射されると、主に肝臓、副腎、心臓に蓄積します。 選択 Sb原子価に依存: 化合物 Sb(V) 主に腎臓から排泄され、 Sb(III) - 糞便あり。 スチビン SbH 3 はアルシンと同様、溶血性の毒です。ヘモグロビンをメトヘモグロビンに還元します。

ビスマス(Bi) - 銀色の光沢のある、壊れやすいピンクがかった金属。 酸素や水に対して耐性があります。 合金、エレクトロニクス、触媒、医薬品、化粧品、染料に使用されます。 医学ではまず酒石酸塩 KBi梅毒の治療に使用されたオキソ塩 ビ現在、胃炎、胃潰瘍、十二指腸潰瘍の収斂剤として使用されています。

金属や酸化物の形で ビ 2 ○ 3は生物学的に活性ではありません。 接続 ビ有毒と考えられていますが、溶解度が低いため毒性は弱いです。 のように としてそして Sb、ビスマスはチオール基と強い結合を容易に形成します。 最も安定した化合物 ビ(III)。 ビスマス酸塩 ВiO 3- - 強力な酸化剤、 ビ 2 ○ 5 生物還元剤およびビスムチンに関して酸化剤として作用します。 ВiH３は還元剤である。

水溶性塩（酒石酸塩） KBi、クエン酸塩 ビ、チオグリコール酸 ナビ) 胃腸管に容易に吸収され、その後 ビ血漿タンパク質と結合して、すべての組織、主に腎臓と肝臓に分布します。 吸収されたものが解放される ビ主に腎臓によって引き起こされます。 血液中の塩分 ビ加水分解して中性コロイドを形成し、組織のコロイド組成の物理的バランスを破壊し、コロイド破砕ショックを引き起こす可能性があります。 吸収されなかった塩分は黒色の便とともに消化管から排泄されます。 ビ 2 S 3 .

腸内細菌叢が回復する可能性があるため、上記のカチオン塩を収斂剤として使用することは安全ではない可能性があります。 Bi(NO 3 ) 3は亜硝酸塩に変化し、血液中に吸収されるとメトヘモグロビン血症を引き起こす可能性があります。 目の前で注目されたのは、 ビ腎臓の内容物 亜鉛そして シほぼ2倍になります。 この場合、低分子量メタロチオネインの合成が誘導されます（中毒と同様のメカニズムによって） 水銀そして CD）。 これらのタンパク質は、腎臓と肝臓で 2 つの同形型を持っています。 Bi 結合メカニズムは、 亜鉛そして シ。 血液中の元素の分布は腎臓での分布とは異なります。 消化器疾患の場合、薬を服用すると効果があることがわかっています（ ВiO) 2 CO 3 活動性の低下につながる セルロプラスミン、濃度に正比例する ビ.

塩分を吸収するという興味深い観察があります。 ビ他の 15 族金属の吸収と同様に起こりますが、 鉛 2+ およびウラニルイオン UO 2 + 。 ビスマスのような 鉛、アシドーシス中に組織から放出される可能性があります。 BiOCl + N 3 ○ + > ビ 3+ + Cl - + N 2 ○.

医療用バイオ無機物。 合同会社 バラシコフ