انتخاب رنگ سبز انتخاب رنگ آبی انتخاب رنگ قرمز انتخاب رنگ نارنجی
انجمن فصل تازه را در فیسوک دنبال کنید
ضد ویروس شید , راحت باشید
برخی از موضوعات سایت
برخی از موضوعات سایت
  • دسترسی به سایت های علمی

    پسورد های دانشگاهی

  • کتاب

    کتاب ها

  • مقالات

    مقالات

  • نرم افزار

    نرم افزار

  • جزوات

    جزوات

  • ساير موضوعات

    ساير موضوعات

  • ارتباط با ما

    ارتباط با ما


  • برای سفارش تبلیغات در انجمن فصل تازه کلیک کنید .
    نمایش نتایج: از 1 به 1 از 1

    موضوع: خواص برخی از عناصر شیمیایی

    1. Top | #1
      کاربر سایت
      1 star star star star star

      وضعيت
      ehsan آنلاین نیست.
      میزان امتیاز
      74
      reputation
      اندازه فونت

      خواص برخی از عناصر شیمیایی

      بور

      عنصر شیمیایی با عدد اتمی ۵ و جرم اتمی ۱۰.۸۱ گرم که در گروه سوم اصلی (۱۳) جدول تناوبی قرار می گیرد.
      خواص:
      بور بلورین به رنگ خاکستری بوده و درجۀ سختی آن در مقیاس موس ۹.۳ است. چگالی آن ۲.۳۴ و نقطۀ ذوبش تقریباً ۲۰۷۵ درجۀ سانتیگراد می باشد. بور در دمای معمولی رسانای ضعیف جریان برق است و قابلیت رسانایی آن با افزایش دما بیشتر می شود. از این نظر بور شبیه سیلیسیم و ژرماتیم بوده و مانند این عناصر یک نیمه رسانا به شمار می آید. بور بی ریخت در دمای عادی نسبت به تمام واکنشگرهای شیمیایی به جزء .... های فوی ، مانند فلوئورونیتریک اسید غلیظ بی اثر است. بور در هوای سوخته و به بوریک اکسید B2O2 تبدیل می شود. واکنش بور با هالوژن ها منجر به تولید ترکیب هایی به فرمول BX3 می شود و همچنین با بسیاری از فلزها ترکیبات سخت و دیر ذوب به نام بورید تولید می کند. ساختمان شیمیایی بوریدها را نمی توان بر اساس نظریۀ عادی پیودند شیمیایی، توجیه کرد.
      پیدایش:
      بور در ساختمان ۱۷ کیلومتری پوستۀ زمین به مقدار 3 گرم در تن وجود دارد. این عنصر عمدتاً به صورت بوریک اسید و نمک های بورات یافت می شود. مهمترین بورات ها عبارتند از بوراکس (Na2B4O7.10H2O) ، کرنیت (Na2B4O7.4H2O) و کولمانیت(Ca2B6O11.5H2O)
      تهیه:
      عنصر بور معمولاً از کاهش بوریک اکسید به وسیلۀ منیزیم در دمای بالا تهیه می گردد: B2O2+3Mg ---> 2B+3Mgo این محصول رنگ قهوه ای دارد و بور بی ریخت نامیده می شود. بور خالص و بلورین را در صنعت از الکترلیز مخلوط مذاب پتاسیم کلرید، پتاسیم فلوئور و بورات و بورتریوکسید در دمای ۱۰۰۰ - ۶۵۰ درجۀ سانتیگراد تهیه می کنند.
      برای ذوب کردن بور از بوتۀ گرافیتی استفاده می شود که همزمان آند را تشکیل می دهد. کاتد میلۀ آهنی می باشد که درون مذاب قرار می گیرد. بور حاصل دارای خلوص ۹۹% است. بور کاملاً خالص و بلوری را از کاهش بخارات بور تری کلرید به وسیلۀ هیدروژن و فوس الکتریکی تهیه می کنند. 2Bcl3+3H2--->2B+6Hcl
      کابرد:
      ایزوتوپ بور ۱۰ در راکتورهای هسته ای به عنوان مهار کنندۀ نوترون ها به کار می رود. در متالوژی فلزهای مس و نیکل و برخی آلیاژها از بور برای اکسیژن زدایی استفاده می کنند مقدار ۰.۰۰۱ الی ۰.۰۰۳ درصد بور در فولاد می تواند سختی آن را چندین برابر افزایش دهد.

      هیدرروژن

      هیدرروژن سبک ترین عنصر شیمیایی با عدد اتمی1 می باشد. ایرزوتپ های آن عبارتنداز:
      پروتونیوم با عدد جرمی ۱ که ۹۹.۹۸۴%
      دوتریم با عدد جرمی ۲ که ۰.۰۱۶%
      و تریتیم با عدد جرمی ۳ که حدود۱۰-۱۰% که فراوانی این این عنصر را تشکیل می دهند

      خواص:
      هیدروژن گازی است بی رنگ، بی بو، بی مزه، که در دمای معمولی دو اتمی H2 می باشد
      (تحت شرایط ویژه هیدروژن 1 اتمی تولید می شود) دو نوع مولکول هیدروژن تشخیص داده شده که عبارتند که هیدوروژن اورتو و هیدروژن پارا که نسبت آنها در دمای عادی 3 به 1 بوده ولی در دماهای پائین سهم هیدروژن پارا بیشتر است. اسپین هستۀ این گونه ها متفاوت می باشد در حالیکه در هیدروژن اورتو اسپین هستۀ اتم ها همسو هستند و در هیدروژن پارا در سمت مخالف همدیگر می باشند. خواص شیمیایی این دو به خلاف خواص فیزیکی کاملاً یکسان است.
      به سبب وزن مولکولی کوچک هیدروژن بیشترین قدرت نفوذ را در بین همۀ گازها دارا است به طوری که فلزهایی مانند پالادیم مقدارمتناهی هیدروژن در خود حل می کنند.
      هیدروژن مولکولی در دمای عادی و در غیاب کاتالیزور منحصراً با فلوئورید HF می نماید با افزایش دما هیدروژن با عناصر گوگرد و نیتروژن ترکیب و تولید هیدروژن سولفید و آمونیاک می کند. هیدروژن و کلر در دمای بالا با همدیگر ترکیب می شوند واکنش مزبور با انفجار شدید همراه بوده و به تولید هیدروژن کلرید منجر می گردد ولی خاصیت میل ترکیبی هیدروژن اتمی به مراتب بیشتر است. اما پایداری اتم های آزاد هیدروژن بیشتر از نصف ثانیه می باشد. به طوری که فوراً دوباره به مولکول تبدیل می شوند ترکیب های هیدروژن اتمی با فلزها هیدرید نامیده می شود مانند کلسیم هیدرید CaH2 قلع هیدریدSnH4 و سرب هیرید PbH4
      پیدایش:
      هیدروژن در طبیعت به وفور یافت می شود در ترکیب پوستۀ عظیم 17 کیلومتری زمین با 1400 گرم در تن شرکت کرد و در هر ترکیب جو نیز مقدار آن به 0.03 گرم در تن می رسد عمده ترین منبع هیدروزن آب می باشد علاوه بر این در ترکیب های مختلف آلی و همچنین در اسیدها و قلیا ها نیز وجود دارد.
      تهیه:
      در آزمایشگاه هیدروزن را از ترکیب برخی فلزها مانند آهن و روی با هیدرو کلریک اسید در دستگاه کیپ تهیه می کنند

      هیدروژن که از این طریق حاصل می شود معمولاً دارای ناخالصی است برای تهیۀ هیدروژن خالص آن را از ترکیب کلسیم هیدرید و آب به دست می آورند.

      افزون بر این، از واکنش فلزهای قلیایی یا آب هیدروژن حاصل می شود.
      در صنعت هیدروژن با تجزیۀ بخار آب به وسیلۀ کک، در دمای بالاتر از 1000 درجۀ سانتیگراد تهیه می کنند در الکترولیز آب خالص هیدروژن در کاتد و اکسیژن در آنه متصاعر می شوند گاز هیدروژن در کپسول حلالی قرمز رنگ و در فشار 150 جو نگهداری می شود.
      کاربرد:
      هیدروژن به این موارد مختلف در مقادیر زیاد مصرف متالوژی، تهیۀ آمونیاک، هیدروژن دار کردن چربی ها و روغن ها، سنتزمتانول و فرایند هیدوکراکینگ کاربرد دارد. CaH2+ 2H2O=Ca (OH)2+2H2 2Hcl+Zn=Zncl2+H2

      هلیم

      هلیم عنصر شیمیایی از گروه هشت اصلی (18) جدول تناوبی یا گروه گازهای نجیب است که عدد اتمی آن 2 می باشد.
      خواص:
      هلیم گازی است بی رنگ، بی بو و بی مزه که بعد از هیدروژن سبکترین گاز بوده و میل ترکیبی آن خیلی کم است. در دمای معمولی پدیدۀ ژول تامسون منفی است یعنی بر اثر انبساط گرم و با کاهش فشار از 100 به 40 جو و دمای 15K به وضوح مثبت می گردد.
      میعان گاز هلیم پس از خنک کردن آن با هیدروژن مایع ممکن می شود. هلیم مایع به صورت های هلیم یکHeI و هلیم دو HeII موجود می باشد. هلیم یک بر اثر مایع کردن گاز هلیم تولید و با ادامۀ فرایند خنک کردن در دمای معین به هلیم دو تبدیل می شود. هلیم دوHeII در مقایسه با هلیم یک HeI و مایعات دیگر از لحاظ رسانائی گرما ویسگوزیته چنان اختلاف بزرگی نشان می دهد که آن را فوق سیال نامگذاری کرده اند گرمای ویژه در لایه های خارجی آن تقریباً صفر است بدین لحاظ در هلیم دو از لحاظ توزیع گرما، مثل امواج صوتی، ناهمگنی ایجاد می گردد. هلیم دو HeII بهترین رسانای گرما است هلیم جامد در دمای 272- درجۀ سانتیگراد و فشار 25 جو پایدار است.
      شناسایی:
      تشخیص هلیم به کمک طیف سنجی انجام می گیرد در مخلوط گازهای نجیب هلیم را با روش های کروماتوگرافی گازی تعیین می کنند. در دمای اکسیژن مایع جداسازی هلیم از نئون به کمک زغال فعال انجام پذیرفته و این جداسازی در دمای معمولی به وسیلۀ ستون غربال های مولکولی میسّر می گردد.
      پیدایش:
      در ترکیب پوستۀ عظیم 17 کیلو متری زمین هلیم با 0.003 گرم در تن شرکت می کند در ترکیبات جو مقدار آن به 0.72 گرم در تن می باشد سهم مزبور تا ارتفاع 18 کیلومتری مناسب بوده و از آن به بعد افزایش می یابد و از ارتفاع 100 کیلو متری به بعد دوباره کاهش می یابد. چشمه های آب گرم مقدار کمی هلیم دارند این چشمه ها در کشور فرانسه می باشد که مقدار هلیم آن ها از 0.01 تا 10.16 در صد گازهای محلول در نوسان است .
      گازها و بخارهای حاصل از آتشفشان دارای مقدار کمی هلیم هستند در گاز طبیعی به ندرت هلیم یافت می شود منابع بسیار غنی گاز طبیعی که مقدار متناهی هلیم دارند در آمریکای شمالی (کانزاس، اکلاهما و تکزاس) واقع شده اند این منابع پایه و اساس صنعت هلیم ایالات متحده را تشکیل می دهند مقدار هلیم این منابع تا 7 درصد حجمی می رسد در کانی های عناصری که پرتو آلفا را گسیل می دارند مقدار کمی هلیم وجود دارد و این کانی ها، هلیم ضمن فرایند تلاشی پرتوزایی یا رادیواکتیوی بوجود می آید عمده ترین این کانی ها عبارتند از تورمانیست و موتازیت CePo4 از مقدار هلیم موجود در این کانی ها می توان عمر آن ها را محاسبه کرد.(روش هایی برای کانی ها)
      وجود خورشید هلیم در خورشید و ثوابت مورد اثبات واقع شده به طوری که خورشید از 15% هلیم 84% هیدروژن و 1% اتم های سنگین تشکیل یافته است
      تهیه:
      در کشورهای شوروی سابق و ایالات متحده هلیم از گاز طبیعی تهیه می کنند. هلیم تولید شده در کشورهای مزبور عمده ترین تولید جهانی هلیم را تشکیل می دهند برای تهیۀ هلیم از گاز طبیعی، کربن دی اکسید، هیدروژن سولفید و نیز بخار آب موجود در آن را با وسایل نفتی جدا و سپس هیدروکربن های موجود را به مایع تبدیل کرده و هلیم گازی شکل را بعد از جذب نیتروژن آن روی زغال فعال به دست می آورند خلوص هلیم حاصل 99.9% حجمی می باشد.
      در روش های دیگر برای تهیۀ گاز هلیم گاز طبیعی را از داخل لوله های شیشه ای موئین می فشارند بدین ترتیب هلیم از موئینه ها نفوذ کرده و از سایر گازها جدا می شود تهیۀ هلیم از هوا، در فرایند تهیۀ اکسیژن صورت می گیرد که ضمن آن هلیم و نئون در سر میعانگر دستگاه جدا سازی اکسیژن جمع می شود زیرا این گازها در دمای میعان نیتروژن مایع نمی شوند. از مخلوط گاز مزبور که دارای 3 تا 7 درصد حجمی هلیم و نئون است نیتروژن را به وسیلۀ میعان و هیدروژن را توسط تماس با مس و پالادیم جدا می کنند. مخلوط حاصل در حدود 75 تا 78 درصد حجمی نئون و 22 تا 25 درصد حجمی هلیم دارد جداسازی هلیم از نئون به دو روش امکان پذیر می باشد در روش نخست از هیدروژن مایع و در روش دوم از زغال فعال وگیزل ژل استفاده می کنند. روش دوم در فشار بالا از نظر اقتصادی به صرفه بوده و پس از چند مرحله جذب سطحی هلیم و نئون با خلوص 99/99 درصد حجمی به دست می آید.گاز حاصل در کپسول های فولادی و تحت فشار 50 تا 150 کیلو لیتر به سانتی متر مربع نگهداری می شوند.
      کاربرد:
      سابق هلیم را به مقدار قابل ملاحظه ای سفینه های فضایی به کار می بردند. گاز هلیم نسبت به هیدروژن مزیت بزرگی را دارا است که منفجر نمی شود ولی از آنجا که هلیم گران تر از هیدروژن می باشد مخلوط اشتعال ناپذیر از 26 درصد هیدروژن و 74 درصد هلیم به کار می بردند امروز کاربرد هلیم در سفینه های فضایی چندان معمول نیست ولی بالون های هوایی را هنوز هم با گاز هلیم پر می کنند در ایالات متحده لاستیک برخی از خودرو ها و هواپیماها را با هلیم پر کرده و همین گاز هلیم برای نگهداری اسناد خیلی مهم استفاده می شود.
      از نقطه نظر فیزیکی این گاز از قانون گازهای کامل پیروی می کند و بدین لحاظ در دماسنج های گازی به کار می رود. برای بررسی خواص مواد در دماهای بسیار پایین در آزمایشگاه فیزیک هلیم مایع کاربرد دارد. در آزمایشگاه شیمی از گاز هلیم به عنوان گاز بی اثر و همین در دستگاه گرومانوگرافی گازی به عنوان گاز حامل استفاده می کنند گاز هلیم در صنایع گاز برق کابرد وسیعی دارد. و به مقدار زیادی برای پر کردن لامپ های رفلکس مصرف می شود در صنعت خلاء از گاز هلیم یابی بهرۀ فراوانی می برند.
      هوای تنفس غواصان از 21 درصد اکسیژن و 79 درصد هلیم شکل یافته است تنفس بیماران مبتلا به تنگی نفس در هوای هلیم دار به سهولت انجام می گیرد زیرا فشار هوای مورد نیاز برای جریان در ریه ها فقط نصف هوای معمولی است


      لیتیم

      عنصر شیمیایی با جرم اتمی ۶.۹۴ از گروه اول اصلی(۱) جدول تناوبی یعنی گروه فلزهای قلیایی می باشد و سبک ترین عنصر فلزی محسوب می شود. دارای عدد اتمی ۳، ظرفیت پیوند۱ و سختی ۰.۶ در مقیاس موس می باشد. لیتیم در دمای ۱۷۹ درجۀ سانتیگراد ذوب می شود.
      خواص:
      طبق رابطۀ موّرب: در جدول تناوبی عناصر، خواص فیزیکی و شیمیایی لیتیم بیشتر از سایر فلزهای قلیلیی به کلیم شباهت دارد. لیتیم فلزی نرم و به رنگ سفید نقره ای می باشد که به کمک منگنه و نورد شکل آن تغییر می یابد. در هوای مرطوب پوسته سفیدی سطح لیتیم را می پوشاند و بدین منظور لیتیم در روغن پارافین و یا نفت نگهداری می کنند.
      بخارات لیتیم قهوه ای هستند فلز لیتیم بر اثر حرارت ، در اکسیژن خشک می سوزد به لیتیم اکسید Li2O تبدیل می شود. واکنش لیتیم با آب شدید است و به تشکیل لیتیم هیدروکسید LioH و هیدروژن منجر می گردد. هیدروژن حاصل در نتیجۀ گرمای شدید واکنش فوراً مشتعل می شود. بر خلاف سایر فلزهای قلیایی لیتیم با نیتروژن ، کربن و سیلیسیم وارد واکنش شده و ترکیب های لیتیم نیترید Li3N، لیتیم کاربید Li2C2 و Li2Si2 را تولید می نماید. همچنین لیتیم با کربن دیوکسید و هالوژن ها ترکیب می شود. این فلز با الکل ها تولید لیتیم الکلات و هیدروژن کرده و با اسیدها نیز شدیداً ترکیب و هیرروژن تولید می کند و لیتیم مذاب بر روی شیشه و چینی اثر کرده و آن ها را تخریب می نماید یون های لیتیم رنگ شعله بونزن را به شدت قرمز می کنند. لیتیم و ترکیباتش شدیداً سمّی هستند.
      شناسایی:
      بهترین روش شناسایی لیتیم استفاده از طیف سنجی می باشد. تشخیص کیفی لیتیم در محلول قلیایی به صورت فسفات Li3PO4.H2O و در محلول قلیلیی قوی با پتاسیم آلومینات و به شکل لیتیم آلومینات (LiHAlO2.5H2O) انجام می پذیرد.
      برای تشخیص کمی لیتیم ، ابتدا آن را با سولفوریک اسید غلیظ به سولفات تبدیل کرده و پس از حرارت دادن تا دمای ۴۰۰ درجه الی ۵۰۰ درجۀ سانتیگراد به صورت سولفات توزین می نمایند.
      پیدایش:
      لیتیم در ترکیب پوستۀ عظیم ۱۷ کیلومتری زمین با ۳۰ گرم در تن شرکت می کند با وجود مقدار نسبتاً زیاد آن، لیتیم جزء عناصر کمیاب به شمار می آید. زیرا غلظت لیتیم در کانی های آن کافی نمی باشد به طوری که برخی کانی های سدیم و پتاسیم پیوسته مقدار کمی لیتیم به همراه دارند.
      عمده ترین کانی های لیتیم عبارتند از: اسپدمن LiAlSi2O6 ، آمبلیگونیت LiAlPO4 ، لپیدولیت و پتالیت که همگی آن ها به دستۀ آلومینوسیلیکات ها تعلق دارند افزون بر این چشمه های معدنی، مرداب ها و آب دریاها دارای مقدار کمی لیتیم می باشد.
      تهیه:
      تهیۀ صنعتی لیتیم از مخلوط لیتیم کلرید و پتاسیم کلرید خالص و به وسیلۀ الکترولیز مذاب در دمای ۴۰۰ تا ۵۰۰ درجۀ سانتیگراد انجام می گیرد. لیتیم حاصل به طور متوسط دارای ۱.۵٪ پتاسیم و ۱.۸٪ سدیم می باشد. که این ناخالصی هیچگونه تأثیری بر کیفیت کاربرد لیتیم ندارد.
      لیتیم خالص را از الکترولیز مذاب مخلوطی از ۸۵٪ لیتیم برمید و ۱۵٪ لیتیم کلرید در دمای ۵۲۰ درجۀ سانتیگراد تهیه کرده و به شکل قطعات ۳۰۰ گرمی ، که با دقت ویژه ای در حلب های بسته بندی شده اند به بازار ارائه می کنند.
      کاربرد:
      از آن جا که لیتیم خواص مکانیکی آلومینیم و سرب و پایداری در مقابل خوردگی منیزیم را بهبود می بخشد به عنوان سازندۀ آلیاژ استفاده می شود از لیتیم خالص برای اکسیژن زدایی، بهبود کیفیت نیکل گوگرد دار و همچنین در سنتزهای های آلی بهره می گیرند. ترکیب های لیتیم در صنایع سرامیک، گریس و تهویۀ هوا به کار می روند علاوه براین از ایزوتوپ های لیتیم نیز استفادۀ فراوان می شود. زیرا به دلیل مقطع کوچک آن برای گیراندازی نوترون ها، لیتیم ۷ را به عنوان محیط مبادله کنندۀ گرما در راکتورهای هسته ای به کار می برند. از سوی دیگر لیتیم 6 در تهیۀ تریتیم مصرف می شود.


      بریلیم

      عنصر شیمیایی با عدد اتمی 4 و جرمی اتمی 01/9 که در گروه دوم اصلی (2) جدول تناوبی قرار دارد. بریلیم فلزی است سبک که در دمای 1285 درجۀ سانتیگراد ذوب می شود.
      خواص:
      بریلیم رنگ خاکستری داشته و نسبتاً سخت است. خواص شیمیایی آن بیشتر شبیه آلومینیم می باشد. بریلیم و ترکیباتش سمّی بوده و تنفس بخارات آن به ریه ها آسیب می رساند. برای شناسائی بریلیم از محلول قلیائی استفاده می شود که با مورین تولید، ترکیب پیچیدۀ زرد مایل به سبز می نماید. کانی های بریلیم در طبیعت کمیاب هستند. مهمترین کانی بریلیم با فرمول Al2Be2Si6O18 بریل نامیده می شود. برای تهیۀ بریلیم بریل را با مقداری سدیم کربنات و نیز سدیم فلوئور و سیلیکات آمیخته در دمای 750 درجۀ سانتیگراد حرارت می دهند و در نهایت فلز خالص را به کمک الکترولیز یا کاهش بدست می آورند.
      کاربرد:
      بریلیم موارد کاربرد متعدّد دارد. در راکتورهای اتمی، برای کاهش سرعت نوترون ها، و نیز در صنایع هواپیما سازی، موشک سازی و پژوهش های فضایی از آن استفاده می شود. برای بهبود کیفیت آلیاژها بریلیم را به آلیاژ های کبالت، نیکل، آهن، مس و آلومینیم اضافه می کنند. بریلیم را سابقاً گلوسینیم می گفتند.


      کربن ۱۲

      عنصر شیمیایی از گروه چهارم اصلی (۱۴) جدول تناوبی که عدد اتمی آن ۶ بوده و غیر فلز می باشد. در طبیعت علاوه بر ایزوتوپ های پایدار کربن ۱۲و ۱۳، ایزوتوپ رادیواکتیو، یعنی کربن ۱۴، نیز یافت می شود. امروزه وزن های اتمی عناصر را بر مبنای کربن ۱۲ محاسبه می کنند.

      خواص:

      کربن دارای دوگونه است که یکی به صورت بلورهای مکعبی بی رنگ (الماس) و دیگری به صورت بلورهای شش گوشه ای خاکستری (گرافیت) می باشد. در حرارت بالای ۱۵۰۰ درجۀ سانتیگراد الماس به گرافیت تبدیل می شود ولی در شرایط فنی بسیار حاد گرافیت را می توان به الماس تبدیل کرد. برخلاف الماس که عایق است، گرافیت رسانای جریان برق می باشد. کربن بی بو و بی مزه بوده و خیلی دیر ذوب می شود. کربن در اکسیژن هوا سوخته و کربن دیوکسید تولید می کند ولی هرگاه مقدار اکسیژن هوا ناکافی باشد به کربن منوکسید تبدیل می شود. کربن در بسیاری از حلال های متداول غیر محلول، ولی در برخی فلزهای مذاب مانند آهن، کبالت و نیکل محلولست. کربن در دمای بالا با آب وارد واکنش شده و تولید متان می نماید، علاوه بر این با گوگرد ترکیب شده و کربن دی سولفید را بوجود می آورد. کربن در میان عناصر جدول تناوبی از اهمیت ویژه ای برخوردار است، بدین معنی که اتم های آن قادرند با یکدیگر پیوندهای ساده، دوگانه و یا سه گانه تشکیل و در نتیجه ترکیب های زنجیری و حلقوی متعددی بوجود آورند (شیمی آلی). در این ترکیب ها کربن پیوسته چهار ارزشی است. کربن از نظر فیزیک هسته ای فوق العاده اهمیت دارد، زیرا فرایند همجوشی هسته ای که به عنوان مهمترین منبع انرژی در داخل ستارگان به ویژه خورشید شناخته شده با شرکت هسته های کربن انجام می پذیرد. شناسایی کربن به صورت عنصر و نیز به شکل ترکیب های آن، بعد از تبدیل به کربن دیوکسید و جذب این گاز به وسیلۀ آب باریت که به باریم کربنات تبدیل می شود، انجام می گیرد.

      پیدایش:

      کربن در ترکیب پوسته ۱۷ کیلومتری زمین با مقدار ۳۲۰ گرم در تن شرکت می کند و در هر دو حالت آزاد و ترکیب به مقدار فراوان در طبیعت یافت می شود. این عنصر به صورت آزاد در الماس و گرافیت، به صورت ترکیب در انواع کربنات ها و بالاخره به شکل گاز کربن یکی از عناصر متشکله عمده در موجودات زنده بوده و بدین ترتیب یک چرخه دائمی در طبیعت بوجود می آورد.



      ازت نیتروژن

      ازت عنصر شیمیایی از گروه پنجم اصلی (۱۵) جدول تناوبی یعنی گروه نیتروژن فسفر که عدد اتمی آن ۷ بوده و در اغلب ترکیب هایش ۳و۵ ارزشی می باشد، معهذا ترکیب های ۱، ۲ و ۴ ارزشی نیتروژن نیز وجود دارند.

      خواص:

      نیتروژن ، گازی بی رنگ، بی بو و بی مزه می باشد که سبکتر از هوا بوده و محترق نمی شود. این گاز در شرایط بسیار استثنایی تبدیل به مایع می گردد. نیتروژن در دماهای پائین تر از ۲۳۷- درجۀ سانتیگراد به گونه های دیگری تبدیل می شود. در شرایط عادی نیتروژن به صورت مولکولی یعنی N2 می باشد. پیوند دو اتمی نیتروژن از استحکام ویژه ای برخوردار است و بدین سبب تمایلی به واکنش از خود نشان نمی دهد. با صرف مقدار قابل ملاحظه ای انرژی به صورت گرما و یا تخلیه الکتریکی در خلاء، مولکول نیتروژن به اتم هایش تفکیک می گردد. هیدروژن اتمی به مراتب از هیدروژن مولکولی فعالتر بوده و با عناصر اکسیژن و هیدروژن تولید نیتروژن مونوکسید و آمونیاک می نماید. افزون بر اینها نیتروژن با تعداد زیادی از فلزها و غیر فلزها ترکیب و نیتریدها را تولید می کند.

      شناسایی:

      نیتروژن ترکیب های آلی را به کمک تجزیه عنصری و توسط روش کجلدال و لاساین شناسایی می کنند. برای اطلاع درباره شناسایی نیتروژن ترکیب های معدنی به آمونیاک و نیتریک اسید مراجعه شود.

      پیدایش:

      نیتروژن در طبیعت به صورت های آزاد و ترکیب یافت می شود. این گاز در ترکیب پوستۀ عظیم ۱۷ کیلومتری زمین با ۴۶ گرم در تن شرکت کرده و مقدار آن در ترکیب جو زمین ۷۵۵۱۰۰ گرم در تن می باشد. کانی های نیتروژندار به ندرت مشاهده شده اند، معهذا بیشتر نیتروژن به صورت شوره شیلی پیدا می شود. نیتروژن به صورت یکی از عمده ترین مواد غذایی به شمار می اید. به طوری که در ماده خشک گیاهان به مقدار ۰.۵ تا ۵.۵% وجود دارد. در طبیعت چرخه مداوم نیتروژن برقرار است. نیتروژن آزاد موجود در هوا به طور مستقیم قابل مصرف نبوده و توسط باکتری های خاک و رعد و برق به انواع ترکیب های نیتروژن دار تبدیل می گردد. گیاهان از ترکیب های معدنی حاوی یون های آمونیوم و نیترات، ترکیب های آلی، مانند پروتئین ها و نوکلئیک اسیدها را تولید می نمایند. به هنگام تجزیه موجودات روی زمین با منشاء گیاهی و حیوانی، نیتروژن موجود به صورت آمونیاک تفکیک و قسمتی از آن بر اثر فرایند اکسایش به شکل نیتریت و نیترات درمی آید. باکتری ها در فرایند نیتروژندار کردن nitrification و نیتروژن زدایی denitrification نقش مهمی به عهده دارند.

      تهیه:

      مهمترین روش در مقیاس صنعتی برای تهیۀ نیتروژن، تولید هوای مایع و جداسازی نیتروژن از اکسیژن و سایر گازهای نجیب می باشد. نیتروژن مورد نیاز برای تهیۀ آمونیاک را از طریق جداسازی اکسیژن هوا و بر اثر ترکیب آن با کربن بدست می آورند (روش هابر- بوش). در آزمایشگاه برای جذب اکسیژن از مس استفاده می کنند. این واکنش در حرارت انجام می پذیرد و نیتروژن حاصل، مقدار کمی حاوی گازهای نجیب می باشد. در آزمایشگاه برای تهیۀ نیتروژن خالص، محلول آبی غلیظ آمونیوم نیتریت را تا دمای 70 درجۀ سانتیگراد حرارت می دهند.



      و یا آن را از واکنش خمیز آهک کلردار با آمونیاک به دست می آورند:



      همچنین تهیۀ نیتروژن از واکنش گاز آمونیاک با کلر ممکن می باشد:



      نیتروژن کاملاً خالص را از تجزیۀ حرارتی آمونیاک در دمای ۱۰۰۰ درجۀ سانتیگراد و در مجاورت گرد نیکل تهیه می کنند. نیتروژن را در کپسول های فولادی سبز و تحت فشار ۱۵۰ جو در بازار ارائه می کنند.

      کاربرد:

      نیتروژن از نظر شیمیایی گازی غیر فعال و تنبل محسوب می شود، که در لامپ ها و واکنش های شیمیایی به عنوان گاز محافظ به کار می رود. این عنصر قسمت اعظم کودهای نیتروژندار را تشکیل می دهد. 2NH3+3CaCl2O---->N2+3CaCl2+3H2O NH4NO2---->N2+2H2O 2NH3+3Cl--->N2+6HCl


      اکسیژن

      عنصر شیمیایی از گروه ششم اصلی (۱۶) جدول تناوبی که گروه اکسیژن – گوگرد یا گروه کالکوژن ها نامیده می شود. عدد اتمی اکسیژن ۸ و در بیشتر ترکیب هایش ۲ ارزشی می باشد. دمای جوش اکسیژن در۱۸۲.۹۷- درجۀ سانتیگراد بوده و پتانسیل نرمال آن در ۲۵ درجۀ سانتیگراد برابر ۱.۲۲۹ ولت است.



      خواص:

      اکسیژن گازی بی رنگ ، بی بو و بی مزه می باشد. از میعان آن در دمای ۱۸۲.۹۷- درجۀ سانتیگراد مایعی آبی رنگ و از انجماد آن در دمای ۲۱۸.۷۸- درجۀ سانتیگراد بلورهای آبی مکعبی حاصل می شود. اکسیژن در آب به مقدار کم محلول بوده و تحت شرایط عادی به صورت دو اتمی O2 می باشد. ترکیب حاصل از تجمع سه اتم اکسیژن، اوزون خوانده می شود. تحت تأثیر تخلیه الکتریکی در فشار کمتر از یک جو، اکسیژن مولکولی به اکسیژن اتمی تبدیل می گردد. اکسیژن با اغلب عناصر به استثنای برخی گازهای نجیب ترکیب و تولید اکسید می نماید. واکنش آن با بیشتر ترکیب ها با ایجاد نور و گرما همراه بوده و منجر به تولید اکسیدها، اسیدهای اکسیژندار و نمک ها می شود. این فرایند را اکسایش می نامند، ولی چنانچه توأم با ایجاد شعله باشد، آن را احتراق می گویند. برای آغاز فرایند احتراق ، دمای بالاتری موسوم به دمای احتراق مورد نیاز است، زیرا مولکول های اکسیژن در دمای عادی تمایلی به واکنش از خود نشان نمی دهند. اکسایش ممکن است به طور آهسته، در مجاورت رطوبت و بدون ایجاد هیچگونه نور یا گرما، انجام بگیرد، که در این صورت آن را خوردگی یا پوسیدگی می نامند، برای مثال از خوردگی آهن و پوسیدگی گیاهان و جانوران نام برد. پدیده فسفر سانس نیز نوعی اکسایش بطئی می باشد، که در دمای معمولی انجام می پذیرد. فرایند احتراق در اکسیژن خالص خیلی سریعتر و با تولید نور و گرمای بیشتر رخ می دهد تا در هوا، زیرا در حالت اخیر نیتروژن موجود که حدود ۸۰% هوا را تشکیل می دهد، باید گرم شود. بدین سبب دمای شعله، هیدروژن – اکسیژن تا ۲۶۶۰ درجۀ سانتیگراد می رسد، در حالی که دمای شعله هیدروژن – هوا از ۲۰۴۵ درجۀ سانتیگراد تجاوز نمی کند. گرد زغال آغشته به اکسیژن مایع ، بر اثر جرقه به شکل انفجار آمیز محترق می شود. اکسیژن نقش عمده ای را، در کلیۀ واکنش های شیمیایی موجودات زنده و به ویژه در تنفس، بازی می کند انسان بزرگسال ، در حالت استراحت، به ۲۰ لیتر اکسیژن در هر ساعت احتیاج دارد. نیازمندی به اکسیژن بستگی به فعالیت دارد و با تشدید آن چندین برابر می شود. هوای تنفس با کمتر از ۷% اکسیژن منجر به بیهوشی شده و با کمتر از ۳% اکسیژن موجب خفگی می شود. در صورتی که تنفس اکسیژن خالص تا وقتی که فشار آن بیشتر از یک جو نباشد، هیچکونه آسیبی به سلامتی نمی رساند. اکسیژن و نیتروژن اکسید گازهایی هستند، که مولکول آن ها خاصیت پارامغناطیسی نشان می دهد. با وجودی که تعداد الکترون های اکسیژن زوج است، تصور می شود که گشتاور اسپین الکترون ها همدیگر را متقابلاً خنثی نمی کنند و در نتیجه دو الکترون منفرد موجود می باشند.

      شناسایی:

      تشخیص کیفّی و کمّی اکسیژن به کمک کروماتوگرافی گازی انجام می گیرد. افون بر این، شناسایی کمّی گاز اکسیژن بر اثر جذب توسط محلول قلیایی پیروگالول، یا محلول اسیدی کروم(II) سولفات ممکن می باشد. همچنین بر اثر واکنش اکسیژن و فسفر سفید، تولید فسفر پنتوکسید می گردد، که در آب محلول بوده و به صورت فسفریک اسید درمی آید. پس از تعیین فسفریک اسید مقدار اکسیژن را به طور کمّی به دست می آورند. در صنعت برای شناسایی اکسیژن، وسایل ویژه ای که بر مبنای اصول فیزیکی (پارامغناطیس) عمل می نمایند، به کار می برند. روش دیگر برای شناسایی تغییر رنگ آن بر اثر جذب می باشد.

      پیدایش:

      اکسیژن در ترکیب پوسته عظیم ۱۷ کیلومتری زمین با۴۶۶گرم در تن شرکت کرده و فراوانترین عناصر می باشد. مقدار آن در ترکیب جو به ۲۳۱۵۰۰ گرم در تن می رسد. اکسیژن، در طبیعت، به شکل های آزاد و ترکیب یافت می شود. قسمت اعظم آب را اکسیژن تشکیل می دهد، که با هیدروژن پیوند خورده است. افزون بر این اکسیژن در ساختمان بیشتر کانی ها شرکت می کند. برای مثال می توان از اکسیدها، سولفات ها، کربنات ها و همچنین سیلیکات ها نام برد. اکسیژن یکی از اجزاء سازنده مواد گیاهی و حیوانی بوده وبدن انسان بیشتر از ۶۰% اکسیژن دارد. وجود اکسیژن اتمی در ارتفاعات بالاتر از ۱۰۰ کیلومتر ثابت شده است. تفکیک مولکول های اکسیژن به اتم ها، توسط نور فرابنفش اشعۀ خورشید انجام می پذیرد. با وجود مصرف اکسیژن در موارد متعدّد و وسایل مختلف، مقدار اکسیژن هوا، در نتیجه جذب و تحلیل و تفکیک بخار آب در طبقات بالای جو، پیوسته ثابت ماند.

      تهیه:

      در آزمایشگاه، اکسیژن را از الکترولیز محلول خیلی رقیق سولفوریک اسید، و از تجزیه حرارتی پتاسیم نیترات KNO3 ، پتاسیم کلرات KClO3 ، پتاسیم پرمنگنات KMnO4 ، و بالاخره برخی پروکسیدها از قبیل باریم پروکسیدBaO2 و جیوه اکسید HgO به دست می آورند.





      برخی اکسیدهای بالاتر بر اثر گرما، تنها بخشی از اکسیژن خود را از دست داده و به اکسیدهای پائین تر تبدیل می شوند:



      3MnO2→Mn3O4+O2



      در صنعت برای تهیۀ اکسیژن، هوای مایع را تحت اعمال تقطیر جزء به جزء قرار می دهند. به علاوه، اکسیژن را از الکترولیز آب که به آن مقدار کمی سولفوریک اسید، برای افزایش رسانایی به آن اضافه گردیده، تهیه می نمایند. در حالی که اکسیژن حاصل از فرایند الکترولیز بسیار خالص است، اکسیژن تهیه شده از هوای مایع به طور متوسط دارای ۳% گازهای نجیب، مانند آرگون، کریپتون گزنون می باشد. گاز اکسیژن در کپسول های ویژه آبی رنگ و تحت فشار ۱۵۰ جو نگهداری می شود.

      کاربرد:

      مخلوط اکسیژن با هیدروژن یا استیلن در تولید دماهای بالاتر، به منظور جوشکاری و برشکاری، به کار می رود. همچنین از دمای بالاتر برای ذوب کردن کوارتز و فلزهای دیر ذوب و نیز تولید سنگ های زینتی سنتزی استفاده می کنند. در صنایع ذوب آهن و فولاد از اکسیژن خالص و نیز هوای غنی شده با اکسیژن برای انجام واکنش های متعدد استفاده می کنند. علاوه بر این امروزه، اکسیژن را در صنایع شیمی به طور روز افزون به جای هوا مصرف کرده و در آتش نشانی، کوهنوردی، صنایع پرواز و غواصی از وسایل مجهز اکسیژندار استفاده می شود. از اکسیژن مایع در موشک ها برای اکسایش مواد سوخت بهره می گیرند. اکسیژن در سال ۱۷۷۲ توسط شِل و در ۱۷۷۴ به وسیلۀ پریستلی ، بدون این که آن ها ارتباطی با همدیگر داشته باشند، کشف گردید. شِل اکسیژن را از حرارت دادن شوره نیترات و پریستلی آن را از حرارت دادن جیوه اکسید و سرنج تهیه کردند. این دانشمندان معتقد به نظریه فلوگستون بودند. 2HgO→2Hg+O2 2PbO2→2PbO+O2 O2+4H+4e-→2H2O



      فرق طلای سفید و پلاتین

      طلا بعلت آنكه فلزي بسيار نرم و چكش خـور مي باشد بـايد بـا فــلزات ديگـري آميـختـــه گـردد تــا استحكام لازم را بيابد. بغير از طلاي 24 عيار مـابقي آلياژ طلا ناميده مي گـردند. مس، نقره، نيكل و پالاديوم بــراي استحكام بيشتر و فلز روي به ايـن خـاطر بـه طـلا افــزوده مي گردد تا اكسيژن هوا را جذ ب كــرده و از اكـسيـد شــدن مـس و نـقـره جـلوگيــري كنـــد.
      طلاي سفيد طبيعي خاكستري روشن حاوي طلا ، نيكل، پالاديوم ، نقره و روي مي بـاشد. بـه هـمـين خاطر براي سفيد تر جلوه دادن آن از روكش روديوم (RHODIUM) براي پوشش استفاده مي كنند و از آنـجـايـي كه روديــوم پــس مدتي ( 12 الي 18 ماه ) ساييده مي شود بايد مجددا طلاي سفيد را روكش كرد.
      گاهي در تركيب طلاي سفيد 18 عيار به جاي روي، پالاديم بكار مي‌رود. در يك طبقه بندي ديگر براي تهيه طلاي سفيد با عيار 18 مي‌بايست 750 قسمت آن را طلا، 50 قسمت را نقره و 200 قسمت را پالاديم درنظر گرفت يا اينكه 750 قسمت را طلا، 135 قسمت را نيكل و 85 قسمت را مس و 30 قسمت را روي انتخاب كرد.
      طلا (درصد طلا بيشتر از مابقي) + مس + نقره = طلاي زرد
      طلا + نقره (درصد بيشتر از مابقي) + مس + روي = طلاي سبز
      طلا + مس (درصد بيشتر) = طلاي قرمز (صورتي)
      طلا + نيكل + پالاديوم + نقره + روي = طلاي سفيد

      مقايسه پلاتين و طلاي سفيد
      1- پلاتين سنگين تر ازطلاي سفيد مي باشد.
      2- پلاتين بطور طبيعي سفيد بوده و درخشندگي و لومينانس بيشتري از طـلاي سفيد دارد.
      3- از طلا كمياب تر بوده از اين رو گرانبها تر از طلا مي باشد
      4- پلاتين مقاومت بيشتري نسبت به كدر شدگي دارا مي باشد.


      نئون

      عنصر شیمیایی از گروه هشتم اصلا (۱۸) جدول تناوبی، یعنی گروه گاز های نجیب، که عدد اتمی آن ۱۰ بوده و نقطه ذوبش ۲۴۵.۹۸- می باشد.

      خواص:

      نئون گازی است بی رنگ، بی بو و بی مزه که یک اتمی بوده و تمایلی به واکنش نشان نمی دهد و بدین سبب تحت شرایط عادی هیچگونه ترکیب شیمیایی تولید نمی نماید.

      شناسایی:

      اثبات نئون توسط طیف سنجی انجام می پذیرد. از سوی دیگر روش های جدید کروماتوگرافی نیز برای شناسایی نئون معمول است، به ویژه برای شناسایی نئون در مخلوط گازهای و آزمایش درجه خلوص آن از این روش ها استفاده می شود.

      پیدایش:

      نئون در ترکیب جو زمین با ۱۲.۵ گرم در تن شرکت می کند. در گازهای مختلف از قبیل گاز آتشفشان، گاز چشمه و گاز طبیعی نیز به مقدار کم نئون وجود دارد. عمده ترین منابع نئون در منطقه باس انگلستان قرار دارند.

      تهیه:

      برای تهیه صنعتی نئون از هوای مایع استفاده می کند، که به منظور تولید اکسیژن و نیتروژن آماده شده است. به عنوان ماده اولیه، مخلوطی از باقیمانده هوای مایع به کار می رود که تقریبا از ۵% هلیم و نئون و ۹۵% نیتروژن تشکیل یافته است. جدا سازی نیتروژن به کمک فرایند جذب سطحی روی زغال فعال یا کیزل گور انجام می پذیرد. برای جدا سازی نئون-هلیم از روش انجماد بهره می گیرند. بدین ترتیب که ابتدا مخلوط گازهای نجیب را تحت فشار ۵۰ جو توسط نیتروژن در حال تبخیر خنک کرده و سپس آن را به ظرف میعان که توسط هیدروژن مایع احاطه شده، هدایت می کنند. گاز نئون در اینجا به صورت جامد تفکیک شده و هلیم نیز به حالت گاز باقی می ماند. تفکیک مخلوط گازهای نجیب نئون-هلیم بیشتر با روش جذب سطحی روی کیزل گور و زغال فعال و در دمای جوش نیتروژن مایع ۱۹۶- انجام می گیرد. مخلوط گاز متراکم شده در فشار بالاتر را در چندین مرحله جذب می نمایند. گاز حاصل، بر اثر گرما، بسیار خالص، ۹۹.۹۹ درصد حجمی، بوده و در سیلندر های فولادی پر می شور. برای مصارف ویژه روی گاز حاصل جذب سطحی دیگر انجام داده و درجه خلوص آن را به بیشتر از ۹۹.۹۹۹% می رسانند و آن را در بالن های شیشه ای نگهداری می کنند.

      کاربرد:

      گاز نئون بیشتر به منظور پر کردن لامپ ها در صنعت نورافشانی استعمال می شود، که برای تبلیغات، رنگ قرمز بسیار خیره کننده و جالبی تولید می نماید. افزون بر این در کروماتوگرافی گازی، گاهی به جای هلیم، از نئون به عنوان گاز حامل استفاده می کنند.

      آلومينيم


      خواص برخی از عناصر شیمیایی
      عدد اتمي: 13
      گروه: 13
      دوره: 3
      از گروه: فلزات
      آلومينيم در زبانهاي ديگر

      • لاتين: Aluminium
      • چکوسلواکي:Hliník
      • کرواتي:Aluminij
      • فرانسوي:Aluminium
      • آلماني:Aluminium - r
      • ايتاليايي:Alluminio
      • نروژي:Aluminium
      • پرتقالي:Alumínio
      • اسپانيائي:Alumínio
      • سويسي:Aluminium

      ساختار اتمي آلومينيم

      • شعاع اتمي:1.82Å
      • حجم اتمي:10cm3/mol
      • شعاع کووالانسي:1.18Å
      • سطح مقطع:232barns ±3
      • ساختار کريستالي:مکعبي با وجوه مرکز پر


      • آرايش الکتروني:

      1s2 2s2p6 3s2p1
      • تعداد الکترون در هر تراز انرژي:2,8,3
      • شعاع يوني:0.535Å
      • اوربيتال در حال پر شدن:3p 1
      • تعداد الکترونها(عنصر بدون بار):13
      • تعداد نوترونها(در پايدار ترين حالت):14
      • تعداد پروتونها:13
      • حالت اکسايش:3
      • الکترونهاي لايه والانس:3s 2p 1

      مشخصات شيميايي آلومينيم

      • هم ارز الكتروشيميايي:0.33556g/amp-hr
      • تابع کار فتوالکتریک:4.28eV
      • الکتو نگاتيويته (پائولينگ):1.61
      • گرماي ذوب:10.79kJ/mol
      • غير قابل استعمال با:

      اکسيد کننده هاي قوي و اسيدها, هالو هیدروکربونها
      • پتانسيل يونيزاسيون

      اولين: 5.986
      دومين: 18.828
      سومين: 28.447
      • پتانسيل الکترون لايه والانس(ev-)ه:80.7

      مشخصات فيزيکي آلومينيم

      • وزن اتمي متوسط:26.98154
      • نقطه جوش:2740K 2467°C 4473°F
      • ضريب انبساط خطي:

      2.39E-07cm/cm/°C (0°C)f
      • ضريب انتقال

      الکتريکي: 0.377 106/cm
      حرارتي: 2.37W/cmK
      • دانسيته:2.702g/cc @ 300K
      • توضيحات:

      نقره ای, سبک, غیر مغناطیس, بدون خاصیت جرقه زنی, فلز نرم چکش خور
      • خاصیت ارتجاعی:

      Bulk: 76/GPa
      Rigidity: 26/GPa
      Youngs: 70/GPa
      • انتالپي اتميزاسيون:322.2kJ/mol @ 25°C
      • انتاپي ذوب:10.67kJ/mol
      • انتالپي تبخير:293.7kJ/mol
      • پتانسيل اشتعال:قابل احتراق جامد, بصورت گرد و غبار آتشگیر است
      • نقطه انجماد:نقطه ذوب را ببينيد
      • درجه سختي

      Brinell: 245 MN m-2
      Mohs: 2.75
      Vickers: 167 MN m-2
      • گرماي نهان تبخير:293.4kJ/mol
      • نقطه ذوب:933.25K 660.25°C 1220.45°F
      • حجم مولي:9.99cm3/mole
      • ظريب بازتابش نور: 71%
      • ظرفيت حرارتي:0.9J/gK
      • فشار بخار = [email protected]°C

      رده بندي/نکات ايمني

      • شماره درCAS

      7429-90-5
      powder, coated

      • UN/NA ID and ERG Guide Number

      1396
      / 138
      powder, uncoated
      NA9260
      / 169
      molten
      UN1309
      / 170
      powder, coated

      • RTECS: BD0330000
      • NFPA 704

      سلامتی: 0
      اشتعال: 1
      رادیواکتیویته: 1
      خطرات خاص:
      • حد اکثر تراکم مجاز،تعین شده توسط سازمان استاندارد و سلامت بین الملل (PEL)

      TWA: 15 mg/m3 total particulate
      5 mg/m3 respirable particulate
      • OSHA PEL Vacated 1989

      TWA: 15 mg/m3 total particulate
      5 mg/m3 respirable particulate
      • میزان مجاز استفاده، تعیین شده توسط سازمان استاندارد و سلامت بین الملل (REL)

      TWA: 10 mg/m3 total particulate
      5 mg/m3 respirable particulate
      • اجتناب از: استنشاق; تماس با چشم و پوست
      • اندامهاي آسيب پذير:چشم, پوست, دستگاه تنفسی



      · کاشف: Hans Christian Oersted
      · محل کشف: Denmark
      · سال کشف:1825


      بور


      بور عنصری شبه فلزی است که هم به صورت پودر بی شکل قهوهای تیره تا سیاه و جامد بلورین سیاه براق تا خاکستری- نقره ای موجود است.یک ساختار بلورین تترا گونال و دو ساختار رومبو هدرال برای بور شناخته شده است. بور اولین بار توسط H. Day, J.L. Gay-Lussac, L.J. Thenard دانشمندان انگلیسی و فرانسوی در سال 1808 کشف گردید .
      این عنصر در سنگ تورمالین هم موجود است.ساده ترین روش تهیه بور احیاء تری اکسید بور از طریق گرما دادن با منیزیم است که این منجر به تولید پودر بی شکل این عنصر می شود.

      این عنصر به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی شود اما اسیدهای بور در آبهای آتشفشانی و بوراتها و کولمانیت یافت می شود. منابع مهم بور عبارتند از کانی های رازوریت و تینکال. این دو کانی در بیابانهای Mojave یافت می شود معادن بوراکس بیشتر در ترکیه پراکنده هستند.
      ایزوتوپهای بور به صورت طبیعی وجود دارند بور دارای دو ایزوتوپ 10B و 11B است که اولی 19.7 درصد و دومی 80.22 درصد را به خود اختصاص دادند. بلورهای کریستاله با خلوص بالا از ترکیبات تری کلرید بور و تری برومید با حضور هیدروژن و توسط فیلامنتهای برقی حرارت بالا تولید می شوند. برمهای بی شکل و ناخالص دارای رنگهای قهوه ی مایل به سیاه هستند و به صورت پودر وجود دارند که می تواند توسط گرمایش پودر منیزیم و تری اکسید به دست بیاید. برم 99.9999 درصد خالص در استفاده های تجارتی قابل دسترسی می باشد.
      از مشخصات نوری این عنصر این است که اشعه مادون قرمز را از خود عبور می دهد. بور دارای رسانایی ضعیف است اما در دمای بالا رسانای خوبی است.
      بورهای بی شکل در مواد آتش بازی برای فراهم کردن رنگ سبز و همینطور برای مواد قابل احتراقی که در راکتورها است مورد استفاده قرار می گیرد. ترکیب تجاری بور در بازار Na2B4O7.5H2O است. این ترکیب با نام پنتاهیدرات برای ساخت شیشه های فایبر گلاس و براسی رنگبری پربورات سدیم استفاده می شود.
      اسید بوریک یکی از ترکیبات مهم بور می باشد که در بافت پارچه و منسوجات کاربرد دارد. بوراکس نیز یکی دیگر از ترکیبات بور است که به عنوان گندزدا از آن استفاده می شود. ترکیبات بور کاربردهای زیادی دارد که در ساخت شیشه های بوروسیلیکات استفاده می شود.
      ایزوتوپ بور 10 برای کنترل راکتورهای اتمی به عنوان پوشش در برابر تشعشعات هسته ای استفاده می شود و همینطور از این ترکیب در تجهیزات ردیابهای نوترونی استفاده می شود. نیترید بور دارای خصوصیات عجیبی است که برای ساخت مواد با سختی بالا کاربرد دارد. نیترید بور همچنین برای عایق بندی الکتریکی نیز استفاده می شود.
      بور دارای خصوصیات چرب و روانی مثل گرافیت دارد. هیدراتها به راحتی اکسیده می شوند و انرژی زیادی را آزاد می کنند و برای مطالعه اکتورهای هسته ای نیز از آنها استفاده می شود. به علت خصوصیات سبک وزنی و استحکام بالا بور برای استفاده تشکیلات و ساختارهای فضایی مورد استفاده قرار می گیرد.
      از نظر ظرفیت و پایداری و ساختار مولکولی شبکه ای بور شبیه کربن است
      قیمت بور کریستاله با خلوص 99 درصد در بازار 5 دلار در گرم است و قیمت بور بیشکل 2 دلار در هر گرم می باشد.
      اثرات بور در سلامتي انسان
      بر اثر هوازدگي، بور به هوا، خاک و آب وارد ميشود. بور به مقدار جزئي در آبهاي زيرزميني وجود دارد. انسان با فعاليتهايي از قبيل ساخت شيشه، احتراق زغالسنگ، ذوب مس و استفاده از کودهاي کشاورزي سبب وارد بور به محيط زيست ميشود. مقدار بوري که با استفاده از فعاليتهاي انساني به محيط زيست وارد ميشود در مقايسه با بوري که به طور طبيعي و از طريق فرآيند هوازدگي به محيط وارد ميشود، کمتر است. گياهان، عنصر شيميايي بور را از زمين دريافت ميکنند و بر اثر استفاده جانوران از گياهان مقدار بور در زنجيره غذايي به پايان ميرسد.
      زمانيکه بدن جانوران مقدار زيادي بور در مدت زمان طولاني از طريق غذا و آب آشاميدني جذب ميکند، اندام هاي توليد مثلي جانوران نر تحت تاثير قرار ميگيرد. اگر جانوران ماده طي بارداري مقدار زيادي بور دريافت ميکنند، تولد موجود جديد با مشکل همراه خواهد بود و ممکن است به تاخير بيفتد يا موجود جديد ناقص به دنيا بيايد. به علاوه، اگر جانوران گاز بور را تنفس کنند، از آسيبهاي شنوايي رنج خواهند بود.

      اثرات بور بر محيط زيست
      بور عنصري است که با استفاده از فرآيندهاي طبيعي در محيط زيست تشکيل ميشود. انسانها عنصر شيميايي بور را از طريق ميوه، سبزيجات، آب، هوا و محصولات مصرفي دريافت ميکنند.
      خوردن ماهي يا گوشت سبب افزايش غلظت بور در بدن انسان نميشود، زيرا بور در بافت جانوران تجمع نمي يابد.
      پرتوزايي بور در هوا و آب آشاميدني چندان زياد نيست، اما احتمال پرتوزايي بور در غبار بورات در محل کار کارگران زياد است.
      زمانيکه فردي مقدار زيادي غذاي حاوي بورمصرف کند، غلظت بور در بدن آنقدر افزايش مي يابد که در بدن فرد مشکلات فراواني ايجاد ميکند. بور باعث عفونت معده، کبد، کليه ها و مغز ميشود و در نهايت سبب مرگ فرد ميگردد. مقدار اندک بور باعث بروز اختلالاتي در گوش، گلو يا چشم ميشود.



      خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر بور :
      عدد اتمی:5
      جرم اتمی: 10.811
      نقطه ذوب : C°2075
      نقطه جوش : C°4002
      شعاع اتمی : Å 1.17
      ظرفیت: 3
      رنگ: مشکی
      حالت استاندارد: مایع
      نام گروه:3
      انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 800.6
      شکل الکترونی: 1s2 2s2p1
      شعاع یونی : Å 0.23
      الکترونگاتیوی: 2.04
      حالت اکسیداسیون: 3+
      دانسیته: 2.34
      گرمای فروپاشی : Kj/mol 50.2
      گرمای تبخیر : Kj/mol 489.7
      مقاومت الکتریکی : Ohm m: 1.8×104
      گرمای ویژه: J/g Ko 1.02
      دوره تناوبی:2

      شماره سطح انرژی : 2
      انرژی اولیه : 2
      انرژی ثانویه : 3
      شماره ایزوتوپ : 2
      ایزوتوپ :
      ایزوتوپ نیمه عمر
      B-10 پایدار
      B-11 پایدار

      اشکال دیگر :
      اکسید بور B2O3
      هیدرید بور B2H6
      کلرید بور BCl3


      منابع : کانی کرنیت و بورات کلسیم و سدیم
      کاریرد : به همراه تیتانیم و تنگستن در ساخت آلیاژهائی با مقاومت گرمائی بالا بکار می رود .همچنین در ساخت راکت تنیس و به عنوان تنظیم گرنیروگاه های هسته ای بکار می رود . همچنین در ساخت آلیاژ بوراکس با مقاومت ویژه بالا و ساخت شیشه (B2O3) نیز استفاده می شود .


      مِس

      مِس یکی از عناصر جدول تناوبی است که نشان آن Cu و عدد اتمی آن ۲۹ می‌باشد. ویژگیهای مهم فلز مس فلز نسبتاً قرمز رنگی است که از خاصیت هدایت الکتریکی و حرارتی بسیار بالایی برخوردار است.( در بین فلزات خالص، تنها خاصیت هدایت الکتریکی نقره در حرارت اتاق از مس بیشتر است) چون قدمت مصنوعات مسی کشف شده به ۸۷۰۰ سال قبل از میلاد برمی گردد، احتمالاً این فلز قدیمی‌ترین فلز مورد استفاده انسان می‌باشد.مس علاوه بر اینکه در سنگهای معدنی گوناگون وجود دارد، به حالت فلزی نیز یافت می‌شود.( مثلاً مس خالص در بعضی مناطق). این فلز را یونانیان تحت عنوان Chalkos می‌شناختند. چون مقدار بسیار زیادی از این فلز در قبرس استخراج می‌شد رومیان آنرا aes Cyprium می‌نامیدند. بعدها این واژه به فرم ساده تر cuprum درآمد و در نهایت انگلیسی شده و به لغت Copper تبدیل شد. کاربردها مس فلزی قابل انعطاف و چکشخوار است که کاربردهای زیادی مانند موارد زیر دارد: * سیم‌های مسی * لوله‌های مسی * دستگیره‌های درب و سایر وسایل منزل * (تندیسگری). مثلاً مجسمه آزادی شامل ۱۷۹۰۰۰ پوند مس می‌باشد. * آهنرباهای الکتریکی. * موتورها، مخصوص موتورهای الکترومغناطیسی. * موتور بخار وات. * کلیدها و تقویت کننده‌های الکتریکی. * لامپهای خلاء، لامپهای پرتوی کاتدی و مگنترونهای(اجاقهای مایکروویو). * هدایت کننده موج برای تشعشع مایکروویو. به علت خاصیت هدایت بهتر آن نسبت به آلومینیوم ، کاربرد مس در IC‌ها به جای آلومینیوم رو به افزایش است. * به‌عنوان جزئی از سکه‌ها. * در وسایل آشپزی، از جمله ماهی تابه. * بیشتر سرویسهای قاشق(چنگال)و چاقوها دارای مقادیری مس هستند (نقره نیکلی). * اگر نقره استرلینگ در ظروف غذاخوری بکار رفته باشد ،حتماًباید دارای درصد کمی مس باشد. * به‌عنوان بخشی از لعاب سرامیکی و در رنگ آمیزی شیشه. * وسایل موسیقی ،بخصوص سازهای بادی. * به‌عنوان یکا(بیواستاتک)در بمارستانها و پوشاندن قسمت‌های مختلف کشتی برای حفاظت در برابر بارناکلها و ماسلها. * ترکیباتی مانند محلول(فلینگ)که در شیمی کاربرد دارد. * سولفات مس که به‌عنوان سم و تصفیه کننده آب کاربرد دارد. تاریخچه مس برای تعدادی از تمدنهای قدیمی ثبت شده، شناخته شده بود و تاریخ استفاده از آن حد اقل به ۱۰,۰۰۰ سال پیش می‌رسد. یک آویزه مسی، متعلق به ۸۷۰۰ سال قبل از میلاد در شمال عراق کنونی پیدا شد.نشانه‌هایی مبنی بر ذوب و خالص کردن مس از اکسیدهای آن مانند مالاکیت و آزوریت تا سال ۵۰۰۰ قبل از میلاد وجود دارد.در عوض اولین نشانه‌های استفاده از طلا تقریباً به ۴۰۰۰ سال قبل از میلاد بر می‌گردد. [[پرونده:
      لوازم آشپزخانه قدیمی در اورشلیم مصنوعات مسی و برنزی که از شهرهای سومری و مصنوعات مصری که از مس و آلیاژ آن با قلع یافت شده تقریباً متعلق به ۳۰۰۰ سال قبل از میلاد هستند. در یکی از اهرام یک سامانه لوله کشی با مس پیدا شده که مربوط به۵۰۰۰ سال پیش است. مصریان دریافتند افزودن مقدار کمی قلع، قالب گیری مس را آسان تر می‌کند بنابراین آلیاژهای برنزی که در مصر کشف می‌شوند تقریباً قدمتی همانند مس دارند. استفاده از مس در چین باستان حداقل به ۲۰۰۰ سال قبل از میلاد مربوط بوده و تا ۱۲۰۰ سال قبل از میلاد در این کشوربرنز مرغوب ساخته می‌شده‌است.در نظر داشته باشید چون مس به راحتی برای استفاده و کاربرد مجدد ذوب می‌شود، دوران ذکر شده تحت تاثیر جنگها و کشورگشائیها قرار می‌گیرد.در اروپا مرد یخیOetzi ،مردی که به دقت نگهداری می‌شود و متعلق به۳۲۰۰ سال قبل از میلاد است، تبری با نوک مسی در دست دارد که درجه خلوص فلز آن ۷/۹۹٪ می‌باشد. مقدار زیاد آرسنیک موجود در موهای او نشان دهنده سرو و کار او با پالایش مس می‌باشد. استفاده ار برونز در مرحله‌ای از تمدن به قدری فراگیر بود که آن مرحله را عصر برونز می‌نامند. برنج برای یونانیان شناخته شده بود اما اولین بار بصورت گسترده توسط رومیان بکار رفت. به خاطر زیبایی درخشانش- بطوریکه در باستان برای ساخت آئینه از آن استفاده می‌شد -ونیزبه دلیل ارتباط آن با قبرس که مربوط به الهه بود ،در اسطوره‌شناسی و کیمیاگری فلز مس با الهه‌های آفرودیت و ونوس پیوند دارد.در کیمیاگری علامتی را که برای مس در نظر گرفته بودند ،علامت سیاره ناهید نیز بود. نقش زیست‌شناختی وجود مس برای کلیه گیاهان و حیوانات عالی ضروری می‌باشد. مس در آنزمهای متنوعی ،از جمله مراکز مس cytochrome c oxidase و آنزیم حاوی Cu-Zn به نام superoxide dismutase وجود دارد و فلز اصلی در رنگدانه حامل اکسیژن hemocyanin است.RDA برای مس در بزرگسالان سالم ۹/۰ میلی گرم در روز می‌باشد. مس در جریان خون عمدتاً روی پروتئین پلاسمایی بنام ceruloplasmin حرکت می‌کند. اگرچه مس اول در روده جذب می‌شود، این عنصر همبسته با آلبومین به سوی کبد منتقل می‌شود. یک حالت ارثی که بیماری ویلسون نامیده می‌شود موجب باقی ماندن مس در بدن و عدم ورود آن به صفرا توسط کبد شود.این بیماری در صورت عدم درمان می‌تواند منجر به آسیبهای کبدی و مغزی شود. پیدایش مس معمولاً به شکل معدنی یافت می‌شود.کانیهایی مثل آزوریت، مالاکیت و برنیت همانند سولفیدهایی از جمله کالکوپیریت ( CuFeS۲) ،کوولین ( CuS)، کالکوزین ( Cu۲S) یا اکسیدهایی مانند کوپریت (Cu۲O) از منابع مس هستند. ترکیبات آلیاژهای بسیاری از مس وجود دارد- برنج آلیاژ مس/روی و برنز آلیاژ مس/ قلع است. متداول‌ترین حالات اکسیداسیون مس شامل حالت مربوط به مس یک طرفیتی cuprous، ۱+Cu و حالتcupric ،۲+Cuمی‌باشد. کربنات مس به رنگ سبز است که بوسیله آن ظاهر منحصر به فرد بامها یا گنبدهای با پوشش مس روی بعضی ساختمانها ساخته می‌شوند. اکسیدهای مس ( مانند :اکسید مس ایتریم و باریم ۷δ Yba۲Cu۳O یا YBCO) پایه‌های بسیاری از ابر رساناهای غیر معمول را تشکیل می‌دهند. ترکیبات دیگر : سولفید مس ایزوتوپها علاوه بر تعداد زیادی رادوایزوتوپ، دو ایزوتوپ پایدار Cu-۶۳ و Cu-۶۵ موجود است.تعداد بسیار زیادی از این رادیوازوتوپها دارای نیمه عمرهایی به مقیاس دقیقه یا کمتر دارند، طولانی‌ترین نیمه یعمر متعلق به Cu-۶۴ است که مدت آن ۷/۱۲ ساعت ،با دو حالت فرسایشی که منجر به محصولات جداگانه می‌شود. هشدارها با تمامی ترکیبات مس باید طوری رفتار شود گویی سمی هستند ( مگر خلاف آن مشخص باشد). این فلز در حالت پودری خطر آتش زایی دارد.۳۰ گرم سولفات مس برای انسان کشنده‌است.مس موجود در آب آشامیدنی با غلظتی بیش از ۱ میلی گرم در لیتر موجب لک شدن لباسها و اقلام در آب می‌گردد. مقدار بی خطر مس در آب آشامیدنی انسان بر حسب منبع آن متفاوت است اما مرز آن بین ۵/۱ تا ۲ میلی گرم در هر لیتر می باشد.

      لانتانیدها

      لانتانیدها عنصرهای 58 تا 71جدول تناوبی را تشکیل می‌دهند و جزو عناصر واسطه داخلی می‌باشند. وجه تسمیه لانتانیدها از عنصر 57 جدول یعنی لانتان (La) گرفته شده است. باید توجه داشت که خواص شیمیایی این دسته از عناصر مشابه خواص لانتان می‌باشد همچنین به این گروه از عناصر ، عناصر خاکهای کمیاب "Rare-earth elements"نیز اطلاق می‌شود. در واقع اطلاق نام خاکهای نادر یا کمیاب ، از آنجائیکه این عناصر نه کمیابند و نه به آن دسته از اکسیدهای خاکی مانند (اکسیدهای) آلومینا، زیرکونیا و ایتریا تعلق دارند، غلط مصطلح است. زمانیکه نخستین اعضای این گروه برای اولین بار کشف شد، بصورت اکسید مجتمع گردیده بودند و از آنجائیکه این اکسیدها تا اندازه‌ای به اکسیدهای کلسیم ، منیزیم و آلومینیوم که بعدها به آنها عنوان اکسیدهای خاکی اطلاق گردید، شباهت دارند، لذا این عناصر به نام خاکهای کمیاب معروف گردیدند. در هر صورت باید توجه داشت که سریم در پوسته زمین بسیار فراوان تر از سرب بوده و نیز ایتریم از قلع بسیار فراوان‌تر است و حتی باید اذعان نمود که کمیاب ترین خاکهای کمیاب ، به استثنای پرومتیم ، بسیار از عناصر گروه پلاتین فراوان‌ترند. خواص برخی از عناصر شیمیایی

      منابع طبیعی

      اگرچه لانتانیدها بصورت بسیار گسترده در طبیعت پخش می‌باشند، لکن بطور کلی در غلظتهای کم یافت می‌شوند. همچنین در برخی از مواد کانی بصورت مخلوط و در غلظتهای زیاد ملاحظه شده اند. جدول زیر نمایانگر برخی از کانیهای معروف لانتانیدها می‌باشد.

      ماده کانی
      شکل بلور
      ترکیب فرمولی
      مونازیت (monazite)
      تک شیب
      CePO4 با Th3(PO4)4
      زنوتیم (xenotime)
      چهارگوش
      YPO4
      گادولینیت (gadolinite)
      تک شیب
      2BeO.FeO.Y2O3.2SiO2
      بستناسیت (bastnasite)
      شش‌گوش
      CeFCO3
      سامارسکیت (samarskite)
      مکعب مستطیل
      Ca٫Fe٫UO2)3O.Y2O3.3(Nb٫Ta)2O5)
      فرگوزونیت (fergusonite)
      چهارگوش
      Y2O3.3(Nb٫Ta)2O5< div>
      اوکسنیت (euxenite)
      مکعب مستطیل
      Y2(NbO3)3.Y2(TiO3)3.1½H2O
      ایتروفلوئوریت (yttrofluorite)
      مکعب
      2YF3.3CaF3


      مهمترینکانی های خاکهای کمیاب عبارتند از:مونازیت ، زنوتیم ، بستناسیت. معمولا این مواد بوسیله اعمال مکانیکی مانند شناورسازی و یا استفاده از روشهای مغناطیسی تغلیظ می‌شوند. سپس لانتانیدها در حالتیکه بصورت کانیهای فسفات یا سیلیکات می‌باشند، بوسیله اسید مورد شستشو قرار می‌گیرند. برخی از کانیها مانند کولومبوتانتالاتها با کربن حرارت داده شده و یا تحت تاثیر کاستیک قوی قبل از سنگ شویی قرار داده می‌شوند.
      تجزیه و جداسازی

      لانتانیدهای مخلوط شده را می‌توان از محلولهای اسیدی با استفاده از رسوب اگزالات جدا کرد. اشتعال اگزالات باعث تولید اکسیدهای لانتانیدهای مخلوط خواهد گردید. سپس این اکسیدها غالبا با استفاده از روشهای تبادل یونی و استفاده از خیساندن در اسید تغلیظ می‌شوند. در این حال لانتانیدها در محلول بصورت یونهای سه ظرفیتی هیدراته که دارای خواص بسیار مشابه می‌باشند، درمی‌آیند. بنابراین آنها تمایل به تشکیل رسوبهای بلوری مخلوط یا محلولهای جامد نشان می‌دهند. استفاده از یک ماده شیمیایی واحد به منظور افزایش غلظت یکی از عناصر خاکهای کمیاب لزوم تکرار عملیات را ایجاب می‌نماید. یکی از روشهایی که در گذشته و حال مورد استفاده بوده و هست، استفاده از فرایندهای جزء به جزء مانند تبلور جزء به جزء و یا تجزیه جزء به جزء به منظور خالص کردن عناصر می باشد. در این شرایط ، مقدار کار بسیار زیاد به منظور جداکردن مقدار بسیار کمی از عناصر ، باعث بالارفتن هزینه های خلوص خاکهای کمیاب و برشمردن آنها بدین صنعت خواهد بود. اکنون نیز از روشهای جزء به جزء هنوز در زمینه جداسازی این خاکها در حالت خام و بویژه عناصر لانتان و سریم استفاده می‌شود، زیرا سریم را می توان از لانتان با استفاده از حالت چهار ظرفیتی سریم جدا کرد. در حال حاضر سایر اعضای خانواده خاکهای کمیاب را با استفاده از فرآیندهایی تبادل یونی خالص می نمایند مضافا چنانچه درجه خلوص بالا مدنظر نباشد، می توان از روش استخراج مایع- مایع بدین منظور استفاده کرد.
      خواص لانتانیدها

      لانتانیدها فلزهایی براق هستند و واکنش پذیری شیمیایی قابل توجهی دارند. خواص شیمیایی این دسته از عناصر مشابه خواص لانتان با عدد اتمی 57 می باشد. کلیه این عناصر قادر به تشکیل املاح سه ظرفیتی می باشند و زمانیکه این املاح در آب حل می شوند، خواص شیمیایی بسیار مشابه از خود نشان می دهند. لانتانیدها ، نظر به وضعیت جدو!ل تناوبی، بدین صورت هستند که همچنانکه عدد اتمی آنها افزوده می شود، بار افزوده شده روی هسته آنها بوسیله پر شدن لایه های ناقص داخلی آنها با الکترونها ، موازنه می‌شود. ولی به هر حال باید توجه داشت که این لایه ها نقشی در نیروهای والانس ما بین اتمها ایفا نمی نمایند. لانتانیدها به علت برخوردار بودن از خواص اختصاصی دارای پتانسیل باارزشی در زمینه استفاده بعنوان عوامل آلیاژی میباشند. این عناصر با استفاده از احیاء گرمایی بوسیله اثر کلسیم ، لیتیم و یا سایر فلزات قلیایی برهالید بی آب آنها و سپس ذوب مجدد در خلا به منظور تبخیر نشانه های باقیمانده از مواد احیا کننده، احیا می شوند. همچنین می‌توان آنها را بصورت الکترولیتی از حمامهای ملح ذوب شده مانند آنچه در زمینه سریم و میش متال (مخلوط فلزات خاکهای کمیاب ، اساسا سریع با مقدار بسیار کمی از آهن) صورت می پذیرد، احیا کرد. باید توجه داشت که مواد جامد بدون آب همچنین نشان دهنده تغییر زیادتری در خواص ما بین عناصر نسبت به املاح هیدراته هستند. خاکهای کمیاب با بعضی از ترکیبات آلی ، املاح آلی تشکیل می‌دهد. این کیلیت ها که در اطراف این یونها ، آب جایگزین می نمایند، باعث زیاد شدن تغییر در خواص ما بین هر یک از خاکهای کمیاب می‌شوند. سودمندی این تکنیک در روشهای جدید تبادل یونی ، در زمینه جداسازی این عناصر کاملا قابل ملاحظه است.
      موارد کاربرد

      • فلزات خاکهای کمیاب تمایل بسیار شدید برای ترکیب با ناخالصیهای غیر فلزی مانند اکسیژن ، نیتروژن ، کربن و هیدروژن دارند. لذا با توجه به خاصیت فوق ، مقدار قابل ملاحظه ای از مخلوط فلزات خاکهای کمیاب بعنوان مواد تصفیه کننده (getler) در صنایع متالوژی مورد استفاده واقع می شود.
      • عناصر خاکهای کمیاب ، هنگامیکه تحت تاثیر حرارت واقع می گردند نمایانگر طیف بسیار پیچیده ای بوده و نور شدید سفید زدگی از آنها ساطع می شود، بنابراین از آنها در صنایع تصاویر متحرک و لامپ های تصویر تلویزیون های رنگی استفاده می گردد.
      • مصارف صنعتی فراوانی نیز برای هر یک از این عناصر متصور می باشد از جمله از برخی از آنها در سوزاندن سموم ناشی از راکتورهای هسته ای استفاده می شود.



      خواص برخی از عناصر شیمیایی


      لیتیم

      لیتیم
      به معنا سنگ
      Lithosاز واژه
      لیتیم در بین عناصرفلزیاز همه سبک ترواز این نظر از آن ها متمایز است.همچون سدیم وپتاسیم روی آب شناور می ماند اما از آنجا که بسیار فعال است طولی نمی کشد که در طی فرایندی هیدروکسیدخود را تولید می کند.در حالت خالص فلزی نرم چکش خوار و نقره فام است اما به سرعت کدر شده وبه اکسید خود تبدیل می گردد.این عنصر در کانی هایی اسپودمن و لیپدولیت یافت می شود لیپدولیت سیلیکات بسیار پیچیده ای ایست که گاهی لیتا میگا نامیده می شود
      خواص برخی از عناصر شیمیایی
      لیتیم
      به معنا سنگ
      Lithosاز واژه
      لیتیم در بین عناصرفلزیاز همه سبک ترواز این نظر از آن ها متمایز است.همچون سدیم وپتاسیم روی آب شناور می ماند اما از آنجا که بسیار فعال است طولی نمی کشد که در طی فرایندی هیدروکسیدخود را تولید می کند.در حالت خالص فلزی نرم چکش خوار و نقره فام است اما به سرعت کدر شده وبه اکسید خود تبدیل می گردد.این عنصر در کانی هایی اسپودمن و لیپدولیت یافت می شود لیپدولیت سیلیکات بسیار پیچیده ای ایست که گاهی لیتا میگا نامیده می شود.
      [
       
       
      لیتیم در در سال 1817 توسط یک دانشجوی شیمی به نام یوهان آردسون (1841-1729)کشف شد اگر چه تا در سال 1818جدا سازی و نامگذاری نشده بود تا اینکهاستاد وی جونز برسلیوس این کار را انجام داد.
      لیتیم کاربرد گوناگونی یافته است.در آلیاژهایی که به سبکی وزنآن ها نیاز دارد به کار می رود.به عنوان مثال در قطعات هوا پیما که وزن کم همراه با استحکام وسختی عوامل ضروری هستند استفاده می شود.در صنعت شیشه برای لعاب های شفاف سرامیک به کار می رود . در برخی باتری هابه صورت روغن لیتیم یافت می شود .مشخص شده که ترکیب های نمک لیتیم در مقابله با نشانه های بیماری های بالینی و شیدایی-افسردگی کار آمدهستند.از اکسید لیتیم به عنوان نم کش استفاده می شود زیرا بلافاصله بخا ر های آب را جذب می کند .اغلب لیتیم به مقادیر اندک در آب معدنی یافت می شود . آمادگی لیتیم برای اکسیدشدن باعث می شود ماده احیا کننده موثری برای فرایندهای خاص شیمیایی باشند.
       
      آلیاژهای به خاطر سبکی استحکام و سختی زیاد در قطعات هواپیما به کار می رود .مقادیر ناچیز اکسید لیتیم در آب معدنی یافت می شود.
      خواص برخی از عناصر شیمیایی 
       
       
       
       
      نشانه شیمیایی :
      Li چگالی : 543/0
      عدد اتمی :3 ظرفیت : 1
      نوع عنصر : فلز قلیایی ایزوتوپ ها : پایدار ترین آن ها Li با عدد جرمی 7
      می باشد
      گروه : I دوره :2
      آلوتوپ : ناشناخته
      خواص برخی از عناصر شیمیایی


      سدیم

      سدیم
      ازسودا برای توصیف ترکیبات گوناگون سدیم به کار می رود
      سدیم عنصری نرم موم شکل سفید- نقره ای قلیایی و فلزی است . ماده ای بسیار فعال است و به این خاطر در طبیعت فقط به صورت ترکیب با عناصر دیگر یافت می شود.همچون فلز های قلیایی دیگر به سرعت در هوا اکسید می شود واز آنجا که چگالی آن از آب کمتر است روی آب شناور می ماند اما در این حا لت به شدت واکنش داده و هیدروکسید خود را به وجود می آورد
      خواص برخی از عناصر شیمیایی

      سدیم ششمین عنصر فراوان روی زمین است ودر بسیاری از کانی ها یافت می شود.در سال 1807 سرها مفری دیوی کشف شد. نمک معمولی تر کیب کلرید سدیم است که به مقدار فراوان در آب دریا یا با آب نمک یافت می شود.در مقیاس تجاری از الکترولیز نمک مذاب یا جداسازی اجزای تشکیل دهنده ی گاز کلر بدست می آید. در لامپ های بخار سدیم وبرای انتفال گرما در رآکتورهای

      هسته ای نیز به کار می رود. کلرید سدیم یک ماده ی معدنی ضروری برای بدن است . کمبودآن منجر به گرفتگی شدید عضلات ومرگ می شود . اگر چه بیشتر مردم مقادیرمورد نیاز بدن رااز طریق نمکی که به عنوان چاشنی به غذا افزوده می شود تا مین می کند
       
      خواص برخی از عناصر شیمیایی 
       
       
      هیدروکسید سدیم یا سودسوز آورد یک باز خورنده است که در تولید صابون و مواد پاک کننده استفاده می شود . بی کربنات سدیم همان جوش شیرین است که در نوشابه های گاز دار نان های جوش شیرین دار و کپسول های آتش نشانی به کار می رود. کربنات سدیم یا قلیا در تولید صا بون شیشه و مواد پاک کننده مورد استفاده قرار می گیرد. گلوتامات مونو سدیم ماده ی بلورین سفید رنگی است که برای بهترکردن طعم پروتیین ها در برخی غذا ها به کار می رود
       
      گروه :1 دوره:3Naنشانه شیمیایی
      عدد اتمی :11 نوع عنصر : فلز قلیلیی
      ظرفیت: 1 ایزوتوپ ها: نا شناخته


      عنصرهاى مصنوعى

      عنصرهاى مصنوعى
      شايد نكته بسيار مهمى كه جدول هاى اوليه براى شيميدانان آشكار ساختند آن بود كهعنصرهاى ناشناخته اى وجود دارد كه بايد كشف شود. با آغاز قرن بيستم، فيزيكداناندريافتند كه قسمت عمده اى از باور هاى آنان در مورد ساختار اتم نادرست است.
      با دانستن آنكه كجا بايد به دنبال عنصر هاى جديد بود، كشف عنصر هاى طبيعى شتابگرفت. بعد از آنكه تئورى هاى دقيقى در مورد ساختار هسته اتم ها ارائه شد، امكانساختن عنصرهاى «مصنوعى» يا سنتزى به وسيله بمباران كردن فلز ها با جريان انرژى مطرحشد. با افزودن نوترون ها، كه از لحاظ الكتريكى خنثى هستند، تغيير در خواص شيميايىعنصر ها پيش نمى آيد، بلكه اين كار فقط باعث سنگين تر شدن عنصر مى شود.
      اما همان طور كه اتم سنگين تر مى شود، از پايدارى آنها كم مي شود و به عبارتبهتر راحت تر شكسته مى شوند. با انجام اين فرآيند، نوترون و انرژى به محيط اطرافگسيل مى شوند. با اين همه، قسمت عمده پروتون ها، نوترو ن ها و الكترون ها باقىمانده و خود را به صورت عنصر هاى سبك تر سازماندهى مى كنند.
      دستاوردهاى جديد
      در فوريه ۲۰۰۴ دانشمندان آزمايشگاه ملى لارنس ليورمور و موسسه الحاقى پژوهش هاىهسته اى ( JINR ) در روسيه به پيشرفت هاى جديدى در مورد نحوه رفتار اتم ها هنگامبمباران شدن دست يافتند و دو عنصر جديد توليد كردند. اولين عنصرى كه به اين روش كشفشد، عنصر ۱۱۵ بود كه هنگام بمباران كردن امريسيم به وسيله گونه اى از كليسمراديواكتيو به وجود مى آيد. امريسيم فلزى است كه در آشكار ساز هاى دود به كارمى رود.
      با انجام اين كار چهار اتم به وجود آمدند كه پس از گذشت ۹۰ هزارم ثانيه به دومينعنصر جديد يعنى عنصر ۱۱۳ تبديل مى شوند. اين چهار اتم ۲/۱ ثانيه دوام آورده و پس ازواپاشى به اتم هاى سبكترى تبديل مى شوند كه دانشمندان پيشتر آنها را كشف كردهبودند. معمولاً عنصر هاى مصنوعى طول عمر كمى دارند، زيرا تعداد زياد پروتون ها ونوترون ها در هسته اتم باعث مى شوند كه ذاتاً ناپايدار شوند.
      اكنون برمى گرديم به نام عجيب اين عنصر ها. انجمن بين المللى شيمى محض و كاربردىچندين سال قبل تصويب كرد كه براى عنصر هاى جديد بايد نام هايى برگزيد كه از لحاظفرهنگى بى طرف باشد. براى تحقق اين امر، از پيشوند هاى لاتين عدد اتمى عنصر هااستفاده مي شود. از اين رو عدد ۵ و ۱ و ۱ به صورت « un,un,pent» خوانده مى شود. پسوند « ium » كه در پايان نام عنصر مى آيد، بيانگر آن است كه اين عنصر فلز است.
      خلاصه آن كه اهميت كشف عنصر هاى ۱۱۵ و ۱۱۳ بيشتر از افزايش تعداد عنصر هاى شناخته شده است. مودى از آزمايشگاه ليورمور مى گويد: «اين كشف ها ما را قادر مى سازد تا اصول بنيادين شيمى را گسترش دهيم. از شيمى جديد، مواد جديد و فناورى هاى نو به وجود مى آيد.»

      اصول کارباجیوه درآزمایشگاه شیمی

      به کاربردن جیوه:جیوه حتی دردمائی که آب یخ می بندد،تبخیرمی شودوبخارآنبی بو،بی رنگ وبی طعم است که تراکم آن نیزباافزایش دمابیشترمی شود.این بخارسمی است وروی دستگاه اعصاب اثرمی گذارد.استنشاق بخارجیوه زیان آوراست وبه سهولت دراعضای بدن نفوذمی کند.همچنین اگرواردمعده شود،یاباپوست بدن تماس یابد،جذب می شود.کارمداوم باجیوه سبب مسمومیت تدریجی می شودکه باعلائم عصبی وروانی تظاهرمی کند.اگرجیوه بریزدچکاربایدکرد؟اگرجیوه بریزد،به سهولت درشکافهاودرزهاواردمی شود،باگردوخاک مخلوط می شودودراجسامی نظیرچوب،موزائیک،لوله های باریک آهنی وآجرنفوذمی کند.درصورتی که باجیوه آزمایش می کنید،بایددوروبرشماصاف وبی درزباشدومثلاشکافهای روی میزباورنی گرفته شوند.اگرجیوه احیاناریخته شودبایدفوراآن راجمع کنید،علاوه برآن پنجره هارابازکنیدتاهوای آلوده به بخارجیوه خارج شود.اماآن درهایی راکه به راهروبازمی شوند،ببندیدتاهوای آنجاآلوده نشود.آنگاه بقایای جیوه ریخته شده رابه وسیله یک گونی یاکرباس ،که باآب کمی خیس کرده اید،یابه وسیله جارووخاک انداز،به صورت یک تکه درآورده وجمع کنیدوآن رادرظرف محکم شیشه ای یاپلاستیکی یافلزی که درآن بدون نفوذباشدبریزید.باوجوداین که به این طریق قسمت اعظم جیوه ریخته شده راجمع می کنید،بازهم قطره های کوچکی ازآن که درشکافهاودرزهاباقی می مانند،مضرهستند.دراین مواردتوصیه می کنیم که بادقت تمام به آن منطقه آلوده به جیوه ،کلسیم یاپلی سولفیدسدیم یاگل گوگردبپاشید.گل گوگرد(گردگوگردتجارتی)که معمولادرباغ های انگورمورداستعمال داردوبه درخت مو(انگور)پاشیده می شود،برای این کارمناسب است.موادفوق باجیوه ترکیب می شوندودرنتیجه،تبخیرآن متوقف می شود.پس هربارکه می خواهیدباجیوه کارکنیدحتمابایدگل گوگرددردسترس داشته باشید.محافظت پوست:ازتماس جیوه یابخارآن باپوست به هرصورت بایدخودداری کنید.روی این اصل،هنگام آزمایش بایددستکش غیرقابل نفوذوهمچنین کفش لاستیکی بپوشید(زیراجیوه جذب لاستیک نمی شوداماجذب چرم می شود)اگردست شمابه جیوه آلوده شد،بلافاصله آن راباآب بشوئیدتاازنفوذجیوه به پوست جلوگیری شود.اگرجیوه بریزد،بایدلباس هایتان راهم بررسی کنیدزیراممکن است دربرگردان پاچه شلوار،درزلباس وجیب هانیزواردشده باشد.نگهداری جیوه:جیوه رابایدجایی نگهداریدکه خوب تهویه شود.ظرف های محتوی جیوه بایددرجای خنک ودورازاشعه آفتاب قرارگیرند.ظرف جیوه رادرقفسه چوبی نبایدنگهداری کنید،بلکه بهترخواهدبودکه محل نگهداری جیوه ازلینولئوم ضخیم یاسیمان بدون خلل وفرج یاشیشه پوشیده شود،به هرحال این محل بایدعاری ازهرگونه درزوشکاف باشد.هرگزجیوه رادرمجاورت منبع حرارت وآمونیاک قرارندهیدوآزمایش باآن نیزبایددورازآن دوانجام گیرد.دهانه ظرف جیوه راپس ازپایا ن هرآزمایش خوب ببندید.این مطلب خیلی مهم است ،زیرااگردهانه آن بازباشد،دردمای محیط،حتی جریان ضعیف هوانیزکافی خواهدبودکه درهرمترمکعب هواچندمیلی گرم جیوه واردشود.اگریک قفسه بدون درزدراختیارداشته دارید،ازآن برای نگهداری جیوه استفاده کنید.منبع:آزمایشهای ساده درآموزش علوم.مترجمان(نادره قزوینی-حسین دانش فر-کاظم فائقی-اسفندیارمعتمدی)
      منبع مینا-شیمی-کرمان


      بریلیم

      بریلیم یک فلزخاکی سبک وزن به رنگ سفیدنقره ای می باشدکه درسال 1719توسط دانشمندفرانسوی (لوئیس وکلین)به صورت اکسیدبریلیم کشف شد،اگرچه تاسال1827به صورت خالص جداسازی نشدتااینکه فردریش ولروبوسی دراین سال هرکدام به صورت جداگانه به بریلیم خالص دست یافتند.یکی ازمواداصلی تشکیل دهنده تمام سنگهای قیمتی بریل ازجمله زمرد،زمردکبود،بریل ومرگانیت می باشد،تمام سنگهای مذکورازکانی های بریلیم محسوب می شوند.استخراج بریلیم ازاین سنگهاروندی پیچیده باروشهای متعددبسته به ساختارترکیب می باشد.بریلیم یکی ازتنهادوفلزازمجموع شش فلزقلیایی خاکی می باشدکه باآب سردواکنشی نداده وهیدروکسیدبه وجودنمی آورد،فلزدیگرمنیزیم می باشد.بریلیم دردمای اتاق دربرابراکسایش درهوامقاومت می کند،اگرچه لایه نازکی ازاکسیدبه وجودمی آوردکه این لایه نازک به خاطرداشتن خاصیت خورندگی شیشه،وجودبریلیم راثابت می کند.بریلیم برای تولیدآلیاژهای سبک ودرعین حال پردوام بانیکل ومس ترکیب می شود.ازاین آلیاژهابرای ساختن قطعات دقیق برای هواپیماها،موشکها و...استفاده می شود.آلیاژبریلیم وفولاد،فلزی فوق العاده ارتجاعی است که برای تولیدفلزهای مقاوم استفاده می شود.بریلیم دردستگاههای اشعه ایکس نیزبه کارمی رود.کاربرددیگرآن درراکتورهای اتمی به عنوان تنظیم کننده(رگلاتور)نوترون می باشدکه به صورت سرامیک اکسیدبریلیم به خاطردوام زیاددربرابردماهای بسیاربالابه کارمی رود.پژوهش های علمی برروی شش ستاره کهن کهکشان راه شیری درسال 1992نتایج غیرمنتظره ای حاکی ازوجودمقادیرفراوان بریلیم درآن ستاره هارابه دنبال داشتند.تاکنون آلوتروپی برای بریلیم شناخته نشده است وفراوان ترین ایزوتوپ آن،بریلیم-9می باشد.منبع:جدیدترین جدول تناوبی عناصر(جراردچشر)ترجمه :میثم هدایت


      کالیفورنیم

      کالیفورنیم یکی ازعناصرخاکی کمیاب بسیاررادیواکتیوازسری اکتینیدهااست که فقط به صورت مصنوعی ودرآزمایشگاه تولیدشده است.این عنصرنخستین بارازبمباران کوریم-242بایون های هلیم ساخته شدوبه همین شیوه درسال 1950توسطگروهی به رهبری گلن سیبورگ وآلبرت گیورسوکشف شد.تابه امروزفقط مقادیراندکی ازآن ساخته شده وبه این دلیل شکل ظاهری وبسیاری ازخواص آن ناشناخته باقی مانده اند.ازلحاظ زیستی فوق العاده خطرناک است،تاحدی که یک میلیونیم گرم ازآن 170میلیون نوترون رادردقیقه منتشرمی سازد.درنتیجه کالیفورنیم-242به عنوان منبعی ازنوترون هاوبرای شکافت اجزادرآزمایش های تحقیقی مورداستفاده قرارمی گیرد.دراکتشاف طلا،نقره وکانی های دارای نفت نیزبه کارمی رود.چگالی نسبی،نقطه ذوب وجوش وآلوتروپ های آن ناشناخته می باشدوپایدارترین ایزوتوپ آن،کالیفورنیم-251بانیمه عمر800سال می باشد.ایزوتوپ دیگرآن،کالیفورنیم-252می باشد.
      منبع:جدیدترین جدول تناوبی عناصر(جراردچشر)ترجمه:میثم هدایت


      جدول تناوبی عناصر شیمیایی

      جدول تناوبی عناصر شیمیایی



      18
      17
      16
      15
      14
      13
      12
      11
      10
      9
      8
      7
      6
      5
      4


      3
      2
      1


      VIIIA
      VIIA
      VIB
      VA
      IVA
      IIIA
      IIB
      IB
      VIIIB
      VIIB
      VIB
      VB
      IVB
      IIIB
      IIA
      IA




      2


      1
      1
      He
      H
      10
      9
      8
      7
      6
      5


      4
      3
      2
      Ne
      F
      O
      N
      C
      B
      Be
      Li
      18
      17
      16
      15
      14
      13
      12
      11
      3
      Ar
      Cl
      S
      P
      Si
      Al
      Mg
      Na
      36
      35
      34
      33
      32
      31
      30
      29
      28
      27
      26
      25
      24
      23
      22


      21
      20
      19
      4
      Kr
      Br
      Se
      As
      Ge
      Ga
      Zn
      Cu
      Ni
      Co
      Fe
      Mn
      Cr
      V
      Ti
      Sc
      Ca
      K
      54
      53
      52
      51
      50
      49
      48
      47
      46
      45
      44
      43
      42
      41
      40
      39
      38
      37
      5
      Xe
      I
      Te
      Sb
      Sn
      In
      Cd
      Ag
      Pd
      Rh
      Ru
      Tc
      Mo
      Nb
      Zr
      Y
      Sr
      Rb
      86
      85
      84
      83
      82
      81
      80
      79
      78
      77
      76
      75
      74
      73
      72
      *
      57
      56
      55
      6
      Rn
      At
      Po
      Bi
      Pb
      Tl
      Hg
      Au
      Pt
      Ir
      Os
      Re
      W
      Ta
      Hf
      La
      Ba
      Cs
      118

      116

      114

      112
      111
      110
      109
      108
      107
      106
      105
      104
      **
      89
      88
      87
      7
      Uuo


      Uuh


      Uuq


      Uub
      Uuu
      Uun
      Mt
      Hs
      Bh
      Sg
      Db
      Rf
      Ac
      Ra
      Fr




      71
      70
      69
      68
      67
      66
      65
      64
      63
      62
      61
      60
      59
      58
      *


      Lu
      Yb
      Tm
      Er
      Ho
      Dy
      Tb
      Gd
      Eu
      Sm
      Pm
      Nd
      Pr
      Ce
      103
      102
      101
      100
      99
      98
      97
      96
      95
      94
      93
      92
      91
      90
      **
      Lr
      No
      Md
      Fm
      Es
      Cf
      Bk
      Cm
      Am
      Pu
      Np
      U
      Pa
      Th





      پتاسیم k

      پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن ۱۹ می‌باشد. پتاسیم ، فلز قلیایی سفید مایل به نقره‌ای است که به‌طور طبیعی به‌صورت ترکیبی با عناصر دیگر در آب دریا و دیگر کانی ‌ها یافت می‌شود.

      پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن ۱۹ می‌باشد. پتاسیم ، فلز قلیایی سفید مایل به نقره‌ای است که به‌طور طبیعی به‌صورت ترکیبی با عناصر دیگر در آب دریا و دیگر کانی ‌ها یافت می‌شود. این عنصر به‌سرعت در هوا اکسید شده ، بسیار واکنش پذیر است(مخصوصا در آب ) و از نظر شمیایی همانند سدیم است.
      پتاسیم ( انگلیسی ، potash و لاتین ، kalium ) در سال ۱۸۰۷ توسط "Sir Huphry Davy" که آن را از پتاس سوزآور ( KOH )بدست آورد، کشف شد. این فلز قلیایی تنها فلزی بود که توسط عمل الکترولیز از هم جدا شده بود.

      این عنصر حدودا ۲.۴% از وزن پوسته زمین را تشکیل می‌دهد و از نظر فراوانی هفتمین عنصر در آن می‌باشد. بدست آوردن پتاسیم از کانی‌ها بدلیل خاصیت نامحلولی و ماندگاری آن بسیار دشوار است.

      با این وجود ، مواد معدنی دیگر مانند Carnallite ، Langbeinite ، Polyhalite و Sylvite در بستر دریاها یا دریاچه‌های قدیمی یافت می‌شوند. مواد معدنی بسیار زیاد ته‌نشین شده در این برکه‌ها عمل استخراج پتاسیم و نمک آن را اقتصادی‌تر می‌کند. منابع مهم پتاسیم و پتاس منابعی در کالیفرنیا ، آلمان ، نیومکزیکو ، یوتا و دیگر نقاط زمین می‌باشد. در عمق ۳۰۰۰ فوتی زیر بستر Saskatchewan ، مقادیر عظیمی از پتاس وجود دارد که می‌تواند به‌عنوان یک منبع مهم برای این عنصر در آینده در نظر گرفته شود.

      اقیانوسها نیز منابع دیگری برای پتاسیم می‌باشند، اما در مقایسه با سدیم مقدار پتاسیم موجود در یک حجم معین از آب دریا بسیار کم است. پتاسیم در صورت عمل الکترولیز می‌تواند به اجزای هیدروکسیدش تجزیه شود. از روشهای حرارتی نیز برای تولید پتاسیم استفاده می‌شود. پتاسیم هرگز به‌صورت رها شده در طبیعت یافت نمی‌شود. با این وجود ، یونهای +K در ارگانیسمهای زنده برای فیزیولوژی سلولهای تحریکی بسیار مهم هستند.


      ● خصوصیات قابل توجه

      پتاسیم که دومین فلز سبک می‌باشد، در میان فلزات ، واکنش‌پذیرترین و الکتروپوزیتیوترین است. این فلز ، بسیار نرم بوده ، با چاقو به‌راحتی برش می‌خورد و در سطوح صاف به رنگ نقره‌ای می‌باشد. از آنجا که به در هوا به‌سرعت اکسید می‌شود، باید زیر روغن معدنی یا نفت نگهداری شود. پتاسیم مانند دیگر فلزات قلیایی در آب تجزیه شده و هیدروژن آزاد می‌کند. در آب فورا آتش می‌گیرد و نمک آن هنگامی که در معرض یک شعله قرار بگیرد، رنگ بنفش از خود ساطع می‌کند.



      ● کاربردها
      اکسید پتاسیم که با نام پتاس شناخته شده است، در تولید کود بکار می‌رود. نیترات پتاسیم در ساخت باروت کاربرد دارد.

      در ساخت شیشه استفاده می‌شود. از NaK که آلیاژ سدیم و پتاسیم است، به‌عنوان رسانه انتقال گرما استفاده می‌شود.

      پتاسیم ، ماده بنیانی برای رشد گیاهان بوده و در انواع گوناگون خاک یافت می‌شود.

      یونهای پتاسیم در سلولهای حیوانی موادی حیاتی برای زنده نگه داشتن سلولها می‌باشند.

      کلرید پتاسیم یک جانشین برای نمک طعام بوده ، برای ایست قلب در اعدامهای توسط تزریق کشنده استفاده می‌شود. بیشتر نمکهای پتاسیم بسیار مهم بوده ، شامل برمید پتاسیم ، کربنات پتاسیم ، کلرات پتاسیم ، کلرید پتاسیم ، کرومات پتاسیم ، سیانید پتاسیم ، دی‌کرومات پتاسیم ، هیدروکسید پتاسیم ، یدید پتاسیم ، نیترات پتاسیم و سولفات پتاسیم می‌باشند.



      ● ایزوتوپها
      تا کنون ۱۷ ایزوتوپ پتاسیم شناخته شده‌اند. شکل غیر ترکیبی پتاسیم از سه ایزوتوپ تشکیل شده است: ( K۳۹(۹۳.۳%) ، K-۴۰(۰.۰۱% و ( K-۴۱(۶.۷% . باید گفت که K-۴۰ که به‌صورت طبیعی بوجود می‌آید، توسط عمل الکترون‌گیری یا حذف پوزیترون به Ar-۴۰ پایدار تبدیل شده و با خروج نگاترون به ( Ca-۴۰ ( ۸۸.۸% پایدار تبدیل می‌شود. k_۴۰ نیمه عمری ۱.۲۵۰* ۱۰۹ساله دارد.

      فروپاشی K-۴۰ به Ar-۴۰ معمولا در روش تاریخ‌گذاری بر روی سنگها استفاده می‌شوند. شیوه تاریخ‌گذاری K-Ar به این فرضیه بستگی دارد که سنگها در زمان تشکیل هیچ آرگونی نداشته و تمام آرگون ایجاد شده توسط تششعات مانند آرگون ۴۰ در یک سیستم بسته نگهداری شده‌اند. کانیها توسط میزان تمرکز پتاسیم و مقدار آرگون ایجاد شده توسط تششعات که در آن جمع شده‌اند، تاریخ گذاری می‌شوند. بهترین مواد معدنی که برای انجام عمل تاریخ‌گذاری مناسب هستند، عبارتند از Biotite , Muscovite , Plutonic, hornblende و Feldspar آتشفشانی. تمام نمونه سنگهای آتشفشانی نیز در صورتی که تغییر نکرده باشند، به همین گونه تاریخ‌گذاری می‌شوند.

      به غیر از تاریخ‌گذاری ایزوتوپهای پتاسیم در مبحث هواشناسی نیز کاربرد وسیعی دارند. ایزوتوپهای پتاسیم همچنین در چرخه تغذیه مطالعه می‌شوند، چرا که پتاسیم یک ماده غذایی لازم برای زندگی است.


      ● پتاسیم در بدن
      پتاسیم یک یون مهم در بدن است و از آنجائی که تغییرات جزئی می توانند action potentials را مختل کند که در نتیجه مشکلات عصبی و قلبی ایجاد می‌شود، تجمع آن در خون بدقت تنظیم می‌شود. بسیاری از آنتی‌بیوتیکها ، از جمله آن که توسط باکتری Bacillus brevis تولید می‌شود، کار سلولها را با نشستن بر روی دروازه‌های یون مثبت مختل می‌کنند. در نتیجه یونهای +k و +Na اجازه پیدا می‌کنند از غشاء سلولی عبور کنند و بنابراین action potential به‌طور غیر مجاز از غشاء سلول عبور می‌کند. پتاسیم در پلاسمای خون نسبتا در سطح پائینی قرار دارد ( معمولا ۳.۵ تا ۵.۰ mmol/L ) ، ولی درون سلولها تمرکز زیادی دارد ( در حدود ۱۰۰ mmol/L ). سطوح پائین آن در خون hypokalemia و سطوح بالای آن hyperkalemia نام دارند. هر دو سطح پائین و بالا برای قلب خطرناکند.


      ● هشدارها
      پتاسیم باآب بسیار واکنش پذیر است و از این رو باید در زیر روغن‌های معدنی مانند پارافین قرار گیرد.


      شناخت محیط رشد: پتاسیم
      ترکیبات این عنصر در اغلب خاکها به اندازه کافی یافت می شود. با وجود اهمیت زیادی که پتاسیم دارد، هنوز نقش اصلی آن در گیاه کاملاً مشخص نیست و هنوز دقیقاً نمی‌دانیم در فتوسنتز و تهیه قند و فعال ساختن آنزیم‌ها چه نقشی ایفا می‌کند. در گیاه ، این عنصر همانند ازت و فسفر قابل انتقال بوده ، بنابراین کمبود آن ابتدا در برگهای پیر مشاهده می‌شود. از علائم کمبود پتاسیم سوختگی کنار برگها می‌باشد. از کودهای پتاسیم می‌توان کلرورپتاسیم ، سولفات پتاسیم و نیترات پتاسیم را نام برد.


      منبع : [برای دیدن لینک باید عضو باشید.برای ثبت نام کلیک کنید]


      سلنیوم Se

      سلنیوم یک ماده معدنی کمیاب است که در خاک و غذا یافت می‌شود. این ماده یک ضد اکساینده قوی است بنابراین از واکنش ‌های شیمیایی زیان‌آور که در یاخته‌های بدن اتفاق می‌افتد، جلوگیری می‌کند. یاخته‌های حمایت شده بهتر قادرند در مقابل بیماریهایی نظیر بیماری قلبی، سرطان و اختلالات وابسته به سن از خود مقاومت نشان دهند.

      خواص برخی از عناصر شیمیایی
      سلنیوم یک ماده معدنی کمیاب است که در خاک و غذا یافت می‌شود. این ماده یک ضد اکساینده قوی است بنابراین از واکنش‌ های شیمیایی زیان‌آور که در یاخته‌های بدن اتفاق می‌افتد، جلوگیری می‌کند. یاخته‌های حمایت شده بهتر قادرند در مقابل بیماریهایی نظیر بیماری قلبی، سرطان و اختلالات وابسته به سن از خود مقاومت نشان دهند.

      بیشتر ما سلنیوم کافی از رژیم غذایی دریافت نمی‌کنیم. وقتی که سطح سلنیوم بدن پایین باشد بیشتر در معرض خطر بیماریهای مختلف هستیم زیرا سیستم ایمنی بدن تنبل می‌شود و مواد سمی در خون ساخته می‌شود.


      اگر شما نیاز به اضافه کردن سلنیوم در رژیم غذایی خود دارید، پزشک معالج ترجیح می‌دهد که مکمل سلنیوم را به صورت ترکیب با ویتامین «ای» مصرف کنید. پژوهش نشان داده‌است که مصرف سلنیوم به همراه ویتامین «ای» سلامت عمومی بدن را تقویت می‌کند و در درمان یا پیشگیری بسیاری از بیماریها مؤثر است.



      ● کاربردها:

      سلنیوم در درمان بیماری «کشان» (Keshan) مؤثر است. این بیماری یک اختلال قلبی جدی است که در زنان و بچه‌های چینی در محل‌هایی که زمین‌های کشاورزی فاقد مواد معدنی است، دیده می‌شود. علاوه بر این سلنیوم در درمان بیماریهای شایع دیگر مؤثر و مفید است. این بیماریها شامل موارد زیر است:


      سرطان. سلنیوم خطر سرطان پستان، روده بزرگ، کبد، پوست و شش را کاهش می‌دهد. سلنیوم از طریق کمک به ایجاد سلامتی و مبارزه از طریق سلولهای سفید خون، از رشد یاخته‌های سرطانی جلوگیری می‌کند.


      بیماری قلبی. پژوهشها نشان می‌دهد که سلنیوم از طریق کاهش سطح کلسترول بد بدن (LDL)، از جمله و سکته قلبی جلوگیری می‌کند. سلنیوم همچنین شریان‌ها را از رسوب خطرناک چربی که مسئله مهمی بعد از یک حمله قلبی است، حفظ می‌کند.


      سیستم ایمنی ضعیف شده. سلنیوم در ساختن سلولهای سفید به بدن کمک می‌کند و از این طریق سیستم ایمنی را بر علیه بیماری و عفونت فعال و بیدار نگه می‌دارد.


      ‌▪ سلنیوم در موارد زیر مفید و مؤثر است:

      تقویت تولید مثل، از طریق افزایش باروری مرد و همچنین رشد جنین.

      به عملکرد طبیعی کبد، تیرویید و پانکراس کمک می‌کند.

      از پیری زودرس، تشکیل آب مروارید و در حد امکان از سندرم مرگ ناگهانی شیرخوار جلوگیری می‌کند.

      لوپوس، روماتیسم مفصلی و سیروز الکلی کبد را درمان می‌کند.

      درمان بیشتر اختلالات پوستی نظیر: فقدان خاصیت ارتجاعی پوست، آکنه، اگزما و پسوریازیس.



      ● منابع غذایی :

      بیشتر سلنیوم مورد نیاز شما از رژیم غذایی تأمین می‌شود. مخمر آبجو و سبوس گندم. کبد، کره، ماهی و ماهی صدف، سیر، غلات، تخم آفتابگردان و آجیل منابع خوبی از سلنیوم هستند. همچنین سلنیوم در یونجه، ریشه باباآدم، دانه رازیانه، جینسنگ، برگ تمشک و بومادران یافت می‌شود.

      وقتی غذاها به صورت فرآورده غذایی درآیند سلنیوم آنها از بین می‌رود. شما باید سعی کنید انواع مختلفی از غذاها را به صورت اولیه طبیعی و نه فرآورده‌های بخورید. این بدان معنی است که از غذاهای کنسرو شده، فریز شده و آماده پرهیز کنید.


      ● اشکال دیگر:

      پزشک به شما توصیه می‌کند که آیا نیاز به اضافه کردن سلنیوم به رژیم غذایی دارید یا خیر. شما می‌توانید سلنیوم را به صورت مکمل‌های مواد معدنی- ویتامین‌ها استفاده کنید که یک فرمول مغذی ضد اکساینده است و یا اینکه مکمل‌ها را به طور جداگانه مصرف کنید. سلنیوم همچنین در مخمرهای غذایی نیز در دسترس است.



      ● نحوه مصرف :

      برای تأثیر مفید و واقعی، بهتر است روزانه ۵۰ تا ۲۰۰ میکروگرم سلنیوم مصرف کنید. مردان روزانه به حداقل ۷۰ میکروگرم سلنیوم و زنان ۵۵ میکروگرم سلنیومنیاز دارند. خانم‌های حامله و مادران شیرده ۶۵ تا ۷۵ میکروگرم روزانه سلنیوم نیاز دارند. تحقیقات نشان می‌دهد که بییشتر برای مقابله با بیماریها و افزایش سلامتی به بیش از ۱۰۰ میکروگرم مکمل سلنیوم در روز نیاز داریم.

      مانند مصرف هر دارو یا مکملی قبل از مصرف مکمل‌های سلنیوم در بچه‌ها با پزشک مشورت کنید.

      برای اثر بهتر سلنیوم را با ویتامین «ای» مصرف کنید. از پزشک بخواهید که مقدار مناسب را برای شما تجویز کند (۱ میلی گرم سلنیوم روزانه همراه با ۲۰۰ واحد از ویتامین «ای» مصرف شود).

      به همراه سلنیوم، از ویتامین «سی» استفاده نکنید زیرا باعث کاهش اثر سلنیوم و سمیت بیشتر می‌شود.


      ● موارد احتیاط :

      سلنیوم معمولاً باعث مسمومیت نمی‌شود. با اینحال مصرف مقدار زیاد آن (بیش از ۱۰۰۰ میکروگرم از آن در یک روز) به مدت زیاد باعث خستگی، ورم مفاصل، ریزش مو، افتادن ناخن، تنفس مشکل، بوی بدن، اختلالات گوارشی یا تحریک پذیری می‌شود. بررسی‌ها همچنین نشان می‌دهد که مصرف زیاد سلنیوم در بچه‌ها با اختلالات رفتاری همراه است.


      ● تداخل های احتمالی :

      ویتامین ای به عنوان یک ضد اکساینده اثر سلنیوم را افزایش می‌دهد. وقتی این دو ماده با هم مصرف می‌شوند سلولها به بهترین وجه پشتیبانی می‌شوند.

      وقتی ویتامین سی به همراه سلنیوم مصرف می‌شود بدن زمان بیشتری برای جذب و استفاده از سلنیوم نیاز دارد. برای جلوگیری از این پیشامد، ویتامین‌ها و مکمل‌های معدنی را در ۲ زمان متفاوت از روز مصرف کنید. به خاطر داشته باشید که مکمل‌ها زمانی که همرا با غذا مصرف شوند بهترین جذب را دارند. در صورتی که شیمی درمانی میشوید به مقدار بیشتری سلنیوم نیاز دارید.


      منبع : [برای دیدن لینک باید عضو باشید.برای ثبت نام کلیک کنید]


      فلوئور

      فلوئور الكترونگاتيوترين عنصر جدول تناوبي است و مي‌تواند با ساير عناصر تركيب شود. اين ماده در انرژي اتمي و صنايع پيشرفته كاربرد زيادي دارد. يكي از مهمترين منابع عنصر فلوئور كاني فلوئوراسپار بوده كه از تركيب اين كاني با اسيد سولفوريك، فلوريد هيدروژن توليد مي‌شود كه ماده اوليه براي توليد تركيبات فلوئور است. مهمترين تركيبات فلوئور، آلومينيوم‌تري فلورايد و كريوليت مي‌باشند كه در صنايع آلومينيوم سازي از اهميت خاصي برخوردارند. آلومينيوم‌تري فلورايد، كريستال سفيد رنگي است كه به عنوان مكمل الكتروليت در صنايع توليد آلومينيوم مصرف فراواني دارد. اسم فلورين و فلوئور اسپار از كلمه لاتين Fluere به معني جريان يا فلاكس مي‌باشد. در سال 1525 استفاده از فلوئور اسپار به عنوان فلاكس مطرح گردد. از سال 1546 به بعد معادن فلورين در حد اقتصادي مورد بهره‌برداري قرار گرفت. قبل از اين تاريخ تنها بلورهاي درشت فلورين به عنوان زينت و براي ساختن ظروف و مجسمه در برخي از كشورها معمول بوده است.



      فلورين يكي از عناصر كمياب و نادري است كه در سنگ هاي پوسته زمین يافت مي شود. فلورين هجدهمین عنصر فراوان در پوسته زمین است و ميانگين آن در پوسته زمین در حدود 300 پي پي ام است. در سال 1670 حكاكي بر روي شيشه بوسيله فلوئور اسپار تركيب شده با اسيد گزارش شد. مصرف هيدروژن فلورايد در توليد كلر و فلوئور و كربن‌ها به عنوان سرد كننده و نيز آلومينيوم فلورايد و كريوليت به عنوان كمك ذوب از سالهاي 1930 شروع گرديد. جنگ جهاني دوم باعث تحولات عظيمي در زمينه توليد و مصرف هيدروژن در آلكيلاسيون و توليد سوخت هواپيما و در توليد اورانيوم هگزا فلورايد به عنوان تغليظ كننده اورانيوم گرديد. آ . اي . فرسمان دانشمند روسي اين عنصر را «همه چيز خور» خوانده است و بي‌شك تعداد بسيار كمي از اجسام، چه طبيعي و چه ساخته دست انسان، وجود دارند كه بتوانند در برابر اثر فلوئور مقاومت كنند. سرگذشت فلوئور خود حاكي از اين خصوصيت آن است. به استثناي گازهاي نادر، فلوئور آخرين غيرفلزي بود كه به صورت آزاد تهيه شد. يكصد سال از تاريخ پيشگويي وجود چنين عنصري گذشت تا آنكه دانشمندان قادر به توليد آن به صورت گازي شدند. شيميدانان در طي اين دوره پانزده بار دست به تهيه آن زدند ولي هر بار كوشش‌هايشان بي‌ثمر ماند و در موارد متعددي حتي جان خود را از دست دادند. در عين حال كاني طبيعي معروف فلوئور يعني فلورين از زمانهاي بسيار دور براي هر كلكسيونر سنگي آشنا بوده است. نام اين كاني بي‌ضرر در دست نوشته‌هاي مربوط به قرن شانزدهم هم ذكر شده است. اما وقتي براي اولين بار اسيد فلوئوريديك را ساخت. تنها چيزي كه مي‌دانيم اين است كه در سال 1670 ميلادي صنعتگر نومبرگي اشتوانهارد اثر خورنده آن را بر شيشه مشاهده كرد. اشوانهارد و بسياري ديگر پس از وي معتقد بودند كه اچينگ شيشه به خاطر اسيد سيليسيك است، در حاليكه اكنون همه مي دانيم اين اسيد فلوئوريدريك است كه بر شيشه اثر مي‌كند. يك قرن گذشت تا آنكه شيله آزمايشاتي بر روي فلورين انجام داد. او دو نوع فلورين سبز و سفيد را مورد مطالعه قرار داد. اين دانشمند نمونه‌اي پودر شده را همراه با اسيد سولفوريك حرارت داد و متوجه شد كه سطح داخلي شيشه ظرف آزمايش مات شد و رسوب سفيد رنگي بر كف آن نشست. او چنين فرض كرد كه فلورين خاك آهك داري اشباع از يك اسيد نامعلوم است و با افزودن آب آهك به اين اسيد فلوئوريني مصنوعي، مشابه با كاني طبيعي ساخت. سال 1771 ميلادي، يعني سال جداسازي اسيد فلوئوريدريك را تاريخ كشف فلوئور در نظر مي‌گيرند، گرچه اين تاريخ به ندرت مورد تصديق همگان است. ماهيت اسيدي كه شيله به دست آورد و در آن زمان آن را اسيد سوئدي خواند نامشخص ماند. بر سر اين موضوع يعني كشف اسيدفلوئوريدريك توسط شيله در محافل علمي جنجال بود اما هر سال كه مي‌گذشت درستي ادعاي او بيشتر آشكار مي‌شد. به اين ترتيب اسيد فلوئوريدريك وارد طبقه‌بندي تركيبات شيميائي شد و دانشمندان به تدريج متقاعد شدند كه اين تركيب حاوي يك عنصر شيميائي جديد است. لاووازيه اين انديشه را وقت بخشيد و راديكال اسيد فلوئوريدريك (راديكال فلوئوريك) را به عنوان يك جسم ساده وارد «جدول اجسام ساده» كرد. البته لاووازيه به اشتباه فكر مي‌كرد كه اين اسيد حاوي اكسيژن است و اين اشتباه البته قابل درك است چون در آن زمان شيميدانان بر اين باور بودند كه اكسيژن جزء لاينفك همه اسيدهاست. خلوص اسيد به دست آمده به روش شيله همچنان به عنوان يك مسئله برجاي ماند تا آنكه در سال 1809 ميلادي، گي‌لوساك و تنار اسيد فلوئوريدريكي نسبتاً خالص به دست آوردند. روش كار آنها اين بود كه فلورين را با اسيد سولفوريك در يك ظرف تقطير سربي حرارت دادند. هر دوي اين دانشمندان در طي آزمايشات خود چندين بار مسموم شدند. يك سال بعد حادثه‌اي مهم در تاريخ كودكي فلوئور روي داد. دو دانشمند معروف، ديوي انگليسي و آ. آمپر فرانسوي هر يك مستقلاً تركيب اسيد فلوئوريدريك را عاري از اكسيژن دانستند. آنها مصرانه مي‌‌انديشيدند كه اين اسيد تركيبي مشابه با اسيد كلريدريك يعني تركيبي شامل هيدروژن و يك عنصر ناشناخته است. ديوي اولين كسي بود كه سعي در به دست آوردن فلوئور خالص كرد، اما نتوانست فلوئور را به صورت آزاد تهيه كند. وي در مدت دو سال (1813 و1814 م.) تلاش دو روش را به كار برد. روش الكتروشيميائي كه تا آن زمان موجب تهيه سديم، پتاسيم، كلسيم و منيزيم شده بود و روش اثر كلر بر فلوئوريدها. الكتروليز اسيد فلوئوريدريك بي‌نتيجه بود و روش دوم نيز سودي نداشت و بيماري سختي كه حاصل كار با تركيبات فلوئور بود. ديوي را واداشت تا آزمايشهايش را متوقف كند. با همه اينها او از جمله اولين كساني بود كه با تركيبات فلوئور بود. ديوي را واداشت تا آزمايشهايش را متوقف كند. با همه اينها او از جمله اولين كساني بود كه جرم اتمي فلوئور را تعيين كرد. (عددي كه او گزارش كرد 06/19 بود). آزمايشات بي‌ثمر ديوي و بيماري او هشدار و اعلام خطري به ديگر دانشمندان بود و تقريباً به مدت بيست سال هيچ كس در جهت تهيه فلوئور آزاد تلاشي نكرد. تنها شاگرد و دستيار معروف ديوي، فارادي در سال 1834 م. (يعني پس از مرگ ديوي) كوشيد تا معماي تهيه فلوئور آزاد را حل كند اما او حتي با الكتروليز فلوئوريدهاي مذاب هم نتوانست به نتيجه‌اي برسد. در مورد نام فلوئور هم بايد گفت كه آمپر كلمه يوناني فتورس به معني مخرب را به خاطر فعاليت شيميائي شديد فلوئور انتخاب كرد. اما ديوي كلمه فلوئوراين را مشابهت با كلمه «كلراين، پيشنهاد كرد كه البته ما در فارسي به جاي اين دو، معادل فرانسه آنها يعني فلوئور و كلر را به كار مي‌بريم. در سال 1836 ميلادي برادران ناكس ايرلندي به قصد حل اين مشكل به ميدان آمدند. آنها در طي پنج سال آزمايشات خطرناكي انجام دادند كه هيچ يك به نتيجه‌اي نرسيد. اين دو برادر در طول كار به شدت مسموم شدند. و ر.ناكس، يكي از آنها، جان خود را از دست داد. در سال 1846 ميلادي پ. لايت، دانشمند بلژيكي و سپس دانشمند فرانسوي د. نيكلس، نيز به سرنوشت برادران ناكس دچار شدند. سرانجام در سالهاي 1856-1854 ميلادي اي. فرمي استاد» اكول پلي تكنيك پاريس ظاهراًدر تهيه فلوئور آزاد موفق شد. او فلوئور كلسيم مذاب بي‌آب را تجزيه الكتريكي كرد و در نتيجه كلسيم فلزي بر روي كاتد رسوب كرد در حالي كه در آند گازي آزاد شد كه چيزي جز فلوئور نمي‌توانست باشد. اما ديدن چند حباب كافي نبود. در هر حال اي. فرمي يكي از كاشفان فلوئور است و حق او كمتر از شيله نيست. در سال 1869 ميلادي دانشمند انگليسي جي. گور مقادير كمي فلوئور آزاد كرد كه بلافاصله با هيدروژن واكنش انفجار آميزي نشان داد. به همين ترتيب ده محقق ديگر به اميد تهيه فلوئور آزاد دست به كار شدند كه نام آنها در تاريخ ثبت شده است. سرانجام لحظه‌اي فرا رسد كه ا. مواسان سرنوشت فلوئور را در دستهاي خود گرفت. او ابتدا خطاهاي پيشينيان خود را تحليل كرد و به روشني دريافت كه كوششهاي فارادي، اي. فرمي و جي. گور به اين خاطر به شكست انجاميده است كه آنها نمي‌توانسته‌اند بر ميل تركيبي شديد فلوئور كه باعث تركيب شديد و آني فلوئور با هر چيزي، از جمله مصالح مصرفي در ساخت ابزار آزمايشگاه، مي‌شود فائق آيند. مواسان همچنين بر اشتباه آن دسته از محققين كه سعي در جدا كردن فلوئور به وسيله اثر كلر بر فلوئوريدها داشتند واقف بود و مي‌دانست كه كلر بايد اكسيد كننده ضعيف‌تري در مقايسه با فلوئور باشد. مواسان مشكل جدا كردن فلوئور را با استفاده از ظرفي يو شكل حل كرد. او ابتدا از ظرفي پلاتيني استفاده كرد اما بعد به اين نتيجه رسيد كه ظرف مسي بايد بسيار مناسب‌تر باشد زيرا نه فلوئور مي‌تواند بر فلوئوريد مس تشكيل شده بر سطح مس اثر كند و نه فلوئوريدها با آن تركيب مي‌شوند. مواسان اين ظرف U شكل مسي را از اسيد فلوئوريدريك بي‌آب پر كرد و مقدار كمي بي‌فلوئوريد پتاسيم به آن افزود تا محلول هدايت الكتريكي پيدا كند. اين ظرف را در يك مخلوط سرد كننده در دمايC °25- قرار داد و الكترودهاي پلاتيني را از درون درپوشهاي فلوئوريد كلسيم به ظرف وارد كرد. در اثر الكتروليز هيدروژن در كاتد و فلوئور در آند آزاد شد و او فلوئور را در لوله‌هاي مسي جمع‌آوري كرد. در روز 26 ژوئن 1886 ميلادي ”مواسان“ اولين آزمايش موفقت آميز خود را كه ضمن آن در اثر واكنش فلوئور با سيلسيم شعله‌اي مشاهده كرد انجام داد. پس از آن گزارش محترمانه‌اي به آكادمي علوم پاريس فرستاد و در آن نظرات مختلفي كه در مورد ماهيت اين كار امكان داشت مطرح شود درج كرد. ساده ترين اين نظرات اين بود كه اين كار ممكن است پر و فلوئوريد هيدروژن و يا حتي مخلوطي از فلوئوريد هيدروژن و ازن باشد. ميزان فعاليت اين مخلوط آنقدر زياد بود كه اثر شديد آن بر اسيد سيليسيك بلوري را توجيه مي‌كرد. به اين ترتيب پس از انجام موفقيت‌آميز آزمايش در حضور اعضاي اكادمي پاريس همگي گواهي بر موفقيت او دادند و سال 1886 ميلادي يعني سال تهيه فلوئور آزاد سالي تاريخي، مهمتر از روزها و سالهاي تاريخي ديگر، در بيوگرافي فلوئور شد.



      معرفی فلز نقره

      معرفی

      نقره ،یکی از عناصر شیمیایی، با نشانه Ag ، دارای عدد اتمی 47 ، وزن اتمی 107.8682 و در گروه یک فرعی (IB) جدول تناوبی قرار گرفته است. نقره فلزی سفید مایل به خاکستری و براق است و از نظر شیمیایی یکی از فلزات سنگین و از جمله فلزات نجیب و از نظر تجارتی عنصری گرانبها تلقی می‌گردد. نقره یکی از عناصری است که از گذشته های دور و دورانهای باستان بعنوان یک فلز شناخته شده و مورد استفاده واقع میشده و از آن در کتابهای فراعنه مصری ، که قدمت این کتابها به حدود 3600 سال قبل از میلاد مسیح بالغ می‌گردد، بعنوان فلزی که از نظر ارزش دارای {5}{2}frac\ ارزش طلا است، یاد شده است. از نقره ، 25 ایزوتوپ رادیواکتیو شناخته شده اند که دارای اجرام اتمی 102 الی 117 می‌باشند. نقره معمولی از دو ایزوتوپ با جرمهای 107 و 109 تشکیل شده است.
      منابع طبیعی

      نقره جزء عناصر نسبتا کمیاب بوده و از نظر فراوانی در قشر جامد زمین ، در مرتبه شصت و سومین عنصر قرار دارد. این عنصر تشکیل دهنده حدود6-10 ×1% از پوسته زمین است. برخی اوقات نقره بصورت عنصر آزاد یافت می‌شود (نقره خالص) و گاهی نیز به صورت آلیاژ با سایر فلزات ملاحظه می‌شود. در هر صورت باید توجه داشت که در اکثر نقاط، نقره بصورت مواد معدنی حاوی ترکیبات نقره ملاحظه می‌شود. مهمترین کانیهای نقره عبارتند از: آرجنتیت (Ag2S,argentite) و سرارجیریت (AgCl ,horn silver,Ceragyrite).
      از سوی دیگر تعدادی از کانیهایی که در آنها نقره با سولفیدهای سایر فلزات ترکیب شده است نیز وجود دارد که عبارتند از: استفانیت (stephanite) بفرمول(5Ag2S.Sb2S5) ، پلی بازیت (polybasite) بفرمول (Cu_2S, Ag_2S).(Sb_2S_3, As_2S_3)، پروستیت(proustite) بفرمول (3Ag_2S.As_2S_3)و پیرآرجیریت (pyrargyrite) بفرمول (3Ag_2S.Sb_2S_3).
      حدود سه چهارم نقره تولیدی ، در حقیقت فراورده جانبی حاصل از استخراج سایر فلزات است. علاوه بر این ، مقدار مهمی از نقره نیز از طریق بازیافت سکه‌های از رده خارج شده که باید با مقداری نقره ممزوج شونده و یا از مقدار نقره آنها کم شود، جمع آوری می‌گردد.همچنین بازیافت نقره از قراضه های صنعتی که ضمنا شامل باقیمانده های عکاسی است، با اهمیت تلقی می‌گردد.
      خصوصیات فلز نقره

      نقره خالص فلزی براق و نسبتا نرم است که تا اندازه ای سخت تر از طلاست. زمانیکه این فلز پرداخت شود، دارای درخشندگی می‌شود و می‌تواند 95% از نور تابیده به خود را بازتاب نماید. این عنصر در میان کلیه فلزات ، مقام بهترین رسانا در زمینه گرما و الکتریسیته را دارا است و در زمینه قدرت چکش خواری و مفتول شوندگی دارای مرتبه دوم پس از طلا است. چگالی نقره 10.5 برابر آب است، بصورتیکه یک متر مکعب از آن دارای وزن 10500 کیلوگرم می‌باشد. نقره در 961 درجه سانتیگراد ذوب شده و در حدود 2200 درجه سانتیگراد می‌جوشد.
      طلا و نقره مانند محلولهای واقعی می‌توانند در هر نسبتی با یکدیگر مخلوط شده و آلیاژ تشکیل دهند. کیفیت نقره و یا بعبارت بهتر عیار آن بر حسب تعداد قسمت نقره خالص در 1000 قسمت مخلوط فلزات بیان می‌گردد و بطور معمول نقره تجاری دارای عیار 999 است.

      خواص شیمیایی نقره

      اگرچه نقره از نظر شیمیایی در میان فلزات نجیب فلزی بسیار واکنش پذیر تلقی می‌گردد، لکن باید توجه داشت که در مقایسه با سایر عناصر از مرتبه واکنش پذیری قابل ملاحظه‌ای برخوردار نمی‌باشد. این عنصر به آسانی اکسیده شدن آهن اکسید نمی‌شود، لکن با گوگرد و هیدروژن سولفید واکنش داشته و تشکیل همان تیرگی آشنا را می‌دهد که در نقره‌هایتان ملاحظه می‌کنید.
      برای رفع این نقیصه می‌توان آبکاری نقره را با کمک رودیم به انجام رسانیده و از وقوع تیرگی مورد نظر پیشگیری نمود همچنین با استفاده از کرم (Cream) یا پولیش نقره می‌توان لایه تیره بسیار نازکی را که نقره در ترکیب با گوگرد بوجود آورده است را زدوده و آن را مجددا براق نمود. از طرف دیگر این تیرگی را می‌توان از نظر شیمیایی بوسیله حرارت دادن ظرف مورد نظر در محلوا رقیقی از کلرید سدیم و کربنات هیدروژن سدیم یا قرار دادن قسمت تیره در تماس با فلزی فعالتر مانند آلومینیوم که می‌تواند با گوگرد ترکیب شود و مجددا فلز را به حالت اولیه برگرداند، از بین برد.
      نقره نمی‌تواند با اسیدهای غیر اکسیدکننده مانند اسیدهای کلریدریک و سولفوریک یا بازهای قوی مانند هیدروکسید سدیم واکنش نماید، لکن اسیدهای اکسنده مانند اسید نیتریک یا اسید سولفوریک غلیظ آن را در خود حل کرده و یون یک مثبت نقره (+
      Ag) را تشکیل می‌دهند. این یون که در کلیه ترکیبات ساده و محلول نقره وجود دارد، تقریبا بصورت ساده ای با استفاده از عوامل احیا کننده آلی مانند آنچه در آئینه های نقره ای ملاحظه می‌شود، به فلز آزاد احیا می‌گردد. برای آبکاری نقره لازم است یونهای کمپلکس نقره احیا شود. یون (+
      Ag)بی‌رنگ است، لکن تعدادی از ترکیبات نقره بدلیل نفوذ سایر اجزای تشکیل دهنده ساختمانی رنگینند. باید توجه داشت که اکسیژن درحد حیرت انگیزی در نقطه ذوب نقره به میزان 20 قسمت حجمی از اکسیژن در یک قسمت حجمی نقره حل می‌شود. پس از سرد کردن مایع مورد نظر نیز اکسیژن به میزان 75% قسمت (از نظر حجمی) در نقره باقی می‌ماند.
      تجزیه و شناسایی

      محلولهای حاوی یون نقره را می‌توان به آسانی تشکیل رسوب کلرید نقره بوسیله افزایش اسید کلریدریک ، شناسایی کرد. این رسوب را می‌توان از رسوبهای سرب و جیوه یک ظرفیتی ، بوسیله قدرت حل شدن آن درهنگام افزودن هیدروکسید آمونیوم اضافی و ایجاد رسوب مجدد با افزودن اسید نیتریک متمایز نمود. مضافا تجزیه وزنی بوسیله کلرید نقره یا برمید نقره که به آسانی قابل رسوب دادن ، خشک کردن و توزین می‌باشند، میسر می‌باشد. همچنین می‌توان یون نقره را بوسیله عمل الکترولیز به نقره فلزی احیا و بدین روش توزین نمود. از محلول تیوسیانات پتاسیم استاندارد شده نیز می‌توان برای تجزیه حجمی نقره استفاده کرد.
      ترکیبات نقره

      نقره در ترکیباتش اکثرا بصورت یک ظرفیتی است. لکن اکسید ، فلوئورید و سولفید دو ظرفیتی نقره نیز ملاحظه شده است. تعدادی از ترکیبات مهم نقره عبارتند از:
      • نیترات نقره (AgNO_3): ترکیبی بی‌رنگ ، بسیار محلول ، اساسا سمی و به سادگی به نقره فلزی احیا می‌شود و از آن در تهیه ترکیبات نقره ، آئینه های نقره ، جوهرها استفاده می‌شود.


      • هیدروکسید دی آمین نقره Ag(NH_3)_2]OH]: ترکیب کوئوردیناسیونی محلول در آب که به وسیله افزودن هیدروکسید آمونیوم به محلولهای املاح نقره ، تشکیل می‌شود. این ترکیب در اثر ماندن تشکیل ترکیب بسیار منفجره نقره فولمینات شده را می‌دهد.


      • سیانید نقره (AgCN): مورد مصرف بوسیله سیانید سدیم یا پتاسیم اضافی در آبکاری برای تشکیل یونهای کمپلکس-

      Ag(CN)_2و --
      Ag(CN)_3که به فلز نقره احیا می‌شوند.

      • کلرید نقره (AgCl): ترکیب سفید نامحلول که در هیدروکسید آمونیوم حل شده تشکیل یونهای کمپلکس +

      Ag(NH_3)_2 می‌دهد. در عکاسی و نیز بعنوان آشکار کننده یونیزاسیون برای اشعه های کیهانی، کاربرد دارد.

      • برمید نقره (ArBr): ترکیب نامحلول زرد روشن که نسبت به AgCl نامحلولتر است و بیشتر در عکاسی به مصرف می‌رسد.


      • یدید نقره (AgI): ترکیب نامحلول زرد رنگ و نامحلولتر از AgBr است و برای اصلاح وضعیت ابرها به منظور بارندگی (Cloud Seading) و در عکاسی کاربرد دارد.


      • سولفید نقره (Ag_2S): نامحلولترین نمک نقره ، سیاه رنگ و جزء اصلی تشکیل دهنده تیرگی ظروف نقره می‌باشد.


      کمپلکس های نقره

      نقره یک ظرفیتی تعداد زیادی از ترکیبات پایدار کوئوردیناسیونی تشکیل می‌دهد. این ترکیبات اغلب دو کوئوردینانسی بوده، دارای دو گروه یونی یا مولکولی پیوسته به یک یون مرکزی +
      Ag مانند Ag(CN)_2 می‌باشند. کمپلکسهای کوئوردیناسی مانند -AgCl_3]
      2] نیز شناخته شده‌اند و احتمالا کمپلکسهای چهار کوئوردیناسی مانند-AgCl_4]
      3] در محلولها رخ می‌دهد. نقره دو ظرفیتی می‌تواند در برابر تجزیه ، بوسیله تشکیل یون +Ag
      2 با استفاده از ترکیبات آلی مانند ارتو_ فنانترولین ، پیریدین و alpha' ،\alpha\ _ دی پیریدیل پایدار شود. یون نقره سه ظرفیتی (+Ag
      3) نیز با استفاده از کمپلکس شدن به وسیله اتیلن دی بی گوایند پایدار می‌شود. از طرف دیگر کلیه فلزات ضرب سکه ، یعنی مس ، نقره و طلا به آسانی با موادیکه اتمهای نیتروژن ، گوگرد یا هالوژن برای اتصال با آنها تدارک می‌کنند، کمپلکس می‌شوند (در مقایسه با موادیکه تدارک اکسیژن می‌نمایند). بعنوان مثال کمپلکسهای نقره با یون هیدروکسید (در مقایسه با کمپلکسهای هیدروکسیدروی که کوئوردینانس‌شونده خوبی با اکسیژن هستند) خیلی پایدار نیستند، بنابراین اکسید نقره در محلولهای قوی هیدروکسید سدیم فقط به میزان کمی حل می شود، در حالیکه هیدروکسید روی با توجه به کوئوردیناسیون شدنش با هیدروکسید ، در آن حل می‌شود.
      موارد کاربرد نقره

      • نقره در اغلب مصارفش با یک یا چند فلز ، آلیاژ شده و بدان صورت مصرف می‌شود. مهمترین مصرف این فلز در ضرب سکه است نقره همچنین دارای مصارف معروفی در زمینه جواهر سازی و ظروف نقره و نیز آب نقره است.


      • به دلیل ناپایداری در مقابل اسیدهایی غیر اکسنده به صورت بوته و یا سایر وسایل شیمیایی مصرف می‌شود و گاهی ابزار آلات جراحی ، لحیم نقره و باطریهای انباره‌ای مقاوم در برابر خوردگی را از نقره تهیه می‌کنند.


      • در آینه سازی به مقدار زیاد نقر ه مصرف می‌شود وهمچنین مقدار زیادی نقره برای تهیه نقره هالیدها در عکاسی مصرف می‌شود.


      • رسانایی عالی نقره موجب کاربرد هرچه بیشتر آن در الکتروتکنیک شده است. از آلیاژهایی که در آنها نقره بعنوان جزئی از کل مصرف می‌شود، می‌توان ملغمه‌های دندانپزشکی و پیستونهای موتور بلبرینگ را نام برد.


      • همچنین نقره دارای خواص قارچ‌کشی است و در مواردی از آن در فرایندهای سالمسازی (Sterilization) آب استفاده می‌شود.

      منبع شیمی نوجوان



      هيدروژن چيست ؟

      هيدروژن چيست ؟



      خواص برخی از عناصر شیمیایی
      هيدروژن ساده ترين عنصر شناخته شده براي انسان است. هر اتم هيدروژن تنها يك پروتن و يك نوترون دارد . هيدروژن فراوانترين گاز هستي است . ستاره ها در ابتدا از هيدروژن ساخته شده بودند.
      انرژي خورشيد , از هيدروژن بدست مي آيد. هيدروژن توپ عظيمي از گازهاي هيدروژن و هليم است . درون خورشيد اتمهاي هيدروژن تركيب شده و اتمهاي هليم را پديد مي آورد . اين پديده گدازه Pusiun انرژي پرتوي خورشيد را توليد مي كند.

      انرژي پرتوي خورشيد باعث برقراري حيات بر روي زمين است. اين انرژي به ما نور مي دهد, باعث رشد گياهان مي شود , بادها را به جريان مي اندازد و باعث بارش باران مي شود. اين انرژي در سوختهاي فسيلي ذخيره شده است . بيشتر انرژي مصرفي ما در حال حاضر از خورشيد منشاء مي گيرد.
      هيدروزن گازي ( H2 ) در روي زمين وجود ندارد . اين عنصر هميشه بصورت تركيبي است. بطور مثال تركيب با اكسيژن ( H2O - آب ) تركيب هيدروژن با كربن تركيبات شيميايي متفاوتي مانند متان
      ( CH4 ) , زغال و نفت را بدست مي دهد . همچنين هيدروژن در تراكم زيست و مواد عالي يافت مي شود .
      هيدروژن از نظر امروزي بيشترين محتواي انرژي هر سوخت را دارد, اما از نظر حجمي كمترين فشار عادي بصورت گاز وجود دارد.

      خواص برخی از عناصر شیمیایی

      هيدروژن مي تواند انرژي را ذخيره كند


      بيشتر انرژي كه ما امروزه مصرف مي كنيم از سوختهاي فسيلي بدست مي آيد. تنها 6 در صد منابع انرژي از منابع تجديد پذير هستند, زيرا اين انرژيها تميزتر و قابل استفاده تر در طول يك زمان كوتاه هستند.
      منابع انرژي تجديد پذير مانند خورشيد و باد نمي توانند همه وقت انرژي توليد كند. خورشيد هميشه نمي تواند , باد هميشه نمي وزد, منابع تجديد پذير در زمان و مكاني كه ما نياز داريم انرژي توليد نمي كند .ما نمي توانيم منابع انرژي زيادي براي توليد هيدروژن استفاده كنيم هيدروژن مي تواند انرژي را در زمان و مكاني كه ما نياز داريم .

      هيدروژن انتقال دهنده انرژي
      هر روز ما انرژي برقي بيشتري مصرف مي كنيم برق منبع ثانويه انرژي است . منابع ثانويه انرژي كه گاهي به آنها ناقل هاي انرژي هم گفته مي شود, انرژي را به مصرف كننده مي رساند . از آنجا كه استفاده و انتقال برق براي ما آسانتر است ما انرژيها را به انرژي برق تبديل مي كنيم.
      برق به ما نور, گرما , آب داغ . غذاي سرد , تلويزيون و كامپيوتر مي دهد. زندگي بسيار سخت مي شد اگر ما مجبور بوديم ذغال بسوزانيم, اتم بشكافيم يا سدهاي خود رابسازيم , انرژي زندگي را ساده تر كرده است .
      هيدروژن يك ناقل انرژي براي آينده است . اين عنصر سوخت تميزي است كه مي تواند در جاهايي كه ما به سختي از برق استفاده مي كنيم , جايگزين آن شود. فرستادن برق در مسيرهايي طولاني4برابر بيشتر از حمل دريايي هيدروژن بصورت خطوط لوله ايي هزينه در بر دارد.


      هيدروژن چطور ساخته مي شود؟


      از آنجا كه هيدروژن گازي در زمين وجود ندارد , ما بايد آن را بسازيم . ما با جدا كردن هيدروژن از آب , تراكم زيست يا گاز طبيعي از منابع محلي هيدروژن مي سازيم .
      دانشمندان حتي كشف كرده اند كه بعضي جلبكها و باكتريها هيدروژن توليد مي كنند. توليد هيدروژن در حال حاضر بسيار گران است . اما فنون جديدي براي اينكار در حال توسعه است. هيدروژن مي تواند براي خدمات رفاهي مركزي برزگ يا دستگاههاي كوچك با كاربرد محلي توليد شود . هر منطقه اي از كشور يا دنيا منبعي دارد كه بتواند براي ساختن هيدروژن بكار گرفته شود . انعطاف پذيري هيدروژن يكي از امتيازات عمده آن است .

      كاربردهاي هيدروژن


      9ميليون تن هيدروژن در ايالات متحده توليد شده است. امروزه اين ميزان براي 20 تا 30 ميليون ماشين يا 5تا8 ميليون خانه كافيست . اغلب اين هيدروژن در صنعت بصورت پالايش . پرداخت فلزات و فراوري غذاها مصرف مي شود .
      NASA اولين كاربر هيدروژن بعنوان ناقل انرژي است كه هيدروژن را براي سالها در برنامه فضايي مورد استفاده قرار داد . سوخت هيدروژن موشك فضايي را به مدار مي رساند.
      باتري ها هيدروژن كه سلولهاي سوختي هم ناميده مي شوند به سيستمهاي الكتريكي موشك نيرو مي دهد . تنها محصول فرعي در چنين فرآيندهايي آب است كه خدمه موشك از آن براي نوشيدن استفاده مي كند.
      سلولهاي سوختي هيدروژن يا باتريهاي هيدروژني برق توليد مي كند . آنها بسيار كارا هستند , اما ساخت آنها گران است . سلولهاي سوختي كوچك مي توانند برق مناطق دور دست را تامين كند .


      خواص برخی از عناصر شیمیایی
      هيدروژن به عنوان سوخت


      دستگاههاي نيروي هيدروژني براي مدتي ساخته نخواهند شد , زيرا هزينه زيادي به همراه دارد . هيدروژن ممكن است به زودي به گاز طبيعي اضافه شود, تا از آلودگي دستگاههاي موجود بكاهد . هيدروژن بزودي به گازوئيل اضافه خواهد شد تا آلودگي را كاهش داده و كارايي را زياد كند . اضافه كردن تنها 5 درصد هيدروژن به گازوئيل مي تواند به ميزان قابل توجهي اكسيد نيتروژن كه در آلودگي لايه ازن بسيار موثر است را كاهش دهد .

      موتوري كه هيدروژن خالص مي سوزاند , تقريباً هيچ آلودگي ندارد. شايد حدود 10 تا 20 سال به استفاده از اتومبيل شخصي مصرف كننده هيدروژن باقي مانده است .

      آينده هيدروژن
      قبل از اينكه هيدروژن به عنوان یکسوخت مهم شناخته شود , سيستمهاي جديد زيادي بايد ساخته شود . ما به سيستمهايي نياز خواهيم داشت كه هيدروژن بسازند, ذخيره كنتور انتقال دهند . ما به خطوط لوله و سلول سوختي اقتصادي نياز خواهيم داشت مصرف كنندگان به تكنولوژي و آموزش استفاده از آن نياز خواهند داشت .



      عناصر1

      شناخت عناصر و مهم تر از آن تسلط بر روی نوع دسته بندی و علم به مکان آنها در جدول تناوبی کمک می کند تا بتوان مشخصات و ویژگی های آنها را حدس زد و به خوبی از آنها استفاده کرد .
      دسته بندی های کلی ای را برای جدول سحر آمیز مندلیف آورده اند که از جالب ترین دسته هایی که نیز خواصی جالب دارند می توان به گروه 17 یا همان هالوژن ها اشاره کرد. ابتدا در این قسمت به دسته بندی عناصر بر اساس آرایش الکترونی می پردازیم سپس به خواص عمومی هالوژنها اشاره می کنیم بعد از آن به سراغ آشنایی کامل از عناصر تشکیل دهنده ی این گروه می رویم.

      عناصر را می توان بر اساس آرایش الکترونی آنها طبقه بندی کرد:


      1.گازهای نجیب: در جدول تناوبی ، گازهای نجیب در انتهای هر تناوب در گروه 0 (صفر) جای دارند. این عناصر گازهای بی رنگ، تک اتمی ، دیا مغناطیسی و از نظر شیمیایی غیر فعالند. بجز هلیم (که آرایش الکترونی 1s2 دارند) تمام گازهای نجیب آرایش الکترونی ns2np6 که نظمی بسیار پایدار است، دارند.



      2. عناصر نماینده: این عناصر گروههای A جدول تناوبی را تشکیل می دهند و شامل فلزات و نافلزات هستند . خواص شیمیایی این عناصر بسیار متنوع است . بعضی از آنها دیامغناطیس و بعضی دیگر پارامغناطیس هستند. ولی ترکیبات این عناصر دیا مغناطیس و بی رنگ اند. پوسته های الکترونی درونی تمام این عناصر ، کامل یا پایدارند(ns2np6). اما بیرونی ترین پوسته در این عناصر ، از عنصری به عنصر بعدی در حال افزایش الکترون و پر شدن است. این پوسته بیرونی پوسته والانس و الکترونهای آن، الکترونهای والانس نامیده می شوند. تعداد الکترونهای والانس هر اتم ، برابر شماره گروه است که عنصر در آن قرار گرفته است. خواص شیمیایی این عناصر به الکترونهای والانس آنها بستگی دارد.




      3.عناصر واسطه: این عناصر در گروههای B جدول تناوبی دیده می شوند. از ویژگیهای این عناصر درون سازی آنهاست. یعنی الکترون متمایز کننده در آنها ، به روش نامگذاری، یک الکترون d درونی است. در عناصر واسطه ، الکترونهای دو پوسته ی آخری در واکنشهای شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرند. تمام این عناصر فلز بوده ، بیشتر آنها پارا مغناطیس اند و ترکیبات شدیداً رنگین و پارا مغناطیس به وجود می آورند.

      4.عناصر واسطه درونی : این عناصر در پائین جدول تناوبی دیده می شوند، اما در واقع باید در تناوب های ششم و هفتم به دنبال عناصر گروه III B قرار گیرند. 14 عنصری که در تناوب ششم بعد از لانتان قرار دارند، سری لانتانید ها نامید می شوند. در تناوب هفتم ، دسته ای که به دنبال آکتینیم قرار می گیرند، سری آکتینیدها خوانده شده اند. در این دسته از عناصر، الکترون متمایز کننده از نوع f است و در پوسته فرعی f واقع در پوسته زیر ماقبل آخر قرار می گیرد. بنابر این، در شیمی این عناصر ممکن است سه پوسته بیرونی، دخالت داشته باشد. تمام عناصر واسطه درونی فلز هستند. این عناصر پارامغناطیس اند و ترکیبات آنها نیز رنگین و پارا مغناطیس است.


      فلزات و نافلزات:

      گروه های 1 IA)) ) و IIA) 2 ) جدول تناوبی ، فعالترین فلزات را در بر می گیرند. چون عناصر یک گروه دارای ویژگیهای یکسان می باشند، یک گروه را گاهی یک خانواده می نامند. بسیاری از گروه ها دارای نامهای خانوادگی اند. گروه1 به استثنای هیدروژن ، خانواده ی فلزات قلیایی نامیده می شود. گروه 2 را خانواده ی فلزات قلیایی خاکی می نامند.
      نا فلزات در سوی دیگر جدول ، در گروه هایVIA) 16 ، (VIIA) 17 و (VIIIA) 18 قرار گرفته اند . گروه (VIA) 16 را خانواده ی کالوژن می نامند. گروه (VIIA) 17 را به نام خانواده ی هالوژنها می شناسند. عناصر گروه (VIIIA) 18 ، گازهای نجیب نام دارند.
      به طور کلی ، فلزات ، سخت، درخشنده و رسانای خوب گرما و الکتریسیته اند. نافلزات و بالاخص هالوژنها در دمای معمولی گاز یا جامدهای شکننده اند. اگر جامد باشند، سطح آنها تیره است و نارسانا به شمار می آیند.

      نافلزها:

      همانطور که گفته شد در گروه های چهارم، پنجم، ششم و هفتم (هالوژن ها) جدول تناوبی عناصری قرار دارند که اغلب خواص غیر فلزی دارند این عناصر یا گازی شکلند یا جامد که حالت شکننده دارند و هادی جریان برق و حرارت نیستند . غیر فلزها در ترکیب با فلزها اغلب پیوند یونی تشکیل می دهند و با یکدیگر الکترون به اشتراک می گذارند که به هر صورت به آرایش الکترونی گاز بی اثر دوره خود می رسند از گروه چهارم تا هفتم خواص غیرفلزی شدید دارند و با فلزات ترکیب شده تشکیل نمک می دهند به همین دلیل آنها را هالوژن (نمک زا) می گویند.

      عناصر گروه هفتم (اصلی) هالوژنها:

      عناصر این گروه به ترتیب عبارتند از : فلوئور F ، کلر Cl، برم Br ، ید I ، استانین At. شعاع اتمی این عناصر با افزایش عدد اتمی (از بالا به پائین) زیاد می شود انرژی یونیزاسیون کم شده الکترونگاتیوی نیز کم می شود نقاط ذوب و جوش بیشتر شده. پتانسیل اکسیداسیون آنها به ترتیب کاهش می یابد و هر کدام در لایه آخر 7 الکترون (s2p5) دارند، با فلزات میل ترکیبی شدید دارند و مولکول حاصل از آنها اغلب خصلت یونی دارد مانند NaF و KCl و BaI2 . با هیدروژن هالدیدئیدروژن می دهند که پس از حل شدن در آب محلول اسید به وجود می آورند مانند HCl و HI. از بالا به پائین خواص غیر فلزی ضعیف تر می شود غیر فلز بالاتر می تواند غیر فلز پائین تر را از نمکش بیرون کرده و هالوژن آزاد نماید . مثلاً:

      KCl + Br --------> عملی نیست

      ولی از تأثیر کلر بر نمک Br، برم حاصل می شود:

      2KBr + Cl2 ----------->2 KCl + Br2

      بنابراین از لحاظ فعالیت شیمیایی ترتیب زیر برقراراست:

      F۲>Cl۲>Br۲>I۲>As

      فلوئور و کلرگازی شکلند، برم مایع و ید جامد است که خیلی زود به حالت بخار در می آیند به همین دلیل آنها را به صورت F2, Cl2,Br2,I2 نشان می دهند.
      فلوئور در تمام ترکیبات یک ظرفیتی است ولی سایر هالوژنها می توانند ظرفیت های مختلف در ترکیبات داشته باشن زیرا در فلوئور فقط یک الکترون منفرد در اوربیتال 2p وجود دارد و به هیچ وجه نمی تواند حالت برانگیخته پیدا کند ولی در سایر هالوژنها ، الکترونها حالت برانگیخته پیدا می کنند و الکترونهای منفرد زیاد تر ایجاد می گردد. مثلاً: اتم کلر 17Cl در ترکیب با فلوئور 9F ممکن است CLF و ClF3 و ClF5 و ClF7 بدهد در هر ترکیب حالت برانگیخته الکترونها را در اوربیتال 3d می توان توجیه کرد.
      هالوژنها چون میل ترکیبی زیادی با عناصر دیگری دارند در طبیعت به حالت آزاد وجود ندارد ولی به صورت ترکیب فراوان هستند این عناصر اغلب سمی و خطرناکند در حالیکه ترکیبات آنها بسیار مفید و با ارزش هستند و کاربرد آنها در صنایع مختلف زیاد است مانند گاز فریون CF2Cl2 که در یخسازی به کار می رود پی وی سی و د.د.ت (دی کلر ـ دی فنیل تری کلرواتان)، کلروفرم ، .... سایر ترکیبات فلوئور برم و ید که در انواع داروها و ترکیبات مختلف مورد استفاده قرار می گیرند.
      برای تهیه ی هالوژنها از نمک های آنها استفاده می کنند فقط فلوئور را از الکترولیز KHF2 یا (KF.HF) بدست می آورند. بقیه هالیدها با اسید سولفوریک و دی اکسید منگنز هالوژن می دهند مثلاً: طرز تهیه ید از یدید سدیم:

      2NaI + H2SO4 + MnO2 -------> MnSO4 + 2NaHSO4 + I2 + 2H2O

      از تاثیر گاز کلر بر یدیدها نیز می توان ید بدست آورد یا از تاثیر گاز کلر بر برمیدها برم حاصل می شود. فلوئور اکسید کننده ایست شدید و کلر نیز اکسید کننده است برم و ید هم خاصیت اکسید کنندگی و هم خاصیت احیا کنندگی دارند مثال:

      2KI + Cl2 ------> 2KCl + I2

      3I2 + 2Al ------> 2AlI3

      که در اولی ید اکسید شده و در دومی ید احیاء شده است.

      یدومتری:

      به واکنش هایی که در آن ید اکسید می گردد یعنی از محلول یدیدها ید آزاد می گردد یدومتری گویند.

      2KI + H2O2 + H2SO4 -------> I2 + K2SO4 + H2O

      تذکر: ارزش حجمی آب اکسیژنه (پر اکسید هیدروژن) از رابطه a=N.Ev بدست می آید که a ارزش حجمی N نرمالیته Ev ای کی والان حجمی معادل 6/5 است.



      ئیدراسیدها (هالیدها هیدروژن):

      هالیدهای ئیدروژن به ترتیب عبارتند از HF و HCl و HBr و HI که برای تهیه ی آنها از تاثیر اسید سولفوریک بر هالیدهای فلزی استفاده می کنند.
      این مواد در آب حل شده تولید اسید می نمایند. فلوئوریدئیدرژن به علت داشتن پیوند ئیدروژنی استثنائاً نقطه ی جوش بالاتر دارد و در حالت عادی مایع است بقیه هالیدهای ئیدروژن با افزایش جرم مولکولی نقطه ی جوش بالاتر دارند به همین دلیل فلوئورید ئیدرژن به صورت H2F2 و همین ها به صورت زیروند 3 تا آخر وجود دارد.
      ئیدرواسید ها بر اغلب فلزات، ا کسیدها، بازها، کربناتها اثر کرده و نمک می دهند.

      اسید فلوئوریدریک بر شیشه اثر می کند یعنی سیلیس SiO2 را در خود حل می نماید.

      اکسی اسیدهای هالوژنه:

      غیر از فلوئور، هالوژنها اکسی اسید (اسید اکسیژن دار) نیز تولید می کنند مانند KClO4 پر کلرات پتاسیم NaIO3 یدات سدیم NaBrO هیپو برومیت سدیم. هرچه تعداد اکسیژن در اکسی اسیدهای هالوژن بیشتر باشد، خاصیت اسیدی آن زیاد تر است زیرا اکسیژن از هالوژن الکترونگاتیوتر می باشد و زوج الکترونهای مشترک بین Cl و O را به طرف خود می کشد در نتیجه خروج الکترون مشترک بین H و O متوجه اکسیژن پیوندی هیدروژن و اکسیژن کاسته می گردد و پروتون (+H) آسانتر آزاد می گردد.
      بنابر این از لحاظ اسیدی می توان گفت که:

      HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO

      عدد اکسیداسیون کلر در این ترکیبات به ترتیب 1،3،5،7 است و نمکهای این اسیدها به ترتیب هیپوکلریتها، کلریتها، کلراتها و پر کلراتها می باشند.

      طرز تشخیص هالیدهای محلول (آنیون هالید X-):

      برای تشخیص یون فلوئور از یون Ca2+ و برای تشخیص یون کلرید از یون Ag+ استفاده می کنند:

      Ca2+ + 2F- -----> CaF2

      Ag+ + Cl- -------> AgCl

      (یدیدها با کلرید و برمیدها با کلر. برم می دهند که قبلا گفته شد)

      تذکر :
      ۱. اسیدهای هالوژنه با افزایش جرم مولکولی خاصیت اسیدی بیشتری پیدا می کنند و درجه تفکیک یونی آنها زیادتر است یعنی:
      HI > HBr > HCl > HF

      2. هالوژنها در آب حل می شوند و محلول رنگی بوجود می آورند (ید در حلالهای آلی حل می شود)
      رنگ محلول بستگی به نوع هالوژن و نوع حلال دارد مثلا در تترا کلرید کربن ید بنفش، برم قرمز و کلر زرد می شود.
      3. جدول مشخصات هالوژنها نشان می دهد که با کاهش عدد اتمی از ید تا کلر بر مقدار انرژی الکترون خواهی افزوده می شود ولی در مورد فلوئور از انرژی الکترون خواهی کاسته می گردد(به علت کوچک بودن حجم آن)
      4. استاتین آخرین عنصر گروه هفتم از بمباران کردن بیسموت با اشعه آلفا بدست می آید که ایزوتوپهای زیادی دارد.



      منبع:
      آموزش شیمی دبیرستان / استان خوزستان
      ویرایش توسط HOSSEIN در 17-10-2011 ساعت 11:49

      3 کاربر پست ehsan عزیز را پسندیده اند .



    موضوعات مشابه

    1. پاسخ: 0
      آخرين نوشته: 23-08-2011, 21:46
    2. برخی از سدها فقط اکوسیستم کشور را به خطر انداخته اند
      توسط sookut در انجمن اخبار محیط زیست
      پاسخ: 0
      آخرين نوشته: 08-08-2011, 17:17
    3. پاسخ: 0
      آخرين نوشته: 17-06-2011, 16:37
    4. استفاده از لوله های غیر فلزی درصنایع شیمیایی
      توسط persian_land در انجمن مقالات ، پروژه ها و موضوعات عمومي مهندسي شيمي
      پاسخ: 4
      آخرين نوشته: 15-06-2011, 15:43
    5. ریز ساختارهای برخی از آلیاژهای غیر آهنی
      توسط vahid در انجمن علوم پایه متالورژی
      پاسخ: 0
      آخرين نوشته: 07-06-2011, 13:00

    کلمات کلیدی این موضوع

    مجوز های ارسال و ویرایش

    • شما نمیتوانید موضوع جدیدی ارسال کنید
    • شما امکان ارسال پاسخ را ندارید
    • شما نمیتوانید فایل پیوست کنید.
    • شما نمیتوانید پست های خود را ویرایش کنید
    •  
    انجمن علمی فصل تازه از سال 1390 شروع به فعالیت نموده و بخش اعظمی از فعالیت های خود را به مسائل علمی و بخشی را به تفریح و سرگرمی اختصاص داده است.

    اکنون ساعت 04:02 برپایه ساعت جهانی (GMT - گرینویچ) +3.5 می باشد.

    ايميل پست الکترونيکي مديريت سايت : ---
    پيامک همراه جهت پيامک : ---