PDA

توجه ! این یک نسخه آرشیو شده میباشد و در این حالت شما عکسی را مشاهده نمیکنید برای مشاهده کامل متن و عکسها بر روی لینک مقابل کلیک کنید : جدول تناوبی



صفحه ها : [1] 2 3 4 5 6

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 13:22
سلام دوستای گل شیمیدانممممممممhttp://www.form2online.com/images/smilies/22.gif
خسته نباشین
توی این تاپیک در مورد جدول تناوبی و عناصر مربوط به آن به طور مفصل صحبت خواهد شد. :-2-38-:

یه سری مقالات خارجی که من توی کامپیوترم داشتم. :-2-41-:
به نظرم اینم سایت خوبی اومد.:-2-32-:
http://www.ptable.com/?lang=fa (http://www.ptable.com/?lang=fa)

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 13:27
اما اول از همه جدول تناوبی:
جدول تناوبی عناصر شیمیایی نمایشی از عناصر شیمیایی است که براساس ساختار الکترونی مرتب شده است، بطوریکه بسیاری از خواص شیمیایی بصورت منظم در طول جدول تغییر نماید. جدول اولیه بدون اطلاع از ساختار داخلی اتمها ساخته شد: اگر عناصر را بر حسب جرم اتمی آنها مرتب نمائیم، و آنگاه نمودار خواص معین دیگر آنها را بر حسب جرم اتمی رسم نمائیم، میتوان نوسان یا تناوب این خواص را بصورت تابعی از جرم اتمی مشاهده نمود. اولین کسی که توانست این نظم را مشاهده نماید، یک شیمیدان آلمانی به نام Johann Wolfgang D?einer بود. او متوجه تعدادی تثلیث از عناصر مشابه شد:
نمونه تثلیث ها
عنصر جرم اتمی چگالی ------ عنصر جرم اتمی چگالی
Cl 35.5 1.56 g/L ------ Ca 40.1 1.55 g/cm3
Br 79.9 3.12 g/L ------ Sr 87.6 2.6 g/cm3
I 126.9 4.95 g/L ------ Ba 137 3.5 g/cm3

و به دنبال او، شیمیدان انگلیسی John Alexander Reina Newlands متوجه گردید که عناصر از نوع مشابه در فاصلههای هشت تایی یافت می شوند، که آنها را با نتهای هشتگانه موسیقی شبیه نمود، هرچند که قانون نتهای او مورد تمسخر معاصرین او قرار گرفت. سرانجام شیمیدان آلمانی Lothar Meyer و شیمیدان روسی Dmitry Ivanovich Mendeleev تقریبا بطور همزمان اولین جدول تناوبی را، با مرتب نمودن عناصر بر حسب جرمشان، توسعه دادند( ولی مندلیف تعداد کمی از عناصر را خارج از ترتیب صریح جرمی، برای تطابق بهتر با خواص همسایگانشان رسم نمود – این کار بعدها با کشف ساختار الکترونی عناصر در اواخر قرن نوزدهم و اوایل قرن بیستم توجیه گردید). فهرست عناصر بر اساس نام، علامت اختصاری و عدد اتمی موجود میباشد. شکل زیر جدول تناوبی عناصر شناخته شده را نمایش میدهد. هر عنصر با عدد اتمی و علامتهای شیمیایی. عناصر در یک ستون ("گروه") از لحاظ شیمیایی مشابه می باشند.

<<..::: براي ديدن عكس در اندازه واقعي كليك كنيد :::..>> (http://ketaab.persiangig.com/image/jadval.jpg)

http://ketaab.persiangig.com/image/jadval.jpg

کد رنگ برای اعداد اتمی:

عناصر شماره گذاری شده با رنگ آبی ، در دمای اتاق مایع هستند؛
عناصر شماره گذاری شده با رنگ سبز ، در دمای اتاق بصورت گاز می باشند؛
عناصر شماره گذاری شده با رنگ سیاه، در دمای اتاق جامد هستند.
عناصر شماره گذاری شده با رنگ قرمز ترکیبی بوده و بطور طبیعی یافت نمی شوند(همه در دمای اتاق جامد هستند.)
عناصر شماره گذاری شده با رنگ خاکستری ، هنوز کشف نشدهاند (و بصورت کم رنگ نشان داده شدهاند تا گروه شیمیایی را که در آن قرار می گیرند، مشخص نماید.(

و می توانید دراین کلید واژه جدول برای تشدید مغناطیسی را بیابید.

تعداد لایه الکترون در یک اتم تعیین کننده ردیفی است که در آن قرار می گیرد. هر لایه به زیرلایه های متفاوتی تقسیم میشود، که هر اندازه عدد اتمی افزایش می یابد، این لایه ها به ترتیب زیر:

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...

براساس ساختار جدول پر میشوند. از آنجائیکه الکترونهای خارجی ترین لایه، خواص شیمیایی را تعیین مینمایند، این لایه ها در میان گروهای یکسان مشابه اند.عناصر همجوار با یکدیگر در یک گروه، علیرغم اختلاف مهم در جرم، دارای خواص فیزیکی مشابه میباشند. عناصر همجوار با یکدیگر در یک ردیف دارای جرم های مشابه ولی خواص متفاوت میباشند.

برای مثال، عناصر بسیار نزدیک به نیتروژن (N) در ردیف دوم کربن© و اکسیژن(O) میباشند. علیرغم تشابه آنها در جرم ( که بصورت ناچیزی در واحد جرم اتمی تفاوت دارند)، دارای خواص بینهایت متفاوتی هستند، همانطور که با بررسی فرمهای دیگر میتوان ملاحظه نمود: اکسیژن دو اتمی یک کاز است که سوختن را تشدید می نماید، نیتروژن دو اتمی یک گاز است که سوختن را تشدید نمی کند، و کربن یک جامد است که میتواند سوزانده شود( بله، میتوان الماس را سوزاند!).

در مقایسه، عناصر بسیار نزدیک به کلر (Cl) در گروه یکی مانده به آخر در جدول «هالوژنها) فلوئور( F) و برم( Br) میباشند. علیرغم تفاوت فاحش جرم آنها در گروه، فرمهای دیگر آنها دارای خواص بسیار مشابه میباشند: آنها بسیار خورنده ( بدین معنی که تمایل خوبی برای ترکیب با فلزات، برای تشکیل نمک هالاید فلز)؛ کلر و فلوئور گاز هستند، درحالیکه برم یک مایع با تبخیر بسیار کم میباشد؛ کلر و برم بسیار رنگی هستند.

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 13:57
هیدروژن


خصوصیات قابل توجه
هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز،H2، دو اتمی با نقطه جوش 20.27° K و نقطه ذوب 14.02° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در می آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشار های بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم های مجزا در آمده؛ابرهای H2 (هیدروژنی) تشکیل می شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط می باشد.

این عنصر نقش بسیار حیاتی در تامین انرژی جهان از طریق واکنش پروتون-پروتون و چرخه کربن-نیتروژن به عهده دارد(اینها فرآیندهای هم جوشی هستهای هستند که با ترکیب دو اتم هیدروژن به یک اتم هلیم، مقدار بسیار عظیمی از انرژی آزاد می کنند.)


کاربردها
به مقدار بسیار زیادی هیدروژن در فرآیند هابر (Haber Process) صنعت نیاز می باشد، مقدار قابل توجهی در برای تولید آمونیاک، هیدروژنه کردن چربیها و روغنها، و تولید متانول. سایر مواردی که نیازمند هیدروژن است عبارتند از:


هیدرودیلکیلاسیون (hydrodealkylation)، هیدرودیسولفوریزاسیون (hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)
تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوختها ی موشک و احیاء سنگ معدن فلزی
هیدروژن مایع در تحقیقات سرما شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می رود.
تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می گیرد.
هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا بعنوان عامل بالا برنده در بالونها و کشتیهای هوایی مورد استفاده قرار می گرفت تا وقتیکه فاجعه هیندنبرگ ثابت کرد که استفاده از این گاز برای این منظور بسیار خطرناک است.
دوتریوم بعنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت های هسته ای مورد استفاده قرار می گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست شناسی در مطالعاتتاثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می شوند.
تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست شناسی است که بعنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.

هیدروژن می تواند در موتورهای درون سوز سوخته شود و در برهه کوتاهی اتومبیلهایی با سوخت هیدروژنی توسط شرکت Chrysler-BMW تولید شدند. پیل های سوختی هیدروژنی، بعنوان راه کاری برای تولید توان بالقوه ارزان و بدون آلودگی، مورد توجه قرار گرفته است.



تاریخچه
هیدروژن «فرانسه به معنی سازنده آب و واژه یونانی hudôr یعنی "آب" و gennen یعنی "تولید کننده") برای اولین بار در سال 1776 بوسیله هنری کاوندیش بعنوان یک ماده مستقل شناخته شده، آنتونی لاوازیه نام هیدروژن را برای این عنصر انتخاب کرد.

پیدایش
هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است بطوریکه 75% جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از 90% اتمهای تشکیل دهنده آنها اتم های هیدروژن است.

این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(1 ppm برحسب حجم). متعارف ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H2O) ساخته شده است.

منابع دیگر عبارتند از بیشترین اشکال مواد آلی که در اندام تمام موجودات زنده شناخته شده وجود دارند، زغال،سوخت فسیلی و گاز طبیعی. متان ( CH4)، که یکی از محصولات فرعی فساد ترکیبات آلی است که اهمیت منابع آن رو به افزایش است.

هیدروژن از چندین راه مختلف بدست می آید، عبور بخار از روی کربن داغ، تجزیه هیدروکربن بوسیله حرارت، واکنش هیدروکسید سدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم، الکترولیز آب یا از جابجائی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.

هیدروژن تجاری در حجمهای زیاد معمولا بوسیله تجزیه گاز طبیعی تولید می شود.

ترکیبات
هیدروژن سبک ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته 2.2 است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده ها هیدریدها نامیده می شوند، که هیدروژن یا بصورت یونهای H- یا بصورت حل شده در عنصر دیگر وجود خواهد داشت (مانند هیدرید پالادیوم). در حالت دوم (ترکیب با فلز) هیدروژن تمایل برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد، چون یونهای H+ بصورت یک اتم عریان فاقد الکترون در می آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می توان یونهایی مثل H3O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می کند، H2O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می کند که، باعث انفجار در هوا میگردد. به اکسید دوتریوم یا D2O، که معمولا آب سنگین گفته می شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گستردهای را بوجود می آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می شود.

حالتها
در شرایط عادی گاز هیدروژن ترکیبی از دو نوع متمایز مولکول است که با هم از نظر جهت چرخش الکترونها و هسته تفاوت دارند. این دو شکل به نام ارتو- و پارا- هیدروژن معروفند. (این مورد با ایزوتوپها فرق می کند به پاراگراف بعد توجه کنید.) در شرایط استاندارد هیدروژن معمولی ترکیبی از 25% شکل پاراو 75% شکل ارتو است. شکل ارتو را نمی توان بصورت حالت خالص آن تهیه کرد. این دو مدل هیدروژن از نظر انرژی با هم متفاوتند که این مسئله موجب می گردد، تا خصوصیات فیزیکی آنها کمی متفاوت باشد. مثلا نقطه ذوب و جوش پاراهیدروژن تقریبا 0.1 K ° پائین تر از ارتوهیدروژن است. (به اصطلاح شکل عادی.)

ایزوتوپها
پروتیوم ، معمولی ترین ایزوتوپ هیدروژن فاقد نوترون است گرچه دو ایزوتوپ دیگر به نام دوتریوم دارای یک نوترون و تریتیوم رادیو اکتیویته دارای دو نوترون، وجود دارند. دو ایزوتوپ پایدار هیدروژن پروتیوم(H-1) و دیتریوم(D ، H-2) می باشند. دیتریوم شامل 0.0184-0.0082% درصد کل هیدروژن است «IUPAC)؛ نسبتهای دیتریوم به پروتیوم با توجه به استاندارد مرجع آب VSMOW اعلام میگردد. تریتیوم(T یا H-3)، یک ایزوتوپ رادیواکتیو دارای یک پرتون و دو نوترون می باشد. هیدروژن تنها عنصری است که ایزوتوپ های آن اسمی مختلفی دارند.

هشدارها
هیدروژن گازی است با قدرت اشتعال فوق العاده زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می هد. D2O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.


نام, شماره , علامت اختصاری H, 1 ,Hydrogen
گروه شیمیایی غیر فلزات
گروه, تناوب, بلوک s, 1, IA
جرم حجمی, سختی 0.0899 kg/m3, ندارد
رنگ بی رنگ
خواص اتمی
وزن اتمی 1.00794 amu
شعاع اتمی (calc) 25 (53) pm
شعاع کووالانسی 37 pm
شعاع وندروالس 120 pm
ساختار الکترونی 1s1
-e بازای هر سطح انرژی 1
درجه اکسیداسیون «اکسید) 1، «آمفوتریک)
ساختار کریستالی شش گوشه
خواص فیزیکی
حالت ماده گاز
نقطه ذوب 14.025 K ° و (434- F ° )
نقطه جوش 20.268 K ° و (423- F ° )
حجم مولی 11.42 نماد مهندسی|ש»10-3 ««متر مکعب بر مول|m3/mol
گرمای تبخیر 0.44936 kJ/mol
گرمای هم جوشی 0.05868 kJ/mol
فشار بخار 209 Pa در 23 K
سرعت صوت 1270 m/s در 298.15 K
متفرقه
الکترونگاتیویته 2.2 «درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 14304 «J/«kg*K
رسانائی الکتریکی I__106/m اهم
رسانایی گرمایی 0.1815 «W/«m*k
پتانسیل یونیزاسیون 1312 kJ/mol

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:02
لیتیم

تاریخچــــــــــــه
لیتیم را (واژه یونانی lithos به معنی سنگ) ، "Johann Arfvedson" در سال 1817 کشف کرد. "Arfvedson" این عنصر جدید را هنگامیکه در سوئد مشغول تجزیه و تحلیل بود، با مواد معدنی اسپادومین و لپدولیت دریک کانی پتالیت کشف نمود. "Christian Gmelin" در سال 1818 ، اولین کسی بود که شاهد قرمزرنگ شدن نمک لیتیم در شعله آتش بود. اما هر دوی این افراد ، در جداسازی این عنصر از نمکش ناکام ماندند.

این عنصر را برای اولین بار "W.T. Brande" و "Humphrey Davy" با استفاده از الکترولیز اکسید لیتیم جدا کردند. تولید تجاری فلز لیتیم در سال 1923 بوسیله شرکت آلمانی Metallgesellschaft AG و با استفاده از الکترولیز کلرید لیتیم و کلرید پتاسیم مذاب محقق گشت. ظاهرا" نام لیتیم به این علت انتخاب شد که این عنصر در یک ماده معدنی کشف شد، در حالیکه سایر فلزات قلیایی اولین بار در بافتهای گیاهی دیده شدهاند.

اطلاعات کلی
لیتیم ، عنصر شیمیایی است، با نشان Li و عدد اتمی 3 که در جدول تناوبی به همراه فلزات قلیایی در گروه 1 قرار دارد. این عنصر در حالت خالص ، فلزی نرم و به رنگ سفید خاکستری میباشد که بهسرعت در معرض آب و هوا اکسید شده ، کدر میگردد. لیتیم ، سبکترین عنصر جامد بوده ، عمدتا" در آلیاژهای انتقال حرارت ، در باطریها بکار رفته ، در بعضی از تثبیتکنندههای حالت mood stabilizers مورد استفاده قرار میگیرد.

خصوصیات قابل توجه
لیتیم ، سبکترین فلزات و دارای چگالی به اندازه نصف چگالی آب است. این عنصر همانند همه فلزات قلیایی بهراحتی در آب واکنش داده ، به سبب فعالیتش هرگز در طبیعت بصورت آزاد یافت نمیشود. با این وجود ، هنوز هم واکنشپذیری آن از سدیم کمتر است. وقتی لیتیم روی شعله قرار گیرد، رنگ زرشکی جالبی تولید میکند، اما اگر به شدت بسوزد، شعلههایی سفید درخشان ایجاد میکند. هنچنین لیتیم ، عنصری تکظرفیتی است.

کاربردهــــــــا
لیتیم ، بهعلت گرمای ویژه اش ( بالاتر از تمامی جامدات) در انتقال حرارت مورد استفاده قرار میگیرد. بهعلت خاصیت electrochemical ، ماده مهمی در آند باطریها محسوب میشود. سایر کاربردها:



نمکهای لیتیم ، مثل کربنات لیتیم ( Li2CO3 ) و سیترات لیتیم ، تثبیتکنندههای حالت هستند که در درمان بیماریهای متضاد نقش دارند.


لیتیم کلرید و لیتیم برمید ، بهشدت رطوبت را جذب میکنند، لذا در خشک کنندهها بهکرات کاربرد دارند.


استارات لیتیم ، یک ماده لیز کننده کلی در دمای بالا و برای تمامی مقاصد به شمار میرود.


لیتیم ، عاملی آلیاژ ساز است که در تولید ترکیبات آلی مورد استفاده قرار گرفته ، نیز دارای کاربردهای اتمی میباشد.


گاهی اوقات از لیتیم در ساخت شیشه و سرامیک استفاده میگردد، مانند شیشههای 200 اینچی تلســـــکوپ در Mt. Palomat.


در فضاپیماها و زیردریائی ، برای خارج کردن دیاکسید کربن ازهوا از هیدروکسید لیتیم استفاده میشود.


از آلیاژ این فلز با آلومینیوم ، کادمیم ، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپیماهای بلند پرواز استفاده میگردد.
پیدایـــــــــش
لیتیم بسیار پراکنده است، اما بهعلت واکنشپذیری زیادی که دارد، در طبیعت بصورت آزاد وجود ندارد و همیشه بصورت ترکیب با یک یا چند عنصر یا ترکیب دیگر دیده میشود. این فلز بخش کوچکی از کلیه سنگهای آذرین را تشکیل داده ، نیز در بسیاری از شورابهای طبیعی وجود دارد.
تولید لیتیم از پایان جنگ جهانی دوم بهشدت افزایش یافت. این فلز در سنگهای آذرین از سایر عناصر جدا میشود و از آب چشمههای معدنی هم بدست میآید. لپدولیت ، اسپادومین ، پتالیت و امبلی گونیت ، مهمترین مواد معدنی حاوی لیتیم هستند.
در آمریکا ، لیتیم را از شورابهای واقع در Searles Lake خشکیده در کالیفرنیا ، مناطقی از Nevada و نقاط دیگر بازیافت میکنند. این فلز که همانند سدیم ، پتاسیم و سایر اعضاء گروه فلزات قلیایی ، ظاهری سیمگون دارد، با روش الکترولیز از یک مخلوط لیتیم و کلرید پتاسیم گداخته تولید میشود. قیمت هر پوند لیتیم در سال 1997 ، 300 دلار آمریکا بود. جداسازی آن بصورت زیر است:


کاتد: *Li+* + e → Li
آند: -Cl-* → 1/2 Cl2 (gas) + e

ایزوتوپهـــــــــا
لیتیم ، بطور طبیعی متشکل از 2 ایزوتوپ پایدار Li-7 و Li-6 است که Li-7 فراوانتر است ( وفور طبیعی 5/92%). 6 رادیوایزوتوپ هم برای آن وجود دارد که پایدارترین آنها ، Li-8 با نیمه عمر 838 هزارم ثانیه و Li-9 با نیمه عمــــــــــــــــر 3/178 هزارم ثانیه میباشد. مابقی ایزوتوپهای رادیواکتیو ، نیمه عمرهایی کمتر از 8,5 هزارم ثانیه داشته یا ناشناختهاند.

ایزوتوپهای لیتیم طی یک سری فرآیندهای طبیعی مختلف از جمله تشکیل مواد معدنی ( رسوب شیمیایی) ، متابولیسم ،(جابجائی یونی ،(در برخی از خاکهای معدنی که Li-6 به Li-7 ترجیح داده شده است در مکانهای octahedral ، لیتیم جایگزین منیزیم و آهن میشود) ، hyperfiltration و دگرگونی صخرهها ، بطور اساسی شکسته میشوند.

هشدارهــــــــا
لیتیم همانند فلزات قلیایی دیگر در حالت خالص ، شدیدا" آتش زا و در معرض هوا و مخصوصا" آب تا حدی انفجاری است. این فلز همچنین خورنده بوده ، لذا باید توجه خاص داشت و از تماس آن با پوست بدن اجتناب کرد. در صورت ذخیره ، باید آنرا در هیدروکربن مایع قابل اشتعالی مانند نفت نگهداری نمود. لیتیم ، هیچگونه نقش بیولوژیکی نداشته ، تا حدی سمی محسوب میشود.
وزن اتمی 6.941 amu
شعاع اتمی (calc.) 145 «167» pm
شعاع کووالانسی 134 pm
شعاع وندروالس 182 pm
ساختار الکترونی He]2s1]
-e بازای هر سطح انرژی 2, 1
درجه اکسیداسیون (اکسید) 1 ( بازقوی )
ساختار کریستالی بدنه مکعب مرکزی
خواص فیزیکی
حالت ماده جامد غیر مغناطیسی)
نقطه ذوب 453.69 K (356.97 °F)
نقطه جوش 1615 K (2448 °F)
حجم مولی 13.02 ש»10-6 ««متر مکعب بر مول
گرمای تبخیر 145.92 kJ/mol
گرمای همجوشی 3 kJ/mol
فشار بخار 1.63 E-8 Pa (453.7K)
سرعت صوت 6000 m/s (293.15K)
متفرقه
الکترونگاتیویته 0.98 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 3582 J/kg*k
رسانائی الکتریکی 10.8 106/m اهم
رسانائی گرمایی 84.7 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون 520.2 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون 7298.1 kJ/mol
3rd پتانسیل یونیزاسیون 11815.0 kJ/mol

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:12
سدیم


اطلاعات اولیه
سدیم ، یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Na و عدد اتمی آن 11 میباشد. سدیم ، یک فلز واکنش دهنده نرم و مومیشکل است که به گروه فلزات قلیایی که از نظر ترکیبات طبیعی فراوان هستند (خصوصا و هالیدها) تعلق دارد. این عنصر بسیار واکنش دهنده است و با شعله زرد رنگی میسوزد. در هوا ، اکسید میشود و بهشدت با آب واکنش میدهد. از این رو باید همیشه در زیر نفت یا روغن نگهداری شود.

تاریخچه
مدت زمان زیادی است که سدیم (soda) بصورت ترکیبی شناخته شده است. این عنصر در سال 1807 توسط "Sir Humphry Davy" از طریق عمل الکترولیز هیدروکسید سدیم جدا شد. در اروپای قرون وسطی ، ترکیبی از سدیم با نام لاتین Sodanum برای تسکین سردرد استفاده میشد. نماد جدید سدیم Na از لاتین جدید Natrium که در زبان یونانی که نوعی نمک طبیعی است می آید گرفته شده است.

پیدایش
سدیم در ستارگان فراوان است و این فراوانی در خطوط طیفی D در نور ستارگان مشهودتر میباشد. سدیم حدودا 2.6% از پوسته زمین را به خود اختصاص داده است که چهارمین عنصر از نظر فراوانی در پوسته زمین و فروانترین فلز قلیایی میباشد. این عنصر هماکنون بهصورت اقتصادی از عمل الکترولیز کلرید سدیم تولید میشود. این روش ارزانتر از روش الکترولیز هیدرواکسید سدیم است. قیمت هر پوند سدیم فلزی حدودا 15 تا 20 سنت (در سال 1997) میباشد. ولی هر پوند سدیم ACS آزمایشگاهی ، حدودا 35 دلار قیمت دارد که از نظر حجمی ارزانترین فلز است.

خصوصیات قابل توجه
سدیم مانند دیگر فلزات قلیایی ، نرم ، سبک وزن ، سفید مایل به نقرهای و واکنش دهنده است و از این جهت هرگز بهصورت آزاد در طبیعت یافت نمیشود. سدیم در آب غوطهور شده ، آن را تجزیه کرده ، هیدروژن آزاد میکند و هیدرواکسید میسازد. سدیم در آب فورا آتش میگیرد، ولی در هوای معمولی در دمای زیر 388 کلوین آتش نمیگیرد.

کاربردها
سدیم در حالت فلزی ، عنصر لازم برای ساختن استر ها و ترکیبات آلی میباشد.
این عنصر قلیایی بوجود آورنده کلرید سدیم NaCl است که برای زندگی حیاتی است نیز میباشد.
استفاده در برخی از آلیاژها برای بهبودی ساختارشان
استفاده در ساخت صابون و ترکیبش با اسیدهای چرب
NaK ، آلیاژسدیم و پتاسیم ، یک ماده مهم منتقل کننده حرارت است.
ترکیبات
نمک طعام یا کلرید سدیم ، معمولترین ترکیب سدیم است. اما سدیم در کانیهای بسیار دیگری از قبیل آمفیبول ، کریولیت ، هالیت ، soda niter ، زئولیت و ... بوجود میآید. ترکیبات سدیم برای صنایع شمیایی شیشهسازی فلزی ساخت کاغذ صنعت نفت ، ساخت صابون و نساجی کاربرد دارد. صابون معمولا یک نمک سدیم از اسیدهای چرب است.

ترکیبات سدیم که برای صنایع گوناگون بسیار مهمند، عبارتند از: (NaCl , soda ash (Na2CO3) , baking soda NaHCO3) , caustic soda (NaOH) , Chile saltpeter (NaNO3), di- and tri-sodium phosphates , sodium thiosulfate (hypo , Na2S2O3 * 5H2O) , and borax (Na2B4O7 * 10H2O).

ایزوتوپها
برای این عنصر 13 ایزوتوپ شناسایی شده است که تنها ایزوتوپ پایدار آن Na-23 میباشد. سدیم همچنین دو ایزوتوپ رادیو اکتیو نیز دارد که عبارتند از: Na22 با نیم عمر 2.605 سال و Na24 با نیمه عمر 15 ساعت.

هشدارها
سدیم در حالت پودر در آب خاصیت انفجاری خواهد داشت و با عناصر دیگر بهراحتی تجزیه و ترکیب میشود. همیشه باید با ان عنصر با مراقبت کامل کار کرد
وزن اتمی 22.989770 amu
شعاع اتمی (calc.) 180 (190)pm
شعاع کووالانسی 154 pm
شعاع وندروالس 227 pm
ساختار الکترونی [Ne]3s1
e- بازای هر سطح انرژی 2, 8, 1
درجه اکسیداسیون (اکسید) 1 (باز قوی)
ساختار کریستالی مکعبی body centered
خواص فیزیکی
حالت ماده جامد (مغناطیسی)
نقطه ذوب 370.87 K (207.9 °F)
نقطه جوش 1156 K (1621 °F)
حجم مولی 23.78 scientific notation|ש10-6 m3/mol
گرمای تبخیر 96.96 kJ/mol
گرمای هم جوشی 2.598 kJ/mol
فشار بخار 1.43ױ0-5پاسگال «unit» at 1234 K
سرعت صوت 3200 m/s at 293.15 K
متفرقه
الکترونگاتیویته 0.93 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 1230 J/kg*K
رسانائی الکتریکی 21 106/m اهم
رسانایی گرمایی 141 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون 495.8 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون 4562 kJ/mol
3rd پتانسیل یونیزاسیون 6910.3 kJ/mol
4th پتانسیل یونیزاسیون 9543 kJ/mol
5th پتانسیل یونیزاسیون 13354 kJ/mol
6th پتانسیل یونیزاسیون 16613 kJ/mol
7th پتانسیل یونیزاسیون 20117 kJ/mol
8th پتانسیل یونیزاسیون 25496 kJ/mol
9th پتانسیل یونیزاسیون 28932 kJ/mol
10th پتانسیل یونیزاسیون 141362 kJ/mol

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:17
پتاسیم


پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن 19 میباشد. پتاسیم ، فلز قلیایی سفید مایل به نقرهای است که بهطور طبیعی بهصورت ترکیبی با عناصر دیگر در آب دریا و دیگر کانیها یافت میشود. این عنصر بهسرعت در هوا اکسید شده ، بسیار واکنش پذیر است(مخصوصا در آب ) و از نظر شمیایی همانند سدیم است.

تاریخچه
پتاسیم ( انگلیسی ، potash و لاتین ، kalium ) در سال 1807 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.

پیدایش
این عنصر حدودا 2.4% 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 3000 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 17 ایزوتوپ پتاسیم شناخته شدهاند. شکل غیر ترکیبی پتاسیم از سه ایزوتوپ تشکیل شده است: ( K39(93.3%) ، K-40(0.01% و ( K-41(6.7% . باید گفت که K-40 که بهصورت طبیعی بوجود میآید، توسط عمل الکترونگیری یا حذف پوزیترون به Ar-40 پایدار تبدیل شده و با خروج نگاترون به ( Ca-40 ( 88.8% پایدار تبدیل میشود. k_40 نیمه عمری 1.250* 109ساله دارد.

فروپاشی K-40 به Ar-40 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 40 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 3.5 تا 5.0 mmol/L ) ، ولی درون سلولها تمرکز زیادی دارد ( در حدود 100 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.

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:25
روبیدیوم

روبیدیوم ، یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن ، Rb و عدد اتمی آن 37 میباشد. روبیدیوم یکی از عناصر فلزی نرم به رنگ سفید مایل به نقرهای است که از گروه فلزات قلیایی میباشد. ایزوتوپ Rb-87 که بهصورت طبیعی بوجود میآید، کمی رادیواکتیو است. روبیدیوم مانند دیگر عناصر گروه اول بسیار واکنشپذیر است؛ مثلا در هوا فورا آتش میگیرد.

تاریخچه
Rubidium در سال 1861، توسط "Robert Bunsen" و "Gustav ***chhoff" در معدن Lepidolite توسط Spectroscope کشف شد. با این وجود ، این عنصر تا دهه 1920 مصرف صنعتی زیادی نداشت. قبلا مهمترین کاربرد روبیدیوم استفاده آن در مطالعات و تحقیقات بود و امروزه بیشترین کاربرد آن در شیمی و الکترونیک میباشد.

پیدایش
این عنصر ، شانزدهمین عنصر از نظر فراوانی در سطح پوسته زمین میباشد که بهصورت طبیعی در معادن Leucite ، pollucite و Zinnwaldite بوجود میآید که حدوداً یک در صد آن اکسید میباشد. Lepidolite ، حدودا 1.5 درصد روبیدیوم دارد و منبع تجاری این عنصر به شمار میرود. برخی از کانیهای پتاسیم و کلریدهای پتاسیم نیز حاوی مقدار زیادی از این عنصر میباشند.

یکی از منابع قابل توجه این عنصر ذخایر Pollucite در Bernic Lake است. فلز روبیدیوم از طریق کم کردن کلرید روبیدیوم با کلسیم بدست میآید. روبیدوم حداقل شش اکسید بوجود میآورد. در سال 1997 هزینه این فلز در مقیاس کم هر گرم ، 25 دلار بود.

خصوصیات قابل توجه
روبیدیوم ، دومین عنصر از عناصر قلیایی است که الکترون مثبت دارد و در دمای اطاق بهصورت مایع میباشد. مانند دیگر عناصر گروه اول به سرعت در هوا آتش میگیرد و با شدت بسیار زیاد در آب واکنش نشان داده ، هیدروژنهای آتشین از خود آزاد میکند. مانند دیگر فلزات قلیایی با مس ترکیب شده ، Amalgam بوجود میآورد. همچنین با طلا و سزیم و سدیم و پتاسیم ، آلیاژ میشود. این عنصر در هنگام مجاورت با آتش ، شعله بنفش رنگی بوجود میآورد.

کاربردها
روبیدیوم بهراحتی یونیزه میشود و از این رو در موتورهای یونی (در وسایل نقلیه فضایی) استفاده میشود. ولی سزیم و گزنون بیشتر در این موارد مورد استفاده قرار میگیرند.
بهعنوان ماده سیال در توربینهای بخار.
بهعنوان دریافت کننده در لولههای خلاء
بهعنوان اجزاء فتوسل
در ساخت شیشههای مخصوص
RbAg4I5 خاصیت رسانایی بالایی در کریستالهای یونی دارد. این ویژگی میتواند در باتریهای فیلمهای نازک و دیگر موارد استفاده شود.
این عنصر همچنین در Magnetohdrodynamic که در آن ، یونهای روبیدیوم با افزایش دما شکل میگیرند و به Magnetic Field فرستاده میشوند، کاربرد دارد و در ژنراتورهای ترمومتریک استفاده میشود. این اتصال الکتریکی که مانند یک آرمیچر عمل میکند و میتواند جریان الکتریسیته تولید کند.
ایزوتوپها
24 ایزوتوپ روبیدیوم شناخته شده است. روبیدیومی که بهصورت طبیعی بوجود میآید، در دو ایزوتوپ ( Rb-85 ( 72% و ( Rb-87( 27.8% رادیواکتیو وجود دارد. مخلوط معمولی روبیدیوم به قدری رادیو اکتیو است که میتواند فیلم عکاسی را در حدودا 30 تا 60 روز ظاهر کند. روبیدیوم 87 ، نیمه عمری معادل 48*109 دارد که بهراحتی جانشین پتاسیم در کانیها میشود و به همین دلیل در همه جا گسترده شده است. Rb در اندازه گیری عمر سنگها موثر است. Rb-87 توسط عمل حذف ذرات بتا به Strontium 87 پایدار تبدیل میشود.

در طی تبلور ، Fractional در Plagioclase غلیظ شده و روبیدیوم را در مایع آزاد میکند. بنابراین میزان Rb/Sr در ماگما در طی زمان افزایش مییابد که باعث بوجود آمدن سنگهایی میشود که میزان تفکیکپذیری و Rb/Sr آنها افزایش مییابد.

میزان بالاتر آن (بیشتر از 10) در Pegmatites بوجود میآید. اگر مقدار اولیه Sr مشخص باشد، عمر آن میتواند با اندازه گیری تمرکز Rb و Sr و میزان Sr-87/Sr-86 تعیین شود. تنها زمانی این تاریخها سن واقعی کانی را مشخص نشان میدهد که سنگها متعاقبا دگرگون شوند.

هشدارها
روبیدیوم به شدت با آب واکنش نشان میدهد و میتواند تولید آتش کند. برای نگهداری امنیت بالا بهصورت خالص این عنصر میبایست زیر روغن معدنی خشک در خلاء یا هوای بیاثر نگهداری شود.

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:31
سزیم

سزیم(سیزیم) عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Cs و عدد اتمی 55 مشخص می باشد.این عنصرنرم ونقره فام از فلزات قلیائی بوده و یکی از سه فلزی است که در حرارت اطاق به حالت مایع می باشند.قابل توجه ترین کاربرد این عنصر در ساعتهای اتمی است.
سزیم بخصوص در "انگلیسی آمریکایی" گاها به شکل cesium (با تلفظ سیزیم) نوشته می شود ، اما بر اساس نظر IUPAC نام رسمی این عنصر ، caesium (سزیم) است ، گرچه از سال 1993 نوع نوشتاری cesium هم رسمیت یافته است.


خصوصیات قابل توجه

طیف الکترومغناطیس سیزیم دارای دو خط روشن در ناحیه آبی طیف وچندین خط دیگر در نواحی قرمز ، زرد و سبز می باشد.این عنصر به رنگ طلائی مایل به نقره ای بوده ، و هر دو ویژگی نرمی و چکش خواری را دارد. سیزیم الکتروپوزیتیو ترین و قلیایی ترین عنصر شیمیایی است و همچنین دارای کمترین پتانسیل یونیزاسیون در بین عناصر می باشد. فراوانی سیزیم از پنج فلز قلیایی غیر رادیواکتیو دیگر کمتر است.( از نظر فنی ، فرانسیم ، پائینترین فلز قلیایی در جدول می باشد ، اما چون بسیار رادیواکتیو بوده ، و در یک زمان کمتر از یک گرم در کل زمین وجود دارد ، فراوانی این عنصر را می توان عملا"صفر در نظر گرفت.)
سزیم به همراه گالیم و جیوه تنها فلزاتی هستند که در دمای اطاق به حالت مایع می باشند. سیزیم در آب سرد بصورت انفجاری واکنش می کند و در حرارتهای بالای منهای 116درجه سلسیوس با یخ نیز واکنش دارد. هیدروکسید سیزیم (CsOH) قوی ترین قلیای شناخته شده است و شیشه را مورد حمله قرار می دهد.


کاربردهــــــــــــــا

چشمگیر ترین کاربرد سیزیم در ساعتهای اتمی است که دقت آنها 5 ثانیه در 300 سال است.

Cs-134 در آب شناسی ، بعنوان معیار سنجش خروجی سیزیم توسط صنعت نیروی اتمی به کار می رود. از این ایزوتوپ به این علت استفاده می گردد که کمتر ازCs-133 یا Cs-137 متداول است ، ایزوتوپ ( Cs-134) را می توان به تنهائی با واکنشهای اتمی تولید کرد . Cs-135 نیز در مورد فوق کاربرد دارد.
سیزیم مانند سایر عناصر گروه 1 میل ترکیبی زیادی با اکسیژن دارد و بعنوان "گیرنده" در لامپهای الکترون به کار می رود.
این عنصر همچنین در باطریهای – نوری کاربرد دارد.

علاوه بر اینها سزیم بعنوان کاتالیزوردر هیدروژنه کردن ترکیبات آلی خاصی مورد استفاده قرار می گیرد.
اخیرا" از این عنصر در سیستم رانش یونی استفاده شده است.


تاریخچـــــــــه

سیزیم ( واژه لاتین caesius به معنی آبی آسمانی) در سال 1860 بوسیله Robert Bunsen و Gustav ***chhoff در آب معدنی Durkheim وبصورت طیف نمایی کشف شد.هویت آن بر اساس خط آبی درخشان در طیف آن بود و اولین عنصری است که بوسیله تحلیل طیف کشف گردید.اولین فلز سزیم در سال 1881 تولید شد. از سال 1967 سیستم بین المللی اوزان ومقیاس ( SI ) ، ثانیه را بعنوان چرخه های 770، 631، 9،192 تشعشع تعیین کرد که مطابق با جابجایی بین دو سطح انرژی حالت پایه اتم Caesium-133 است.از نظر تاریخی مهم ترین کاربرد سزیم در تحقیق و توسعه و اساسا" در کاربردهای شیمیایی و الکتریکی بوده است.


پیدایــــــــــــش

فلز قلیایی سیزیم در لپدولیت ، پلوسیت ( هیدرات سیلیکات آلومینیوم و سزیم ) و منابع دیگری یافت می شود. یکی از مهمترین و غنی ترین منابع این فلز در دریاچهBernic واقع در Manitoba می باشد. در این مکان 300000 تن پلوسیت با میانگین 20 % سیزیم برآورد شده است.




این عنصر را می توان با الکترولیز سیانید گداخته و چند روش دیگر جدا کرد.بوسیله تجزیه حرارتی آزید سیزیم میتوان بصورت استثنائی سیزیم خالص و بدون گاز تهیه نمود.عمده ترین ترکیبات سیزیم کلرید و نیترات آن است. قیمت هر گرم سیزیم در سال 1997 تقریبا" 30 دلار آمریکا بود.


ایزوتوپهـــــــــا

سیزیم دارای 32 ایزوتوپ شناخته شده است که از تمامی عناصر دیگر بیشتر می باشد.جرم اتمی این ایزوتوپها بین 114 تا 145 می باشد. اگرچه این عنصر بیشترین تعدادایزوتوپها را دارا می باشد ، تنها یک ایزوتوپ پایدار طبیعی ( Cs-133) دارد. ایزوتوپ پرتوزا Cs-137 در مطالعات آب شناسی همانند کاربرد H-3 مورد استفاده است.Cs-137 از انفجار سلاحهای اتمی و برون پاشیهای نیروگاههای اتمی تولید می گردد.سیزیم 137 در سال 1954 با آغاز آزمایشات اتمی وارد اتمسفر شد و سریعا" در آن بصورت محلول در آمد. هرگاه Cs-137 وارد آبهای زیرزمینی شود در سطوح خاک به جا مانده وعمدتا" بوسیله جابجائی ذرات از محوطه خارج می شود.نتیجه اینکه فعالیت درونی این ایزوتوپها را می توان مانند عملکرد زمان برآورد نمود.

bamdad-behbahan
1390,05,01, ساعت : 14:36
مرسی تایپیک مفید و علمی امریه که کمتر در بین بچه های 98 ای مشاهده میشه و اکثر بحث ها حول اخبار معمول روز بوده و هست . اما مطلب شما و بخصوص سایتی که معرفی کردید واقعا کامل بود و کارایی های زیادی میتونه داشته باشه . توضیح عناصر هم که در ادامه آوردید تقریبا جامع و تا حدودی تخصصی هست که بدرد دانش آموزان دوره ی دبیرستان و حتی شیمی عمومی و آلی دانشگاه هم میخوره.
شاد و سلامت و تندرست باشید

tabaloga_ra
1390,05,01, ساعت : 14:38
فرانسیم


فرانسیم عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Fr و عدد اتمی 87 یافت میشود. فرانسیم ، فلزی قلیایی و شدیدا" رادیواکتیو است که در سنگ معدن اورانیم و توریم وجود دارد.

خصوصیات قابل توجه
این عنصر که نامش از کشور فرانسه گرفته شده است، در سال 1939 بوسیله "Marguerite Perey" از موسسه کوری در پاریس کشف گردید. فرانسیم سنگینترین فلز قلیایی بوده ، در نتیجه فروپاشی آلفای آکتینیم)بوجود میآید و میتوان آنرا بصورت مصنوعی توسط بمباران توریم با پروتون تهیه کرد. اگرچه این عنصر بطور طبیعی در کانیهای اورانیم یافت میشود، مقدار فرانسیم را در پوسته زمین همیشه کمتر ازتقریبا" 1 اونس تخمین زدهاند. فرانسیم ناپایدارترین عنصر در بین 101 عنصر اول است و وزن اکیوالان آن از هر عنصری بیشتر میباشد.

33 ایزوتوپ برای فرانسیم شناخته شده است. تنها ایزوتوپ فرانسیم که بصورت طبیعی یافت میشود و پایدارترین آنها نیز هست (22 دقیقه) Fr-223 است که دختر ایزوتوپ Ac-227 میباشد. کلیه ایزوتوپهای شناخته شده فرانسیم بسیار ناپایدار هستند بنابراین آگاهی درباره ویژگیهای این عنصر فقط براساس فعالیتهای پرتوشیمیایی ( Radiochemical ) بدست آمده است.

هیچ گروه تحقیقاتی تاکنون مقدار قابل توزینی از فرانسیم را تولید نکرده و این عنصر هنوز تهیه یا جداسازی نشده است و احتمالا" هرگز هم نخواهد شد. نزدیکترین عنصر به فرانسیم از نظر خصوصیات شیمیایی سزیم است.
نام , علامت اختصاری , شماره Francium, Fr, 87
گروه شیمیایی فلز انتقالی
گروه , تناوب , بلوک 1«IA), 7 , s
جرم حجمی , سختی 1870 kg/m3 , no data
رنگ فلزی
خواص اتمی
وزن اتمی (223) amu
شعاع اتمی نا مشخص
شعاع کووالانسی نا مشخص
شعاع وندروالس نامشخص
ساختار الکترونی Rn]7s1]
-e بازای هر سطح انرژی 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1
درجه اکسیداسیون ( اکسید ) 1 (باز قوی)
ساختار کریستالی مکعبی body centered
خواص فیزیکی
حالت ماده جامد
نقطه ذوب 300 K (80.33 °F)
نقطه جوش 950 K (523.4 °F)
حجم مولی no data
گرمای تبخیر no data
گرمای همجوشی no data
فشار بخار no data
سرعت صوت no data
متفرقه
الکترونگاتیویته 0.7 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه نا مشخص
رسانائی الکتریکی 3 106/m اهم
رسانائی گرمایی 15 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون 380 kJ/mol

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 09:50
بریلیم

!اطلاعات اولیه
بریلیم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Be نشان داده شده و دارای عدد اتمی 4 است. بریلیم عنصری است دو ارزشی و سمی ، خاکستری متمایل به آبی ، محکم ، سبک ولی شکننده. این عنصر ، فلز قلیایی خاکی است که عمدتا" بعنوان عامل استحکام در آلیاژها بکار میرود.

تاریخچـــــــــــــه
کلمه بریلیم از واﮊه یونانی beryllos ، beryl گرفته شده است. زمانی بریلیم را گلوسینیم مینامیدند ( از واﮊه یونانی glykys به معنی شیرین ) که علت آن طعم شیرین نمکهای آن بود. در سال 1798 "ونکولین" این عنصر را بصورت اکسید در سنگ زمرد کشف کرد. در سال 1828 "فردریک وهلر" و "آ.آ. بوسی" ( A.A.Bussy ) بطور جداگانه این فلز را از طریق واکنش پتاسیم بر روی کلرید بریلیم بدست آوردند.
پیدایـــــــــش
بریلیم در 30 کانی مختلف یافت میشود که مهمترین آنها ، برتراندیت ، زمرد ، بریل زرد و فناکیت هستند. اشکال ارزشمند بریل ، زمرد کبود و زمرد است .



مهمترین منابع تجاری بریلیم و ترکیبات آن ، بریل و برترندیت (Bertrandite) میباشد. اخیرا" با روش کاهیدن فلورید بریلیم با فلز منیزیم تولید کلان این فلز انجام میشود. فلز بریلیم تا سال 1957 بهآسانی بدست نمیآمد.

خصوصیات قابل توجه
بریلیم ، یکی از فلزات سبکی است که نقطه ذوب بسیار بالایی دارد. ضریب کشش این فلز سبک تقریبا 3/1 بزرگتر از فولاد است. دارای خاصیت هدایت گرمایی خوب ، غیر مغناطیسی و مقاوم در برابر اسید نیتریک غلیظ میباشد. نسبت به اشعه X بسیار نفوذ پذیر است و نوترونها در اثر برخورد ذرات آلفا ( مثلا" از رادیوم یا پلونیوم ) آزاد میشوند. ( تقریبا" 30 نوترون / میلیون ذرات آلفا ).

در شرایط فشار و حرارت استاندارد ، بریلیم در معرض هوا در برابر اکسیداسیون مقاومت میکند. ( اگرچه توانایی آن در خراشیدن شیشه احتمالا" بهعلت تشکیل لایه نازکی از اکسید است. )

کاربـــــــــــردها
بریلیم در تولید بریلیم - مس بعنوان عامل آلیاﮊ ساز بکار میرود. این عنصر ، قابلیت جذب حرارت زیادی دارد. آلیاﮊ بریلیم - مس بهعلت خصوصیات هدایت برقی و حرارتی ، استقامت و سختی زیاد ، غیرمغناطیسی بودن ، مقاومت در برابر زنگ خوردگی و فرسایش ، کاربردهای زیادی دارد. از جمله این کاربردها تولید : الکترودهای جوش نقطهای ، فنر ، ابزارهای فاقد جرقه و اتصالهای برقی است.


آلیاﮊ بریلیم - مس بهجهت مقاومت چند جانبه ، سبکی و خمش ناپذیری در حرارتهای متغیر ، در صنایع دفاعی و هوافضا مثل سازههای بخشهای سبکوزن در هواپیماهای با سرعت بالا ، موشکها ، ماشینهای فضائی و ماهوارههای ارتباطی بکار میرود.


ورقههای نازک بریلیم در عکسبرداری با اشعه X ، نورهای مرئی را فیلتر کرده و باعث آشکار شدن تنها اشعه Xِ میشود.


بریلیم در زمینه پرتو نگاری با اشعه X جهت بازساخت مدارهای یکپارچه میکروسکپی مورد استفاده قرار میگیرد.


چون از نظر جذب نوترون حرارتی واکنش سنجی پایینی دارد، در صنعت نیروی هستهای از این عنصر در رآکتورهای اتمی بعنوان بازتابنده و کندساز استفاده میشود.


همچنین بریلیم در ساخت ترازنما ، تجهیزات کامپیوتری مختلف ، فنرهای ساعت و وسایلی که نیازمند مقاومتهای چندجانبه ، سبکی و استحکام است، بکار میرود.


اکسید بریلیم برای مصارف بسیاری که نیازمند هدایت حرارت خوب ، مقاومت زیاد ، استحکام و نقطه ذوب بالا هستند کاربرد دارد و از اکسید بریلیم بعنوان عایق استفاده میکنند.


ترکیبات بریلیم ، زمانی در لامپهای فلورسنت کاربرد داشتند، اما ادامه این کاربرد بهعلت بریلوز ( بیماری ناشی از مسمومیت توسط بریلیم ) در بین کارگران سازنده این لامپها متوقف شد.
ایزوتوپها
بریلیم تنها یک ایزوتوپ پایدار دارد: (Be-9). بریلیم کیهانی (Be-10) توسط پراش ذرات اتمی اکسیژن و نیتروﮊن بوسیله اشعه کیهانی در جَو حاصل میشود. چون بریلیم تمایل دارد در محلولهایی با PH زیر 5,5 باشد ( بیشتر بارانها PH زیر 5 دارند ). این عنصر میتواند از طریق حل شدن در آب باران در زمین جابجا شود. وقتی باران بیشتر قلیایی شود، بریلیم از محلول خارج میشود.

Be-10 کیهانی با این روش در سطح خاک جمع میشود و نیم عمر نسبتا" طولانی آن (1,5 میلیون سال ) امکان میدهد تا قبل از فرسایش بصورت B-10 ( بور-10 ) مدت زیادی در سطح خاک باقی بماند. Be-10 و محصولات جانبی آن برای سنجس فرسایش خاک ، شکلگیری خاک از سنگپوش ، گسترش خاکهای لاتریک ، همچنین گوناگونیهای فعالیت خورشیدی و عمر Ice core بکار میرود.

این واقعیت که Be-7 و Be-8 ناپایدارند، پیامدهای اساسی بدنبال دارد، به این معنی که عناصر سنگینتر از بریلیم با همجوشی هستهای در انفجار بزرگ (big Bang ) حاصل نشدهاند. بعلاوه ، سطوح انرﮊی هستهای بریلیم 8 به گونه ای است که کربن میتواند در ستارهها تولید شود. پس وجود حیات را ممکن میسازد.

هشدارهـــــــــا
بریلیم و نمک آن ، موادی سمی و احتمالا" سرطانزا هستند. بریلوز یک بیماری مزمن ریوی است که در اثر تماس بریلیم ایجاد میشود. بیماری حاد بریلیم به صورت آماس ریه برای اولین بار در سال 1993 در اروپا و در سال 1943 در آمریکا گزارش شد. موارد بریلوز حاد ، اولین بار در سال 1946در بین کارگران کارخانجات لامپهای فلورسنت در ماساچوست دیده شد.

این بیماری از بسیاری جهات شبیه بیماری سارکوئیدز است و تمایز علائم آنها اغلب دشوار است. گرچه سال 1949 استفاده از ترکیبات بریلیم در لامپهای فلورسنت متوقف شد، مواجهه با این عنصر در صنایع هستهای و هوافضا ، تصفیه فلز بریلیم ، ذوب آلیاﮊهای حاوی بریلیم ، تولید محصولات الکترونیکی و پرداختن با سایر مواد حاوی بریلیم همچنان وجود دارد.

در گذشته ، محققین ، بریلیم و ترکیبات آنرا میچشیدند تا در صورت طعم شیرین ، وجود این عنصر را تایید کنند. امروزه با ایجاد تجهیزات مدرن برای تشخیص این عنصر ، دیگر نیازی به انجام این کار خطرناک نیست و نباید چشیدن این ماده را امتحان کرد. با بریلیم و ترکیبات آن ، باید با کمال احتیاط رفتار شود و هنگام انجام هرگونه فعالیتی که احتمال آزاد شدن گرد بریلیم هست، احتیاط خاصی بکار رود. ( احتمال سرطان ریه در صورت تماس طولانی با بریلیم وجود دارد.)

در صورت بکاربردن روشهایی میتوان از این عنصر بطور ایمن استفاده کرد. قبل از آشنایی با روشهای استفاده صحیح از این عنصر ، نباید به فعالیت با آن بپردازیم.

تاثیرات سلامتی
استنشاق بریلیم خطرناک است. تاثیر آن به میزان و زمان مواجهه با این عنصر بستگی دارد. اگر بریلیم موجود در سطح هوا افزایش یابد، ( بیشتر از μg/m 1000 ) وضعیت بحرانی بوجود خواهد آمد. این وضعیت همانند آماس ریه است و بیماری بریلیم حاد نامیده میشود. استانداردهای هوای محیط کار و اجتماع در جلوگیری از بیماریهای حاد ریوی موثرند.

تعدادی از مردم به بریلیم حساسیت دارند ( 1 تا 15 درصد ). این افراد ممکن است واکنشهای التهابی را در دستگاه تنفسی خود احساس کنند. این حالت بیماری بریلیم حاد (CBD) ، ممکن است سالها پس از مواجهه با سطح بالاتر از استاندارد بریلیم در افراد بوجود آید ( بیشتر از μg/m 2 ). این بیماری باعث احساس ضعف ، خستگی و مشکلات تنفسی میشود. همچنین میتواند باعث بیاشتهایی ، کاهش وزن ، بزرگی بخش راست قلب و در موارد پیشرفته بیماریهای قلبی شود.

حساسیت به بریلیم در بعضی افراد ممکن است فاقد علامت باشد. عموم مردم مستعد ابتلا به به بریلیم حاد نیستند، چون میزان بریلیم در سطح هوا بطور طبیعی بسیار پایین است( μg/m 00002/0- 00003/0 ). در بلع بریلیم هیچگونه عارضه ای ثبت نشده است، چون روده و معده انسان مقدار بسیار کمی از این عنصر را جذب میکنند. زخم معده در سگهایی که در غذایشان بریلیم بوده ، دیده شده است.

بریلیم در صورت تماس با پوستی که دارای بریدگی یا خراش است، ممکن است است ایجاد زخم یا لک نماید. تماس طولانی با بریلیم نیز ممکن است باعث ابتلا به سرطان گردد. سازمان بهداشت و خدمات انسانی آمریکا و آژانس بینالمللی تحقیقات سرطان این کشور ، سرطانزایی بریلیم را تایید کردهاند. نمایندگی حفاظت از محیط زیست آمریکا(EPA) برآورد کرده است که تماس با بریلیم در مدت عمر با میزان μg/g 4 میتواند یک نفر از هر هزار نفر را به سرطان مبتلا کند.

هیچ مطالعه ای درباره تاثیر بریلیم روی بچههایی که در معرض آن هستند، صورت نگرفته است، اما به نظر میرسد تاثیرات سلامتی بریلیم روی بچهها همانند بزرگسالان باشد. نمیدانیم آیا بچهها در آسیبپذیری نسبت به بریلیم با بزرگسالان تفاوت دارند. نمیدانیم آیا مواجهه با بریلیم ، تاثیری بر نارسائیِ جنین یا سایر تاثیرات پیشرفته در مردم خواهد داشت. بررسی اثرات پیشرفته در حیوانات قاطع نیستند.

میزان بریلیم را میتوان در ادرار یا خون اندازه گیری کرد. اما میزان بریلیم موجود در خون یا ادرار نشان دهنده میزان یا مدت تماس با این عنصر نیست. میزان بریلیم همچنین میتوان در نمونههای ریه یا پوست اندازه گیری کرد. این آزمایشات را معمولا"در مطب دکتر نمیتوان انجام داد، اما دکتر میتواند نمونهها را به آزمایشگاهی که انجام دهنده اینگونه آزمایشات است، ارسال کند. یکی دیگر از آزمایشات خون ، آزمایش تکثیر لنفوسیت بریلیم خون است که نشان دهنده حساسیت به بریلیم است و دارای ارزش پیشبینی برای CBD است.

میزان عادی بریلیم که احتمالا" صنایع به هوا میفرستند، دارای ترتیب μg/m 1 بطور میانگین دوره 30 روزه یا μg/m 2 در هوای اطاق کار برای 8 ساعت شیفت کاری میباشد.
http://daneshnameh.roshd.ir/mavara/img/daneshnameh_up/8/83/180pxBeryllium_OreUSGOV.jpg

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 09:56
منیزیم
منیزیم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان Mg و عدد اتمی 12 میباشد. منیزیم ، هشتمین عنصر فراوان است و تقریبا" 2% پوسته زمین را تشکیل میدهد و سومین عنصر فراوان محلول در آب دریا به حساب میآید. کاربرد اصلی این فلز قلیایی خاکی ، بعنوان عامل آلیاژ ساز برای ساخت آلیاژ آلومینیم – منیزیم میباشد.

خصوصیات قابل توجه
منیزیم ، فلزی سبک ، سفید رنگ و نسبتا" محکم است ( یکسوم از آلومینیوم سبکتر ) که در معرض هوا بهآرامی کدر میگردد. پودر این فلز ، هنگامیکه در معرض هوا قرار گیرد، گرم شده ، با شعلههای سفید رنگی میسوزد. اگرچه به شکل نوارهای باریک بهآسانی محترق میشود، سوختن مقادیر زیاد آن دشوار است.

کاربردهــــــا
ترکیبات منیزیم ، بخصوص اکسید منیزیم ، بیشتر بعنوان مواد دیرگداز در کورههای تولید آهن و فولاد ، فلزات غیرآهن ، شیشه و سیمان ، مورد استفاده قرار میگیرد. اکسید منیزیم و سایر ترکیبات هم در صنایع عمرانی ، شیمیایی و کشاورزی بکار میروند. عمده کاربرد منیزیم بصورت یک افزودنی آلیاژساز به آلومینیوم است که از این آلیاژ ، بیشتر در قوطیهای مواد آشامیدنی استفاده میگردد.

همچنین آلیاژهای منیزیم ، اجزای ساختاری اتومبیلها و ماشینآلات را تشکیل میدهند. کاربرد دیگر این فلز ، کمک به جداسازی گوگرد از آهن و فولاد است.

سایر کاربردها
منیزیم ، مانند آلومینیم ، محکم و سبک است، بنابراین اغلب در چرخهای مرغوب که mag wheels نامیده میشوند، بکار میرود.


آلیاژ این فلز در ساخت هواپیما و موشک ضروری است.


منیزیم در صورتیکه بعنوان عامل آلیاژ ساز بکار رود، خصوصیات تولیدی ، مکانیکی و جوش خوردن آلومینیم را ارتقا میدهد.


عامل افزودنی برای پیشرانهای معمولی و مورد استفاده در تولید گلولههای کوچک گرافیت در چدن.


عامل کاهنده برای ساخت اورانیوم خالص و فلزات دیگر از نمکهایشان.


هیدروکسید آن در شیر منیزی ، کلرید و سولفات آن در سولفات دومنیزی و سیتراتهای آن در پزشکی کاربرد دارند.


مگنزیت Dead-burned برای مقاصد دیر گداز از قبیل آجر و آسترهای محافظ در کورهها مورد استفاده است.





منیزیم همچنین در دمای 4000 درجه فارینهایت قابل اشتعال و احتراق است.


دمای فوقالعاده زیادی که برای سوزاندن منیزیم نیاز است، این عنصر را تبدیل به ابزاری راحت برای شروع آتشهای ناگهانی هنگام تفریحات سالم در فضای باز میکند.


پودر کربنات منیزیم ( MgCO3) توسط ورزشکاران رشتههایی چون ژیمناستیک و وزنه برداری ، برای افزایش میزان چسبیدن دست به وسایل ( دستگاهها و هالتر ) مورد استفاده قرار میگیرد.


سایر کاربردها عبارتند از فلاش دوربین عکاسی ، منور بمبهای آتشزا.


شناخت محیط رشد:منیزیم
منیزیم در تولید کلروفیل به کار می رود و در نتیجه عمل فتوسنتز موثر می باشد. در بذرها، منیزیم به مقدار زیاد یافت می شود. علایم کمبود منیزیم در گیاه زردی بین رگبرگهاست. علایم کمبود ابتدا در برگهای پیر مشاهده می شود. و در صورت کمبود شدید، برگ ها شروع به ریزش می کنند. در خاک منیزیم نسبتاً سریع شسته شده و از دسترس گیاه خارج میگردد. برای رفع کمبود منیزیم از کربنات و سولفات منیزیم استفاده می شود.
http://daneshnameh.roshd.ir/mavara/img/daneshnameh_up/f/f8/180pxMagnesiumMetalUSGOV.jpg
نام , علامت اختصاری , شماره Magnesium, Mg, 12
گروه شیمیایی فلز قلیائی خاکی
گروه , تناوب , بلوک 2 «IIA), 3 , s
جرم حجمی , سختی 1738 kg/m3, 2.5
رنگ سفید نقره ای

خواص اتمی
وزن اتمی 24.305 amu
شعاع اتمی (calc.) 150 pm (145 pm)
شعاع کووالانسی 130 pm
شعاع وندروالس 173 pm
ساختار الکترونی [Ne]3s2
-e بازای هر سطح انرژی 2, 8, 2
درجه اکسیداسیون (اکسید) 2 ( باز قوی)
ساختار کریستالی شش گوشه
خواص فیزیکی
حالت ماده جامد (پارا مگنتیسم)
نقطه ذوب 923 K (1202 °F)
نقطه جوش 1363 K (1994 °F)
حجم مولی 14.00 ש»10-6 ««متر مکعب بر مول
گرمای تبخیر 127.4 kJ/mol
گرمای همجوشی 8.954 kJ/mol
فشار بخار 361 Pa at 923 K
سرعت صوت 4602 m/s at 293.15 K
متفرقه
الکترونگاتیویته 1.31 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 1020 J/kg*K
رسانائی الکتریکی 22.6 106/m اهم
رسانائی الکتریکی 156 W/m*K)
1st پتانسیل یونیزاسیون 737.7 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون 1450.7 kJ/mol
3rd پتانسیل یونیزاسیون 7732.7 kJ/mol

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:03
کلسیم
معرفی
کلسیم ، یکی از عناصر شیمیایی با نشانه Ca، دارای عدد اتمی 20 و در گروه دوم اصلی جدول تناوبی قرار گرفته است. کلسیم از نظر فراوانی ، در میان کلیه عناصر پوسته زمین دارای مقام پنجم و در میان فلزات دارای مقام سوم است ترکیبات کلسیم تشکیل دهنده 64/3 % از پوسته زمین میباشد. بلورهای سفید کلسیم ، در دمای C˚810 ذوب میشوند و فلز کلسیم در آب و اسید محلول بوده و هیدروکسید و نمک تولید مینماید.
http://daneshnameh.roshd.ir/mavara/img/daneshnameh_up/0/0c/calcium2.JPG
منابع
منابع کلسیم در پهنه زمین گسترده بوده و در هر یک از سرزمینها بوفور یافت میشود. این عنصر در حیات گیاهی و جانوری دارای نقش حیاتی بوده و در استخوانها و دندانها و پوسته تخم مرغ ، انواع مرجانها و بسیاری از خاکها وجود دارد. همچنین کلرید کلسیم در حدی به گستردگی 15/0% در آب دریا وجود دارد. ذکر این نکته ضروری بنظر می رسد که آهک (اکسید کلسیم) ماده شناخته شدهای است که از قدیم الایام در مورد یونان باستان از آن بعنوان ملات در ساختمانها استفاده می شده است. کلسیم در ترکیب پوسته زمین به مقدار 36300 گرم در تن وجود دارد این عنصر به حالت آزاد یافت نمیشود، بلکه به شکل ترکیب های مختلف در کانیها و به صورت محلول در ساختمان جانوران و گیاهان شرکت می کند. کانیهای حائز اهمیت کلسیم عبارتند از: دولومیت ، گیبس و آپاتیت.

تهیه واستخراج
در صنعت ، فلز کلسیم را میتوان از الکترولیز کلسیم کلرید و مخلوط فلوئورید و پتاسیم کلرید تهیه نمود. در این روش ، از صفحه های زغالی به عنوان آند و از میله های آهن به عنوان کاتد استفاده میشود. در مقیاسی کوچکتر می توان آهک را با فلز آلومینیوم در خلا احیا نموده و متعاقب آن ، عمل را بوسیله منظور بازیافت فلز کلسیم ادامه داد. بعلاوه کلسیم کلرید که عبارت از یک ماده اولیه است را می توان یا بوسیله اثر اسیدکلریدریک پر ماده معدنی کربناته و یا بعنوان ضایعات در فرآیند solvay تهیه کرد.

تجربه و شناسایی
از نظر کیفی ، وجود کلسیم را می توان یا بوسیله تشکیل کربنات نامحلول آن ، و یا بوسیله مشتعل نمودن آن شعله یک مشعل که ایجاد رنگ قرمز درخشان مینماید، تشخیص داد.
از نظر کمی ، کلسیم را بعد از جداکردن از سایر فلزهای قلیایی خاکی ، به روش های کرومات- سولفات و یا اتر- الکل ، از آمونیوم ، اگزالات استفاده می کنند که کلسیم به شکل کلسیم اگزالات رسوب نموده و سپس این رسوب را توزین مینمایند. اگزالات مورد نظر را نیز یا می توان بوسیله اشتعال به اکسید و یا با استفاده از محلولهای استاندارد شده پرمنگنات پتاسیم اکسیده نمود.
!خواص شیمیایی
کلسیم عنصری است که نسبت به فلزات قلیایی و سایر فلزات قلیایی خاکی از قدرت فعالیت کمتری برخوردار است. مانند بریلیم و آلومینیوم ، و برخلاف فلزات قلیایی ، این عنصر بر حسب سوختگی در پوست نمی گردد. باید توجه داشت که در هوا لایه نازکی از اکسید و نیترید بر روی کلسیم تشکیل می شود که می تواند آن را از اثرات بعدی هوا مصون نگاه دارد، لکن در درجه حرارت بالا این عنصر در هوا سوخته و تشکیل مقدار زیادی نیترید می دهد. کلسیم تجارتی به آسانی با آب و اسیدها واکنش نموده تولید هیدروژنی می نماید که حاوی مقدار قابل ملاحظه ای از گاز آمونیاک وهیدروکربنها ، بعنوان ناخالصی میباشد. از حکیم ، می توان بعنوان یک عامل آلیاژ کننده برای فلزات حاوی آلومینیوم به منظور حذف بیسموت از سرب و بعنوان کنترل کننده کربن گرافیتی ، در چدن استفاده کرد. از طرف دیگر می توان از این فلز بعنوان عاملی برای حذف اکسیژن درکارخانجات فولاد و بعنوان عامل احیا کننده در تهیه فلزاتی مانند کروم ، زیرکونیم و اورانیم و بعنوان یک ماده جداکننده برای مخلوط گازهای نیتروژن و آرگون استفاده نمود. ضمنا زمانیکه کلسیم ، به آلیاژهای منیزیم افزوده شود (25/0%) ، ساختمان آنها را تصفیه وموجب کاهش تمایل آتش گیریهای آنها می شود.

ترکیبات کلسیم و کاربرد آنها
عموما می بایست که از ترکیبات سدیم نسبت به ترکیبات کلسیم ، بیشتر استفاده شود، لکن با مقایسه قیمت این دو ترکیب با یکدیگر ، در بسیاری از موارد از ترکیبات کلسیم استفاده می شود. در هر صورت باید توجه داشت که آهک قلیایی ارزان تری ، نسبت به هیدروکسیدسدیم محسوب می شود. از ترکیبات مهم کلسیم می توان به موارد زیر اشاره نمود:


هیدرید کلسیم: این ترکیب در اثر واکنش مستقیم با هیدروژن در C400˚ حاصل می گردد و با آن می توان بسیاری از اکسیدهای معدنی مانند رویتل و بدلیت را تا حد فلز مربوطه احیا کرد همچنین می توان با استفاده از این ترکیب ، کلریدکلسیم را به سدیم احیا و مونوکسید کربن را به فرم آلدهید تبدیل نمود هر بعنوان یک عامل متراکم کننده درتبدیل استون به اکسید مزیتلین و بعنوان کاتالیزور هیدروژناسیون در تبدیل اتیلن به اتان نفش دارد.
اکسید و هیدروکسید کلسیم: اکسید کلسیم ( آهک) را میتوان بوسیله تجزیه حرارتی کربنات معدنی این عنصر در کوره های بلند در فرآیندی مداوم تولید نمود. برای تهیه هیدروکسید کلسیم نیز میتوان از هیدرولیز اکسید آن استفاده نمود. از هیدروکسید کلسیم ، بعنوان قلیا در مواردی که نیاز باشد استفاده میگردد.
سیلید کلسیم: برای تهیه سیلید کلسیم می توان در یک کوره الکتریکی از اثر آهک برسیلیکا و یک زغال احیا کننده استفاده نمود. این ماده بعنوان عامل اکسیژن زدایی از فولاد ، بسیار مفید میباشد.
کربید کلسیم: برای تهیه این ترکیب می توان مخلوطی از آهک و کربن را در یک کوره الکتریکی تحت درجه حرارت C˚3000 قرار داد. کریبد کلسیم در اثر هیدرولیز استیلن تبدیل می گردد که استیلن یک ماده آغاز برای تهیه تعداد کثیری از مواد شیمیایی مهم در صنعت مواد شیمیایی آلی است.
کربنات کلسیم: در طبیعت ، کربنات کلسیم تحت عناوین مختلف و به وفور یافت میشود. سنگ آهک ایسلند و کلسیت اساسا کربنات خالص هستند، در حالیکه ماربل تا اندازه ای دارای ناخالصی میباشد. اگر چه کربنات کلسیم کاملا در آب نامحلول می باشد، لکن در آبهای حاوی دی اکسید کربن ، در حد قابل ملاحظه ای محلول است زیرا در اثر ترکیب با دیاکسید کربن به صورت بیکربنات درمیآید.
هالیدهای کلسیم: از جمله هالیدهای کلسیم ، فلوئورید فسفر سانس ، یکی از ترکیبات گسترده کلسیم می باشد، که با توجه به میزان شفافیت آن ، نسبت به اشعه ماورای بنفش و مادون قرمز از کاربردهای با اهمیتی ، در اسپکتروسکوپی برخوردار است. از دیگر هالیدهای کلسیم ، کلرید کلسیم است که بعنوان عامل خشک کننده و همچنین بدلیل قابلیت انحلال فوق العاده آن در آب سرد ، در سیستمهای خنک کننده استفاده میشود. مضافا از کلرید کلسیم و هیپوکلریت کلسیم بعنوان عامل سفید کننده نیز استفاده میکنند.
کلسیم در بیوسفر (زیست کره)
کلسیم جزء ساختمانی و ثابت کلیه گیاهان بوده و بصورتهای جزء ساختمانی و یون فیزیولوژیکی توامان یافت میشود. مضافا یون کلسیم قادر است اثرات سمی یونهای پتاسیم ، سدیم و منیزیم را بلا اثر نماید. کلسیم بدلیل وجود در خاک قادر است بر قلیائیت آن اثر ومتعاقب آن در رویش گیاهان تاثیر داشته باشد. این عنصر در ساختمان بدن حیوانات (در بافتهای نرم) ، مایعات میان بافتی و اسکت بندی یافت می شود. استخوانهای مهره داران حاوی کلسیم ، بصورت فلوئورید کلسیم ، کربنات کلسیم و فسفات کلسیم می باشد همچنین کلسیم ذاتا در بسیاری از وظائف بیولوژیکی مهره داران ، سهیم است.

شناخت محیط رشد:کلسیم
درون گیاه، کلسیم بیشتر به صورت پکتات کلسیم، در دیواره یاخته ها، یافت می شود. و کارش متصل ساختن یاخته ها به هم است. این ماده ، به علت غیر قابل انتقال بودنش درون بافت ها، باید پیوسته دردسترس گیاه قرار گیرد، کمبود کلسیم باعث کمبود رشد و همچنین لوله شدن برگها و قهوه ای رنگ شدن ریشه ها می گردد. در گوجه فرنگی، کمبود کلسیم باعث گندیدگی ته میوه می شود. در سیب، وجود آن مایه سختی بافت های میوه شده، به عمر پس از برداشت آن می افزاید و کمبودش باعث آسیب پوستی می گردد. گرچه میزان کلسیم، اغلب در خاک ها به مراتب از پتاسیم کمتر است ولی بر عکس پتاسیم، قابلیت جذب آن برای گیاه خیلی زیادتر می باشد.
کمبود کلسیم را می توان با اضافه کردن آهک به خاک بر طرف ساخت ، البته باید در نظر داشت که آهک واکنش خاک را نیز بالا می برد. سوپر فسفات نیز حاوی مقدار زیادی کلسیم است. همچنین برای رفع کمبود کلسیم می توان گیاهان را با کلرور کلسیم و یا نیترات کلسیم محلول پاشی کرد.

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:09
استرانسیوم

اطلاعات اولیه
استرانسیوم ، یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Sr و عدد اتمی آن 38 میباشد. استرانسیوم ، یک فلز قلیایی است که به رنگ سفید مایل به نقرهای یا زرد براق است و بهشدت واکنش پذیر میباشد. این فلز هنگام مواجه با هوا به رنگ زرد در میآید و در Celestite و Strontianite بوجود میآید. Sr-90 بهصورت ذرات رادیو اکتیو بوده ، نیمه عمری معادل 28 سال دارد.

تاریخچه
در سال 1790، "Adaor Crawfprd" ، کانی Strontianite را که از روی شهر اسکاتلندی Strontian نامگذاری شده بود، یافت که با کانیهای دیگر باریوم تفاوت داشت. اما بعد "Klaproth" و "Hope" ، استرانسیوم را در سال 1798 کشف کردند. فلز خالص استرانسیوم برای اولین بار توسط "Sir Humphrey Davy" در سال 1808 با عمل الکترولیز جدا شده ، بدست آمد.

پیدایش
استرانتیوم معمولا در طبیعت بوجود میآید و %0.034 تمام سنگها و صخرههای آتشفشانی را به خود اختصاص میدهد. این عنصر عمدتا بهصورت سولفات کانی Celestite SrSO4 و Carbonate Strontiantie SrCO3 یافت میشود. Celestite بیشتر بهصورت رسوبات تهنشین شده به مقدار زیاد وجود دارد که سهولت در توسعه استخراج معدن را سادهتر و جذابتر میکند. با این حال Strontianite کانی مفیدتری میباشد، چرا که استرانسیوم بیشتر بهصورت کربنات استفاده میشود. اما ذخایر بسیار کمی کشف شده اند که برای توسعه و استخراج معدن مناسب هستند.

این فلز میتواند از طریق عمل الکترولیز کلرید ذوب شده و کلرید پتاسیم بدست آید. همچنین از طریق کاهش اکسید استرانتیوم با آلومینیوم در خلاء و دمای تقطیر استرانسیوم نیز ساخته میشود. سه گونه هندسی از این عنصر وجود دارد که نقطه تغییر حالت آنها از 235 تا 540 درجه میباشد. قیمت فلز خالص (98%) استرانتیوم در سال 1990 $5/oz بود. بزرگترین دخایر استخراج شده این عنصر در انگلستان وجود دارد.

خصوصیات قابل توجه
از آنجا که این عنصر بسیار با هوا واکنش میدهد، در حالت طبیعی بهصورت ترکیبی با عناصر دیگر در کانیهای Strontianite ، Celestite و دیگر کانیها وجود دارد. بهصورت جدا شده ، یک فلز زرد رنگ است که تا حدی نیز چکشخوار میباشد و عمداتا در ساخت شعلههای قرمز آتشبازیها از آن استفاده میشود. استرانتیوم یک فلز نقرهای براق است که از کلسیم نرمتر بوده ، در آب واکنش پذیرتر میباشد.

از استرانسیوم در حالت تجزیه هیدروکسید استرانسیوم و گاز هیدروژن حاصل میشود. برای ایجاد ، هر دو اکسید استرانسیوم و نیترید استرانتیوم در هوا میسوزد، اما از آنجا که این عنصر با گاز هیدروژن زیر دمای 380 درجه واکنش نشان نمیدهد، این عنصر در دمای اطاق فورا اکسید میشود. بنابراین باید زیر Kerosene نگهداری شود تا از اکسیداسیون آن جلوگیری به عمل آید.

فلز استرانسیوم خالص بهسرعت به رنگ زرد در آمده ، اکسید میشود. فلز پودر شده این عنصر فورا در هوا آتش میگیرد. نمکهای فرار استرانتیوم شعلههای زیبایی را به رنگ قرمز سیر بوجود میآورند و این نمکها در Pyrotechnic ها برای تولید روشنایی استفاده میشوند. استرانسیوم طبیعی مخلوطی از چهار ایزوتوپ پایدار میباشد.

کاربردها
در حال حاضر استفاده اولیه استرانسیوم در ساخت شیشه تلوزیونهای رنگی و لامپهای کاتدی آنها میباشد.
در تولید مگنتهای هیدروکسید آهن و پالایش روی کاربرد دارد.
Strontium Titanate نمای انکساری بسیار بالایی دارد و پراکندگی نوری آن از الماس نیز بیشتر است که باعث افزایش کاربرد آن در استفادههای نوری بصری میشود.
Strontium Titanate بهعنوان سنگ جواهر نیز مورد استفاده قرار گرفته است، اما بسیار نرم بوده ، بهراحتی خراشیده میشود و از این رو در جواهرات کاربرد زیادی ندارد. این سنگها بهصورت طبیعی بوجود نمیآیند.
استرانسیوم برای تولید رنگ در آتش بازیها نیز بکار میرود.
ایزوتوپها
استرانسیوم که یک فلز قلیایی میباشد، چهار ایزوتوپ طبیعی و پایدار دارد: Sr-84%0.56 , Sr-86%9.86 , Sr-81%7.0 و Sr-88%82.58. تنها ایزوتوپ Sr-87 رادیوژنیک میباشد که از تجزیه فلز قلیایی و رادیواکتیو روبیدیوم که نیم عمر 48800000 سال دارد، بوجود آمده است. بنابراین تنها دو منبع برای تولید Sr-87 وجود دارد که یا از ترکیب هستهای عنصری با Sr-84 , Sr-86 و Sr-88 شکل میگیرد و یا از تجزیه رادیو اکتیو روبیدیوم 87.

از آنجا که استرانتیوم ، شعاع اتمی مشابه با کلسیم دارد، بهراحتی در کانیها جایگزین آن میشود. میزان Sr-87/Sr-86 در کانیها و سنگها از 0.7 تا 4.0 گسترده شده است. 16 ایزوتوپ ناپایدار نیز برای این عنصر وجود دارند که مهمترین آنها Sr-90 با نیمه عمر 29 سال میباشد که از محصولات هستهای)) است که مشکلاتی را برای سلامتی انسان به همراه دارد، چرا که بهراحتی میتواند جانشین کلسیم در استخوان شود و از دفع از بدن جلوگیری کند.

این ایزوتوپ از قویترین و پویاترین ساتعکنندگان اشعه بتا است که تاکنون شناخته شده است و در سیستمهایSNAP (Systems for Nuclear Auxiliary Power) استفاده میشود. به نظر میرسد که از این سیستمها در ایستگاههای هوایی دور دست سفینهها و شناورهای راهیاب و کلا مکانهایی که به یک منبع نیروی اتمی با وزن کم و قدرت الکتریکی و هستهای نیاز باشد، بکار رود.

هشدارها
استرانسیوم بهصورت خالص بسیار با آب واکنش میدهد و فورا آتش گرفته ، تولید آتش میکند و ممکن است که خطرات آتشسوزی را به همراه داشته باشد. بدن انسان نمیتواند از نظر شیمیایی فرقی مابین استورنیوم و کلسیم قائل شود و استرانسیوم را نیز همانند کلسیم بهراحتی جذب میکند. استرانسیوم پایدار تهدیدات جدی برای سلامتی به همراه ندارد، اما استرانسیوم رادیواکتیو میتواند باعث بیماریهای استخوانی از جمله سرطان استخوان شود.

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:34
رادیوم

رادیوم ، یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Ra و عدد اتمی آن 88 میباشد. ظاهرش تقریبا کاملا سفید است که در مجاورت با هوا سیاه میشود. رادیوم از گروه فلزات قلیایی خاکی بوده و همراه با اورانیوم یافت میشود. این عنصر بهشدت رادیواکتیو بوده و ایزوتوپ پایدار آن 226Ra با نیم عمر 1602 سال است که به گاز کشنده رادون تبدیل میشود.

تاریخچه
رادیوم در سال 1898 ، در Bitchblende در شمال Bohemia توسط "Marie Curie" و شوهرش Pierre ، کشف شد. آنها در طی مطالعاتشان بر روی اورانیت با حذف کردن اورانیوم به ماده ای برخوردند که هنوز خاصیت رادیو اکتیوی داشت. آنها با این عمل یک مخلوط رادیو اکتیو جدا کردند که بیشتر آن را باریم که شعله ای قرمز رنگ و درخشان داشت و هرگز قبلا ثبت نشده بود، تشکیل میداد. رادیوم خالص در سال 1902 بوسیله عمل الکترولیز محلول کلرید رادیوم با الکترود جیوه و تقطیر گاز هیدروژن توسط "Curie" و "Andre Debierne" بدست آمد.

محصولات تجزیهای رادیوم که بهصورت رادیوم A، B،C و .. شناخته شده میباشند، در واقع ایزوتوپ عناصر دیگر هستند:


Radium emanation - radon-222
Radium A - polonium-228
Radium B - lead-214
Radium C - bismuth-214
Radium C1 - polonium-214
Radium C2 - thallium-210
Radium D - lead-210
Radium E - bismuth-210
Radium F - polonium 210
در چهارم فوریه 1936، رادیوم E بهعنوان اولین عنصر رادیو اکتیو مصنوعی بدست آمد. در طی دهه 1930 کارگرانی که با شبنماها کار میکردند و در معرض رادیوم قرار میگرفتند، دچار مشکلات جدی مانند زخم کمخونی و سرطان استخوان میشدند. به همین دلیل استفاده از رادیوم بهسرعت متوقف شد. کار با رادیوم با عنوان دلیلی برای مرگ زودرس Marie Curie در نظر گرفته شد.

پیدایش
از آنجا که رادیوم یکی از محصولات تجزیهای اورانیوم میباشد، در معادن اورانیوم یافت میشود. رادیوم ، بیشتر از معدن اورانیت در Joachimsthal Bohemia بدست میآید. تقریبا در هر 7 تن اورانیت ، یک گرم رادیوم وجود دارد. خاکهای Carnotite در Colorado ، حاوی مقداری رادیوم هستند، اما معادن عنی تر در جمهوری دموکراتیک کونگو و Greate Lake کانادا قرار دارد. این عنصر را میتوان از ضایعات اورانیوم نیز بدست آورد. معادن بزرگ اورانیوم در Ontario ، new mexico ، Utah ، Autralia قرار دارند.

خصوصیات قابل توجه
رادیوم که سنگینترین فلزات قلیایی خاکی میباشد، بسیار رادیو اکتیو بوده و از نظر شیمیایی به فلز باریم شباهت دارد. این فلز بهصورت ترکیبی و در مقادیر بسیار کم در معادل اورانیوم یافت میشود. آماده سازی رادیوم برای نگهداری آن در دماهای بالاتر از دمای محیط با توجه به تششعات آلفا ، بتا و گامای رادیوم بسیار قابل توجه میباشد. همچنین رادیوم اگر در مجاورت برلیوم قرار بگیرد، نوترون تولید میکند.

فلز رادیوم بهصورت خالص به رنگ سفید براق میباشد که در مجاورت هوا به رنگ سیاه تغییر مییابد. (احتمالا این عمل بهدلیل وجود ساختارهای نیتریدی آن رخ میدهد) رادیوم فلزی درخشان بوده و رنگ آبی کمرنگ از خود ساتع میکند. همچنین در آب تجزیه شده و هیدرواکسید رادیوم را میسازد که مقداری از باریم فرارتر است.

کاربردها
موارد استفاده عملی از رادیوم به خواص رادیواکتیوی آن برمیگردد. البته برخی از ایزوتوپهای رادیواکتیوی که اخیرا کشف شدهاند، مانند کبالت 8 و سزیم 137 جایگزین رادیوم شدهاند، چرا که بیشتر آنها قدرتمندتر بوده و کار کردن با آنها سادهتر و ایمنتر است.



یک گرم رادیوم ، روزانه به مقدار 0.0001 میلیگرم گاز رادون از خود ساطع میکند که در درمان سرطانها موثر است.
رادیوم قبلا بهصورت شبنما)) در ساعتها و ابزارهای شماره گیر استفاده میشد. البته امروزه این کاربرد بهدلیل زیاد شدن تاثیرات منفی که به خاصیت رادیواکتیوی آنها برمیگردد، منسوخ شده است.
رادیوم بهعنوان یک منبع نوترونی با انرژی زیاد در مطالعات فیزیکی کاربرد دارد.
رادیوم ( معمولا بهصورت کلرید رادیوم) برای تولید گاز رادون که در درمان سرطانها موثر است، در پزشکی کاربرد دارد.
کوری که واحد SI برای اندازه گیری خاصیت رادیو اکتیوی میباشد، بر اساس رادیوم 226 قرار داده شده است.
رادیوم که از بزرگترین عناصر میباشد، همچنین در منابع نوترونی بهصورت ترکیبی با Francium بکار برده میشود.
ترکیبات
ترکیبات آن به رنگ قرمز عمیق ( قرمز پر رنگ crimson carmine با سایه ای از بنفش ) بوده و طیف مشخصی را ایجاد میکنند. ترکیبات رادیوم بهعلت نیم عمر کوتاه و رادیواکتیویته شدید ، بسیار کمیاب بوده ، به حالت جدا در سنگ معدن اورانیوم وجود دارد.

فلوریدها
رادیوم «II» فلوراید (RaF2)
کلریدها
رادیوم «II» کلرید (RaCl2)
برومیدها
رادیوم «II» برومید (RaBr2)
یدیدها
رادیوم «II» یدید (RaI2)
هیدریدها ( اطلاعاتی در دست نیست. )
اکسیدها
رادیوم «II» اکسید (RaO)
سولفیدها ( اطلاعاتی در دست نیست. )
سلیندها ( اطلاعاتی در دست نیست. )
تلوریدها ( اطلاعاتی در دست نیست. )
نیتریدها ( اطلاعاتی در دست نیست. )
ایزوتوپها
رادیوم ، 25 ایزوتوپ گوناگون دارد که چهار تا از آنها در طبیعت یافت میشوند که رادیوم 226 بیشترین و پایدارترین آنهاست. Ra223 ، Ra224 ، Ra226 و Ra228 همه از تجزیه عنصر U یا Th بوجود میآیند. Ra226 محصول تجزیه عنصر U238 بوده که طولانیترین عمر ایزوتوپی رادیوم با نیم عمر 1602 سال را داراست. بعد از آن طولانیترین عمر ایزوتوپی متعلق به Ra228 است که با نیمه عمر 6.7 سال میباشد که حاصل تجزیه عنصر Th232 است.

خاصیت رادیواکتیوی
رادیوم حدودا 1 میلیون برابر اورانیوم خاصیت رادیو اکتیوی دارد. تجزیه رادیوم در شش مرحله انجام میگیرد. محصولات اصلی و متوالی رادیوم که مورد مطالعه و بررسی قرار گرفتهاند، Emanation یا Exradio نام دارند: Radium A ، B ، C و … . (emanation یک گاز سنگین است و محصولات دیگر آن جامد میباشند.)

این عناصر که وزن اتمی آنها مقداری کمتر از وزن عناصر دیگر میباشد، عناصری ناپایدار هستند. رادیوم در هر 25 سال 1% از فعالیت خود را از دست میدهد، چراکه به عناصری با وزن اتمی کمتر تبدیل میشود. سرب ، آخرین محصول تجزیه رادیوم میباشد. کوری واحد اندازگیری خاصیت رادیو اکتیوی میباشد که میزان تجزیه آن برابر با تجزیه یک گرم رادیوم 226 است.

هشدارها
رادیوم ، سمی است. رادیوم به شدت رادیو اکتیو بوده و محصول تجزیه آن ، رادون ، برای شش بسیار کشنده است از آنجا که رادیوم با کلسیم در ارتباط است، میتواند صدمات جدی را بدلیل جایگزینی در استخوان بوجود آورد. استنشاق ، تزریق و یا تماس بدنی با رادیوم میتواند موجب سرطان شده و مشکلات جسمی دیگری را بوجود آورد. رادیوم ذخیره شده باید به هوا داده شود تا از جمع شدن و انباشتگی رادون جلوگیری به عمل آید.

انرژی ساطع شده از رادیوم ، گازها را به یون تبدیل میکند، بر روی صفحات عکاسی تاثیر میگذارد، باعث بوجود آمدن زخم بر روی پوست میشود و تاثیرات دیگری را نیز بر جای میگذارد. میزان این تاثیرات به مقدار رادیوم موجود بستگی دارد، نه ترکیب شیمیایی آن.
نام, علامت اختصاری, شماره Radium, Ra, 88
گروه شیمیایی قلیائی خاکیها
گروه, تناوب, بلوک 2«IIA), 7 , s
جرم حجمی, سختی) 5000 kg/m3, no data
رنگ سفید نقرهای براق
خواص اتمی
وزن اتمی (226.0254) amu
شعاع اتمی 215 pm
شعاع کووالانسی no data
شعاع وندروالس no data
ساختار الکترونی [Rn]7s2
-e بازای هر سطح انرژی 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2
درجه اکسیداسیون (اکسید) 2 ( باز قوی)
ساختار کریستالی بدنه مکعب مرکزی
خواص فیزیکی
حالت ماده جامد غیر مغناطیسی
نقطه ذوب 973 K (1292 °F)
نقطه جوش 2010 K (3159 °F)
حجم مولی 41.09 ((scientific notation|ש»10-6 m3/mol
گرمای تبخیر no data
گرمای هم جوشی 37 kJ/mol
فشار بخار 327 Pa at 973 K
سرعت صوت no data
متفرقه
الکترونگاتیویته 0.9 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 94 J/kg*K
رسانائی الکتریکی no data
رسانائی گرمایی 18.6 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون 509.3 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون 979.0 kJ/mol
3rd پتانسیل یونیزاسیون no data

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:40
برون

بورون ( بور ) ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان B و عدد اتمی 5 میباشد. این عنصر ، شبه فلز سه ظرفیتی به مقدار فراوان در سنگ معدن بوره (borax) وجود دارد. این عنصر به دو شکل ایزوتوپ یافت میشود: بورون غیر بلورین که بصورت پودر قهوهای رنگ و بورون فلزی که سیاه رنگ است. نوع فلزی آن سخت بوده ( 9,3 در مقیاس Mohs ) که رسانای خوبی در حرارت اطاق نمیباشد. بورون هرگز بصورت آزاد در طبیعت یافت نمیشود.

خصوصیات قابل توجه
بورون ، کمبود الکترون داشته ، دارای یک اوربیتال p آزاد است. ترکیبات بورون ، رفتاری همانند اسیدهای لوییس دارند و بهسرعت ، جهت ارضاء میل بورون به جذب الکترون ، به گونههای دارای الکترون زیاد میچسبند. از ویژگیهای ظاهری این عنصر ، گسیل اشعه مادون قرمز است. در حرارتهای استاندارد ، بورون رسانای الکتریکی ضعیفی است، اما در حرارت بالا خاصیت هدایت الکتریکی خوبی دارد.

خاصیت کشش پذیری بورون از تمامی عناصر شناخته شده بیشتر است. از نیترید بورون میتوان در ساخت موادی به سختی الماس استفاده نمود. از این نیترید بعنوان عایق استفاده میگردد، اما خاصیت هدایت حرارتی شبیه یک فلز دارد. این عنصر همچنین دارای خاصیت روان کننده مثل گرافیت است. بورون مانند کربن دارای توانایی ایجاد شبکههای مولکولی با پیوند کووالانسی است.

کاربردها
مهمترین ترکیب بورون از نظر اقتصادی تترابورات سدیم Na2B4O7, 5H2O یا بوراکس است که به میزان بسیار زیادی در ساخت عایقهای فایبر گلاسی و سفید کننده پربورات سدیم بکار میرود.
بورون غیر بلورین بهسبب رنگ سبز مخصوصی که دارد، در فشفشههای نورافشان بکار میرود.
اسید بوریک ، ترکیب مهمی است که در محصولات پارچهای مورد استفاده قرار میگیرد.
ترکیبات بورون دردر ترکیبات آلی و تولید شیشههای بوروسیلیکات کاربرد وسیعی دارند.
سایر ترکیبات ، بعنوان نگهدارندههای چوب مورد استفاده قرار میگیرند و ویژگی خاصی که در این مورد دیده میشود، درجه پایین سمی بودن آنها است.
بورون- 10بهعنوان سپری در برابر تشعشعات و نوترون یاب در کنترل رآکتورهای اتمی بکار گرفته میشود.
مفتولهای بورون ، موادی سبک و بسیار مقاوم هستند و عمدتا" در سازههای پیشرفته هوا-فضا کاربرد دارند.
مطالعه بر روی ترکیبات بورون در حال انجام است تا از آنها در موارد گسترده دیگری از جمله غشاهای نفوذ پذیر قند ، دریافتگرهای کربوهیدرات و bioconjugates استفاده شود.
مطالعه بر روی کاربردهای دارویی نیز در حال انجام است، از جمله درمان با جذب نوترون بورون و تولید دارو. سایر ترکیبات بورون نیز نوید بخش معالجه ورم مفاصل (آرتروز) هستند.
تاریخچه
ترکیبات بورون ( از ریشه عربی Buraq و فارسی بوره ) هزاران سال پیش شناخته شدهاند. در یونان باستان ، وابسته به سنگ معدنی به نام natron بود که علاوه بر سایر نمکهای معمول ، حاوی بورات نیز بود. لعابهای بوراکس درچین ، از 300 بعد از میلاد بکار میرفت و در روم باستان نیز از ترکیبات بورون در تولید شِشه استفاده میشد.

Sir Humphrt Davy ، Gay-Lussac و L.J.Thenard در سال 1808 این عنصر را با درصد خلوص 50 جدا کردند. آنها این ماده را بعنوان یک عنصر نپذیرفتند. در ســال 1824 "Jٱٱ Jacob Berzelius" بورون را بعنوان یک عنصر شناسایی کرد. "W.Weintraub" شیمیدان آمریکایی اولین کسی بود که سال 1909 موفق به تولید بورون خالص شد.

پیدایش
آمریکا و ترکیه ، بزرگترین تولید کنندگان بورون هستند. این عنصر در طبیعت بهصورت اصلی خود یافت نمیشود، بلکه بصورت ترکیب در بوراکس ، اسید بوریک ، بورات کلسیم ، کربنیت ، ulexite و بوراتس وجود دارد. بوریک اسید گاهی در آب چشمههای آتشفشانی یافت میشود. Ulexite نوعی کانی است که بطور طبیعی خصوصیات فیبرهای نوری را دارا میباشد.

از نظر اقتصادی ، منابع مهم آن ، سنگ معدن راسوریت اوره ( kernite ) و تینکال ( سنگ معدن باروکس ) است که هر دوی آنها در صحرای موهاوی در کالیفرنیا وجود دارند، (در این محل باروکس مهمترین منبع است ).ترکیه محل دیگری است که میزان بسیار زیادی از این عنصر در آن وجود دارد.

بورون خالص بهآسانی تهیه نمیشود. ابتداییترین روش برای تهیه آن ، کاهش اکسید بور با فلزاتی چون منیزیوم یا آلومینیوم بود.اما این محصول تقریبا" همیشه با بورید فلزات آلوده میباشد. (با این وجود این واکنش بسیار چشمگیر است ). بورون خالص را میتوان با کاهش hologenide های بورون ناپایدار بوسیله هیدروژن و در حرارت بالا تهیه نمود. در سال 1997 بورون بلورین ( خلوص 99% ) هر گرم 5 دلار و نوع بیشکل آن هر گرم 2 دلار قیمت داشت.

ایزوتوپها
بورون دارای دو ایزوتوپ طبیعی پایدار است:( B-11 ( 1/80% و ( B-10( 9/19%. نتایج بسیار متفاوت در رشته وسیعی از 11 δB-، آنرا در آبهای طبیعی بین 16- تا 59+ برآورد می کند.(؟) شکنش ایزوتوپی بورون بوسیله واکنشهای تبادلی گونه های بورون ( BOH3 و BOH4 ) کنترل میشود. همچنین ایزوتوپهای بورون در خلال تبلور معدنی ، در طی تغییرات فازی H2O nv سیستمهای آب گرمایی ( hydrothermal ) و دگرگونی آب گرمائی سنگ شکنش مییابند. این تاثیر آخری ( ترجیحا خروج گونه یون 10B(OH)4 ) احتمالا" باعث غلظت بالای 11B در آب دریا به نسبت پوسته های اقیانوسی و قارهای است.

هشدارها
بورون عنصری و بوراتها سمی نیستند، لذا هنگام سروکار با آنها نیاز به ملاحظات خاصی نیست. بعضی از ترکیبات هیدروژن –بورون سمی هستند که هنگام کار با آنها نیاز به توجهات ویژهای میباشد.

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:45
آلومینیوم


تاریخچه کشف آلومینیوم
"فردریک وهلر" بطور کلی به آلومینیوم خالص اعتقاد داشت .(لاتین :alum alumen). اما این فلز دو سال پیشتر بوسیله "هانس کریستین ارستد" شیمیدان و فیزیکدان دانمارکی بدست آمد. در روم و یونان باستان این فلز را بعنوان ثابت کننده رنگ در رنگرزی و نیز بعنوان بند آورنده خون در زخمها بکار میبردند و هنوز هم بعنوان داروی بند آورنده خون مورد استفاده است. در سال 1761 ، "گویتون دموروو" پیشنهاد کرد تا alum را آلومین (alumin) بنامند.

پیدایش و منابع
اگر چه Al ، یک عنصر فراوان در پوسته زمین است(18%) ، این عنصر در حالت آزاد خود بسیار نادر است و زمانی یک فلز گرانبها و ارزشمندتر از طلا به حساب میآمد. بنابراین ، بعنوان فلزی صنعتی اخیرأ مورد توجه قرار گرفته و در مقیاسهای تجاری تنها بیش از 100 سال است که مورد استفاده است. در ابتدا که این فلز کشف شد، جدا کردن آن از سنگها بسیار مشکل بود و چون کل آلومینیوم زمین بصورت ترکیب بود، مشکلترین فلز از نظر تهیه به شمار میآمد.


آلومینیوم برای مدتی از طلا با ارزشتر بود، اما بعد از ابداع یک روش آسان برای استخراج آن در سال 1889 ، قیمت آن رو به کاهش گذاشت و سقوط کرد. تهیه مجدد این فلز از قطعات اسقاط (از طریق بازیافت) تبدیل به بخش مهمی از صنعت آلومینیوم شد. بازیافت آلومینیوم موضوع تازه ای نیست، بلکه از قرن نوزدهم یک روش رایج برای این کار وجود داشت. با اینهمه تا اواخر دهه 60 این یک کار کم منفعتی بود تا زمانیکه بازیافت قوطیهای آلومینیومی آشامیدنیها بالاخره بازیافـت این فلز را مورد توجه قرار داد. منابع بازیافت آلومینیوم عبارتند از: اتومبیلها ، پنجره ها ، درها ، لوازم منزل ، کانتینرها و سایر محصولات ... .

معرفی
آلومینیوم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای علامت Al و عدد اتمی 13 میباشد. آلومینیوم که عنصری نقرهای و انعطافپذیر است، عمدتأ به صورت سنگ معدن بوکسیت یافت میشود و از نظر مقاومتی که در برابر اکسیداسیون دارد، همچنین وزن و قدرت آن ، قابل توجه است. آلومینیوم در صنعت برای تولید میلیونها محصول مختلف بکار میرود و در جهان اقتصاد ، عنصر بسیار مهمی است.

اجزای سازههایی که از آلومینیوم ساخته میشوند، در صنعت هوانوردی و سایر مراحل حمل و نقل بسیار مهم هستند. همچنین در سازههایی که در آنها وزن پایداری و مقاومت لازم هستند، وجود این عنصر اهمیت زیادی دارد.

ویژگیهای قابل توجه
آلومینیوم ، فلزی نرم و سبک ، اما قوی است، با ظاهری نقرهای - خاکستری مات و لایه نازک اکسیداسیون که در اثر برخورد با هوا در سطح آن تشکیل میشود، از زنگ خوردگی بیشتر جلوگیری میکند. وزن آلومینیوم تقریبأ یک سوم فولاد یا مس است.ِ چکش خوار ، انعطاف پذیر و به راحتی خم میشود. همچنین بسیار بادَوام و مقاوم در برابر زنگ خوردگی است. بعلاوه ، این عنصر غیر مغناطیسی ، بدون جرقه ، دومین فلز چکش خوار و ششمین فلز انعطافپذیر است.

کاربردها
چه از نظر کیفیت و چه از نظر ارزش ، آلومینیوم کاربردیترین فلز بعد از آهن است و تقریبأ در تمامی بخشهای صنعت دارای اهمیت میباشد. آلومینیوم خالص ، نرم و ضعیف است، اما میتواند آلیاژهایی را با مقادیر کمی از مس ، منیزیوم ، منگنز ، سیلیکون و دیگر عناصر بوجود آورد که این آلیاژها ویژگیهای مفید گوناگونی دارند. این آلیاژها اجزای مهم هواپیماها و راکتها را میسازند.

وقتی آلومینیوم را در خلاء تبخیر کنند، پوششی تشکیل میدهد که هم نور مرئی و هم گرمای تابشی را منعکس میکند. این پوششها لایه نازک اکسید آلومینیوم محافظ را بوجود میآورند که همانند پوششهای نقره خاصیت خود را از دست نمیدهند. یکی دیگر از موارد استفاده از این فلز در لایه آینههای تلسکوپهای نجومی است.

برخی از کاربردهای فراوان آلومینیوم عبارتند از:



حمل و نقل ( اتومبیلها ، هواپیماها ، کامیونها ، کشتیها ، ناوگانهای دریایی ، راه آهن و ... )
بستهبندی ( قوطیها ، فویل و... )
ساختمان ( درب ، پنجره ، دیوار پوشها و ... )
کالاهای با دوام مصرف کننده ( وسایل برقی خانگی ، وسایل آشپزخانه ، ... )
خطوط انتقال الکتریکی ( بهعلت وزن سبک اگرچه هدایت الکترِکی آن تنها 60% هدایت الکتریکی مس میباشد )
ماشین آلات
اکسید آلومینیوم (آلومینا) بطور طبیعی و بصورت کوراندوم ، سنگ سمباده (emery) ، یاقوت (ruby) و یاقوت کبود (sapphire) یافت میشود که در صنعت شیشهسازی کاربرد دارد. یاقوت و یاقوت کبود مصنوعی در لیزر برای تولید نور همنوسان بکار میروند. آلومینیوم با انرژی زیادی اکسیده میشود و در نتیجه در سوخت موشکهای با سوخت و دمازاها مورد استفاده واقع میشود.

استخراج آلومینیوم
آلومینیوم یک فلز واکنشگر است و نمیتواند از سنگ معدن خود بوکسیت (Al2O ) بوسیله کاهش با کربن جدا شود. در عوض روش جداسازی این فلز از طریق الکترولیز است. (این فلز در محلول اکسیده شده ، سپس بصورت فلز خالص جدا میشود.) لذا جهت این کار ، سنگ معدن باید درون یک مایع قرار بگیرد. اما بوکسیت دارای نقطه ذوب بالایی است (2000 درجه سانتیگراد) که تامین این مقدار انرﮊی از نظر اقتصادی مقرون به صرفه نیست.

برای سالهای زیادی بوکسیت را در فلورید سدیم و آلومینیوم مذاب قرار میدادند و نقطه ذوب آن تا 900درجه سانتیگراد کاهش مییافت. اما امروزه مخلوط مصنوعی ازآلومینیوم ، سدیم و فلوئورید کلسیم ، جایگزین فلورید سدیم و آلومینیوم شده است. این فرایند هنوز مستلزم انرژی بسیار زیاد است و کارخانجات آلومینیوم دارای ایستگاههای برق مخصوص خود در اطراف این کارخانهها هستند.

الکترودهایی که در الکترولیز بوکسیت بکار میروند، هر دو کربن هستند. وقتی سنگ معدن در حالت مذاب است، یونهای آن آزادانه حرکت میکنند. واکنش در کاتد منفی اینگونه است:



Al3+ + 3e ----> Al

در اینجا یون آلومینیوم در حالت کاهش است(الکترونها اضافه میشوند). سپس فلز آلومینیوم به سمت پایین فرو میرود و خارج میشود.

آند مثبت ، اکسیژن بوکسیت را اکسیده میکند که بعد از آن با الکترود کربنی واکنش کرده تا تولید دیاکسید کربن نماید.

این کاتد باید عوض شود، چون اغلب تبدیل به دیاکسید کربن میشود. بر خلاف هزینه الکترولیز ، آلومینیوم فلزی ، ارزان با کاربرد وسیع است. امروزه آلومینیوم را میتوان از خاکه معدنی (clay) استخراج کرد، اما این فرایند ، اقتصادی نیست.

ایزوتوپها
آلومینیوم ، دارای 9 ایزوتوپ است که عمدهترین آنها بین 23 تا 30 مرتب شدهاند. تنها Al-27 ( ایزوتوپ پایدار ) و AL-26 (ایزوتوپ رادیو اکتیو) بطور طبیعی وجود دارند. AL-26 از پراشیدن ذرات اتم آرگون در اتمسفر که در نتیجه پروتونهای اشعه کیهانی رخ میدهد، تولید میشود. ایزوتوپهای آلومینیوم ، کاربردهای عملی در تعیین قدمت رسوبات دریایی ، خاستگاه منگنز ، یخهای دوران یخبندان ، کوارتز در صخرهها و شهاب سنگها دارد.

AL-26 اولین بار در مطالعات ماه و شهابسنگها بکار رفت. اجزاء شهابسنگها بعد از جدا شدن از پیکره مادر در مدت سفر خود در فضا در معرض شدید بمباران اشعه کیهانی هستند که باعث تولید آلومینیوم 27 پایدار میشود. بعد از سقوط روی زمین ، حفاظ اتمسفر مانع از تولید AL-26 بیشتر از قطعات شهابسنگها میشود و واپاشی آن در تعیین عمر زمینی آنها موثر است. تحقیقات روی شهابسنگها ثابت کرده است که AL-26 در زمان شکلگیری سیاره ما نسبتا به مقدار فراوان وجود داشته است. احتمالا انرژی آزاد شده در نتیجه واپاشی AL-26 ، ذوب شدن مجدد و جدایی سیارکها بعد از شکل گیری آنها را 2-4 میلیارد سال پیش در پی داشته است.

هشدارها
آلومینیوم یکی از معدود عناصر فراوانی است که ظاهرا هیچ فعالیت موثری در سلولهای زنده ندارد. اما درصد کمی از مردم به آن حساسیت دارند. آنها تجربه کردهاند تماس هر نوع از آن موجب التهاب پوستی میشود. مصرف داروهای بند آورنده خون و مواد ضد عرق باعث ایجاد جوشهای خارش آور و سوء هاضمه میگردد. عدم جذب مواد غذایی مفید از غذاهای پخته شده در ظروف آلومینیومی همچنین تهوع و سایر علائم مسمومیت در نتیجه خوردن اینگونه محصولات مانند Maalox ، Amphojel ، Kaopectate .

در سایر افراد آلومینیوم مانند فلزات سنگین ، سمی نیست، اما در صورت مصرف زیاد علائمی از مسمومیت دیده شده است. اگرچه استفاده از ظروف غذای آلومینیومی به خاطر مقاومت در برابر زنگزدگی و خاصیت هدایت گرمایی بالای آنها بسیار رایج است، در کل ، هیچگونه علامتی در مورد ایجاد مسمومیت آنها دیده نشده است. مصرف زیاد داروهای ضد اسید و مواد ضد عرق که حاوی ترکیبات آلومینیومی هستند، احتمال مسمومیت بیشتری دارند. بعلاوه احتمال ارتباط آلومینیوم با بیماری آلزایمر مطرح شده است، گرچه اخیرا این فرضیه رد شده است.

املا
املاء رسمی این عنصر ، IUPAK) Aluminium) است، گرچه عموما آمریکاییها و کاناداییها آنرا بصورت Aluminum نوشته و تلفظ میکنند. "همفری دیوی" در سال1807 Aluminum را برای عنصر کشف شده در آن زمان ارائه کرد، اما بعدا تصمیم گرفت تا این نام را به Aluminium تغییر دهد که با وجود ium در نام بیشتر عناصر تطبیق کند. بعدها املا Aluminium در بریتانیا و آمریکا متداول شد، اما بعد بتدریج آمریکاییها برای اهداف غیرتخصصی این نام را به Aluminum برگرداندند. نام رسمی این عنصر در آمریکا و در رشته شیمی تا سال 1926 بصورت Aluminium بکار رفت. از این تاریخ به بعد انجمن شیمی آمریکا تصمیم به استفاده از املاء Aluminum در نشرِات خود گرفت.

tabaloga_ra
1390,05,02, ساعت : 10:52
گالیم

گالیم عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان Ga و عدد اتمی 31 می باشد. گالیم فلز پست نرم، کمیاب و نقره ای رنگ است که در حرارت پایین شکننده بوده اما در بالاتر از دمای اطاق به حالت مایع در می آید و واقعا در کف دست می جوشد .این عنصر در مقادیر بسیار کم در سنگ معدن بوکسیت و روی وجود دارد. آرسنید گالیم بعنوان نیمه هادی و بیشتر در دیودهای نور افشان (LED ها)مورد استفاده می باشد.


خصوصیات قابل توجه

گالیم با درجه خلوص بالا رنگ نقره ای جذابی داشته و فلز جامد آن مانند شیشه می شکند. فلز گالیم در صورت سخت شدن 1/3 درصد انبساط می یابد بنابراین نباید آنرا درظروف شیشه ای یا فلزی نگهداری کرد. همچنین گالیم ، بیشتر فلزات دیگر را با نفوذ در شبکه فلزی آنها فرسوده می کند.

گالیم یکی از چهار فلزی «سزیم ، جیوه و روبیدیم) است که در دمای نزدیک به دمای معمولی اطاق به شکل مایع هستند و بنابراین می توان از آنها در دماسنجهای دمای بالا استفاده نمود.از نکات قابل توجه این عنصر ،دارا بودن یکی از بزرگترین بازه های مایع(منظور فاصله بین دمای ذوب و دمای تبخیر می باشد) برای یک فلز ،و دارا بودن فشار بخار کم در دماهای زیاد است.

این فلز تمایل شدیدی به فوق سرد شدن زیر نقطه ذوب خود دارد لذا برای سخت نمودن آن استفاده از ریزبلورها( ذرات ریزی که برای منجمد کردن بکار می رود) ضروری است.گالیم با درجه خلوص بالا توسط اسیدهای معدنی به آهستگی مورد حمله قرار می گیرند. نقطه ذوب آن بسیار پایین است (T=30°c) و چگالی آن در حالت مایع بیشتر از حالت بلوری آن می باشد.( همانند آب، برای فلزات معمولا" تاثیرات معکوس دیده می شود).

گالیم بصورت هیچ یک از ساختارهای بلوری ساده متبلور نمی شود. حالت پایدار در شرایط عادی به صورت قائم الزاویه با 8 اتم در سلول واحد معمولی می باشد. هر اتم تنها یک همسایه نزدیک ( در مسافت A 44/2 ) و شش همسایه دیگر در A39/0 دارد.بسیاری از حالات پایدار و فراپایدار، تابع دما و فشار هستند.

عامل اتصال اتمهای نزدیکتر، ویژگی کووالانسی است ،بنابراین دوتائی های Ga2 اساسی ترین بخش این ساختار بلوری می باشد. ترکیب آرسنید گالیم قادر است الکتریسیته را مستقیما" به نور هم فاز تبدیل کند( این ویژگی برای دیودهای نورفشان ضروری است).


کاربردها

عمده ترین مورد استفاده گالیم در IC های آنالوگ است ودومین کاربرد نهائی عمده آن در دستگاههای الکترونیک نوری ( بیشتر دیودهای لیزری و دیودهای نور فشان) می باشد.کاربردهای دیگر آن به شرح زیر است :


گالیم چون باعث خیس شدن شیشه یا چینی می شود در ساخت آئینه های بسیار شفاف بکار می رود.
به طور وسیع برای استحکام نیمه هادیها داشته و در ساخت ابزار جامد مثل ترانزیستور مورد استفاده قرار می گیرد.
گالیم به راحتی با بیشتر فلزات آلیاژ تشکیل داده و بعنوان بخشی از آلیاژهای زود ذوب بکار می رود.

استفاده از گالیت منیزیم دارای ناخالصی (مانند Mn+2 )، در ساخت پودر فسفر فعال شده با اشعه ماوراء بنفش آغاز گشته است.


تاریخچه

گالیم را( از واژه لاتین Gallia به معنی "فرانسه" ونیز gallus به معنی خروس) Lecoq de Boisbaudran در سال 1875 با مشخصه طیف نمایی خود ( 2 خط بنفش) و در آزمایش یک مخلوط روی از کوههای پیرنه کشف نمود. قبل از کشف بیشتر ویژگیهای این عنصر توسط Dmitri Mendeleev بر مبنای جایگاهش در جدول تناوبی پیش بینی و توصیف شده بود ( او این عنصر فرضی را eka-aluminum نامید) .بعدها Boisbaudran در سال 1875 با الکترولیز هیدروکسید در محلول KOH این عنصر آزاد را بدست آورد. او نام این عنصر را از نام سرزمین مادری اش فرانسه اقتباس کرد و در یکی از جناسهای چند زبانه مورد علاقه دانشمندان اوایل قرن نوزدهم ،نام این عنصر را از نــام "Lecoq " به معنی خروس گرفتند ،و کلمه لاتین برای خروس ، "gallus" است.





پیدایش

این فلز حقیقی اغلب بصورت اجزاء بسیار کم در بوکسیت ، ذغال سنگ ، دیاسپور ، ژرمانیت واسفالریت یافت می شود. غبار لوله حاصل از سوخت ذغال سنگ دارای مقادیر ب بزرگی 5/1 درصد گالیم می باشد.

tabaloga_ra
1390,05,03, ساعت : 09:56
ایندیم

ایندیم عنصر شیمیایی است که با نشان In و عدد اتمی 49 در جدول تناوبی وجود دارد.این فلز حقیقی کمیاب که نرم و چکش خوار بوده وبه راحتی ذوب می شود، از نظر شیمیایی مانند آلومینیم و گالیم است اما از نظر ظاهری بیشتر شبیه روی می باشد(همچنین سنگ معدن روی منبع اولیه ایندیم است).در حال حاضر عمده کاربرد آن در ساخت لایه های نازکی است که از آنها بعنوان لایه های روغن کاری شده استفاده می شود.(در جنگ جهانی دوم بعنوان پوشش چرخ دنده هواپیماهایی که در ارتفاع بالا پرواز می کردند کاربرد زیادی داشت).


خصوصیات قابل توجه


ایندیم فلز حقیقی سفید رنگ و بسیار نرمی است که دارای سطح درخشانی می باشد.این فلزاگر خالص باشد هنگام خم شدن تولید صدایی ممتد و زیر می کند.گالیم و ایندیم هر دو توانایی خیس کرده شیشه را دارند.


کاربردهــــــــا


اولین و عمده ترین کاربرد ایندیم درپوشش چرخ دنده های موتورهواپیماهای بلند پرواز در طول جنگ جهانی دوم بود.بعدا" که کاربردهای بیشتری برای آن در آلیاژها، لحیم ها و علم الکترونیک یافت شد تولید آن به تدریج افزایش یافت.در اواسط و اواخر دهه 90 تولید افزایش نیمه هادیهای فسفید ایندیم ولایه های نازک اکسید ایندیم – قلع برای LCD«liquid crystal displays) بیشتر مورد توجه قرار گرفت.تا پایان سال 1992 این لایه های نازک عمده ترین کاربرد این عنصر بود.سایر موارد استفاده از ایندیم :

در ساخت آلیاژهای با نقطه ذوب پایین کاربرد دارد.آلیاژی که حاوی 24% ایندیم و 76% گالیم می باشد در دمای اطاق به حالت مایع است.
برای ساخت نوررسانها، ژرمانیم، ترانزیستور، یکسو کننده ها و دما یابها بکار می رود.
از آن می توان روکش فلزات استفاده کرد و با بخار آن روی شیشه تولید آئینه هایی نمود که به همان خوبی آئینه های ساخته شده با نقره است اما در مقابل فرسایش مقاومت بیشتری دارد.
اکسید آن برای ساخت صفحات کلید( Panels) برق درخشی «electroluminescent) مورد استفاده می باشد.


تاریخچــــــه


Ferdinand Reich و Theodore Richter در سال 1863 هنگامیکه برای یافتن تالیم، با یک طیف نگار مشغول آزمایش سنگ معدن روی بودند ایندیم را( نام آن از خط نیلی در طیف اتمی اش اقتباس شد indigoخط).Richterتا جداسازی این عنصر در سال 1867 به فعالیت ادامه داد.


پیدایــــــش





ایندیم را بیشتر از ته مانده هایی که در طول پردازش سنگ معدن روی بجا مانده تولید می کنند اما در سنگ معدن آهن ، سرب و مس نیز یافت می شود.بیشترین مقدار ایندیم مصرف شده مربوط به تولید جهانی LCD است.افزایش راندمان تولید و بازیافت آن ( بخصوص در ژاپن) بین عرضه و تقاضا تعادل ایجاد کرده است.میامگین قیمت ایندیم در سال 2000 هر کیلوگرم 188 دلار آمریکا بود.
تاسال 1924 مقدار ایندیم جدا شده در زمین تنها حدود یک گرم بود.ایندیم موجود در زمین حدود ppm1/0 برآورد شده که با این حساب فراوانی آن به مقدار نقره است.کانادا با تولید بیش از000 1000 اونس تروی در سال 1997 تولیدکننده عمده این عنصر به حساب می آید.


هشدارهـــــــا


مدارک تایید نشده ای مبنی بر میزان پایین سمی بودن ایندیم وجود دارد.اما در صنایع جوشکاری و نیمه هادیها که در آنها مقدار مواجهه با این عنصر زیاد است هیچ گزارشی درباره اثرات جانبی مسمومیت در دست نیست.

tabaloga_ra
1390,05,03, ساعت : 10:03
تالیم

اطلاعات اولیه
تالیم ، یک عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان Tl و عدد اتمی 81 میباشد. این فلز ضعیف نرم و چکشخوار و خاکستری رنگ شبیه قلع است، ولی در معرض هوا رنگ خود را از دست میدهد. تالیم بهشدت سمی است و در سم موش و حشرات بکار میرود، اما این کاربرد آن بهعلت احتمال سرطانزایی در بسیاری از کشورها متوقف شده است. همچنین از این عنصر در یابندههای اشعه مادون قرمز بکار میرود.

تاریخچـــــــه
تالیم ( واژه یونانی thallos به معنی جوانه یا شاخه کوچک سبز ) در سال 1861 در انگلستان توسط "Sir William Crookes" هنگامیکه مشغول بررسیهای طیفنمایی برای تالیم موجود در باقیماندههای اسید سولفوریک گیاه بود، کشف نمود. نام آن از خطوط طیفی درخشان سبز تالیم گرفته شده است. "Crookes" و "Claude-Auguste Lamy" سال 1862 مستقلا" این فلز را جدا کردند.

پیدایــــــــــش
اگرچه این عنصر به مقدار فراوان در پوسته زمین و به میزان تقریبا" ppm7,0% وجود دارد، تالیم بیشتر بصورت ترکیب با مواد معدنی پتاسیم در خاک معدنی ،خاکها و گرانیت دیده میشود و بنابراین عموما" بطور تجاری از این موارد بازیافت نمیشود. منبع اصلی تالیم تجاری مقادیر کم آن در کانیهای مس ، سرب ، روی و سایر کانیهای سولفید است.

تالیم در مواد معدنیcrooksite ، hutchinsonite و lorandite یافت میشود. این فلز در پیریتها هم وجود دارد و بعنوان یک محصول جانبی تولید اسید سولفوریک هنگام تسویه کانی پیریت جدا میگردد. روش دیگر تهیه این فلز از ذوب کانیهای غنی سرب و روی میباشد.

ریز گرههای کوچک منگنز نیز که در کف اقیانوسها وجود دارند، حاوی تالیم هستند، اما استخراج این ریز گرهها بسیار گران و از نظر زیست محیطی مخرب است. علاوه بر اینها مواد معدنی بسیار زیاد دیگری برای تالیم که حاوی 16% تا 60% تالیم هستند، مثل ترکیبات سلنید یا سولفید با آنتیمونی ، آرسنیک ، مس ، سرب و نقره وجود دارند. ولی کمیاب بوده ، بعنوان منابع این عنصر اهمیت تجاری ندارند.

خصوصیات قابل توجه
این عنصر بسیار نرم و چکشخوار بوده ، با چاقو بریده میشود. تالیم در اولین مواجهه با هوا دارای درخشش فلزی است، اما بهسرعت با تهرنگ خاکستری مایل به آبی همانندسرب کدر میشود ( آنرا با نگهداری زیر آب حفظ میکنند ). اگر در هوا باقی بماند، لایه ای از اکسید روی تالیم ایجاد شده ، در حضور آب ، هیدرید تالیم تولید میگردد.

کاربردهـــــا
در گذشته از سولفات تالیم بیبو و بیطعم ، بعنوان کشنده موش و مورچه استفاده میشد. در ایالات متحده و بسیاری کشورهای دیگر به دلایل سلامتی ، این کاربرد مجاز نیست.
رسانای الکتریکی سولفید تالیم در معرض نور مادون قرمز تغییر میکنند، بنابراین از این ترکیب در سلولهای نوری بهره میبرند.
بلورهای یدید-برمید تالیم ، بعنوان مواد نورشناختی اشعه مادون قرمز بکار میروند.
از اکسید تالیم در ساختشیشه هایی که دارای ضریب شکست بالا هستند، استفاده میشود.
در مواد نیمه هادی برای یکسو کنندههای سلنیم کاربرد دارند.
در وسایل ردیابی اشعه گاما کاربرد دارد.
در مایعات با چگالی بالا برای جداسازی به روش شناور - ته نشینی مواد معدنی بکار میروند.
برای درمان کچلی موضعی و سایر بیماریهای پوستی مورد استفاده قرار میگیرد. اما این کاربرد ، بهعلت اختلاف کوچکی که بین سمیت و منافع درمانی آن وجود دارد، محدود گشته است.
تالیم رادیواکتیو 201 برای اهداف تشخیصی در پزشکی هستهای کاربرد دارد، بخصوص در تستهای تنشی که برای رده بندی خطر در بیماران مبتلا به ناراحتی شریانهای قلبی بکار میرود ( CAD).
تالیم در ترکیب با گوگرد ، سلنیم و آرسنیک در ساخت شیشههای دارای چگالی زیاد که نقطه ذوب پایین بین 125 تا 150 درجه سانتیگراد دارند، مورد استفادهاند. این شیشهها ویژگیهای دمای اطاق را دارند که مشابه شیشههای معمولی است و بادوام و نامحلول در آب هستند و ضریبهای شکست منحصر به فردی دارند.
علاوه بر اینها تحقیقاتی بر روی تالیم در حال انجام است تا مواد ابررسانا در دماهای بسیار زیاد برای کاربردهایی چون MRI ، ذخیره انرژی مغناطیسی ، رانشگران مغناطیسی ، تولید نیروی برقی و دستگاه انتقال نیرو ساخته شود.
ایزوتوپهــــــــا
تالیم دارای 25 ایزوتوپ است که دارای جرم اتمی بین 184 تا 210 هستند. Ti-203 و Tl-205 تنها ایزوتوپهای پایدار هستند و Tl-204 پایدار ترین ایزوتوپ رادیواکتیو با نیمه عمر 3,78 سال به حساب میآید.

هشدارهــــــــا
تالیم و ترکیبات آن بهشدت سمی هستند و باید با کمال احتیاط با آنها رفتار شود. مسمومیت زایی این عنصر موجب استفاده از آن بهعنوان سم موش شده است ( و هنوز در بسیاری از کشورها از آن استفاده میشود ). از میان اثرات مختلف مسمومیتزایی تالیم میتوان به ریزش مو و صدمه به اعصاب سطح بدن اشاره کرد. تماس آن با پوست بدن خطرناک و هنگام ذوب این فلز باید تهویه مناسب انجام شود. تماس با ترکیبات قابل حل تالیم نباید از 0,1 میلی گرم در هر متر مکعب پوست بدن در میانگین دوره 8 ساعته (40 ساعت کار هفتگی ) فراتر رود. احتمال سرطانزایی تالیم در انسان وجود دارد.

ریزش مو نتیجه استفاده از تالیم در درمان کچلی موضعی است، اما این کاربرد مدت زیادی است که متوقف شده است. داستانی مبنی بر تلاش CIA بهمنظور بیآبرویی "Fidel Castro" با استفاده از مسموم کردن او بوسیله تالیم که منجر به ریزش ریش او میشد، وجود دارد. اما تشخیص او مانع از به ثمر رسیدن تلاش آنها شد.
br>"آگاتا کریستی" نویسنده داستانهای پلیسی که بهعنوان یک داروساز کار کرده بود، از تالیم بهعنوان عامل قتل در داستان خود به نام The pale horse استفاده نموده است ( اولین سرنخ روش قتل از ریزش موی قربانیان به دست آمد )

فیلم The Young Poisoner's Handbook در سال 1996 بر اساس فعالیتهای "Graham Frederick Young" بود که در دهههای 60 و 70 حداقل 3 نفر را با تالیم کشته بود.