1. این پایگاه به ثبت ستاد ساماندهی وزارت فرهنگ و ارشاد اسلامی ایران رسیده است.

    مهمان عزیز سپاس بابت بازدید شما از تالار گفتگوی دهه هفتادی ها.

    عضویت در انجمن رایگان بوده و برای عموم باز میباشد . با صرف 30 ثانیه یکی از اعضای دهه هفتادی ها شوید .

**همه چیز درباره جدول تناوبی و عناصر آن**

شروع موضوع توسط H@M!N ‏Nov 16, 2013 در انجمن رشته های علوم پایه و انسانی

  1. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    سیلیکن

    سیلیکن یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Si و عدد اتمی آن 14 میباشد. این شبه فلز 4 ظرفیتی به واکنش پذیری کربن نیست. این عنصر دومین عنصر از نظر فراوانی در سطح پوسته زمین است که 25.7% از وزن آن را به خود اختصاص میدهد. این عنصر در خاک رس Feldspar گرانیت کوارتز و ماسه معمولا به شکل دی اکسید سیلیکن وجود دارد که با عنوان سیلیکا شناخته میشود. ترکیبات سیلیکاتی حاوی سیلیکن اکسیژن و فلزات هستند . سیلیکن ماده اصلی شیشه ماده های نیمه رسانا سیمان سرامیک و Silicones میباشد که ماده پلاستیکی است که نام آن معمولا با سیلیکن اشتباه میشود.


    خصوصیات قابل توجه

    سیلیکن به صورت کریستال و متبلور درخشش فروزانی و رنگ مایل به خاکستری دارد. اگرچه سیلیکن یک عنصر بی اثر است ولی با هالوژنها واکنش نشان داده و مواد قلیایی را رقیق میکند. اما بیشتر اسیدها بجز اسید هیدروفلوریک بر آن اثر نمیگذارند. سیلیکن Element بیش از 95% طول موج نور مادون قرمز را انتقال میدهد.


    کاربردها

    سیلیکن ماده بسیار مهمی است که برای بسیاری از صنایع بشری نقش حیاتی دارد. دی اکسید سیلیکن به شکل ماسه و خاک رس ماده اصلی ساخت بتون و آجر بوده و در ساخت سیمان نیز استفاده میشود. سیلیکن یک عنصر بسیار مهم برای زندگی گونه های حیوانات و گیاهان است. دیاتم ها سیلیکا را از آب میگیرند تا دیواره های سلولی محافظ خود درا بسازند. دیگر کاربردهای سلیکن عبارتند از:


    سیلیکن از مواد بسیار مقاوم و نسوزی است که تولید مواد با درجه حرارت بالا استفاده میشود . همچنین سیلیکاتهای آن در مینا کاری و سفالگری کاربرد دارد.

    سیلیکن جزء اصلی برخی از فلزات میباشد.

    سیلیکا ی ماسه از ترکیبات مهم شیشه است. شیشه میتواند به شکلهای گوناگون ساخته شده و در پنجره ها ظرفهای نگه دارنده و عایق ها استفاده شود.

    کاربد سیلیکن از مواد ساینده بسیار مهم به شمار میرود.

    سیلیکن Ultrapure میتواند با آرسنیک , بورون ,گالیوم یا فوسفور تخدیر شده و رسانایی سلیکن را برای استفاده در ترانزیستورها سلولهای خورشیدی و وسایل نیمه هادی که در الکترونیک کاربرد دارند افزایش دهد.

    سیلیکن میتواند در لیزرها برای تولید نور منسجم با طول موج 2560Angstrom به کار رود.

    Silicones ها ترکیبات قابل انعطافی هستند که شامل Silicon-Oxygen Silicon Carbon, میشوند که به میزان گسترده ای در کاشت سینه مصنوعی و لنزهای تماسی استفاده میشوند.

    به نظر میرسد که سیلیکن بی نظم هیدروژنه در مقیاس وسیع در الکترونیک و سلولهای خورشیدی بکار گرفته شود.

    سیلیکا به دلیل واکنش پذیری پایینش عنصر اصلی سازنده آجر میباشد.



    تاریخچه

    سلیکن که از واژه لاتین Silex به معنی سنگ چخماق گرفته شده است برای اولین بار توسط Antonie Lavoisier در سال 1787 شناسایی شد و بعدا توسط Humphry Davy برای یک ترکیب بصورت نادرست دوباره گرفته شد. در سال 1811 Gay)) Lussac))و Thenard سیلیکن بی نظم و ناخالصی را بوسیله گرما دادن پتاسیوم
    سیلیکن به دست آوردند. در سال 1824 Berzelius سیلیکن بی نظم را تقریبا با همان شیوه Lussac به دست آورد. Berzelius همچنین این عنصر را با شستن مکرر آن پالایش کرد.


    پیدایش

    سیلیکن ماده اصلی شهاب سنگهای Aerolite بوده که یک گروه از شهاب سنگها میباشد. همچنین سیلیکن ماده اصلی Tektites ها که ماده اصلی شیشه میباشند را نیز تشکیل میدهد.

    سیلیکن بعد از اکسیژن دومین عنصر در پوسته زمین است که 25.7% آن را به خود اختصاص میدهد. عنصر سیلیکن به صورت آزاد در طبیعت وجود ندارد و معمولا به صورت اکسید (سیلیکات) وجود دارد. ماسه یاقوت عقیق کوارتز سنگ کریستال سنگ چخماق یشم و اوپال همگی موادی هستند که در آنها اکسید سیلیکن وجود دارد. گرانیت پنبه نسوز Feldspar خاک رس Hornblende و میکا تعدادی از کانی های سیلیکات میباشند.


    تولید

    سیلیکن به صورت اقتصادی با حرارت دادن سیلیکای خالص در کوره با استفاده از الکترودهای کربنی به دست می آید. در دمای بالا 1900 درجه سانتیگراد کربن سیلیکا را بر طبق معادله زیر به سیلیکن تبدیل میکند.

    SiO+ 2C → Si + CO2

    سلیکن مایع در زیر کوره جمع شده و سپس سرد و خشک میشود. سلیکنی که از ای راه به دست آید Metallurgical Grade Silicon نامیده میشود 99% خالص میباشد. در سال 1997 این شیوه حدودا 50 سنت در هر گرم هزینه در بر داشت.


    پالایش

    استفاده از سلیکن در وسایل نیمه هادی تخلیص بیشتری از شیوه Metallurgical Grade Silicon را میطلبید. در طول تاریخ شیوه های گوناگونی برای تولید سیلیکن خالص وجود داشته است.


    روشهای فیزیکی

    روشهای اولیه پالایش سیلیکن بر این اساس بوده است که اگر سیلیکن ذوب شود و دوباره منجمد شود آخرین قسمت جسم که جامد میشود بیشترین خلوص را دارد. اولین شیوه پالایش سلیکن در سال 1919 شرح داده شد و در ساخت اجزاء رادارها در طی جنگ جهانی دوم مورد استفاده قرار گرفت. که این عمل در واقع فشردن سلیکن به دست آمده از طریق شیوه Metallurgical Grade Silicon و حل کردن پودر سلیکن در اسید بود. به هنگام فشردن سیلیکن قسمت ناخالص در بیرون تفاله سلیکن قرار میگرفت و به این طریق دانه های خالص سلیکن به دست می آمد. و در نتیجه سلیکن نا خالص اولین چیزی بود که در اسید حل میشد و سلیکن خالصتر را باقی میگذاشت.


    در مرحله آب شدن در اولین شیوه پالایش سلیکن که در صنعت بسیار استفاده میشود میله های Metallurgical Grade گرما داده میشوند تا آب شوند سپس طول میله ها به تدریج کاهش میابد و زمانی که سلیکن سرد و جامد میشود قسمت کوچکی از میله بصورت ذوب شده باقی می ماند. از آنجا که بیشتر ناخالصی ها در قسمت ذوب شده باقی می مانند تا در قسمت جامد وقتی که این فرایند کامل میشود تمام ناخالصی ها به آخر میله روانه میشوند که آخرین قسمتی است که ذوب میشود. قسمت آخر پس از سرد شدن جدا میشود و دور انداخته میشود اگر خلوص بیشتری مد نظر باشد این فرایند مجددا تکرار میشود.


    روشهای شیمیایی

    امروزه سیلیکن با تبدیل آن به ترکیبات سیلیکن و سپس پالایش آنها خالص میشود چرا که این عمل به مراتب ساده تر از پالایش خود سیلیکن به تنهایی میباشد. بعد از عمل پالایش ترکیب سیلیکن آن ترکیب مجددا به سیلکن خالص تبدیل میشود. تری کلرو سیلان یکی از ترکیبات سلیکن است که به عنوان میانجی برای عمل پالایش استفاده میشود. البته تترا کلرید سلیکن و سیلان نیز استفاده میشوند . هنگامی که این گازها در دمای بالا به سیلکن دمیده میشوند سیلیکن خالص را بوجود می آورد.

    در فرآیند Siemens میله های خالص سیلیکن در دمای 1150 درجه سانتیگراد در معرض تری کلروسیلان قرار میگیرد. گاز تریکلروسیلان تجزیه شده و سیلیکن بیشتری را در روی میله ها باقی به وجود میاورد و باعث بزرگتر شدن آنها بر طبق فرمول شیمیایی زیر میشود:

    :HSiCl3 → Si + 2HCl + SiCl4

    سیلیکن به دست آمده از این شیوه و همچنین فرآیندهای مشابه سیلیکن Polycrystalline نامیده میشود. سیلیکن Polycrystalline معمولا دارای ناخالصی یک قسمت در هر یک میلیارد قسمت میباشد.

    DuPont یک بار توانست سیلیکن بسیار خالصی را با واکنش دادن تتراکلرید سیلیکن با بخار روی خالص در دمای 950 درجه را بر طبق معادله شیمیایی زیر تولید کند:

    :SiCl4 + 2 Zn → Si + 2 ZnCl2


    با این حال این روش از مشکلات عملی رنج میبرد (مانند بوجود آمدن محصول دوم کلرید روی و منجمد شدن آن) و سرانجام با بودن فرایند Siemens به فراموشی سپرده شد.


    تبلور

    فرایند Czochralski معمولا برای ساخت کریستالهای خالص سیلیکن برای استفاده در Solid State و وسایل نیمه رسانا استفاده میشود.


    ایزوتوپها

    سیلیکن نه ایزوتوپ با عدد جرمی 25 تا 33 دارد. Si-28 (فراوانترین ایزوتوپ آن 92.23%) Si-29(%4.67) و Si-30(%3.1) پایدار بوده Si-32 ایزوتوپ رادیواکتیوی آن میباشد که از تجزیه آرگون به دست میاید. نیمه عمر آن بعد از مدتها بحث و جدل 276 روز تعیین شد.


    هشدارها

    یک بیماری ریوی جدی که معمولا با نام silicosisشناخته میشود در معدنچی ها سنگ تراش ها و دیگر افرادی که در معرض استنشاق گرد و غبار Siliceous قرار دارند اتفاق می افتد.


    اطلاعات دیگر

    از آنجا که سیلیکن یک عنصر مهم در ابزار نیمه رسانا و پیشرفته میباشد . منطقه High Tech در خیابان Silicon کالیفرنیا به این نام نامگذاری شده است
     
  2. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    ژرمانیم

    ژرمانیم عنصر شیمیایی است که با نشان Ge و عدد اتمی 32 در جدول تناوبی وجود دارد. ژرمانیم شبه فلزی است سخت، درخشان ، به رنگ سفید خاکستری که از نظر شیمیایی شبیه قلع می باشد. این عنصر تعداد بسیار زیادی از ترکیبات آلی – فلزی را تشکیل داده و ماده نیمه هادی مهمی در ترانزیستورها و نورسنج ها به حساب می آید.


    خصوصیات قابل توجه

    ژرمانیم عنصری سخت و به رنگ سفید مایل به خاکستری است که دارای درخشش فلزی و ساختار بلوری همانند الماس می باشد.توجه به این نکته ضروری است که ژرمانیم یک نیمه هادی با ویژگیهای الکتریکی بین فلز و عایق می باشد.نوع خالص این شبه فلز ، بلورین و شکننده بوده و در دمای اطاق درخشش خود در هوا را حفظ می کند.روشهای تصفیه منطقه ای باعث تولید ژرمانیم بلورین برای نیمه هادیها گشته که فقط دارای یک جزءدر 1010 ناخالصی هستند.

    تاریخچه

    ژرمانیم ( از واژه لاتین Germania به معنی آلمان) یکی از عناصری بود که Dmitri Mendeleev در سال 1871 وجود آنرا بعنوان یک آنالوگ گم شده گروه سیلیکون پیش بینی کرده بود (مندلیف آنرا "ekasilicon " نامید). وجود این عنصر را Clemens Winkler در سال 1886 اثبات نمود.این کشف تاییدیه مهمی برای نظریه مندلیف در مورد وضعیت تناوبی عناصربود.
    خاصیت اکاسیلیکون ژرمانیوم
    جرم اتمی 72 72.59
    چگالی(g/cm3) 5.5 5.35
    نقطه جوش(°C) بالا 947
    رنگ خاکستری خاکستری
    ساخت ترانزیستورهای ژرمانیم مقدمه استفاده های بی شمار از علم الکترونیک solid-state گشت. از سال 1950 تا اوایل دهه 80 این حوزه بازار روزافزونی برای ژرمانیم بوجود آورد اما بعد از آن سیلیکون خالص کم کم در ترانزیستورها، دیودها و یکسو کننده ها جایگزین ژرمانیم شد. سیلیکون خصوصیات الکتریکی برتری دارد اما نمونه های بسیار خالص تری نیاز دارد- درجه خلوصی که در روزهای اولیه بصورت تجاری قابل دستیابی نبود- درحالیکه نیاز به ژرمانیم در شبکه های ارتباطی فیبر نوری ، سیستم های مادون قرمز دید در شب و کاتالیزورهای پلیمریزاسیون شدیدا" افزایش یافت.این کاربردهای نهائی ، 85% مصرف جهانی ژرمانیم را در سال 2000 تشکیل می دهد.
    کاربردها
    ژرمانیم برخلاف بیشتر نیمه هادیها دارای band gap (شکاف نوار) کوچکی است که امکان واکنش موثربه اشعه مادون قرمز را بوجود می آورد.بنابراین ژرمانیم در طیف نماهای مادون قرمز و سایر تجهیزات دیداری که نیازمند یابنده های حساس مادون قرمز است کاربرد دارد.ضریب شکست و ویژگیهای تجزیه اکسید آن ،استفاده از ژرمانیم را در عدسیهای زاویه باز دوربین و عدسیهای شیئی میکروسکوپ سودمند می کند. موسیقیدانانی که مایل به بازآفرینی حالت خاص تقویت کننده های اوایل دوره Rock and roll هستند ، هنوز هم در تقویت کننده های گیتار برقی از ترانزیستورهای ژرمانیم استفاده می کنند. آلیاژ ژرمانید سیلیکون ( SiGe ) در حال تبدیل سریع به ماده نیمه هادی مهم در IC های سرعت بالا می باشد.مدارهایی که از پیوندهای Si-SiGe استفاده می کنند می توانند نسبت به مدارهایی که تنها سیلیکون بکار می برند سرعت خیلی بیشتری داشته باشند. سایر کاربردها:
    عامل آلیاژساز،
    بعنوان ماده درخشان در ؛
    و بعنوان کاتالیزور
    ترکیبات خاصی از ژرمانیم برای پستانداران مسمومیت کمی دارند اما برای باکتریهای خاصی اثرات سمی دارند.این ویژگی، اینگونه ترکیبات را به عوامل شیمی درمانی مفیدی تبدیل کرده است.
    پیدایش
    این فلز درکانیهای آرژیرودیت یا سیم سنگ( سولفید ژرمانیم و نقره) ، ذغال سنگ، ژرمانیت ، روی و کانیهای دیگر یافت می شود. ژرمانیم بصورت تجاری از پردازش سنگ معدن مذاب روی و از سوختن محصولات جانبی ذغال سنگهای خاصی بدست می آید.بنابراین اندوخته زیادی از این عنصر در منابع ذغال سنگ وجود دارند.
    این شبه فلز را می توان بوسیله تقطیر جزئی تتراکلرید فرار آن از فلزات دیگر نیز تهیه نمود. این روش باعث تولید ژرمانیم با خلوص بسیار بالا می شود. قیمت هر گرم ژرمانیم در سال 1997 تقریبا" 3 دلار آمریکا وقیمت هر کیلو آن در پایان سال 2000 معادل 1150 دلار بود.
     
  3. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    ژرمانیم

    ژرمانیم عنصر شیمیایی است که با نشان Ge و عدد اتمی 32 در جدول تناوبی وجود دارد. ژرمانیم شبه فلزی است سخت، درخشان ، به رنگ سفید خاکستری که از نظر شیمیایی شبیه قلع می باشد. این عنصر تعداد بسیار زیادی از ترکیبات آلی – فلزی را تشکیل داده و ماده نیمه هادی مهمی در ترانزیستورها و نورسنج ها به حساب می آید.


    خصوصیات قابل توجه

    ژرمانیم عنصری سخت و به رنگ سفید مایل به خاکستری است که دارای درخشش فلزی و ساختار بلوری همانند الماس می باشد.توجه به این نکته ضروری است که ژرمانیم یک نیمه هادی با ویژگیهای الکتریکی بین فلز و عایق می باشد.نوع خالص این شبه فلز ، بلورین و شکننده بوده و در دمای اطاق درخشش خود در هوا را حفظ می کند.روشهای تصفیه منطقه ای باعث تولید ژرمانیم بلورین برای نیمه هادیها گشته که فقط دارای یک جزءدر 1010 ناخالصی هستند.

    تاریخچه

    ژرمانیم ( از واژه لاتین Germania به معنی آلمان) یکی از عناصری بود که Dmitri Mendeleev در سال 1871 وجود آنرا بعنوان یک آنالوگ گم شده گروه سیلیکون پیش بینی کرده بود (مندلیف آنرا "ekasilicon " نامید). وجود این عنصر را Clemens Winkler در سال 1886 اثبات نمود.این کشف تاییدیه مهمی برای نظریه مندلیف در مورد وضعیت تناوبی عناصربود.
    خاصیت اکاسیلیکون ژرمانیوم
    جرم اتمی 72 72.59
    چگالی(g/cm3) 5.5 5.35
    نقطه جوش(°C) بالا 947
    رنگ خاکستری خاکستری
    ساخت ترانزیستورهای ژرمانیم مقدمه استفاده های بی شمار از علم الکترونیک solid-state گشت. از سال 1950 تا اوایل دهه 80 این حوزه بازار روزافزونی برای ژرمانیم بوجود آورد اما بعد از آن سیلیکون خالص کم کم در ترانزیستورها، دیودها و یکسو کننده ها جایگزین ژرمانیم شد. سیلیکون خصوصیات الکتریکی برتری دارد اما نمونه های بسیار خالص تری نیاز دارد- درجه خلوصی که در روزهای اولیه بصورت تجاری قابل دستیابی نبود- درحالیکه نیاز به ژرمانیم در شبکه های ارتباطی فیبر نوری ، سیستم های مادون قرمز دید در شب و کاتالیزورهای پلیمریزاسیون شدیدا" افزایش یافت.این کاربردهای نهائی ، 85% مصرف جهانی ژرمانیم را در سال 2000 تشکیل می دهد.
    کاربردها
    ژرمانیم برخلاف بیشتر نیمه هادیها دارای band gap (شکاف نوار) کوچکی است که امکان واکنش موثربه اشعه مادون قرمز را بوجود می آورد.بنابراین ژرمانیم در طیف نماهای مادون قرمز و سایر تجهیزات دیداری که نیازمند یابنده های حساس مادون قرمز است کاربرد دارد.ضریب شکست و ویژگیهای تجزیه اکسید آن ،استفاده از ژرمانیم را در عدسیهای زاویه باز دوربین و عدسیهای شیئی میکروسکوپ سودمند می کند. موسیقیدانانی که مایل به بازآفرینی حالت خاص تقویت کننده های اوایل دوره Rock and roll هستند ، هنوز هم در تقویت کننده های گیتار برقی از ترانزیستورهای ژرمانیم استفاده می کنند. آلیاژ ژرمانید سیلیکون ( SiGe ) در حال تبدیل سریع به ماده نیمه هادی مهم در IC های سرعت بالا می باشد.مدارهایی که از پیوندهای Si-SiGe استفاده می کنند می توانند نسبت به مدارهایی که تنها سیلیکون بکار می برند سرعت خیلی بیشتری داشته باشند. سایر کاربردها:
    عامل آلیاژساز،
    بعنوان ماده درخشان در ؛
    و بعنوان کاتالیزور
    ترکیبات خاصی از ژرمانیم برای پستانداران مسمومیت کمی دارند اما برای باکتریهای خاصی اثرات سمی دارند.این ویژگی، اینگونه ترکیبات را به عوامل شیمی درمانی مفیدی تبدیل کرده است.
    پیدایش
    این فلز درکانیهای آرژیرودیت یا سیم سنگ( سولفید ژرمانیم و نقره) ، ذغال سنگ، ژرمانیت ، روی و کانیهای دیگر یافت می شود. ژرمانیم بصورت تجاری از پردازش سنگ معدن مذاب روی و از سوختن محصولات جانبی ذغال سنگهای خاصی بدست می آید.بنابراین اندوخته زیادی از این عنصر در منابع ذغال سنگ وجود دارند.
    این شبه فلز را می توان بوسیله تقطیر جزئی تتراکلرید فرار آن از فلزات دیگر نیز تهیه نمود. این روش باعث تولید ژرمانیم با خلوص بسیار بالا می شود. قیمت هر گرم ژرمانیم در سال 1997 تقریبا" 3 دلار آمریکا وقیمت هر کیلو آن در پایان سال 2000 معادل 1150 دلار بود.
     
  4. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    قلع
    قلع عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Sn وعدد اتمی 50 وجود دارد.این فلز ضعیف چکش خوار و نقره ای که به آسانی در آزمایشهای مربوط به هوا اکسیده نمی شود و در برابر فرسایش مقاوم است ، در بسیاری از آلیاژها وجود داشته و بعنوان پوشش مواد دیگر جهت جلوگیری از فرسایش آنها بکار می رود.قلع را عمدتا" از ماده معدنی کاسی تریت که در آن بصورت اکسید وجود دارد ، بدست می آورند.


    خصوصیات قابل توجه

    قلع فلزی است چکش خوار ، قابل انعطاف، شدیدا" بلورین وسفید نقره ای که ساختار بلوری آن هنگام خم شدن قطعه ای از قلع صدای خاصی ایجاد می کند( علت آن شکست بلورها است).این فلز دربرابر فرسایش ناشی از آب تقطیر شده دریا و آب لوله کشی مقاومت می کند اما بوسیله اسیدهای قوی و موادقلیایی و نمکهای اسیدی مورد حمله قرار می گیرد. هنگامیکه اکسیژن بصورت محلول است قلع بعنوان کاتالیزور عمل کرده و واکنشهای شیمیایی را تسریع می کند.
    درصورتیکه آنرا درحضور آزمایشهای مربوط به هوا حرارت دهند Sn2 حاصل می شود. Sn2 اسید ضعیفی بوده و با اکسیدهای بازی تولید نمکهای قلع می کند.قلع را می توان به مقدار زیادی جلا داد و بعنوان پوشش سایر مواد جهت ممانعت از فرسودگی یا واکنشهای شیمیایی دیگرمورد استفاده قرار می گیرد.این فلز مستقیما" با کلر و اکسیژن ترکیب می شود و و جایگزین هیدروژن اسیدهای رقیق می گردد.قلع در دماهای معمولی انعطاف پذیر است اما در صورتیکه گرم شود شکننده می شود.


    شکلهای مختلف

    در فشار طبیعی قلع جامد دارای دو شکل مختلف است . در دماهای پایین به شکل خاکستری یا قلع آلفا وجود دارد که دارای ساختار بلوری مکعبی مانند سیلیکن و ژرمانیم است. وقتی دما بالاتر از 2/13 درجه سانتیگراد باشد به رنگ سفید یا قلع بتا تبدیل می شود که فلزی بوده و دارای ساختار چهار وجهی است. درصورتیکه سرد شود به آهستگی بصورت خاکستری برمی گردد که بیماری قلع نامیده می شود.بهر حال این تغییر شکل تحت تاثیر ناخالصیهایی از قبیل آلومینیم و روی قرار می گیرد که با افزودن آنتیموان یا بیسموت می توان از آن جلوگیری کرد.


    کاربردهــــــا

    قلع به آسانی به آهن متصل شده وبرای پوشش سرب روی و فولاد مورد استفاده قرار می گیرد تا از پوسیدگی آنها جلوگیری شود.قوطیهای فولادی با پوشش قلع برای نگهداری غذا کاربردی وسیع دارد و این کاربرد بخش وسیعی از بازار قلع فلزی را تشکیل می دهد.


    سایر کاربردها :


    برخی از آلیاژهای مهم قلع عبارتند از: برنز، مفرغ، بابیت، آلیاژ ریخته گری شده تحت فشار، پیوتر، برنز فسفردار،لحیم نرم وفلز سفید.
    مهمترین نمک آن کلرید قلع است که بعنوان عامل کاهنده و یک خورنده در چاپ روی پارچه کاربرد دارد.اگر نمک قلع روی شیشه پاشیده شود لایهای بوجود می آید که خاصیت هدایت الکتریکی دارد. از این پوششها در شیشه های اتومبیل ضد یخ و روشنایی تابلو فرمان استفاده می شود.
    برای ساخت شیشه پنجره با سطحی تخت ،بیشتر ازروش شناور نمودن شیشه مذاب روی قلع مذاب( شیشه شناور) استفاده می شود ( این روش را فرآیند Pilkington می نامند).
    از قلع همچنین در لحیم کاری برای اتصال لوله ها یا مدارهای الکتریکی ، در آلیاژهای چرخ دنده، در شیشه سازی وطیف وسیعی از کاربردهای شیمیایی قلع استفاده می شود.
    زیر دمای k))72/3 قلع تبدیل به یک ((ابر رسانا می شود.در واقع قلع یکی از اولین ابررساناهایی بود که مورد بررسی قرار گرفت ؛Meissner effect که یکی از ویژگیهای ابررساناها می باشد اولین بار در بلورهای قلع ابررسانا کشف شد.آلیاژ نیوبیوم – قلع (Nb3Sn) بعلت دمای بحرانی بالا(k 18) و میدان مغناطیسی بحرانی( T 25) بصورت سیمهایی برای آهنرباهای ابررسانا کاربرد تجاری پیدا کرده است .یک آهنربای ابررسانا به وزن چند کیلوگرم قادر به تولید میدانهای مغناطیسی مشابه الکترومغناطیسهای چند تنی می باشد.


    تاریخچـــــــه

    قلع ( انگلوساکسون tin و لاتین stannum) یکی از قدیمی ترین فلزات شناخته شده است و از دوران باستان بعنوان بخشی از برنز مورد استفاده بوده است.چون موجب سخت شدن مس می گردد از 3500 سال قبل از میلاد در وسایل برنزی بکار رفته است.



    رونق تجارت قلع در دوران باستان بین معادن Cornwall و تمدنهای مدیترانه وجود داشته است. با این وجود شکل خالص این فلز تا تقریبا" 600 قبل از میلاد کاربرد نداشته است.


    پیدایــــــــــش




    تقریبا" 35 کشور در جهان به استخراج قلع مشغولند. تقریبا" هر قاره ای یک کشور مهم تولید کننده قلع دارد. قلع را با کاهش سنگ معدن بوسیله ذغال سنگ درکوره های بازتابی تولید می کنند. این عنصر نسبتا" کمیاب با فراوانی تقریبا" ppm2 در پوسته زمین در مقایسه با ppm94 برای روی ،ppm63 برای مس و ppm 12 برای سرب وجود دارد.بیشتر قلع جهان از رسوبات زردار ( Placer) بدست می آید و حداقل نیمی از آن در جنوب شرقی آسیا تولید می شود.تنها ماده معدنی که از نظر تولید تجاری قلع اهمیت دارد کاسی تریت ( SnO))2) نام دارد اگرچه مقادیر کمی قلع نیز از نمکهای مرکبی مانند(( stanite, cylindrite, frankeite, canfieldite, و teallite بدست می آید.قلع ثانویه یا قراضه نیز منبع مهم دیگری از قلع به حساب می آید.


    ایزوتوپهــــــا

    قلع معمولی از 9 ایزوتوپ پایدارو 18 ایزوتوپ ناپایدار تشکیل شده است.


    هشدارهــــــا

    مقادیر کم قلع که در قوطی کنسروها وجود دارد برای انسان بی ضرر است. ترکیبات قلع تری آلکیل وتری آریل زیست کشهایی هستند که هنگام کار با آنها باید احتیاط کرد.
     
  5. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    سرب

    سرب عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Pb و عدد اتمی 82 وجود دارد.سرب عنصری سنگین ، سمی و چکش خوار است که دارای رنگ خاکستری کدری می باشد .هنگامیکه تازه تراشیده شده سفید مایل به آبی است اما در معرض هوا به رنگ خاکستری تیره تبدیل می شود.از سرب در سازه های ساختمانی ، خازنهای اسید سرب ، ساچمه و گلوله استفاده شده و نیز بخشی از آلیاژهای لحیم ، پیوتر و آلیاژهای گدازپذیر می باشد.سرب سنگین ترین عنصر پایدار است.


    خصوصیات قابل توجه


    سرب فلزی است براق ،انعطاف پذیر، بسیار نرم ، شدیدا" چکش خوار و به رنگ سفید مایل به آبی که از خاصیت هدایت الکتریکی پایینی برخوردار می باشد.این فلز حقیقی به شدت در برابر پوسیدگی مقاومت می کند و به همین علت از آن برای نگهداری مایعات فرسایشگر ( مثل اسید سولفوریک) استفاده می شود. با افزودن مقادیر خیلی کمی آنتیموان یا فلزات دیگر به سرب می توان آنرا سخت نمود.


    کاربردها


    کاربردهای اولیه سرب عبارت بودند از:سازه های ساختمانی ، رنگدانه های مورد استفاده در لعاب سرامیک و لوله های انتقال آب. کاخها و کلیساهای بزرگ اروپا دروسایل تزئینی ، سقفها ، لوله ها و پنجره ها یشان دارای مقادیر قابل توجهی سرب هستند.این فلز ( در حالت عنصری) پس از آهن ، آلومینیم ، مس و روی بیشترین کاربرد را دارد.موارد استفاده معمولی سرب به شرح زیر است :


    در باطریهای اسید سرب ، در اجزای الکترونیکی ، روکش کابل ،مهمات ، در شیشه CTR ها، سرامیک ،شیشه های سربدار( به glass making مراجعه شود) ، لوله های سربی ( اگرچه استفاده از اتصالات سربی در لوله های آب آشامیدنی در دهه 90 در آمریکا قانونی شد ، امروزه کاربرد آنچنانی ندارند) در رنگها( از سال 1978 در آمریکا وبه تدریج از دهه 60 تا دهه 80 در انگلستان ممنوع شد اگرچه رنگ سطوح قدیمی می توانست تا 50% وزن از سرب باشد) آلیاژها،پیوتر، اتصالات و مواد پر کننده دندان.همچنین در بامها بعنوان درزگیر برای محافظت اتصالات در برابر باران مورد استفاده قرار می گیرد.در گازوئیل ( بنزین) بعنوان تترا اتیل و تترا متیل سرب برای کاهش صدای موتور کاربرد دارد(pre-detonation ، pre-ignitionو pinking هم نامیده می شود) فروش بنزین سربدار در آمریکا از سال 1986 و در اتحادیه اروپا از سال 1999 ممنوع شد.
    سرب یک ابررسانا با دمای بحرانی K=20/7 c T ( 95/265 – درجه سانتیگراد)؟ می باشد.


    تاریخچـــــــه





    به علت فراوانی سرب ( هنوز هم اینگونه است) ، تهیه آسان، کارکردن آسان با آن ،انعطاف پذیری و چکش خواری بالا و پالایش راحت ، حداقل از 7000 سال پیش مورد استفاده بشر می باشد.در کتاب خروج ( بخشی از انجیل) به این عنصر اشاره شده است.کیمیاگران می پنداشتند سرب قدیمی ترین فلز بوده و به سیاره زحل مربوط می شود.لوله های سربی که نشانه های امپراتوری روم را حمل می کردند هنوز هم بکار می روند.نشان Pb برای سرب خلاصه نام لاتین آن plumbum است.
    در اواسط دهه 80 تغییر مهمی در الگوهای پایان استفاده از سرب بوجود آمده بود.بیشتر این تغییر ناشی از پیروی مصرف کنندگان سرب آمریکا از قوانین زیست محیطی بود که بطرز قابل ملاحظه ای استفاده از سرب را درمحصولات بجز باطری از جمله گازوئیل، رنگ،اتصالات و سیستمهای آبی کاهش داده یا حتی حذف کرد.


    جداسازی


    سرب محلی در طبیعت یافت می شود اما کمیاب است.امروزه معمولا" سرب در کانیهایی همراه با روی ، نقره و ( بیشتر) مس یافت می شود و به همراه این مواد جدا می گردد.ماده معدنی اصلی سرب گالن(PbS) است که حاوی 6/86% سرب می باشد.سایرکانیهای مختلف و معمول آن سروسیت ( PbCO3 ) و انگلسیت (PbSO4) می باشند.اما بیش از نیمی از سربی که امروزه مورد استفاده قرار می گیرد بازیافتی می باشد.

    سنگ معدن بوسیله مته یا انفجار جداشده سپس آنرا خرد کرده و روی زمین قرار می دهند.بع از آن سنگ معدن تحت تاثیر فرآیندی قرار می گیرد که در قرن نوزدهم در Broken Hill استرالیا بوجود آمد.یک فرآیند شناورسازی ، سرب و دیگر مواد معدنی را از پس مانده های سنگ جدا می کند تا با عبور سنگ معدن ، آب و مواد شیمیایی خاص از تعدادی مخزن که درون آنها دوغاب همیشه مخلوط می شود ، عصاره ای بوجود آید.درون این مخزنها هوا جریان یافته و سولفید سرب به حبابها می چسبد و بصورت کف بالا آمده که میتوان آنرا جدا نمود.این کف ( که تقریبا" دارای 50% سرب است) خشک شده سپس قبل از پالایش به منظور تولید سرب 97% سینتر می شوند. بعد ازآن سرب را طی مراحل مختلف سرد کرده تا ناخالصیهای(ریم) سبک تر بالا آمده و آنها را جدا می کنند.سرب مذاب با گداختن بیشتر بوسیله عبورهوا از روی آن وتشکیل لایه ای از تفاله فلز که حاوی تمامی ناخالصیهای باقی مانده می باشد تصفیه شده و سرب خالص 9/99% بدست می آید.


    ایزوتوپهــــــــــــا


    سرب بطور طبیعی دارای چهار ایزوتوپ پایدار است : Pb-204(1.4%)-Pb-206(24.1%)-Pb-207(22.1%)-Pb-208(52.4%).سرب 206-207 و208 همگی پرتوزاد بوده و محصولات پایانی زنجیره فروپاشی پیچیده ای هستند که به ترتیب درU-238 ،U-235 وTh-232 رخ می دهند.نیمه عمرهای مساوی این آرایشهای فرسایشی بسیار متغیر است به ترتیب:
    9 10 ،04/7 X 8 10X 47/4 و4/1 X 10 10سال .هر کدام از آنها به نسبت Pb-204 تنها ایزوتوپ پایدار غیر پرتوزاد گزارش می شود.ترتیب نسبتهای ایزوتوپی برای بیشتر مواد معدنی طبیعی 0/30 –00/14 برای Pb-206/Pb-204، 15-17 برای Pb-207/Pb-204 و 50-35 برای Pb-208/Pb-204 می باشد اگرچه نمونه های بسیار زیادی خارج از این حوزه در نوشته ها به چشم می خورد.


    هشدارهــــــــــا


    سرب فلز سمی است که به پیوندهای عصبی آسیب رسانده ( بخصوص در بچه ها) و موجب بیماریهای خونی و مغزی می شود.تماس طولانی با این فلز یا نمکهای آن ( مخصوصا" نمکهای محلول یا اکسید غلیظ آن PbO2) می تواند باعث بیماریهای کلیه و دردهای شکمی شود.به اعتقاد بعضی افراد استفاده تاریخی از سرب توسط امپراطوری روم برای لوله های آب ( و نمک آن ،استات سرب که بعنوان شیرین کننده شراب و به نام شکر سرب هم معروف است ) عامل دیوانگی بسیاری از امپراطوران بود.نگرانی درباره نقش سرب در عقب ماندگی ذهنی کودکان موجب کاهش استفاده از آن در سطح جهان گردید.

    فروش رنگهای حاوی سرب در کشورهای صنعتی متوقف شده گرچه احتمالا" بسیاری از خانه های قدیمی هنوزدارای مواد سربی در رنگهایشان هستند: کلا" پیشنهاد می شود رنگهای قدیمی را با سمباده ازبین نبرند چون این کار باعث ایجاد غباری قابل استنشاق می گردد.نمکهای سرب که در لعاب ظروف سفالی بکار می رود گاهی اوقات ایجاد مسمومیت کرده اند چون هنگامیکه در آنها اسید نوشیده می شود- مانند آبمیوه ها- یونهای سرب از لعاب ظرف جدا می شوند.گفته می شود استفاده از سرب برای فشردن سیب جهت تهیه آب سیب ، عامل بیماری "Devon colic" می باشد.گمان می رود سرب پیامدهای ناگواری برای دختران و خانمهای جوان داشته باشد به همین علت بسیاری از دانشگاهها در تجزیه و تحلیلهای دختران ، سرب را در اختیار آنها نمی گذارند.
    سرب در واقع برای ساخت مدادهای اولیه مورد استفاده قرار می گرفت ، اگرچه در چند دهه اخیر مغز مدادها از گرافیت که شکل طبیعی کربن می باشد ( چند گونه) ساخته شده است.


    ریشه های کلمــــــه


    واژه لاتین plumbum باعث شکل گیری اصطلاحات زیادی در زبان انگلیسی شده است:

    Plumbing ( لوله کشی) یا سیستمی از لوله کشی . چون در گذشته لوله ها از سرب ساخته می شدند ، این واژه ریشه در آن دوران دارد.
    Plumb bob یا plummet ( شاغول کوچک) جسم فلزی باریک و نوک تیز که از وزن آن برای کشیده نگه داشتن ریسمان بصورت افقی استفاده می شود، اشاره به این حقیقت دارد که این شاغولها در آغاز از سرب ساخته می شدند.
    Plumb wall نام آن به این علت است که از شاغول( Plumb bob )برای یافتن خط عمود استفاده می شود.
    Plumbing the depths( ژرف یابی) از کاربرد وزنه سربی برای انداختن ژرف یاب تا انتهای آبها اقتباس شده است ( یا در انتهای قلاب ماهیگیری اگر آب واقعا" عمق داشته باشد!)
    Plumb crazy احتمالا" چون مسمومیت سرب می تواند منجر به دیوانگی شود این واژه بدست آمده یا بنابر OED – از یک مفهوم آمریکایی plum ( مشتق از واژه plumb ) به معنی " کاملا" برگرفته شده است.
    Plumbism (مسمومیت سربی) اصطلاح پزشکی به معنی مسمومیت سربی می باشد.
    Aplomb ( اعتماد به نفس) از واژه فرانسوی plomb برگرفته شده که به معنی دقیقا" عمود وبنابراین مطمئن و خونسرد می باشد.
    ریشه نام میوه آلو ( Plum) ربطی به این موضوع ندارد.
     
  6. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    نیتروژن

    نیتروژن (که لاتین آن nitrum و یونانی آن nitron به معنی جوش شیرین محلی ، شکل دادن و ژن یا عامل میباشد) ، توسط شخصی به نام "Daniel Rutherford" که آن را هوای مهلک نامید، در سال 1772 کشف شد. دو اواخر قرن 18 ، شیمیدانان بخشی از هوا را یافتند که عمل احتراق را همراهی نمیکرد. در همان زمان ، نیتروژن توسط Carl Wilhelm Scheele ، Henry Cavendish و Joseph Priestley که آن را هوای سوخته نامیدند، مطالعه و برسی شد. گاز نیتروژن بهقدری بیاثر بود که Antoine Lavoisier ، آن را ازت که به معنی بدون زندگی است، نام نهاد.

    ترکیبات نیتروژن در قرون وسطی شناخته شده بود. کیمیاگران ، اسید نیتریک را بهعنوان بازدم آب میشناختند. ترکیب نیتریک و اسید هیدروکلریک که بهعنوان تیزاب سلطانی شناخته شده بود، برای آب کردن طلا مشهور بود.

    اطلاعات کلی
    نیتروژن ، یکی از عناصر شیمیایی در جدول تناوبی است که نماد آن ، N و عدد اتمی آن 7 است. نیتروژن معمولا به صورت یک گاز ، غیر فلز ، دو اتمی بیاثر ، بیرنگ ، بیمزه و بیبو است که 78% جو زمین را در بر گرفته و عنصر اصلی در بافتهای زنده است. نیتروژن ، ترکیبات مهمی مانند آمونیاک ، اسید نیتریک و سیانیدها را شکل میدهد.

    خصوصیات قابل توجه
    نیتروژن ، از گروه غیر فلزات بوده ، دارای بار الکترون منفی 3.0 میباشد. نیتروژن ، پنج الکترون در پوسته خود داشته ، در نتیجه در اکثر ترکیبات سهظرفیتی میباشد. نیتروژن خالص یک گاز بیاثر و بیرنگ میباشد و 78% جو زمین را به خود اختصاص داده است. در 77K منجمد شده و در 63k بهصورت مایع تبدیل به ماده برودتی معروف Cryogen میشود.

    کاربردها
    مهمترین کاربرد اقتصادی نیتروژن برای ساخت آمونیاک از طریق فرایند هابر (Haber) میباشد. آمونیاک ، معمولا برای تولید کود و مواد تقویتی و اسید نیتریک استفاده میشود. نیتروژن همچنین بعنوان پر کننده بیاثر ، در مخزنهای بزرگ برای نگهداری مایعات قابل انفجار در هنگام ساخت قطعات الکترونیک مانند ترانزیستور ، دیود و مدار یکپارچه و همچنین برای ساخت فلزات ضد زنگ استفاده میشود.

    نیتروژن همچنین بهصورت ماده خنک کننده ، برای هم منجمد کردن غذا و هم حمل و نقل آن ، نگهداری اجساد و سلولهای تناسلی (اسپرم و تخم مرغ) و در بیولوژی برای نگهداری پایدار از نمونههای زیستی کاربرد دارد. نمک اسید نیتریک شامل ترکیبات مهمی مانند نیترات پتاسیم و سدیم و نیترات آمونیم میباشد که اولی ، برای تولید باروت و دومی برای تولید کود بکار میرود. ترکیبات نیترات شده مانند نیتروگلیسرین و ترینیترو تولوئن (TNT) معمولا منفجر شونده هستند.

    اسید نیتریک بهعنوان ماده اکسید کننده در مایع سوخت راکتها استفاده میشود. هیدرازین و مشتقات آن نیز در سوخت راکتها بکار میروند. نیتروژن ، اغلب در مبردها (Cryogenic) ، بهصورت مایع (معمولا LN2) استفاده میشود. نیتروژن مایع با عمل تقطیر هوا بدست میآید. در فشار جو ، نیتروژن در دمای 195.8- درجه سانتیگراد (320.4- درجه فارنهایت) مایع میشود.

    پیدایش
    نیتروژن ، بیشترین عنصر جو کره زمین از نظر حجم میباشد. (78.1 % حجمی) و برای اهداف صنعتی با عمل تقطیر هوای مایع بدست میآید. ترکیباتی که حاوی این عنصر هستند، در فضای بیرونی نیز مشاهده شدهاند . نیتروژن -14 در اثر عمل همجوشی هستهای در ستارگان ، تولید میگردد. نیتروژن از ترکیبات عمده ضایعات حیوانی (مانند چلغوز یا کود) بوده ، معمولا بهصورت اوره ، اسید اوریک و ترکیباتی از محصولات نیتروژنی یافت میشود.

    ترکیبات
    اصلیترین هیدرید نیتروژن ، آمونیاک است ( NH3). البته هیدرازین (N2H4) نیز مشهور است. ترکیب آمونیاک ، سادهتر از آب بوده ، در محلول ، یون آمونیم (4+NH4) را تشکیل میدهد. آمونیاک مایع در حقیقت کمی آمفیروتیک بوده ، آمونیاک و یونهای آمینه (-NH2) را بوجود میآورد که البته هر دو نمک آمیدها و نیترید شناخته شدهاند، ولی در آب تجزیه میشوند. ترکیبات جانشین آمونیاک بهتنهایی یا باهم ، آمین نامیده میشوند. زنجیرهها ، حلقهها و ساختارهای بزرگتر هیدریدهای نیتروژنی نیز شناخته شدهاند، ولی در واقع ناپایدار هستند.

    گروههای دیگر آنیونهای نیتروژن ، آزیدینها (-N3) هستند که خطی بوده ، نسبت به دیاکسید کربن ، ایزو الکتریک میباشند. مولکول دیگر با ساختار مشابه ، منوکسید دینیتروژن N2O یا گاز خنده میباشد و یکی از اکسیدهای گوناگون بوده ، برجستهتر از منوکسید نیتروژن (NO ) و دیاکسید نیتروژن (NO2) است که هر دوی آنها الکترون غیر زوج دارند که دومی تمایلی را به دیمر شدن نشان داده ، از اجزای تشکیل دهنده هوای آلوده است.

    اکسیدهای استاندارد بیشتری مانند تریاکسید دینیتروژن (N2O3) و پنتاکسید دینیتروژن (N2O5) معمولا تا حدی ناپایدار و قابل انفجار هستند. اسیدهای متناظر آنها ، نیتروس (HNO2) و اسید نیتریک (HNO3) بوده ، با نمکهای متناظر که نیتریتها و نیتراتها نامیده میشوند. اسید نیتریک یکی از چند اسیدی است که از هیدرونیوم ، قویتر میباشد.

    نقش بیولوژیکی
    نیتروژن ، عنصر اصلی اسیدهای آمینه و اسیدهای هستهای که نیتروژن را ماده ای حیاتی برای ادامه زندگی میکنند، میباشد. لوبیا مانند اکثر گیاهانی که دانههای سبوسی دارند، میتواند عمل بازیافت نیتروژن را بطور مستقیم از هوا انجام دهد، چراکه ریشههای آنها دارای برآمدگیهایی برای نگهداری میکروبهایی است که عمل تبدیل به آمونیاک را با فرایندی به نام تثبیت نیتروژن انجام میدهند، میباشد. این گیاهان ، آمونیاک را به اکسیدهای نیتروژن و آمینو اسید تبدیل کرده ، پروتئین میسازند.

    ایزوتوپها
    نیتروژن ، دو ایزوتوپ پایدار دارد: (N-14 , N-15) که مهمترین آن دو N-14 99.634% میباشد که در چرخه CNO در ستارگان تولید میشود. مابقی ، ایزوتوپ N-15 میباشد. یکی از ده ایزوتوپی که بهصورت مصنوعی تولید میشوند، دارای نیمه عمر نه دقیقهای بوده ، ایزوتوپهای دیگر ، نیمه عمر چند ثانیه یا کمتر دارند. واکنشهای بیولوژیکی-واسطهای (مانند همانند سازی ، جذب و ترکیب نیتراتسازی) و ... ، پویایی نیتروژن در خاک را بهشدت کنترل میکنند.

    این ترکیبات ، معمولا باعث عمل غنیسازی N-15 لایه زیرین و تخلیه محصول میشود. البته این فرایند سریع ، اغلب مقادیری از آمونیوم و نیترات نیز در بردارد. خاک نیتراتی نسبت به خاک آمونیومی ، توسط ریشه درختان بهتر جذب و ترکیب میشود.

    هشدارها
    کودهای نیتراتی شسته شده ، منبع اصلی آلودگی رودها و آبهای زیرزمینی است. سیانو (-CN) ، حاوی ترکیباتی است که بینهایت سمی بوده ، برای حیوانات و همه پستانداران کشنده است
     
  7. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    فسفر
    فسفر یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن P و عدد اتمی آن 15 میباشد. فسفر یکی از نافلزات چند ظرفیتی گروه نیتروژن بوده و معمولا در سخره ها و کانی های فسفاتی و همچنین در تمام سلولهای زنده یافت میشود ولی هیچگاه به صورت طبیعی تنها و بدون ترکیب با عناصر دیگر وجود ندارد. فسفر بسیار واکنش پذیر بوده و هنگام ترکیب با اکسیژن نور کمی از خود ساتع میکند. از عناصر لازم و حیاتی ارگان های زنده بوده و نامش به شکلهای گوناگون ذکر میشود. مهمترین استفاده فسفر در تولید کود میباشد. همچنین در تولید مواد منفجره کبریت آتش بازی مواد حشره کش خمیر دندان و مواد شوینده و همچنین مانیتورهای کامپیوتر نیز کاربرد دارد.


    خصوصیات قابل توجه

    فسفر معمولا به شکل یک ماده جامد و موم مانند سفید رنگ است که بوی نامطبوعی دارد. فسفر خالص بی رنگ و شفاف است. اگرچه این نافلز در آب قابل حل نیست ولی در دی سولفید کربن حل میشود. فسفر خالص به سرعت در هوا میسوزد و تبدیل به پنتا اکسید فسفر میشود.


    گونه ها

    فسفر به چهار پنج شکل مختلف وجود دارد . سفید (یا زرد) قرمز سیاه (یا بنفش). که متداول ترین آنها فسفر قرمز و سفید میباشند که که هر دوی آنان از گروه چهار اتمی های چهار وجهی میباشند. فسفر سفید در تماس با هوا میسوزد و در مجاورت با گرما یا نور به فسفر قرمز تبدیل میشود که دو حالت آفا و بتا دارد که با انتقال دمای -3.8 درجه سانتیگراد از هم تفکیک میشوند. در عوض فسفر قرمز پایدار تر بوده و در فشار بخار 1 اتمسفر در 17 درجه سانتیگراد تصعید می شود و از تماس و یا گرمای مالشی میسوزد. فسفر سیاه چندشکلی Allotrope هم در ساختاری مشابه گرافیت که در آن اتمها در یک صفحه شش وجهی چیده شده و هادی جریان الکتریسیته هستند وجود دارد.


    کاربردها

    اسید فسفریک غلیظ شده که 70% تا 75% P2O))5 دارد. در(( کشاورزی و تولید کود بسیار مهم میباشد. در نیمه دوم قرن بیستم نیاز بیشتر به کودها تولیدات فسفری را به مقدار قابل توجهی افزایش داد.
    دیگر کاربردهای فسفر عبارتند از:

    فسفر برای تولید شیشه مخصوص برای لامپهای سودیومی استفاده میشود.
    فسفات کلسیم یا Bone-Ash برای تولید ظروف چینی مرغوب و Mono_calcium Phosphate که در بکینگ پودر مصرف دارد استفاده میشود.
    همچنیند این عنصر در تولید فلزات برنز فسفات و دیگر فلزات استیل کاربرد دارد.
    تری سدیوم فسفات در ماده های تصفیه کننده برای شیرین کردن آب و همچنین جلوگیری از فرسایش لوله ها کاربرد دارد.
    از فسفر سفید در ساخت بمبهای آتش زا و دود زا و گلوله های رسام استفاده میشود.
    فسفر کاربردهای گوناگون دیگری در ساخت کبریتهای بی خطر مواد آتش زا حشره کش ها خمیردندان ها و مواد پاک کننده دارد.


    نقش بیولوژیکی

    ترکیبات فسفری نقش حیاتی در تمام گونه های حیات شناخته شده در زمین دارد. فسفرهای معدنی نقش کلیدی در ملوکولهای بیولوژیکی مانند DNA و RNA که قسمتی از استقامتهای ملوکولی را شکل میدهند بازی میکنند. همچنین سلولهای زنده از فسفرهای معدنی برای ذکیره و انتقال انرژی سلولی از طریق تری فسفات آدنوزین ATP استفاده میکنند. نمکهای فسفات کلیسیوم هم توسط حیوانات برای سفت شدن استخوان استفاده میشود. ضمناً فسفر یک عضو حیاتی برای پروتوپلاسمهای سلولی و بافتهای عصبی میباشد.


    تاریخچه

    فسفر (که یونانی آن فسفروس به معنای"حامل روشنایی" و از نامهای باستانی سیاره زهره میباشد ) در سال 1669 توسط شیمیدان آلمانی Henning Brand در حین تولید یک دارو از ادرار کشف شد. براند با تبخیر ادرار سعی در تقطیر نمک داشت که در این فرایند ماده سفید رنگی تولید شد که در تاریکی میدرخشید و با نور زیادی میسوخت. از آن روز تابندگی فسفری برای شرح اشیاءی که در شب بدون سوختن میدرخشند بکار برده شد.

    کبریتهای اولیه که از فسفر سفید در ترکیباتشان اسفاده میشد به دلیل سمی بودن خطرناک بودند و استفاده از آنها موجبات قتل و خودکشی و .... را فراهم میکرد. (یک داستان نا معلوم حکایت از این دارد که زنی با اضافه کردن فسفر سفید به غذای شوهرش قصد کشتن وی را داشت که هنگام جوشانیدن غذا به دلیل به وجود آمد بخار نورانی لو رفت.)

    همچنین کارگران کبریت ساز به دلیل مجاورت با بخار آن دچار مردگی استخوانهای فک میشدند. زمانی که فسفر قرمز که خاصیت آتش زایی و سمی به مراتب کمتری را دارد کشف شد جایگزین فسفر سفید در صنعت کبریت سازی گردید.


    پیدایش

    فسفر به دلیل واکنش پذیری در هوا و دیگر مواد حاوی اکسیژن به تنهایی در طبیعت یافت نمیشود ولی به صورت ترکیبی به مقدار زیادی در معادن گوناگون پخش شده اند. که بزرگترین این معادن در روسیه مراکش فلوریدا Idaho, Tennesse و Utah قرار دارد.

    فسفرهای چندشکلی سفید میتوانند به شیوه های گوناگونی تهیه شوند. در یک فرایند تری کلسیم فسفات که از سخره های فسفاتی گرفته شده در مجاورت کربن و سیلیکا در کوره های سوختی یا برقی حرارت داده میشود. در این فرایند عناصر فسفری به صورت بخار آزاد شده و به صورت اسید فسفریک جمع آوری میشوند.


    هشدارها

    فسفر یک ماده بسیار سمی میباشد و حتی مقدار 50 mg آن کشنده و مرگ آور است.

    فسفر سفید باید همیشه در زیر آب نگهداری شود چرا که در مجاورت هوا بسیار واکنش پذیر میباشد. هنگام کار با آن حتما باید از انبر استفاده شود چرا که تماس آن با پوست میتواند باعث سوختگی های مزمن شود. خاصیت سمی و مزمن فسفر سفید باعث میشود که کارگرانی که باید با آن کنند دچار بیماری Necrosis of the Jaw مردگی فک که اصطلاحا PhossyJaw نامیده میشود گرفتار آیند. استرهای فسفاتی برای سیستم عصبی سمی هستند اما فسفاتهای معدنی و کانی معمولا غیر سمی میباشند.

    آلودگی فسفاتی نیز زمانی رخ میدهد که کودها و مواد پاک کننده در خاک ها باقی بمانند.

    هنگامی که گونه سفید آن در مجاورت نور خورشید قرار بگیرد و یا در بخار خود تا دمای 250 درجه سانتیگراد حرارت داده شود به گونه قرمز که در هوا ترکیب نمیشود تبدیل میشود. فسفر قرمز فورا در هوا آتش نمیگیرد و به خطرناکی فسفر سفید نیست. با این حال باید با فسفر قرمز نیز با احتیاط کار شود چرا که در شرایطی و در تحت دماهای خاص ممکن است به فسفر سفید تبدیل شود . ضمنا در صورت گرما دیدن گازهای بسیار سمی که حاوی اکسیدهای فسفر هستند از خود ساتع میکند.


    ایزوتوپها

    p32 ایزوتوپ رایج است که رادیو اکتیو نیز می باشد.


    املاء

    تنها املاء درست این عنصر Phosphorus میباشد که به شکل صفت برای ظرفیتهای کوچکتر آن استفاده میشود و درست همانند ترکبات گوگرد (sulfurour and sulfuric) میباشد و با کلمات Phosphorous و Phosphoric نامیده میشود.

    شناخت محیط رشد:فسفر
    فسفر از زمان های بسیار قدیم با اهمیت دانسته شده و مورد مصرف بوده است. در بیشتر اعمال فیزیولوژیکی گیاه ، فسفر اهمیت حیاتی دارد (از آن جمله : در تولید ATP و اسید نوکلئیک و آنزیم ها)، کمبود فسفر باعث توقف رشد گیاه شده و به علت انتقال فسفر از برگ های پیر به برگهای جوان، منجر به ریزش برگهای پیر میگردد. گهگاه، کمبود فسفر باعث تجمع مواد قندی در برگ و ساقه شده و در نتیجه تولید آنتوسیانین بالا رفته و برگها و ساقه ها به رنگ قرمز در می آیند.
    در خاک، فسفر ممکن است به صورت معدنی و آلی یافت شود. واکنش (pH) خاک در قابل استفاده ساختن فسفر اهمیت زیادی دارد. فسفر در خاک های قلیایی، به املاح کلسیم، و در خاک های اسیدی با آهن و آلومینیم ترکیب شده غیر قابل استفاده میشود.
    بنابراین مناسبترین واکنش برای قابل استفاده بودن فسفر واکنش های 6 تا 7 می باشد. فسفر به صورت های و یا جذب گیاه می شود.
    از کودهای فسفره معمول که به مصرف میرسد می توان فسفات آمونیم، را نام برد.پودر استخوان گرچه دارای فسفر زیادی می باشد ولی فسفر آن زیاد قابل جذب نیست.
     
  8. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    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.
    [​IMG]
    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.
     
  9. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    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.
     
  10. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    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