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
    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
     
  2. 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.
     
  3. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    آرسنیک
    آرسنیک ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با علامت As مشخص است و دارای عدد اتمی 33 میباشد. آرسنیک ، شبه فلز سمی معروفی است که به سه شکل زرد ِ سیاه و خاکستری یافت میشود. آرسنیک و ترکیبات آن ، بعنوان آفتکش مورد استفاده قرار میگیرند: علف کش ، حشره کش و آلیاﮊهای مختلف.

    تاریخچه
    آرسنیک ( واﮊه یونانی arsenikon به معنی اریپمنت زرد ) در دوران بسیار کهن شناخته شده است . از این عنصر به کرات برای قتل استفاده شده است. علائم مسمومیت با این عنصر تا قبل از آزمایش مارش تا حدی نا مشخص بود. "آلبرتوس مگنوس" را اولین کسی می دانند که در سال 1250 این عنصر را جدا کرد . "جوان شرودر" در سال 1649 دو روش برای تهیه آرسنیک منتشر کرد.

    عکس پیدا نشد


    پیدایش
    آرسوپیزیت ( سنگ آرسنیک) که میس پیکل Mispickel هم نامیده میشود، سولفوری است که بر اثر حرارت ، بیشترِن مقدار آرسنیک از سولفید آهن آن جدا میشود. مهمترین ترکیبات آرسنیک عبارت است از: آرسنیک سفید ، سولفید آن ، گرد حشره کش ، آرسنیت کلسیم و آرسنیت سرب.

    از گرد حشره کش ، آرسنیت کلسیم و آرسنیت سرب بعنوان سموم و حشره کشها در کشاورزی استفاده میشود .این عنصر گاها" بصورت خالص یافت میشود، ولی معمولا" بصورت ترکیب با نقره ، کبالت ، نیکل ، آهن ، آنتیموان یا سولفور وجود دارد.

    خصوصیات قابل توجه
    آرسنیک از نظر شیمیایی شبیه فسفر است، تا حدی که در واکنشهای بیوشیمیایی میتواند جایگزین آن شود. لذا سمی میباشد. وقتی به آن حرارت داده شود، بصورت اکسید آرسنیک در میآید (اکسیده میشود) که بوی آن مانند سیر است. آرسنیک و ترکیبات آن همچنین میتوانند بر اثر حرارت به گاز تبدیل شوند. این عنصر به دو صورت جامد وجود دارد: زرد و خاکستری فلز مانند.

    کاربردها
    در قرن بیستم ، آرسنِت سرب بعنوان یک آفت کش برای درختان میوه بهخوبی مورد استفاده قرار گرفت، ( استفاده از آن در افرادِکه به این کار اشتغال داشتند، ایجاد آسیبهای عصب شناسی کرد ) و آرسنیت مس در قرن نوزدهم بعنوان عامل رنگ کننده در شیرینیها بکار رفت.
    در سموم کشاورزی و حشره کشهای مختلف استفاده میشود.
    آرسنید گالیم یک نیمه رسانای مهمی است که در IC ها بکار میرود. مدارهایی که از این ترکیب ساخته شدهاند، نسبت به نوع سیلیکونی بسیار سریعتر هستند ( البته گرانتر هم میباشند ). آرسنید گالیم بر خلاف سیلیکون آن band gap مستقیم است. پس میتواند در دیودهای لیزری و LED ها برای تبدیل مستقیم الکتریسیته به نور بکار رود.
    تریاکسید آرسنیک در خون شناسی برای درمان بیماران سرطان خون حاد که در برابر ATRA درمانی مقاومت نشان میدهند، بکار میرود.
    در برنز پوش کردن و ساخت مواد آتش بازی و ترقه مورد استفاده قرار میگیرد.
    هشدارها
    آرسنیک و بسیاری از ترکیبات آن سمی هستند. آرسنیک با مختل کردن وسیع سیستم گوارشی و ایجاد شوک ، منجر به مرگ میشود.
     
  4. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    آنتیموان

    آنتیموان ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان Sb و عدد اتمی 51 است. آنتیموان که یک شبه فلز است، دارای چهار حالت آلوتروپیک میباشد. شکل پایدار این عنصر ، فلزی آبی – سفید است و انواع زرد و سیاه آن ناپایدار میباشد. این عنصر در مواد ضد آتش ، رنگها ، سرامیک ، لعاب و آلیاژهای گوناگون و لاستیک بکار میرود.

    تاریخچـــــــه
    آنتیموان ( یونانی anti بعلاوه monos بهمعنی فلزی که بهتنهایی یافت نمیشود ) در دوران باستان درترکیبات مختلف شناخته شد و بعدها در اوایل قرن 17 و احتمالا" زودتر بعنوان یک فلز شناسایی شد. وجود این فلز را اولین بارسال 1450 ، "Tholden" بطور علمی گزارش کرد. استیب نیت ، سولفید طبیعی آنتیموان در دوران انجیل بعنوان دارو و وسیله آرایش کشف و مورد استفاده قرار گرفت.

    ارتباط بین نام جدید آنتیموان و نماد آن پیچیده است؛ نام قبطی پودر آرایشی سولفید آنتیموان ، توسط یونانیان قرض گرفته شد و بعد در زبان لاتین هم وارد شد که نتیجه آن واژه stibium است. "Jacob Berzelius" کاشف علم شیمی در نوشتههای خود نام اختصاری برای آنتیموان بکار برده و این نام همچنان مورد استفاده است.

    خصوصیات قابل توجه
    آنتیموان در حالت عنصری خود شکننده ، گدازپذیر ، نقره فام و بلوری است که خاصیت هدایت الکتریکی و حرارتی ضعیفی دارد و در دمای کم تبخیر میشود. شبه فلز آنتیموان از نظر ظاهری و خصوصیات فیزیکی شبیه فلز است، اما از نظر شیمیایی مثل فلز واکنش نمیدهد. همچنین این عنصر مورد حمله اسیدهای اکسید کننده و هالوژنها قرار میگیرد.

    فراوانی آنتیموان در پوسته زمین بین ppm 5,0 تا 0,2 برآورد شده است. آنتیموان ، کالکوفیل است و با گوگرد و فلزات سنگین سرب ، مس و نقره وجود دارد.

    کاربردهــــــــا
    استفاده از آنتیموان در صنایع نیمه هادی و در تولید دیود ها ، موج یابهای مادون قرمز و وسایل Hall-effect رو به افزایش است.
    این شبه فلز ، بصورت آلیاژ موجب افزایش سختی و مقاومت مکانیکی سرب میشود. مهمترین کاربرد فلز آنتیموان بعنوان سختکننده سرب در خازنها میباشد.
    در باطریها
    آلیاژهای ضد اصطکاک
    فلز ویژه حروف چاپ
    گلوله های رسام و جنگافزارهای کوچک
    روکش کابل
    از ترکیبات آنتیموان بهصورت اکسیدها ، سولفیدها ، آنتیمونات سدیم و تریکلرید آنتیموان در ساخت ترکیبات ضدحریق ، لعاب سرامیک ، شیشه ، رنگ و سفالگری استفاده میشود. تریاکسید آنتیموان مهمترین ترکیبات آنتیموان است و بیشتر در تنظیمات واپسگر آتش بکار میرود. کاربردهای واپسگر آتش در مواردی مثل لباس بچه ، اسباب بازی ، هواپیما و روکش صندلی اتومبیل است.
    منابع در طبیعت
    اگرچه این عنصر فراوان نیست، در بیش از 100 گونه ماده معدنی وجود دارد. آنتیمـوان گاهی اوقات بصورت بومی یافت میشود، اما عمدتا" در سولفید استیب نیت ( Sb2S3) که سنگ معدنی فراوانی است، وجود دارد. اشکال تجاری آنتیموان بیشتر بصورت شمش ، قطعات خرد شده ، ریزدانه و قالبهای ریخته شده میباشد. سایر شکلهای آن ، پودر ، گلوله و بلورهای مجزا است.

    هشدارهـــا
    آنتیموان و بسیاری از ترکیبات آن ، سمی هستند.
     
  5. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    بیسموت
    بیسموت ، عنصر شیمیایی است با عدد اتمی 83 که در جدول تناوبی با نشان Bi مشخص شده است. بیسموت ، فلز ضعیف سه ظرفیتی ، سفید بلورین ، سنگین و شکننده ای است که اثر خفیفی از رنگ صورتی در آن وجود دارد و از نظر شیمیایی شبیه آرسنیک و آنتیموان است.

    بیسموت از تمامی فلزات مغناطیسیتر است و بجز جیوه از تمامی عناصر خاصیت هدایت حرارتی کمتری دارد. از ترکیبات بیسموت که فاقد سرب باشند، درساخت لوازم آرایش و اهداف پزشکی استفاده میشود.

    تاریخچه
    بیسموت ( کلمه آلمانی Weisse Masse به معنی جرم سفید ، بعدها Wisuth و Bisemutum ) در ابتدا بخاطر شباهتش با سرب و قلع با این عناصر اشتباه گرفته شد. "کلاد جوفروی جونین" در سال 1753 تمایز آن را از سرب اثبات کرد.

    پیدایش
    بیسموتینیت و بیسمیت ، مهمترین سنگهای معدن بیسموت هستند و کشورهای کانادا ِ بولیوی ِ ﮊاپن ِ مکزیک و پرو عمدهترین تولید کنندگان آن میباشند. بیسموتی که در آمریکا تولید میشود بعنوان محصول فرعی برای به عمل آوردن سنگهای معدن مس ِ طلا ِ سرب ِ نقره ِ قلع و بخصوص سرب فراهم آمده است. میانگین قیمت آن در سال 2000 ، هر پوند معادل 3,50 دلار آمریکا بود.

    ویژگیهای قابل توجه
    تا قبل از سال 2003 تصور بر این بود که بیسموت سنگینترین و پایدارترین عنصر است، اما تحقیقات در موسسه "Astrophysique Spatial" در ورسای فرانسه ثابت کرد بیسموت یک عنصر پایدار نیست. این عنصر ، یِک فلز شکننده دارای تهرنگ صورتی با یک ماتی رنگین کمانی است. دربین فلزات سنگین ، بیسموت سنگینترین آنها و غیر سمی است. بجز جیوه ، هیچ فلز دیگری مغناطیسیتر از بیسموت نمیباشد.

    این فلز که به شکل خالصش وجود دارد، دارای مقاومت الکتریکی بالا و Hall effect آن از تمامی فلزات بیشتر است (یعنی وقتی بیسموت در یک میدان مغناطیسی قرار میگیرد، بیشترین افزایش مقامت الکتریکی را دارد). وقتی در مجاورت هوا به آن حرارت داده شود، با شعله آبی رنگی شروع به سوختن میکند و اکسید آن ، بخار زرد رنگی تولید میکند.

    کاربردها
    اکسی کلرید بیسموت در لوازم آرایش کاربرد وسیعی دارد.
    ساب نیترات و ساب کربنات بیسموت در پزشکی بکار میرود.
    بیسمونال ( manganese Bi ) آهن ربای دائمی قویی میباشد.
    آلیاﮊهای بیسموت ، درجه ذوب پایینی دارند و به میزان زیادی برای یافتن آتش و وسایل ایمنی سیستمهای سرد کننده بکار میروند.
    بیسموت در تولید آهنهای چکش خوار و بعنوان کاتالیزور در ساخت الیاف اکریلیک بکار میرود.
    بیسموت بعنوان مواد ترموکوبل کاربرد دارد.
    حاملی برای سوخت U-235 یا uranium-234 در رآکتورهای اتمی میباشد.
    بیسموت در لحیم هم مورد استفاده واقع میشود.
    در اوایل دهه 90، تلاشهایی انجام شد تا از بیسموت بعنوان جایگزین غیر سمی سرب در مواردی مثل لعاب ظروف سفالی ِ وزنه های ماهیگیری ِ وسایل تهیه غذا ِ ابزارهای دستی در مصارف لوله کشی ِ روغنهای مربوط به روغنکاری و ساچمههای شکار پرندگان استفاده شود.
     
  6. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    گوگرد
    گوگرد یک از عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن S و عدد اتمی آن 16 میباشد. گوگرد یک نافلزفراوران بی بو بی مزه و چند ظرفیتی است که بیشتر به شکل کریستالهای زرد رنگ که در کانی های سولفید و سولفات بدست می آید شناخته شده میباشند.گوگرد یک عنصر حیاتی و لازم برای تمامی موجودات زنده میباشد که مورد نیاز اسید آمینوها و پروتئین ها میباشد. این عنصر به صورت اولیه در کودها استفاده میشود ولی بصورت گسترده تر در باروت ملین ها کبریت ها و حشره کش ها بکار گرفته میشود.


    خصوصیات قابل توجه


    ظاهر این نافلز به رنگ زرد کمرنگ میباشد که بسیار سبک و نرم است. این عنصر به هنگام ترکیب با هیدروژن بوی مشخصی دارد که مشابه بوی تخم مرغ فاسد شده میباشد. گوگرد با شعله آبی رنگ میسوزد و بوی عجیبی از خود ساتع میکند. گوگرد در آب حل شدنی نیست ولی در دی سولفید کربن حل میشود. حالتهای معمول اکسیداسیون این عنصر -2و+2و+4 و +6 میباشد. گوگرد در تمام حالتهای مایع جامد و گاز شکلهای چند گانه دارد که ارتباط بین آنها هنوز کاملا درک نشده است. گوگرد کریستالی به صورت حلقه گوگردی S8 نشان داده میشود.

    نیترید گوگرد پولیمری خواص فلزی دارد و این در حالی است که هیچ گونه اتم فلزی در خود ندارد. این عنصر همچنین خواص نوری و الکتریکی غیر معمولی نیز دارد. گوگرد غیر متبلور یا پلاستیک با عمل سرد کردن سریع کریستال گوگرد حاصل میشود. مطالعات در زمینه اشعه ایکس نشان میدهد که گونه غیر متبلور و بی نظم ممکن است که 8 اتم در هر ساختار پیچشی ستاره مانند داشته باشد.

    گوگرد میتواند به دو حالت کریستالی بدست آید Orthorhombic octahedral یا بلورمونو کلینیک که اولی در دماهای معمولی پایدارتر میباشد.


    کاربردها

    این عنصر برای استفاده های صنعتی مانند تولید (H2SO4)اسیر سولفوریک برای باطریها تولید باروت و حرارت دادن لاستیک تولید میشود. گوگرد در فرایند تولید کودهای فسفاتی به عنوان ماده ضد قارچ عمل میکند. سولفاتها در کاغذهای شستشو و خشکبار نیز کاربرد دارند. همچنین گوگرد در ساخت کبریت و آتش بازی نیز بکار گرفته میشود. تیو سولفات آمونیوم یا سدیم به عنوان عامل ثابت کننده در عکاسی کاربرد دارد . سولفات منیزیم می تواند به عنوان ماده ضد خشکی و ملین که یک مکمل منیزیم گیاهی است به کار گرفته شود.


    نقش بیولوژیکی



    اسید آمینوها Cysteine, Methionine, Homocysteine و Taurine و همچنین برخی از آنزیمها حاوی گوگرد میباشند که در واقع گوگرد را به یک عنصر حیاتی برای سلولهای زنده تبدیل کرده اند. ترکیبات دیسولفیدی مابین polypeptidها در ساختار پروتئینی بسیار مهم میباشند. برخی از گونه های باکتری از سولفید هیدروژن بجای آب در فرایند فتوسنتز خود استفاده میکنند. گوگرد توسط گیاهان بصورت ین سولفات از خاک جذب میشود. گوگرد غیر آلی یک قسمت از کلاسترهای آهن- گوگرد را تشکیل می دهد، و گوگرد لیگاند اتصال دهنده درCuA می با شد.

    تاریخچه
    گوگرد که لاتین آن Sulpur میباشد از زمانهای باستان شناخته شده بود. این عنصر با نام Brimstone در افسار پنجگانه کتاب مقدس آمده است . هومر نیز گوگرد حشره کش را در قرن 9 قبل از میلاد ذکر کرده بود. در سال 424 قبل از میلاد قبیله Bootier دیوارهای یک شهر را با سوزاندن مخلوطی از ذغال و گوگرد سوزانیده و خراب کردند. زمانی نیز در قرن 12 در چین باروت که مخلوطی از نیترات پتاسیومKNO3 کربن و گوگرد بود کشف شد. کیمیا گران اولیه برای گوگرد نماد مثلثی که در بالای یک خط قرار داشت در نظر گرفته یودند. این کیمیا گران از روی تجربه میدانستند که عنصر جیوه میتواند با گوگرد ترکیب شود. در اواخر دهه 1770 Antoine Lavoaisier توانست مجامع علمی را متقاعد کند که گوگرد یک عنصر است نه یک ترکیب.

    پیدایش
    گوگرد به صورت طبیعی در مقادیر زیاد به صورت ترکیبی با دیگر عناصر به صورت سولفید (مانند:pyrite) و سولفات مانند «Gypsum) یافت میشود و به صورت آزاد نزدیک چشمه های آب گرم و مناطق آتش فشانی و معادنی نظیر Cinnabar Galena و Sphalerite بدست می آید. این عنصر در مقادیر کم نیز از ذغال سنگ و نفت که در هنگام سوختن دی اکسید گوگرد تولید میکنند بدست می آید. استانداردهای سوختی بصورت فزاینده ای به گوگرد برای استخراج سوختهای فسیلی نیاز دارند. چرا که دی اکسید گوگرد با قطرات آب ترکیب شده و باعث بوجود آمد باران اسیدی میشود. این گوگرد استخراج شده بعد از پالایش یکی از بیشترین ذخایر تولید گوگرد را به خود اختصاص میدهد. این گوگرد در ساحل US Gulf با پمپاژ آب داغبه ذخایر گوگردی باعث ذوب شدن گوگرد میشود که گوگرد ذوب شده به سطح زمین پمپ میشود.





    گوگرد با وجود مهمتری مشتق خود یعنی اسید سولفوریک یکی از مهمترین عناصر مواد خام صنعتی میباشد که برای هر قسمت از صنعت اهمیت بسزایی دراد. تولید اسید سولفوریک مهمترین استفاده از گوگرد میباشد و مصرف اسید سولفوریک نی به عنوان شاخصی برای جوامع توسعه یافته صنعتی در نظر گرفته میشود. ایالات متحده سالانه بیشتر از هر عنصر دیگری اسید سولفوریک تولید میکند.

    رنگهای متمایز قمر Io سیاره مشتری به دلیل وجود گونه های مختلف گوگرد بصورت گاز جامد و گداخته شده میباشد. همچنین یک منطقه تاریک نزدیک دهانه آتش فشان Lunar مشاهده میشود که احتمالا منبع گوگردی میباشد. همچنین گوگرد در بسیاری از گونه های شهاب سنگی نیز وجود دارد.

    ترکیبات
    بسیاری از بوهای نا خوشایند که مرتبط به اندام موجود زنده هستند به دلیل وجود ترکیبات گوگردی مانند سولفید هیدروژن میباشد که بوی تخم مرغ فاسد شده را میدهد. اگر سولفید هیدروژن را در آب حل کنیم محلول اسیدی بدست خواهد آمد که با فلزات واکنش داده و سولفید فلزات را تشکیل میدهد. سولفید فلزات طبیعی مخصوصا سولفید آهن به راحتی یافت میشوند. سولفید آهن Iron Pyrites نیز نام دارد که به آن طلای احمقان نیز میگویند. این ترکیب بطور قابل توجه ای خاصیت رسانایی دارد. Galena که یک سولفید سرب طبیعی میباشد اولین نیمه رسانااصلی بود که کشف گردید.

    برخی از ترکیبات مهم گوگرد عباتند از:


    sodium dithionite, Na2S2O عامل کاهنده پر قدرت
    sulfurous acid, H2SO3, این ترکیب با حل کردن SO2 در آب بدست می آید. این اسید و سولفیدهای مرتبط با آن از کاهنده های نسبتا قوی میباشند. ترکیبات دیگر بدست آمده از So2 شامل Pyrosulfite یونS2O5-2 میشود.
    thiosulfates (S2O3-2>-).که برای ثابت کردن عکسها بکار میرود. این ترکیب یک عامل اکسید کننده است و تیو سولفات آمونیم جایگزین سیانید در تصفیه خاک طلا میباشد.
    ترکیبات dithionic acid (H2S2O6)
    polythionic acids, (H2SnO6 که در آن n از 3 تا 80 میتواند تغییر کند.
    سولفات ها . نمک اسید سولفوریک و نمک Epsom از سولفاتهای منیزیم میباشند.
    اسید سولفوریک با غلظت SO3 که اسید پیروسولفوریک را شکل میدهد.
    peroxymonosulfuric acid و peroxydisulfuric acids, که هر دو از عملکرد SO3 در H2O2 و H2SO4 غلیظ شده حاصل میشوند.
    thiocyanogen, (SCN)2.
    tetrasulfur tetranitride S4N4.


    ایزوتوپها
    گوگرد 18 ایزوتوپ دارد که چهار تا از آنها پایدار هستند: S-32 (95.02%), S-33 (0.75%), S-34 (4.21%), و S-36 (0.02%). به غیر از S35 بقیه ایزوتوپهای رادیو اکتیوگوگرد عمر کوتاهی دارند. گوگرد 35 از Spalation اشعه Cosmic آرگون 40 در جو شکل میگیرد که نیمه عمری برابر 87 روز دارد.

    هنگامی که کانی های سولفیدی ته نشین میشوند موازنه ایزوتوپی بین جامد و مایع کمی در مقادیر dS34 تفاوت خواهد کرد. تفاوت بین کانی ها میتواند در حدس دمای موازنه بکار گرفته شوند. dC13 و dC34 از کربناتها و سولفیدهای موجود میتوانند برای تعیین بی دوامی pH و اکسیژن کانی ها استفاده شوند.

    در بیشتر اکوسیستم های جنگلی سولفات از هوا بدست می آید فرسایش در اثر هوا و تبخیر نیز کمی گوگرد بوجود می آورد. گوگردهایی که ترکیب ایزوتوپی مجزا دارند برای بررسی منابع آلوده کننده بکار میروند . گوگردهای غنی شده نیز در مطالعات آب شناسی کاربرد دارند . تصور میشود دریاچه های کوه های راکی که با منابع سولفاتی جو احاطه شده اند حاوی مقادیر گوناگونی dS34 باشند.

    هشدارها
    به هنگام کار کردن با دی سولفید کربن سولفید هیدروژن و دی اکسید گوگرد باید مراقب باشید. دی اکسید گوگرد علاوه بر اینکه کاملا سمی است (سمی تر از سیانید) با آبی که در جو وجود دارد واکنش نشان داده و باران اسیدی را بوجود میاورد. در اگر غلظت این عنصر زیاد باشد بلافاصله با توقف در عمل دم و بازدم موجب مرگ میشود. گوگرد به سرعت حس بویایی را از کار می اندازد و از این رو قربانیان ممکن است از وجود آن بی اطلاع باشند.

    دیکته
    گوگرد در انگلیسی بریتاینایی Sulphur نوشته میشود که IUPAC دیکته Sulfur را با توجه به Royal Society of Chemistry Nomenclature Committee برگزیده است که استفاده از این نام در انگلیسی بریتانیایی در حال گسترش است.


    شناخت محیط رشد:گوگرد
    گوگرد در تهیه پروتئین و اسیدهای آمینه به کار می رود. و مزه پاره ای از محصولات باغبانی (مثل سیر و پیاز و خردل) مربوط به گوگرد می باشد. کمبود گوگرد در پاره ای از گیاهان علایمی شبیه به کمبود ازت ایجاد می کند که مربوط به کمبود تولید پروتئین در گیاه است. علایم کمبود، بیشتر در برگهای جوان دیده میشود تا برگ های پیر، در خاک گوگرد هم به صورت آلی و هم به صورت معدنی یافت میشود. گوگرد آلی از تجزیه مواد پروتئینی به دست می آید. گوگرد معدنی به صورت یون سولفات SO-4 در محلول خاک یافت میشود.
    گوگرد را می توان بصورت های سوپر فسفات معمولی (نه سوپر فسفات تریبل)، سولفات آمونیوم و گل گوگرد و یا سولفات کلسیم به خاک اضافه کرد.
     
  7. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    سلنیم
    سلنیوم یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Se و عدد اتمی آن 34 میباشد. این عنصر یک نافلز سمی بوده که از نظر شیمیایی به گوگرد و تلوریوم شباهت دارد. این عنصر در شکل های گوناگون وجود دارد ولی بیشتر به شکل شبه فلز مانند که هادی جریان الکتریسیته میباشد بوده ودر سلولهای نوری کاربرد دارد. این عنصر در معادن سولفید مانند پیریت یافت میشود.

    خصوصیات قابل توجه
    سلنیوم به حالتهای گوناگونی یافت میشود. سلنیوم به صورت پودر به رنگ قرمز بوده و در حالت آزمایشگاهی سیاه میباشد. کریستال شش گوش سلنیم به رنگ خاکستری فلزی میباشد و این در حالی است که کریستال منو کلینیک به رنگ قرمز تیره است.

    این عنصر همچنیناثر فتو ولتیک از خود نشان داده است که نور را به الکتریسیته تبدیل کرده و تاثیر رسانای نوری دارد که در این حالت خاصیت رسانایی سلنیوم که در مجاورت نور قرار گرفته است بیشتر میشود. سلنیوم در دماهای پایین تر از نقطه جوش یک نیمه رسانا از نوع P میباشد.

    کاربردها
    سلینویم یک ماده مغزی کوچک برای تمامی گونه های حیات بوده و مکمل یک اسید آمینو غیر معمول به نام Selenocyteine میباشد. سلنیوم به دلیل داشتن خاصیت رسانای نوری و فتو ولتیک به صورت وسیعی در الکترونیک به عنوان سلولهای تصویری و سلولهای خورشیدی بکار گرفته میشود.

    سلنیوم برای پاک کردن رنگ از شیشه بکار گرفته شده و رنگ سبز رنگ که حاوی ناخالصیهای آهن دار است را به راحتی از بین میبرد. این عنصر همچنین در قرمز کردن شیشه و مینا کاری نیز کاربرد دارد. سلنیوم به صورت ماده ضد خش در لاستیکهای ولکانیزه نیز استفاده میشود. این عنصر در فتوکپی نیز کاربرد دارد.
    کاربرد دیگر سلنیوم رنگ دادن به عکسها و تصاویر میباشد و به صورت گسترده توسط کمپانی های عکاسی مانند Kodak و Fotospeed فروخته میشود. کاربرد هنری آن در شدت دادن به طیف رنگها در تصاویر سیاه و سفید بوده و همچنین در افزایش طول عمر عکس نیز تاثیر دارد.

    تاریخچه
    سلنیوم که لاتین آن Selene به معنی ماه میباشد در سال 1817 توسط Jons Jacob Berzelius که ارتباط این عنصر با تلوریوم را دریافت کشف شد.
    کاربردهای گسترده این عنصر از قبیل استفاده آن در ترکیبات لاستیکی آلیاز فولاد و یکسوکننده های سلنیومی باعث رشد چشمگیری در مصرف این عنصر شد. در سال 1970 سلنیوم جایگزین سیلیکن در یکسو کننده های برق شد اما کاربرد گسترده آن به عنوان رسانای نور در کاغذ کپی مهمترین استفاده آن بود.در طی دهه 1980 با تولیدرساناهی نور آلی استفاده از سلنیوم به عنوانرسانای نور منسوخ شد. در سال 1996 رابطه مثبتی در خصوص مصرف سلنیوم و خاصیت ضد سرطان آن کشف شد اما کاربرد گسترده و مستقیم این کشف بزرگ نمیتوانست به صورت قابل توجهی تقاضای آن را در دوز های مصرفی کوچک بکند. در اواخر دهه 1990 کاربرد سلنیوم (معمولا با بیسموت) به عنوان یک ماده اضافه کننده در لوله کشی برنجی برای داشتن یک محیط بدون سرب افزایش یافت.

    پیدایش
    سلنیوم به صورت سلنید از کانیهای سولفیدی مانند مس نقره و سرب بدست می آید. این عنصر از گل و لای آنودی مس و گل و لای سربی حاصل از گیاهان اسید سولفوریک به صورت یک محصول جانبی بدست میاید.

    ایزوتوپها
    سلنیوم 38 ایزوتوپ دارد که 5 ایزوتوپ از آنها پایدار میباشند.

    هشدارها
    اگرچه سلنیوم خالص سمی نمیباشد ولی ترکیبات آن بسیار سمی بوده و خواصی همانند آرسنیک دارند. سلنید هیدروژن و دیگر ترکیبات آن بسیار سمی میباشند. گیاهانی که در خاکهای حاوی سلنید رشد میکنند مانند Locoweed تاثیرات بسیار جدی بر تغذیه جانوران و حیوانات دارد.

    سلنیوم و سلامت
    سلنیوم یک عنصر ردیابی در انسان میباشد. که در حذف رادیکال آزاد و دیگر آنزمهای آنتی اکسیدان استفاده میشود. و در عملکرد غده تروئید نقش مهمی ایفا میکند. رژیم سلنیوم حاوی غلات گوشت ماهی و تخم مرغ میباشد.

    کمبود سلنیوم در افراد سالم بسیار کم رخ میدهد و بیشتر در بیمارانی که از عمکلردهای نادرست روده ای رنج میبرند مشاهده میشود. رژیم غذایی پیشنهادی برای بزرگسالان عبارت است از 55 میکروگرم سلنیوم در هر روز. مصرف روزانه بیش از 400 میکروگرم موجب مسمومیت میشود.
     
  8. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    تلوریم
    تلوریم ، ((عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Te و عدد اتمی 52 قرار دارد. تلوریم که شبه فلزی شکننده و سفیـــد نقرهای شبیه قلع میباشد، از نظر شیمیایی همانند سلنیم و گوگرد است. از این عنصر بیشتر در آلیاژها و بعنوان یک نیمه هادی استفاده میشود.

    تاریخچـــــه
    تلوریم (در زبان لاتین tellus به معنی زمین) در سال 1782 بوسیله "Franz Joseph Muller von Reichstein" در رومانی کشف شد. سال 1798، "Martin Heinrich Klaproth" کسی که قبلا" آنرا جدا کرده بود، این عنصر را نامگذاری کرد. دهه 70، دوران رونق کاربردهای ترموالکتریک تلوریم و نیز کاربرد آن در فولاد غیر ماشینی بود که کاربرد عمده آن دوران محسوب میشد.

    پیدایــــــــش
    تلوریم گاهی اوقات به شکل خالص یافت میشود، اما اغلب بصورت تلورید طلا (کالاوریت) و در ترکیب با سایر فلزات دیده میشود. منبع اصلی تلوریم رسوبات آند است که در خلال تصفیه الکترولیزی مس جوشدار بوجود میآید.

    تلوریم به میزان تجاری و غیر سمی معمولا" به صورت پودر mesh-200 عرضه میشود، ولی بصورت تختهای ، شمش ، لولهای یا گرد نیز موجود است. قیمت هر پوند تلوریم در سال 2000 معادل 14 دلار آمریکا بود.

    خصوصیات قابل توجه
    تلوریم ، عنصر نسبتا" کمیابی است و از نظر شیمیایی جزو خانواده اکسیژن ، گوگرد ، سلنیم و پلونیوم ( chalcogens ) محسوب میشود. تلوریم در حالت بلوری به رنگ سفید نقرهای و در حالت خالص خود دارای درخشش فلزی است. تلوریم شبه فلزی شکننده است که براحتی له میشود. تلوریم غیر متبلور را بوسیله جداسازی آن از محلول دارای تلوریم یا اسید تلوریک بدست میآورند. بهر حال در این باره که آیا این شکل تلوریم واقعا" غیر بلورین است یا از بلورهای بسیار کوچک تشکیل شده است، اختلافاتی وجود دارد. تلوریم نیمه هادی ، p-type است که در شرایط خاص و بر اساس پیوند اتمی ، رسانایی بیشتری را نشان داده است.

    چون از نظر شیمیایی مانند سلنیم و گوگرد است، رسانایی این عنصر در صورت مواجهه با نور تاحدی افزایش مییابد. تلوریم را میتوان به مس ، طلا ، نقره ، قلع و فلزات دیگر اضافه کرد. در صورت سوختن در هوای عادی شعلههایی به رنگ آبی مایل به سبز ایِجاد میکند که نتیجه آن تولید اکسید تلوریم است. این عنصر در حالت مذاب موجب فرسایش مس ، آهن و فولاد ضد زنگ میگردد.

    کاربردهــــــا
    از این عنصر بیشتر برای ساخت آلیاژ با فلزات دیگر استفاده میشود. آن را به سرب اضافه میکنند تا استحکام و دوام آنرا افزایش داده ، تاثیر فرسایشی اسید سولفوریک را بر آن کاهش دهند. افزودن تلوریم به فولاد ضد زنگ و مس باعث افزایش کارآمدی آنها میگردد.
    برای کنترل سرما بصورت چدن آلیاژ میشود.
    در سرامیکها کاربرد دارد.
    تلوریم بیسموت در وسایل ترموالکتریک بکار میرود.
    تلوریم همچنین در کلاهکهای انفجاری مورد استفاده بوده ، دارای کاربردهای بالقوه در پهنههای آفتابگیر تلوریم کادمــــــــیم میباشد. بخشی از راندمان بالای تولید برق سلولهای خورشیدی مربوط به استفاده از این ماده میباشد، اما در عمل هنوز از این کاربرد استقبال نشده است.
    ترکیبات
    تلوریم در گروه گوگرد و سلنیم قرار دارد و ترکیباتی مشابه آنها میسازد. ترکیب با فلز یا هیدروژن و یونهای مشابه یک تلورید نامیده میشود. تلوریدهای طلا و نقره کانههای خوبی به حساب میآیند.

    ایزوتوپهــــــــا
    برای تلوریم 30 ایزوتوپ با جرمهای اتمی بین 108 تا 137 شناسایی شده است. تلوریم طبیعی دارای 8 ایزوتوپ است.

    هشدارهــــــــا
    افرادی که در معرض 0.01 میلیگرم یا کمتر تلوریم در هر متر مکعب هوا قرار میگیرند، با بویی شبیه بوی سیر مواجه میشوند. تلوریم و ترکیبات آن را باید سمی انگاشت و با کمال احتیاط با آنها رفتار کرد.
     
  9. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    پلونیوم

    پلونیوم یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Po بوده و عدد اتمی آن 84 میباشد. پلونیوم به عنوان یک شبه فلز رادیو اکتیو نادر از نظر شیمیایی شبیه به Tellurium و Bismuth میباشد و از سنگ معدن اورانیوم به دست می آید. پولونیوم برای استفاده گرمایی در سفینه های فضایی مطالعه میشود.


    خصوصیات قابل توجه

    این ماده رادیو اکتیوی به صورت خیلی سریع در اسیدهای رقیق حل شده و این در حالی است که به مقدار بسیار کمی در Alkalis که از نظر شیمیایی بسیار شبیه به Bismuth و Tellurium میباشند قابل حل میشود.

    پلونیوم 210 یک فلز سبک میباشد که 50% آن در هوا و بعد از 45 ساعت قرار گرفتن در دمای 328K بخار میشود. این ایزوتوپ یک ساتع کننده آفا بوده که نیمه عمر آن 138.39 روز میباشد. تنها یک میلیگرم از این فلز سبک ذرات آلفا به میزان 5 گرم رادیوم را از خود ساتع میکند.

    در دوره تجزیه آن انرژی بسیار زیاده ساتع شده که نیم گرم آن به سرعت به دمای بالای 750k میرسد. چند Curie پلونیوم یک نور آبی رنگ ساتع میکند که باعث آشفتگی و برانگیختگی هوای مجاور میشود.



    کاربردها

    پولونیوم هنگامی که با برلیوم آلیاژ تشکیل دهد میتوان یک منبع نوترون باشد. موارد کاربردی دیگر عبارتند از:


    این عنصر در ساخت وسایلی که بار الکتریکی استاتیک را در کاخانجات نساجی و دیگر نقاط از بین میبرند استفاده میشود با این وجود از منابع بتا که خطرات کمتری دارند بیشتر استفاده میشود.
    پلونیوم در ساخت شانه هایی که گرد و غبار انباشته شده بر روی فلیمهای عکاسی را پاک میکنند نیز استفاده میشود. مقدار پولونیوم بکار رفته در این شانه ها کنترل شده و در نتیجه خطرات رادیو اکتیوی بسیار کمی دارند.

    از آنجا که میتوان با ظرفهای معمولی تقریبا تابش تمام پرتوی آلفا را متوقف کرد و با حرارت دادن سطح آن انرژی آزاد کرد پلونیوم نیز به عنوان یک منبع گرمایی نیروهای سلولهای ترمو متریک در ماهواره های مصنوعی پیشنهاد میشود.


    تاریخچه

    پلونیوم که آن را Radium F نیز مینامند در سال 1898 توسط Marie Curie و Pierre Curie کشف شد و بعدها از روی نام Poland «لهستان) سرزمین مادری ماری کوری نامگذاری شد.

    این عنصر توسط کوری ها هنگامی آنها برای یافتن دلیل خاصیت رادیو اکتیویته pitchblende تحقیق میکردند کشف شد. پیچپلنت بعد از جداسازی اورانیوم و رادیوم رادیو اکتیوتر بود .این انها را ترغیب کرد که عنصر را بیابند .الکتروسکوپ آن را هنگام جدا شدن از Bismuth نشان میداد.


    پیدایش

    پلونیوم که یک عنصر بسیار کمیاب در طبیعت است در معادن اورانیوم با میزان 100 میکروگرم در هر تن یافت میشود. فراوانی طبیعی آن تقریبا 0.2% رادیوم میباشد.

    در سال 1934 یک تجربه نشان داد که هنگامی که Bismuth Bi209 توسط نوترونها بمباران میشود Bi-210 که در واقع مادر پلونیوم است به وجود میاید. امروزه پلونیوم در مقادیر میلیگرمی در فرایند ذوب نوترونی در رآکتورهای هسته ای به وجود می آید.


    ایزوتوپها

    پلونیوم از تمامی عناصر دیگر بیشتر ایزوتوپ دارد که تمام آنها رادیو اکتیو میباشند. 25 ایزتوپ پلونیوم با جرم اتمی از 194 تا 218 شناخته شده است. Po210 در دسترس ترین نوع آن میباشد و po209 با نیمه عمر 103 سال و Po208 با نیمه عمر 2.9 سال توسط بمباران Deteron سرب یا Bismuth در یک Cyclotron به وجود میاید. با این وجود ساخت این ایزوتپها بسیار گران میباشد .

    خصوصیات قابل توجه

    این ماده رادیو اکتیوی به صورت خیلی سریع در اسیدهای رقیق حل شده و این در حالی است که به مقدار بسیار کمی در Alkalis که از نظر شیمیایی بسیار شبیه به Bismuth و Tellurium میباشند قابل حل میشود.

    پلونیوم 210 یک فلز سبک میباشد که 50% آن در هوا و بعد از 45 ساعت قرار گرفتن در دمای 328K بخار میشود. این ایزوتوپ یک ساتع کننده آفا بوده که نیمه عمر آن 138.39 روز میباشد. تنها یک میلیگرم از این فلز سبک ذرات آلفا به میزان 5 گرم رادیوم را از خود ساتع میکند.

    در دوره تجزیه آن انرژی بسیار زیاده ساتع شده که نیم گرم آن به سرعت به دمای بالای 750k میرسد. چند Curie پلونیوم یک نور آبی رنگ ساتع میکند که باعث آشفتگی و برانگیختگی هوای مجاور میشود.



    کاربردها

    پولونیوم هنگامی که با برلیوم آلیاژ تشکیل دهد میتوان یک منبع نوترون باشد. موارد کاربردی دیگر عبارتند از:


    این عنصر در ساخت وسایلی که بار الکتریکی استاتیک را در کاخانجات نساجی و دیگر نقاط از بین میبرند استفاده میشود با این وجود از منابع بتا که خطرات کمتری دارند بیشتر استفاده میشود.
    پلونیوم در ساخت شانه هایی که گرد و غبار انباشته شده بر روی فلیمهای عکاسی را پاک میکنند نیز استفاده میشود. مقدار پولونیوم بکار رفته در این شانه ها کنترل شده و در نتیجه خطرات رادیو اکتیوی بسیار کمی دارند.

    از آنجا که میتوان با ظرفهای معمولی تقریبا تابش تمام پرتوی آلفا را متوقف کرد و با حرارت دادن سطح آن انرژی آزاد کرد پلونیوم نیز به عنوان یک منبع گرمایی نیروهای سلولهای ترمو متریک در ماهواره های مصنوعی پیشنهاد میشود.


    تاریخچه

    پلونیوم که آن را Radium F نیز مینامند در سال 1898 توسط Marie Curie و Pierre Curie کشف شد و بعدها از روی نام Poland «لهستان) سرزمین مادری ماری کوری نامگذاری شد.

    این عنصر توسط کوری ها هنگامی آنها برای یافتن دلیل خاصیت رادیو اکتیویته pitchblende تحقیق میکردند کشف شد. پیچپلنت بعد از جداسازی اورانیوم و رادیوم رادیو اکتیوتر بود .این انها را ترغیب کرد که عنصر را بیابند .الکتروسکوپ آن را هنگام جدا شدن از Bismuth نشان میداد.


    پیدایش

    پلونیوم که یک عنصر بسیار کمیاب در طبیعت است در معادن اورانیوم با میزان 100 میکروگرم در هر تن یافت میشود. فراوانی طبیعی آن تقریبا 0.2% رادیوم میباشد.

    در سال 1934 یک تجربه نشان داد که هنگامی که Bismuth Bi209 توسط نوترونها بمباران میشود Bi-210 که در واقع مادر پلونیوم است به وجود میاید. امروزه پلونیوم در مقادیر میلیگرمی در فرایند ذوب نوترونی در رآکتورهای هسته ای به وجود می آید.


    ایزوتوپها

    پلونیوم از تمامی عناصر دیگر بیشتر ایزوتوپ دارد که تمام آنها رادیو اکتیو میباشند. 25 ایزتوپ پلونیوم با جرم اتمی از 194 تا 218 شناخته شده است. Po210 در دسترس ترین نوع آن میباشد و po209 با نیمه عمر 103 سال و Po208 با نیمه عمر 2.9 سال توسط بمباران Deteron سرب یا Bismuth در یک Cyclotron به وجود میاید. با این وجود ساخت این ایزوتپها بسیار گران میباشد .


    هشدارها

    پلونیوم یک عنصر بسیار رادیو اکتیو و سمی بوده و کار کردن با آن بسیار خطرناک است. حتی مقادیر میلیگرمی یا میکروگرمی آن در پلونیوم 210 بسیار خطرناک بوده و کار کردن با آنها نیاز به تجهیزات خاصی دارد. همچنین آسیبهای جدی از جذب انرژی توسط بافتهای سلولی از طریق ذرات آفا به وجود می آید.
    مقدار مجاز پلونیوم برای بدن تنها 0.03 میکروکوری که معادل وزن 6.8 x 10-12 گرم بوده، میباشد.
     
  10. H@M!N

    H@M!N

    577
    915
    244
    فلوئور


    "Georigius Agricola" در سال 1529 ، فلورین را (از واژه لاتین fluere به معنی جریان یا تغییر مداوم) به شکل فلورسپار و به خاطر کاربرد آن بعنوان یک گداز آور ( ماده ای که برای بهبود جوشکاری فلزات یا کانیها)) بکار میرود ) شناسایی کرد. "Schwandhard" در سال 1670 متوجه شد سطح شیشه در صورتیکه در معرض فلورسپار همراه با اسید قرار گیرد، نقشهایی بر روی آن حک میگردد. "Karl Scheele" و بسیاری از محققان ، بعد از او از جمله Humphry Davy ، Gay-Lussac Antoine Lavoisier و Louis Thenard همگی با اسید هیدروفلوریک به آزمایش پرداختند. ( بعضی از آزمایشات به یک فاجعه ختم شد).

    این عنصر سالهای زیادی بعد از آن بدست نیامد، چون هنگامیکه آنرا از یکی از ترکیباتش جدا میکردند ، فورا" به مواد باقی مانده آن ترکیب حمله میکرد. سرانجام بعد از تقریبا" 74 سال تلاش مداوم ، "Henri Moissan" در سال 1886 موفق به تهیه فلوئور شد.

    اولین تولید تجاری فلوئور ، در پروژه بمب اتمی ، پروژه Manhattan ، در جنگ جهانی دوم بود که ازترکیب هگزا فلورئورید اورانیم (UF6) برای جداسازی ایزوتوپهای اورانیوم استفاده شد. این فرآیند ، هنوز هم در تجهیزات نیروی هستهای کاربرد دارد.

    اطلاعات کلی
    فلوئور ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان F و عدد اتمی 9 یافت میشود. این عنصر ، گازی یکظرفیتی ، هالوژن ، به رنگ زرد کمرنگ و سمی میباشد و از تمامی عناصر ، الکترونگاتیوتر و واکنشپذیرتر است. نوع خالص آن ، بسیار خطرناک و درصورت تماس با پوست ، سوختگیهای شیمیائی شدید ایجاد میکند.

    خصوصیات قابل توجه
    فلوئور خالص ، گاز زرد رنگ و فرسایشگری است که عامل اکسید کننده ای قوی میباشد. این گاز از تمامی عناصر ، الکترونگاتیوتر و واکنشپذیرتر است و با بیشتر عناصر دیگر از جمله گازهای بیاثر ، زنون و رادون تولید ترکیب ایجاد میکند. فلوئور ، حتی در تاریکی و شرایط سرد با هیدروژن بصورت انفجاری واکنش میدهد. در فوران گاز فلوئور ، شیشه ، فلزات ، آب و مواد دیگر بصورت شعلههای درخشان میسوزند. این گاز ، همیشه بصورت ترکیب وجود داشته ، چنین تمایلی را با سایر عناصر مخصوصا" سیلیکون دارد که نه میتوان آنرا در ظروف شیشهای تهیه و نه در آنها نگهداری کرد.

    فلوئور در محلولهای آبی عموما" به شکل یون فلورید -F دیده میشود. حالتهای دیگر آن ، کمپلکسهای فلوئور ، مانند -FeF4 یا +H2F هستند. فلورایدها ، ترکیباتی هستند که در آنها فلوئورید با بعضی از بقایای مثبت بار شده ، ترکــیب میشود و اغلب آنها یوندار میباشند.

    کاربردها
    فلوئور در تولید پلاستیکهای کماصطکاک از قبیل تفلون و نیز در هالونها مانند فریون کاربرد دارد. سایر کاربردهای آن ، عبارتند از:



    اسید هیدرو فلوئوریک ( فرمول شیمیایی HF ) برای حکاکی روی شیشه در لامپ و محصولات دیگر بکار میرود.


    از فلوئور تک اتمی در تولید نیمه هادی بهمنظور Plasma ashing استفاده میگردد.
    فلوئور به همراه ترکیباتش در تولید اورانیوم ( از هگزا فلوراید) و بیش از صد نوع ماده شیمیایی فلوریندار تجاری از جمله تعداد زیادی از پلاستیکهای مقاوم در برابر حرارتهای زیاد ، کاربرد دارد.


    فلوئورو کلرو هیدروکربنها Fluoro chloro hydrocarbons ، در تهویه هوا و در سرد سازی کاربرد وسیعی دارند. استفاده از فلوئورو کلرو کربنها Chloro fluoro carbons در این موارد ممنوع شده است، چون آنها مشکوک به بزرگ کردن سوراخ اوزون میباشند. هگزا فلوراید گوگرد Sulfur hexafluoride ، گازی بسیار راکد و غیر سمی است. این گروه از ترکیبات گازهای گلخانه ای قوی هستند.


    آلومینیات هگزافلورید پتاسیم ، که – اصطلاحا" Cryolite یا یخسنگ نامیده میشود، در الکترولیز آلومینیوم مورد استفاده قرار میگیرد.


    از فلوئورید سدیم بعنوان یک حشره کش بخصوص علیه سوسکها استفاده میشود.


    بعضی دیگر از فلوئوریدها برای جلوگیری از پوسیدگی دندان به خمیر دندان و به منابع آب شهری افزوده میشوند.


    بعضی از محققین ، امکان استفاده از گاز فلورین خالص را بعنوان سوخت موشک بررسی کردهاند، چون این گاز ، دارای ضربه مخصوص بالائی میباشد.
    ترکیبات
    فلوئور اغلب میتواند در ترکیبات آلی جایگزین هیدروژن شود. با این مکانیسم ، فلوئور میتواند ترکیبات بسیار زیادی داشته باشد. ترکیبات فلورین که شامل گازهای نادر هستند با فلوئوریدهای کریپتون ، رادون و زنون تایید شدهاند. این عنصر از fluotite ، cryolite و fluorapatite بازیافت میشود.

    هشدارها
    در کار با فلوئور و HF باید با دقت زیادی رفتار شود و از هرگونه تماس آنها با پوست و چشم جدا" اجتناب گردد.
    یونهای فلوراید و فلوئور خالص هردو بسیار سمی هستند. فلورین وقتی عنصر آزاد است، دارای بوی تندی است که با غلظتی به کمی ppb 20 قابل شناشائی میباشد. حداکثر غلظت مجاز برای تماس 8 ساعته روزانه با آن PPM 1 پیشنهاد میشود ( کمتر از مثلا" اسید پروسیک). با اینهمه ، روشهای ایمن جابجائی این عنصر ، امکان حمل و نقل فلورین مایع را بصورت مقادیر تنی امکانپذیر میکند.
    نام, علامت اختصاری, شماره Fluorine, F, 9
    گروه شیمیایی هالوژنها
    گروه, تناوب, بلوک 17 «VIIA), 2 , p
    جرم حجمی , سختی 1.696 kg/m3 (273 K), NA
    رنگ گاز زرد مایل به سبز کمرنگ

    خواص اتمی
    وزن اتمی 18.9984 amu
    شعاع اتمی (calc.) 50 (42) pm
    شعاع کووالانسی 71 pm
    شعاع وندروالس 147 pm
    ساختار الکترونی He]2s2 2p5]
    -e بازای هر سطح انرژی 2, 7
    درجه اکسیداسیون (اکسید) -1 (اسید قوی)
    ساختار کریستالی مکعبی
    خواص فیزیکی
    حالت ماده Gas (غیر مغناطیسی)
    نقطه ذوب 53.53 K (-363.32 °F)
    نقطه جوش 85.03 K (-306.62 °F)
    حجم مولی 11.20 ((scientific notation|ש»10-6 m3/mol
    گرمای تبخیر 3.2698 kJ/mol
    گرمای هم جوشی 0.2552 kJ/mol
    فشار بخار اطلاعات موجود نیست
    سرعت صوت اطلاعات موجود نیست
    متفرقه
    الکترونگاتیویته 3.98 (درجه پائولینگ)
    ظرفیت گرمایی ویژه 824 J/kg*K
    رسانائی الکتریکی اطلاعات موجود نیست
    رسانائی گرمایی 0.0279 ((وات بر متر کلوین|W/m*K
    1st پتانسیل یونیزاسیون 1681.0 kJ/mol
    2nd پتانسیل یونیزاسیون 3374.2 kJ/mol
    3rd پتانسیل یونیزاسیون 6050.4 kJ/mol
    4th پتانسیل یونیزاسیون 8407.7 kJ/mol
    5th پتانسیل یونیزاسیون 11022.7 kJ/mol
    6th پتانسیل یونیزاسیون 15164.1 kJ/mol
    7th پتانسیل یونیزاسیون 17868 kJ/mol
    8th پتانسیل یونیزاسیون 92038.1 kJ/mol
    9th پتانسیل یونیزاسیون 106434.3 kJ/mol
     

کلمات جستجو شده:

  1. ترکیبات گلوله های رسام