آشنايي با عناصر جدول تناوبي

[pedestrian]

باسمه تعالي
در اين تايپيك مي خوام براتون اگه خدا بخواهد هر دفعه يه عنصر رو كه در متالورژي كاربرد داره به صورت مختصر توضيح بدم.

 

[pedestrian]

سرب

سرب

سرب

منبع : ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد


سرب یکی از عنصرهای شیمیایی واسطه در جدول تناوبی است. سرب همچنین در رده فلزها قرار دارد.این فلز تشعشعات هسته‌ای را عبور نمی‌دهد .سرب در طبیعت به شکل کانی به نام گالن (سیستم تبلور کوبیک یا مکعبی ) یافت می‌گردد.
سرب عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Pb و عدد اتمی ۸۲ وجود دارد.سرب عنصری سنگین ، سمی و چکش خوار است که دارای رنگ خاکستری کدری می‌باشد .هنگامیکه تازه تراشیده شده سفید مایل به آبی است اما در معرض هوا به رنگ خاکستری تیره تبدیل می‌شود.از سرب در سازه‌های ساختمانی ، خازنهای اسید سرب ، ساچمه و گلوله استفاده شده و نیز بخشی از آلیاژهای لحیم ، پیوتر و آلیاژهای گدازپذیر می‌باشد.سرب سنگین ترین عنصر پایدار است.


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

• <LI class=toclevel-1>۱ کاربردها <LI class=toclevel-1>۲ جداسازی <LI class=toclevel-1>۳ ایزوتوپها
• ۴ هشدارها

کاربردها

کاربردهای اولیه سرب عبارت بودند از:سازه‌های ساختمانی ، رنگدانه‌های مورد استفاده در لعاب سرامیک و لوله‌های انتقال آب. کاخها و کلیساهای بزرگ اروپا دروسایل تزئینی ، سقفها ، لوله‌ها و پنجره‌ها 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 CTR‌ها، سرامیک ،شیشه‌های سربدار( به glass making مراجعه شود) ، لوله‌های سربی ( اگرچه استفاده از اتصالات سربی در لوله‌های آب آشامیدنی در دهه ۹۰ در آمریکا قانونی شد، امروزه کاربرد آنچنانی ندارند) در رنگها( از سال ۱۹۷۸ در آمریکا وبه تدریج از دهه ۶۰ تا دهه ۸۰ در انگلستان ممنوع شد اگرچه رنگ سطوح قدیمی می‌توانست تا ۵۰٪ وزن از سرب باشد) آلیاژها،پیوتر، اتصالات و مواد پر کننده دندان.همچنین در بامها به‌عنوان درزگیر برای محافظت اتصالات در برابر باران مورد استفاده قرار می‌گیرد.در گازوئیل ( بنزین) به‌عنوان تترا اتیل و تترا متیل سرب برای کاهش صدای موتور کاربرد دارد(pre-detonation ، pre-ignitionو pinking هم نامیده می‌شود) فروش بنزین سربدار در آمریکا از سال ۱۹۸۶ و در اتحادیه اروپا از سال ۱۹۹۹ ممنوع شد. سرب یک ابررسانا با دمای بحرانی K=۲۰/۷ c T ( ۹۵/۲۶۵ – درجه سانتیگراد)؟ می‌باشد.

به علت فراوانی سرب ( هنوز هم اینگونه‌است) ، تهیه آسان، کارکردن آسان با آن ،انعطاف پذیری و چکش خواری بالا و پالایش راحت ، حداقل از ۷۰۰۰ سال پیش مورد استفاده بشر می‌باشد.در کتاب خروج ( بخشی از انجیل) به این عنصر اشاره شده‌است.کیمیاگران می‌پنداشتند سرب قدیمی ترین فلز بوده و به سیاره زحل مربوط می‌شود.لوله‌های سربی که نشانه‌های امپراتوری روم را حمل می‌کردند هنوز هم بکار می‌روند.نشان Pb برای سرب خلاصه نام لاتین آن plumbum است. در اواسط دهه ۸۰ 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 ملاحظه‌ای 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 می‌شود اما کمیاب است.امروزه معمولاً سرب در کانیهایی همراه با روی ، نقره و ( بیشتر) مس یافت می‌شود و به همراه این مواد جدا می‌گردد.ماده معدنی اصلی سرب گالن(PbS) است که حاوی ۶/۸۶٪ سرب می‌باشد.سایرکانیهای مختلف و معمول آن سروسیت ( PbCO۳ ) و انگلسیت (PbSO۴) می‌باشند.اما بیش از نیمی از سربی که امروزه مورد استفاده قرار می‌گیرد بازیافتی می‌باشد. سنگ معدن به‌وسیله مته یا انفجار جداشده سپس آنرا خرد کرده و روی زمین قرار می‌دهند.بع از آن سنگ معدن تحت تأثیر فرآیندی قرار می‌گیرد که در قرن نوزدهم در Broken Hill استرالیا بوجود آمد.یک فرآیند شناورسازی ، سرب و دیگر مواد معدنی را از پس مانده‌های سنگ جدا می‌کند تا با عبور سنگ معدن ، آب و مواد شیمیایی خاص از تعدادی مخزن که درون آنها دوغاب همیشه مخلوط می‌شود ، عصاره‌ای بوجود آید.درون این مخزنها هوا جریان یافته و سولفید سرب به حبابها می‌چسبد و بصورت کف بالا آمده که می‌توان آنرا جدا نمود.این کف ( که تقریباً دارای ۵۰٪ سرب است) خشک شده سپس قبل از پالایش به منظور تولید سرب ۹۷٪ سینتر می‌شوند. بعد ازآن سرب را طی مراحل مختلف سرد کرده تا ناخالصیهای(ریم) سبک تر بالا آمده و آنها را جدا می‌کنند.سرب مذاب با گداختن بیشتر به‌وسیله عبورهوا از روی آن وتشکیل لایه‌ای از تفاله فلز که حاوی تمامی ناخالصیهای باقی مانده می‌باشد تصفیه شده و سرب خالص ۹/۹۹٪ بدست می‌آید.

ایزوتوپها

سرب بطور طبیعی دارای چهار ایزوتوپ پایدار است : Pb-۲۰۴(۱٫۴٪)-Pb-۲۰۶(۲۴٫۱٪)-Pb-۲۰۷(۲۲٫۱٪)-Pb-۲۰۸(۵۲٫۴٪).سرب ۲۰۶-۲۰۷ و۲۰۸ همگی پرتوزاد بوده و محصولات پایانی زنجیره فروپاشی پیچیده‌ای هستند که به ترتیب درU-۲۳۸ ،U-۲۳۵ وTh-۲۳۲ رخ می‌دهند.نیمه عمرهای مساوی این آرایشهای فرسایشی بسیار متغیر است به ترتیب: ۹ ۱۰ ،۰۴/۷ X ۸ ۱۰X ۴۷/۴ و۴/۱ X ۱۰ ۱۰سال .هر کدام از آنها به نسبت Pb-۲۰۴ تنها ایزوتوپ پایدار غیر پرتوزاد گزارش می‌شود.ترتیب نسبتهای ایزوتوپی برای بیشتر مواد معدنی طبیعی ۰/۳۰ –۰۰/۱۴ برای Pb-۲۰۶/Pb-۲۰۴، ۱۵-۱۷ برای Pb-۲۰۷/Pb-۲۰۴ و ۵۰-۳۵ برای Pb-۲۰۸/Pb-۲۰۴ می‌باشد اگرچه نمونه‌های بسیار زیادی خارج از این حوزه در نوشته‌ها به چشم می‌خورد.

هشدارها

سرب فلز سمی است که به پیوندهای عصبی آسیب رسانده ( بخصوص در بچه‌ها) و موجب بیماریهای خونی و مغزی می‌شود.تماس طولانی با این فلز یا نمکهای آن ( مخصوصاً نمکهای محلول یا اکسید غلیظ آن PbO۲) می‌تواند باعث بیماریهای کلیه و دردهای شکمی شود.

 

[pedestrian]

آرسنيك

آرسنيك

آرسنیک

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد

​

سنگی حاوی مقدار زیادی آرسنیک​

آرسِنیک یا ارسنیک که در فارسی به آن زرنیخ گفته می‌شود، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با علامت As مشخص است و دارای عدد اتمی ۳۳ است. آرسنیک شبه فلز سمی معروفی است که به سه شکل زرد، سیاه و خاکستری یافت می‌شود. آرسنیک و ترکیبات آن به‌عنوان آفت کش بکار می‌روند: علف‌کش، حشره‌کش و آلیاﮊهای مختلف.


فهرست مندرجات

• 1-ویژگی های فیزیکی 2- ویژگیهای درخور نگرش 3- تاریخچه ۵- پیدایش۶- هشدارها
• ۷ منابع

ویژگی های فیزیکی

• عدد اتمی: ۳۳
• جرم اتمی:۷۴٫۹۲۱۶۰
• نقطه ذوب : C°۸۰۸
• نقطه جوش : C°۶۰۳
• شعاع اتمی : Å ۱٫۳۳
• رنگ: خاکستری

ویژگیهای درخور نگرش

آرسنیک از نظر شیمیایی شبیه فسفر است تا حدی که در واکنشهای بیو شیمیایی می‌تواند جایگزین آن شود ازاینرو سمی است. 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 جامد وجود دارد: زرد و خاکستری فلز مانند با جاذبه‌هایی به ترتیب ۹۷/۱ و ۷۳/۵.


در سده بیستم آرسنِت سرب به‌عنوان آفت کش برای درختان میوه به خوبی مورد استفاده قرار گرفت (استفاده از آن در افرادی که به این کار اشتغال داشتند ایجاد آسیب‌های عصب‌شناسی کرد) و آرسنیت مس در سده نوزدهم به‌عنوان عامل رنگ کننده در شیرینی‌ها بکار رفت. سایر کاربردها:
سموم کشاورزی و حشره کشهای مختلف آرسنید گالیم یک نیمه رسانای مهمی است که در IC‌ها بکار می‌رود.مدارها یی که از این ترکیب ساخته شده‌اند نسبت به نوع سیلیکونی بسیار سریعتر هستند (البته گرانتر هم هستند) آرسنید گالیم بر خلاف سیلیکون آن band gap مستقیم است پس می‌تواند در دیودها ی لیزری وLED‌ها برای تبدیل مستقیم الکتریسیته به نور بکار رود. تری اکسید آرسنیک در خون‌شناسی برای درمان بیماران سرطان خون حاد که در برابر ATRA درمانی مقاومت نشان می‌دهند بکار می‌رود. همچنین در برنز پوش کردن و ساخت مواد آتش بازی و ترقه مورد استفاده قرار می‌گیرد.

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 ِ علائم مسمومیت با این عنصر تا قبل از آزمایش مارش تا حدی نا مشخص بود. آلبرتوس مگنوس را اولین کسی می‌دانند که در سال ۱۲۵۰ این عنصر را جدا کرد. جوان شرودر در سال ۱۶۴۹ دو روش برای تهیه آرسنیک منتشر کرد.

-
همچنین از زرنیخ برای ساخت مواد بهداشتی همچون داروی نضافت بدن(موبر)(واجبی) استفاده می‌شود واجبی از آهک و زرنیخ ساخته تشکیل یافته است. گفتنیست حتی پایه اصی کرم ها و اسپری های موبر از همین دو ماده می‌باشد

پیدایش

آرسوپیزیت (سنگ آرسنیک) میس پیکل Mispickel هم نامیده می‌شود.(سولفور) 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 به‌عنوان سموم و حشره‌کش‌ها در کشاورزی استفاده می‌شود .این عنصر گهگاه بصورت خالص یافت می‌شود ولی معمولاً بصورت ترکیب با نقره، کبالت، نیکل، آهن - آنتیموان یا سولفور وجود دارد.

هشدارها

آرسنیک و بسیاری از ترکیبات آن سمی هستند. آرسنیک با مختل کردن وسیع سیستم گوارشی و ایجاد شوک منجر به مرگ می‌شود.

منابع : دانشنامه رشد.

 

[reza_1364]

موفق باشی.انشاالله تا 112 تا عنصر را کامل کنی.منم کمکت میکنم

 

[pedestrian]

سلام رضا جان
من اولش مي خواستم فقط عناصري رو كه در متالورژي كاربرد زيادي دارن رو بزرام اما چون پيشنهاد شما اينه چشم. پس از اول شروع مي كنم

 

[pedestrian]

هيدروژن

هيدروژن

از ویکی‌پدیا، دانشنامهٔ آزاد
هیدروژن یا آبزا، یک عنصر شیمیایی در جدول تناوبی است كه با حرف H و عدد اتمی ۱ نشان داده شده است. هیدروژن عنصری بی رنگ، بی بو، غیر فلز، یک ظرفیتی و گازی دو اتمی، با خاصیت شعله وری فوق العاده بالا است. هیدروژن سبک‌ترین و فراوانترین عنصر در جهان بوده و در آب و نیز در تمامی ترکیبات آلی و موجودات زنده یافت می‌شود. هیدرژن قابلیت واکنش شیمیایی با بیشتر عناصر را دارد. ستارگان در توالی اصلی خود به وفور از هیدروژن در حالت پلاسمایی تشکیل شده اند. این عنصر در تولید آمونیاک، به‌عنوان یک گاز بالا برنده، یک سوخت جایگزین و اخیرا به‌عنوان منبع انرژی مورد استفاده پیلهای سوختی قرار می‌گیرد.
در آزمایشگاه، از واکنش اسیدها بر فلزهایی مثل روی، بدست می‌آید. اما برای تولید در حجم زیاد از الکترولیز آب که معمول‌ترین روش است، استفاده می‌شود. اکنون دانشمندان سعی دارند تا روش‌های جدیدی را بوجود آوردند که از جلبک‌های سبز برای تولید هیدروژن استفاده نمایند.
ویژگی‌های درخور نگرش
هیدروژن سبک‌ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول‌ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز،H۲، دو اتمی با نقطه جوش ۲۰.۲۷° K و نقطه ذوب ۱۴.۰۲° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در می‌آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشارهای بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می‌شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم‌های مجزا در آمده؛ابرهای H۲ (هیدروژنی) تشکیل می‌شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط است.
این عنصر نقش بسیار حیاتی در تأمین انرژی جهان از طریق واکنش پروتون-پروتون و چرخه کربن-نیتروژن به عهده دارد(اینها فرآیندهای هم جوشی هسته‌ای هستند که با ترکیب دو اتم هیدروژن به یک اتم هلیم، مقدار بسیار عظیمی از انرژی آزاد می‌کنند.) jhvgvhgv
کاربردها



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

• آلکیل زدایی آبی (هیدرودیلکیلاسیون hydrodealkylation)، گوگردزدایی آبی (هیدرودیسولفوریزاسیون، hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)
• تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوخت‌های موشک و احیاء سنگ معدن فلزی
• هیدروژن مایع در تحقیقات سرما‌شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می‌رود.
• تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می‌شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا به‌عنوان عامل بالا برنده در بالون‌ها و کشتی‌های هوایی مورد استفاده قرار می‌گرفت تا وقتیکه فاجعه هیندنبرگ ثابت کرد که استفاده از این گاز برای این منظور بسیار خطرناک است.
• دوتریوم به‌عنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت‌های هسته‌ای مورد استفاده قرار می‌گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست‌شناسی در مطالعات تأثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می‌شوند.
• تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست‌شناسی است که به‌عنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.

هیدروژن می‌تواند در موتورهای درون سوز سوخته شود و یا در پیلهای هیدروژنی انرژی بصورت برق تولید کند.تاکنون چند خودرو آزمایشی توست شرکتهای مختلف اتومبیل سازی از جمله BMW(موتور گرمایی) و Mercedes Benz ،Toyota ،Opel و ... (پیل هیدروژنی) تولید شدند. پیل‌های سوختی هیدروژنی، به‌عنوان راه کاری برای تولید توان بالقوه ارزان و بدون آلودگی، مورد توجه قرار گرفته است.
پیدایش
هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است بطوریکه ۷۵٪ جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از ۹۰٪ اتم‌های تشکیل دهنده آنها اتم‌های هیدروژن است.
این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می‌شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(۱ ppm برحسب حجم). متعارف‌ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H۲O) ساخته شده است.
منابع دیگر عبارت‌اند از بیشترین اشکال مواد آلی که در اندام تمام موجودات زنده شناخته شده وجود دارند، زغال،سوخت فسیلی و گاز طبیعی. متان (CH۴)، که یکی از محصولات فرعی فساد ترکیبات آلی است که اهمیت منابع آن رو به افزایش است.
هیدروژن از چندین راه مختلف بدست می‌آید، عبور بخار از روی کربن داغ، تجزیه هیدروکربن به‌وسیله حرارت، واکنش هیدروکسید سدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم، الکترولیز آب یا از جابجایی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.
هیدروژن تجاری در حجمهای زیاد معمولاً به‌وسیله تجزیه گاز طبیعی تولید می‌شود.
ترکیبات
هیدروژن سبک‌ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می‌آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته ۲.۲ است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می‌سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده‌ها هیدریدها نامیده می‌شوند، که هیدروژن یا بصورت یونهای H- یا بصورت حل شده در عنصر دیگر وجود خواهد داشت (مانند هیدرید پالادیوم). در حالت دوم (ترکیب با فلز) هیدروژن تمایل برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد، چون یونهای H+ بصورت یک اتم عریان فاقد الکترون در می‌آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می‌کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می‌توان یونهایی مثل H۳O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.
هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می‌کند، H۲O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می‌کند که، باعث انفجار در هوا می‌گردد. به اکسید دوتریوم یا D۲O، که معمولاً آب سنگین گفته می‌شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گسترده‌ای را بوجود می‌آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می‌نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می‌شود.
هشدارها
هیدروژن گازی است با قدرت افروزش بسیار زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می‌هد. D۲O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه‌های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.
منبع
http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Hydrogen&oldid=197070283

 

[softmetall]

شناخت بیسموت

شناخت بیسموت

Bi بيسموت( Bismuth ) :

نمايي از عنصر Bi بیسموت عنصر فلزی است که با ساختار رومبوئدرال متبلور می شود که می تواند به صورت آزاد در طبیعت و یا در کانیهائی نظیر بیسموتین ( Bi2O3 ) یافت شود . در زمانهای گذشته این کانی با قلع و سرب اشتباه گرفته می شد. این عنصر در سال 1735 توسط Claude Geoffroy شناخته شد.این فلز به رنگ سفید، بلوری، شکننده با رنگ کمی متمایل به صورتی می باشد. بیسموت عنصری با خاصیت دیامغناطیس در بین همه فلزات است و تنها فلزی است که رسانایی گرمایی پایینی در بین فلزات به جز جیوه دارد.
مقاومت الکتریکی این عنصر بالاست و بالاترین فلزی است که دارای اثر هال است. از مهمترین کانیهایی که این عنصر در آن وجود دارد بیسموتینیت یا بیسموت گلاس است. از مهمترین کشورهای تولید کننده بیسموت در دنیا پرو، ژاپن، مکزیک، بولیوی و کانادا هستند. بیشترین تولید کننده بیسموت در دنیا آمریکا است. این عنصر به صورت یک فراورده مصنوعی از استحصال سنگهای معدن سرب، مس، قلع، نقره و طلا تولید می شود. حدود 3.32 درصد از این عنصر در طبیعت به صورت جامد وجود دارد.
این خصوصیت باعث می شود که آلیاژهای بیسموت برای قالبهای با حرارتهای بالا استفاده شود. این عنصر با فلزات دیگر مثل کادمیم و قلع آلیاژ می شود. آلیاژهای بیسموت دارای نقطه ذوب پایین هستند که کاربردهای گسترده ای در تجهیزات ایمنی برای آتش سوزی و سیستمهای فروکش کردن آتش دارند. بیسموت برای تولید محصولات آهنی چکش خوار و تشخیص کاتالیزورها برای ساخت الیافهای پلاستیکی کاربرد دارد.وقتی که بیسموت گرم می شود در هوا با شعله سفید آبی می سوزد و دود زرد رنگی را به فرم اکسید بیسموت از خود متصاعد می کند. از این فلز برای ترموکوبلها و سوخت راکتورهای اتمی ایزوتوپهای اورانیم 235U , 233U کاربرد دارد. از اکسی کلرید بیسموت استفاده گسترده ای در صنعت لوازم آرایش می شود. ساب نیترات و ساب کربنات بیسموت نیز در صنعت داردوسازی کاربرد دارد. ساختار بلوري عنصر Bi اثرات بیسموت بر روی سلامتیبیسموت و نمکهای آن باعث آسیب کلیه می شود اگرچه میزان آسیب خفیف است. دوز بالای آن کشنده است.
از نظر صنعتی بیسموت در بین فلزات سنگین کمترین سمیت را دارد. در اثر جذب دوز بالایی از بیسموت در محیطهای بسته عوارضی شدید و گاهی اوقات کشنده ایجاد می شود. ممکن است عوارض سمی دیگری مانند احساس سردرگمی، وجود آلبومین و پروتئینهای دیگر در ادرار، اسهال و واکنشهای پوستی ایجاد شود.
راههای ورود به بدن: تنفس، پوست و خوردنعوارض: تنفس: سمی است. گرد و غبار آن باعث سوزش مجاری تنفسی می شود. باعث ایجاد مزه فلز و تورم لثه می شود. خوردن: سمی است. باعث حالت تهوع، بی اشتهایی و کاهش وزن، بیقراری، ادرار آلبومینی، اسهال، واکنشهای پوستی، ورم دهان و لثه، سردرد، تب، بی خوابی، افسردگی و روماتیسم می شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه به وجود آید. پوست: باعث سوزش می شود. چشم: باعث سوزش می شود.
اثرات مزمن: تنفس: عملکرد کبد و کلیه را تحت تاثیر قرار می دهد. خوردن: عملکرد کبد و کلیه را تحت تاثیر قرار می دهد. باعث کم خونی می شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه به وجود آید و زخم قرنیه تشکیل شود. پوست: باعث تورم پوست می شود. چشم: هیچ عوارض مزمنی ثبت نشده است. بیسموت در انسان سرطان زا نیست. اثرات زیست محیطی بیسموتفلز بیسموت در محیط زیست سمی نیست و برای محیط حداقل تهدید را دارد. ترکیبات بیسموت انحلال پذیری بسیار اندکی دارد اما باید مراقب بود زیرا در مورد اثرات آن روی محیط زیست اطلاعات اندکی موجود است.

عنصر Bi در طبيع تخواص فیزیکی و شیمیایی عنصر بیسموت :
عدد اتمی :
83جرم اتمی : 208.9804
نقطه ذوب: C° 271.4
نقطه جوش : C° 564
شعاع اتمی :
Å 1.63ظرفیت :
3رنگ : سفید کدر
حالت استاندارد : فلز جامد
نام گروه : 15
انرژی یونیزاسیون :
Kj/mol 7.289شکل الکترونی : Xe6s24f145d106p3
شعاع یونی :
Å 1.03 الکترونگاتیوی : 2.02
حالت اکسیداسیون : 3.5
دانسیته : 9.75
گرمای فروپاشی : Kj/mol 11.3
گرمای تبخیر : Kj/mol 104.8
مقاومت الکتریکی : Ohm m 0.00000115
گرمای ویژه: J/g Ko 0.12
دوره تناوبی : 6
شماره سطح انرژی : 6
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 18
چهارمین انرژی : 32
پنجمین انرژی : 18
ششمین انرژی : 5
ایزوتوپ :ایزوتوپ نیمه عمرBi-202 1.7 ساعتBi-204 11.2 ساعتBi-205 15.3 روزBi-206 6.24 روزBi-207 32.0 سالBi-208 368000.0 سالBi-209 پایدارBi-210 5.0 روزBi-210m 3000000.0 سالBi-211 2.1 دقیقهBi-212 1.0 ساعتBi-213 45.6 دقیقهBi-214 19.9 دقیقهBi-215 7.0 دقیقه اشکال دیگر :هیدرید بیسموت BiH3اکسید بیسموت Bi2O3تری کلرید بیسموت BiCl3 و تترا کلرید بیسموت BiCl4
منابع :کانی بیسموتین کاربرد : در داروسازی ، در ساخت مواد منفجره ، پاک کننده ها ، شیشه ، سرامیک ، در تولید سوهان وبه عنوان کاتالیزور در تهیه لاستیک بکار می رود .

منبع: دانشنامه ی رشد

 

[pedestrian]

سلام
دستت درد نكنه ولي دفعه بعد اگر خواستي راجع به عناصر مطلب بزاري تو قسمت مربوطه يعني آشنايي با عناصر جدول تناوبي بزار.

 

[reza_1364]

سلام
دستت درد نكنه ولي دفعه بعد اگر خواستي راجع به عناصر مطلب بزاري تو قسمت مربوطه يعني آشنايي با عناصر جدول تناوبي بزار.

ممنون از توجهت.انشاالله بچه ها هم رعایت می کنند

 

[pedestrian]

هليم

هليم

اطلاعات اولیه

هلیم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان He و عدد اتمی 2 وجود دارد. هلیم که گاز بی‌اثر بی‌رنگ و بی‌بویی است، دارای پایین‌ترین نقطه جوش در میان عناصر است و تنها تحت فشار بسیار زیاد به حالت جامد در می‌آید. این عنصر بصورت گاز تک‌اتمی یافت می‌شود، از نظر شیمیایی خنثی می‌باشد و بعد از هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان به حساب می‌آید.

هلیم در جو زمین به میزان بسیار کم براثر فرسایش مواد معدنی خاصی یافت شده ، در بعضی از آبهای معدنی هم وجود دارد. هلیم در گازهای طبیعی خاصی بصورت مقادیر قابل تهیه تجاری وجود دارد و از آن بعنوان گاز بالابرنده در بالونها ، مایع سردکننده سرمازا در آهنرباهای ابر رسانا و گاز وزن افزا در غواصی در آبهای عمیق استفاده می‌گردد.
تاریخچــــــــه

هلیم ( از واژه یونانی helios به معنی خورشید ) درسـال 1868 توسط "Pierre Janssen" فرانســوی و "Norman Lockyer" انگلیسی که مستقل از هم فعالیت می‌کردند، کشف شد. هر دوی آنها هنگام یک خورشید گرفتگی در همان سال ، مشغول مطالعه بر روی نور خورشید بودند و بطور طیف‌نمایی متوجه خط انتشار عنصر ناشناخته ای شدند. "Eduard Frankland" ضمن تایید یافته‌های Janssen ، نام این عنصر را با توجه به نام خدای خورشید در یونان ،Helios پیشنهاد کرد و چون انتظار می‌رفت این عنصر جدید ، فلز باشد، پسوند ium – را به آن افزود.

"William Ramsay" سال 1895 این عنصر را از clevite جدا نمود و در نهایت متوجه غیر فلز بودن آن گشت، اما نام این عنصر تغییری نکرد. "Nils Langlet" و "Per Theodor Cleve" شیمیدانان سوئدی که بطور مستقل از Ramsay کار می‌کردند، تقریبا" در همان زمان موفق به جداسازی هلیم از Clevite شدند.

سال 1907 "Thomas Royds" و "Thomas Royds" موفق به اثبات این واقعیت شدند که ذرات آلفا ، هسته‌های اتم هلیم می‌باشند. "Heike Kamerlingh Onnes" فیزیکدان آلمانی درسال 1908 اولین مایع هلیم را بوسیله سرد کردن این گاز تا 9K بدست آورد و به سبب این کار بزرگ ، جایزه نوبل را به او اهداء کردند.

سال 1926، یکی از شاگردان او به نام "Willem Hendrik Keesom " برای اولین بار هلیم را بصورت جامد تبدیل نمود.
پیدایــــــــش

هلیم بعد از هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است و تقریبا" 20% ماده ستارگان را تشکیل می‌دهد. این گاز همچنین دارای نقش مهمی در واکنشهای پروتون – پروتون و چرخه کربن در ستارگان است که تشکیل دهنده بیشترین انرژی آنها می‌باشد. فراوانی هلیم بیشتر از آن است که با تولید توسط ستارگان توجیه شود، اما با مدل انفجار بزرگ (Big Bang ) سازگار است و اکثر هلیم موجود در جهان در سه دقیقه اول شکل‌گیری جهان بوجود آمده‌اند.

این عنصر در جو زمین و به مقدار 1 در 000 00 2 وجود داشته ، بعنوان یک محصول فروپاشی در کانی‌های رادیواکتیو گوناگونی یافت می‌شود؛ بخصوص این عنصر در کانی‌های اورانیوم و توریم مانند clevites ، pitchblende، carnotite ، monazite و beryl ، بعضی از آبهای معدنی ( در بعضی از چشمه های ایسلند به میزان 1 در 1000 هلیم وجود دارد )، در گازهای آتشفشانی و در گازهای طبیعی خاصی در آمریکا (که بیشتر هلیم تجاری جهان از این منطقه بدست می‌آید) دیده می‌شود.

هلیم را می توان از طریق بمباران لیتیم با بور بوسیله پروتونهای سریع تولید نمود.
خصوصیات قابل توجه

هلیم در دما و فشار طبیعی بصورت گازی تک‌اتمی وجود دارد و فقط در شرایط بسیار غیر عادی متراکم می‌شود. هلیم دارای پایین‌ترین نقطه ذوب در میان عناصر است و تنها مایعی است که با کاهش دما به جامد تبدیل نمی‌شود و در فشار استاندارد تا دمای صفر مطلق به حالت مایع باقی می‌ماند؛ (تنها با افزایش فشار می‌توان آنرا به جامد تبدیل نمود.)

در واقع دمای بحرانی که بالاتر از آن بین حالات مایع و گاز هیچ تفاوتی وجود ندارد، تنها 19,5K است. He-4 و He-3 جامد از این نظر که یک محقق می‌تواند با استفاده از فشار حجم آنها را بیش از 30% تغییر دهد، منحصر به فرد هستند. ظرفیت گرمایی ویژه گاز هلیم بسیار زیاد است و بخار آن بسیار متراکم می‌باشد، بطوری‌که در صورت گرم شدن در دمای اطاق سریعا" منبسط می‌گردد.

هلیم جامد فقط در فشار بالا و در تقریبا" 100 مگا پاسکال در 15- درجه کلوین است که بین دمای پایین و بالا یک جابجایی انجام می‌دهد که در آن ، اتمها دارای آرایشهای به‌ترتیب مکعبی و شش‌ضلعی می‌شوند. در یک لحظه از این دما و فشار ، حالت سومی بوجود می‌آید که در آن ، اتمها آرایشی مکعبی به خود می‌گیرند، در حالیکه جرم آن در مرکز قرار دارد.

تمامی این حالات از نظر انرژی و چگالی مشابه هستند و دلایل این تغییرات به جزئیات چگونگی شکل‌گیری اتم‌ها بر می‌گردد.
کاربردهـــــــا

هلیم بیشتر بعنوان گازی بالابرنده در بالونها استفاده می‌شود که از آنها به‌ترتیب برای تبلیغات ، تحقیقات جوی ، شناسایی‌های نظامی و بعنوان یک چیز بدیع استفاده می‌شود. بعلاوه هلیم دارای قدرت بالابرندگی 92,64% هیدروژن است، اما بر خلاف آن قابل اشتعال نبوده ، بنابراین ایمن‌تر از هیدروژن به‌حساب می‌آید.
سایر کاربردهای آن

• هلیم – اکسیژن برای تنفس در محیطهای پرفشار مثل لباس غواصی یا زیردریائیها بکار می‌رود، چون هلیم ساکن است و کمتر از نیتروژن ، در خون قابل حل می‌باشد و 2,5 مرتبه سریعتر از نیتروژن منتشر می‌شود. این مسئله موجب کاهش مدت زمان لازم برای از بین بردن گاز در هنگام فشارزدایی می‌شود و خطر خواب نیتروژنی را از بین می‌برد و احتمال تمرکز آن مثل حبابهای متصل وجود ندارد.
• دارای پایین‌ترین نقطه ذوب و جوش در میان عناصر است که این خصوصیت ، مایع هلیم را به خنک کننـده ای ایده‌آل برای مقاصدی که دمای بسیار پایین نیاز دارند، تبدیل می‌کند، از جمله آهنرباهای ابررسانا و تحقیقات سرما شناسی که در آنها دمای نزدیک به صفر مطلق نیاز است.
• هلیم بعنوان یک خنثی و حامل بعنوان مثال در گاز رنگ‌کاری)) مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• همجوشی هیدروژن به هلیم انرژی لازم برای بمبهای اتمی را تامین می‌کند.
• از هیدروژن همچنین برای موشکهای با سوخت مایع فشرده ، بعنوان حفاظ گاز در جوشکاری برقی ، بعنوان گازی محافظ برای تولید بلورهای سیلیکون و ژرمانیم ، بعنوان عامل خنک کننده برای رآکتورهای اتمی و برای تونلهای بادی فراصوتی استفاده می‌شود.
• همزمان با پیشرفت تکنولوژی MRI) magnetic resonance imaging) در مصارف پزشکی ، استفاده از هلیم مایع در MRI رو به افزایش است.

ترکیبات

هلیم اولین عنصر در گروه گازهای بی‌اثر است و برای بسیاری از اهداف عملی واکنش‌ناپذیر می‌باشد. اما در اثر تخلیه الکتریکی یا بمباران الکترونی ، ترکیباتی را با تنگستن ، ید ، فلوئور ، گوگرد و فسفر بوجود می‌آورد.
ایزوتوپهــــــــــا

معمولترین ایزوتوپ هلیم ، He-4 می‌باشد که هسته آن ، دارای دو پروتون و دو نوترون است. چون تعداد نوکلئونها عجیب است، این یک آرایش اتمی غیرعادی پایدار به‌حساب می‌آید، یعنی نوکلئونها در لایه‌های کامل آرایش یافته‌اند. بسیاری از هسته‌های سنگین‌تر بر اثر انتشار هسته‌های He-4 متلاشی می‌شوند، فرآیندی که فروپاشی آلفا نامیده شده ، به همین علت هسته‌های هلیم را ذرات آلفا می‌نامند و بیشتر هلیم زمین با این فرآیند تولید می‌شود.

دومین ایزوتوپ هلیم ، He-3 است که هسته آن تنها دارای یک نوترون می‌باشد. علاوه بر اینها هلیم چندین ایزوتوپ سنگین تر رادیواکتیو دارد. He-3 عملا" در سطح زمین ناشناخته است، چون منابع درونی هلیم ، زمانیکه ذرات آلفا و هلیم اتمسفری در دوران زمین شناسی نسبتا" کوتاهی وارد فضا می‌شوند، فقط ایزوتوپ He-4 تولید می‌کنند.

He-3و He-4 هر دو در انفجار بزرگ (Big Bang) تولید شده‌اند و بعد از هیدروژن ، فراوانترین عنصر موجود در طبیعت هلیم است. هلیم اضافی بوسیله همجوشی هیدروژن درون هسته‌های اختری و از طریق فرآیندی که زنجیره پروتون – پروتون نامیده می‌شود، تولید می‌گردد.
گونه‌هــــــــا

هلیم مایع ( He-4) به دو صورت یافت می‌شود : He-4II و He-4I که در نقطه تحول فعالی در دمای 1768,2K و در فشار بخار آن مشترک هستند. He-4I ( بالای این نقطه) مایعی نرمال است، اما He-4II ( پایین این نقطه) شبیه هیچ یک از مواد شناخته شده نمی‌باشد.
وقتی در دمای بالاتر از 1768,2K و در فشار بخار خود ( به اصطلاح نقطه لامدا ) سرد شد، تبدیل به یک ابر شار به نام هلیم مایع II می‌گردد ( برعکس هلیم مایعI که نرمال است) که به علت تاثیرات کوانتومی ، ویژگیهای غیر عادی زیادی داشته ، یکی از اولین نمونه‌های مشاهده شده از اثرات کوانتومی است که درمقیاس macroscopic عمل می‌کند.

چون این تاثیر متکی به تراکم بوزونها( bosons ) است، این تحولات در He-3 در دمایی پایین‌تر از He-4 رخ می‌دهد، اما هسته‌های He-3 فرمیونها ( fermions ) هستند که نمی‌توانند جداگانه متراکم شوند، ولی در جفتهای بوزونی باید اینگونه باشند. چون این دگرگونی منظم است، بدون گرمای نهان در نقطه لامدا این دو نوع مایع هرگز همزیستی نمی‌کنند.

هلیم II دارای ویسکوزیته صفر است و خاصیت هدایت حرارتی آن از تمام مواد دیگر بیشتر است. بعلاوه هلیم II پدیده ترمومکانیکال را بروز می‌دهد؛ اگر دو ظرف حاوی هلیمII بوسیله یک لوله بسیار باریک به هم متصل باشند و یکی از آنها را گرم کنیم، جریانی از هلیم II به طرف ظرف گرم شده بوجود می‌آید. بر عکس در پدیده مکانیک حرارتی ، سرد کردن هلیم II که در حال خارج شدن از لوله باریک است، باعث ایجاد جریان اجباری هلیم II در لوله ای باریک می‌شود.

تغییرات حرارتی وارده بر هلیم II ، همانند آنچه که در تغییرات تراکم صدا وجود دارد ( پدیده ای که " صدای دوم " نامیده می‌شود ) سرتاسر این مایع انتشار می‌یابد.سطوح سختی که با هلیم II در تماسند، بوسیله لایه نازکی به قطر 50 تا 100 اتم پوشیده می‌شوند که در طول آن می‌تواند جریان بدون اصطکاک این مایع انجام پذیرد؛ در نتیجه نگهداری هلیم II در ظرف باز ، بدون خارج شدن این مایع از لبه آن امکان پذیر نیست.

جابجائی‌های فراوان هلیم II بوسیله لایه آن با سرعت ثابت انجام می‌شود که فقط به دما بستگی دارد. در آخر اینکه یک حجم زیادی از هلیم II بصورت یک واحد گردش نخواهد داشت. در عوض تلاش برای گردش آنها منجر به vortice های کوچک بدون اصطکاکی در این مایع خواهد شد.
هشدارهـــــا

محفظه‌هایی که با هلیم گازی در دمای 5 تا 10 کلوین پر شده‌اند، باید طوری نگهداری شوند که گویی دارای هلیم مایع هستند، چون گرم شدن این گاز در دمای اطاق منجر به افزایش شدید فشار آن می‌گردد.
منابع
http://daneshnameh.roshd.ir

 

[pedestrian]

ليتيم

ليتيم

تاریخچــــــــــــه

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

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

اطلاعات کلی

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

خصوصیات قابل توجه

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

کاربردهــــــــا

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

• نمکهای لیتیم ، مثل کربنات لیتیم ( Li2CO3 ) و سیترات لیتیم ، تثبیت‌کننده‌های حالت هستند که در درمان بیماریهای متضاد نقش دارند.
• لیتیم کلرید و لیتیم برمید ، به‌شدت رطوبت را جذب می‌کنند، لذا در خشک کننده‌ها به‌کرات کاربرد دارند.
• استارات لیتیم ، یک ماده لیز کننده کلی در دمای بالا و برای تمامی مقاصد به شمار می‌رود.
• لیتیم ، عاملی آلیاژ ساز است که در تولید ترکیبات آلی مورد استفاده قرار گرفته ، نیز دارای کاربردهای اتمی می‌باشد.
• گاهی اوقات از لیتیم در ساخت شیشه و سرامیک استفاده می‌گردد، مانند شیشه‌های 200 اینچی تلســـــکوپ در Mt. Palomat.
• در فضاپیماها و زیردریائی ، برای خارج کردن دی‌اکسید کربن ازهوا از هیدروکسید لیتیم استفاده می‌شود.
• از آلیاژ این فلز با آلومینیوم ، کادمیم ، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپیماهای بلند پرواز استفاده می‌گردد.

پیدایـــــــــش

لیتیم بسیار پراکنده است، اما به‌علت واکنش‌پذیری زیادی که دارد، در طبیعت بصورت آزاد وجود ندارد و همیشه بصورت ترکیب با یک یا چند عنصر یا ترکیب دیگر دیده می‌شود. این فلز بخش کوچکی از کلیه سنگهای آذرین را تشکیل داده ، نیز در بسیاری از شورابهای طبیعی وجود دارد.

تولید لیتیم از پایان جنگ جهانی دوم به‌شدت افزایش یافت. این فلز در سنگهای آذرین از سایر عناصر جدا می‌شود و از آب چشمه‌های معدنی هم بدست می‌آید. لپدولیت ، اسپادومین ، پتالیت و امبلی گونیت ، مهمترین مواد معدنی حاوی لیتیم هستند.
در آمریکا ، لیتیم را از شورابهای واقع در Searles Lake خشکیده در کالیفرنیا ، مناطقی از Nevada و نقاط دیگر بازیافت می‌کنند. این فلز که همانند سدیم ، پتاسیم و سایر اعضاء گروه فلزات قلیایی ، ظاهری سیمگون دارد، با روش الکترولیز از یک مخلوط لیتیم و کلرید پتاسیم گداخته تولید می‌شود. قیمت هر پوند لیتیم در سال 1997 ، 300 دلار آمریکا بود. جداسازی آن بصورت زیر است:


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

ایزوتوپهـــــــــا

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

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

هشدارهــــــــا

لیتیم همانند فلزات قلیایی دیگر در حالت خالص ، شدیدا" آتش زا و در معرض هوا و مخصوصا" آب تا حدی انفجاری است. این فلز همچنین خورنده بوده ، لذا باید توجه خاص داشت و از تماس آن با پوست بدن اجتناب کرد. در صورت ذخیره ، باید آنرا در هیدروکربن مایع قابل اشتعالی مانند نفت نگهداری نمود. لیتیم ، هیچگونه نقش بیولوژیکی نداشته ، تا حدی سمی محسوب می‌شود.

اتصالات خارجی

• USGS:
• http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Li/index.html WebElements.com - Lithium
• http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Li.html EnvironmentalChemistry.com - Lithium
• http://education.jlab.org/itselemental/ele003.html It's Elemental - Lithium

 

[pedestrian]

بريليم

بريليم

بریلیم


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

کلمه بریلیم از واﮊه یونانی beryllos ، beryl گرفته شده است. زمانی بریلیم را گلوسینیم می‌نامیدند ( از واﮊه یونانی glykys به معنی شیرین ) که علت آن طعم شیرین نمکهای آن بود. در سال 1798 "ونکولین" این عنصر را بصورت اکسید در سنگ زمرد کشف کرد. در سال 1828 "فردریک وهلر" و "آ.آ. بوسی" ( A.A.Bussy ) بطور جداگانه این فلز را از طریق واکنش پتاسیم بر روی کلرید بریلیم بدست آوردند.
پیدایـــــــــش

بریلیم در 30 کانی مختلف یافت می‌شود که مهمترین آنها ، برتراندیت ، زمرد ، بریل زرد و فناکیت هستند. اشکال ارزشمند بریل ،‌ زمرد کبود و زمرد است .

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


خصوصیات قابل توجه

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

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

• بریلیم در تولید بریلیم - مس بعنوان عامل آلیاﮊ ساز بکار می‌رود. این عنصر ، قابلیت جذب حرارت زیادی دارد. آلیاﮊ بریلیم - مس به‌علت خصوصیات هدایت برقی و حرارتی ، استقامت و سختی زیاد ، غیرمغناطیسی بودن ، مقاومت در برابر زنگ خوردگی و فرسایش ، کاربردهای زیادی دارد. از جمله این کاربردها تولید : الکترودهای جوش نقطه‌ای ، فنر ، ابزارهای فاقد جرقه و اتصالهای برقی است.
• آلیاﮊ بریلیم - مس به‌جهت مقاومت چند جانبه ، سبکی و خمش ناپذیری در حرارتهای متغیر ، در صنایع دفاعی و هوافضا مثل سازه‌های بخشهای سبک‌وزن در هواپیماهای با سرعت بالا ، موشکها ، ماشینهای فضائی و ماهواره‌های ارتباطی بکار می‌رود.
• ورقه‌های نازک بریلیم در عکسبرداری با اشعه X ، نورهای مرئی را ***** کرده و باعث آشکار شدن تنها اشعه Xِ می‌شود.
• بریلیم در زمینه پرتو نگاری با اشعه X جهت بازساخت مدارهای یکپارچه میکروسکپی مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• چون از نظر جذب نوترون حرارتی واکنش سنجی پایینی دارد، در صنعت نیروی هسته‌ای از این عنصر در رآکتورهای اتمی بعنوان بازتابنده و کندساز استفاده می‌شود.
• همچنین بریلیم در ساخت ترازنما ، تجهیزات کامپیوتری مختلف ، فنرهای ساعت و وسایلی که نیازمند مقاومتهای چندجانبه ، سبکی و استحکام است، بکار می‌رود.
• اکسید بریلیم برای مصارف بسیاری که نیازمند هدایت حرارت خوب ، مقاومت زیاد ، استحکام و نقطه ذوب بالا هستند کاربرد دارد و از اکسید بریلیم بعنوان عایق استفاده می‌کنند.
• ترکیبات بریلیم ، زمانی در لامپهای فلورسنت کاربرد داشتند، اما ادامه این کاربرد به‌‌علت بریلوز ( بیماری ناشی از مسمومیت توسط بریلیم ) در بین کارگران سازنده این لامپها متوقف شد.

ایزوتوپها

بریلیم تنها یک ایزوتوپ پایدار دارد: (Be-9). بریلیم کیهانی (Be-10) توسط پراش ذرات اتمی اکسیژن و نیتروﮊن بوسیله اشعه کیهانی در جَو حاصل می‌شود. چون بریلیم تمایل دارد در محلولهایی با PH زیر 5,5 باشد ( بیشتر بارانها PH زیر 5 دارند ). این عنصر می‌تواند از طریق حل شدن در آب باران در زمین جابجا شود. وقتی باران بیشتر قلیایی شود، بریلیم از محلول خارج می‌شود.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

میزان عادی بریلیم که احتمالا" صنایع به هوا می‌فرستند، دارای ترتیب μg/m 1 بطور میانگین دوره 30 روزه یا μg/m 2 در هوای اطاق کار برای 8 ساعت شیفت کاری می‌باشد.
منبع : داشنامه رشد

لینکهای خارجی

• WebElements.com
• http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Be.html EnvironmentalChemistry.com - Beryllium
• http://education.jlab.org/itselemental/ele004.html It's Elemental - Beryllium

 

[sosmar]

نیکل ( Nickel ) :

نیکل فلزی سخت ، چکش خوار، براق با ساختار بلورین مکعبی به رنگ سفید- نقره ای است . این عنصر در سال 1751 توسط Axel Cronstedt دانشمند سوئدی کشف گردید .
از نظر خواص مغناطیسی وفعالیت شیمیایی شبیه به آهن وکبالت است . کانیهای اصلی نیکل پنتلاندیت ، پیروتیت (سولفید های نیکل- آهن) و گارنییریت (سیلیکات نیکل- منیزیم ) هستند.

نیکل یکی از اجزا اصلی بیشتر شهابسنگها به شمار می آید. شهابسنگهای آهن و سیدریت شامل آلیاژهای آهن حدود 5 تا 20 درصد نیکل می باشد. نیکل تجاری به فرمهای پنتلاندیت و پیروتیت می باشد که این معادن در ایالت انتاریو یافت می شود که این ناحیه حدود 30 درصد از نیکل دنیا را تامین می کند. دیگر معادن این عنصر در کالندونیا، استرالیا، کوبا، اندونزی و در مناطق دیگر یافت می شود.
این عنصر رسانای جریان بر ق است و سطح آن براق و صیقلی می باشد. اینعنصر از گروه عناصر آهن و کبالت می باشد و آلیاژهای آن قیمتهای بالایی دارند.
این عنصر کاربردهای فراوانی در طبیعت دارد و برای ساخت فولاد ضدزنگ و دیگر آلیاژهای ضد زنگ و خوردگی مثل اینوار و مانل که الياژى از نيکل و کبالت که در برابر خوردگى مقاوم است و و اینکونل و Hastelloys کاربرد دارد. برای ساخت لوله های نیکلی و مسی و همینطور برای نمک زدایی گیاهان و تبدیل آب شور به آب مایع استفاده می شود. نیکل استفاده های فراوانی برای ساخت سکه ها و فولاد نیکلی برای زره ها و کلید ها کار برد دارد و همینطور از نیکل می توان آلیاژهای نیکروم و پرمالوی و آلیاژی از مس را تهیه کرد.
از نیکل برای ساخت شیشه های به رنگ سبز استفاده می شود. صفحات نیکلی می تواند نقش محافظت کننده برای دیگر فلزات را داشته باشد. نیکل همچنین کاتالیزوری برای هیدروژن دار کردن روغنهای گیاهی است. همچنین صنعت سرامیک و ساخت آلیاژی از آهن و نیکل که خاصیت مغناطیسی دارد و باتری های قوی ادیسون کاربرد دارد.
از ترکیبات مهم نیکل می توان سولفات و آکسید را نام برد. نیکل طبیعی مخلوطی از 5 ایزوتوپ پایدار است . همچنین 9 ایزوتوپ ناپایدار دیگر نیز شناخته شده است.
نیکل هم به صورت فلز و هم به صورت ترکیب محلول می تواند وجود داشته باشد. بخار سولفید نیکل سرطان زا می باشدکه در موقع استفاده از آن باید دقت لازم را به عمل آورد.


اثرات نيکل بر سلامت انسان
مقدارنيکل در طبيعت بسيار کم است. انسان در زمينه هاي مختلف از نيکل استفاده ميکند. يکي از عمده ترين کاربردهاي نيکل، در صنعت فولاد است. از نيکل به عنوان يکي از اجزا سازنده فولاد و ساير محصولات فلزي استفاده ميشود. حتي از نيکل در جواهرات هم استفاده ميشود.
مواد غذايي به طور طبيعي داراي مقداري نيکل هستند. شکلات و چربي ها داراي مقدار بسيار زيادي نيکل هستند. در صورتيکه افراد از سبزيجات حاصل از مناطق آلوده به نيکل تغذيه کنند، مقدار زيادي نيکل وارد بدنشان ميشود. نيکل در بافت گياهان تجمع مي يابد و در نتيجه مقدار نيکل در سبزيجات افزايش پيدا ميکند. در ششهاي افراد سيگاري مقدار زيادي نيکل وجود دارد. همچنين نيکل در شوينده ها نيز مورد استفاده قرار ميگيرد.
راههاي ورود نيکل به بدن انسان از طريق هوا، آشاميدن آب، خوردن غذا و کشيدن سيگار است. ممکن است بر اثر تماس پوست با خاک يا آب آلوده به نيکل، مقداري نيکل وارد بدن انسان شود. مقدار اندک نيکل براي انسان ضروري است اما اگر مقدار آن افزايش يابد، براي سلامت انسان خطرناک است.
نتايج مصرف بالاي نيکل به شرح زير است:
شانس مبتلا شدن به سرطان ريه، سرطان بيني، سرطان حنجره و سرطان پروستات را افزايش ميدهد.
پس از اينکه فرد در معرض گاز نيکل قرار گرفت، دچار کسالت و سرگيجه ميشود.
آب آوردن ريه ها
مشکلات تنفسي
کاهش توانايي توليد مثل
آسم و برونشيت مزمن
حساسيتهايي از قبيل خارش پوست (به خصوص در هنگام استفاده از جواهرات)
نارسايي قلبي
بخارات نيکل به دستگاه تنفس و ريه ها آسيب ميرساند. نيکل و ترکيبات آن باعث آماس پوست ميشوند که تحت نام " خارش نيکل" ناميده ميشود و معمولاً در افراد با حساسيت پوستي بالا مشاهده ميشود. اولين علامت، خارش است که معمولاً هفت روز قبل از از بين رفتن پوست رخ ميدهد. اولين علائم تخريب پوستي التهاب پوست يا پوسته پوسته شدن پوست است. سپس در پوست زخمهايي نمودار ميشود.
از لحاظ تقسيم بندي برنامه سمشناسي ملي آمريکا (NTP)، نيکل و ترکيبات آن جزعوامل سرطانزا محسوب ميشوند و از نظر طبقه بندي آژانس بين المللي تحقيقات سرطان (IARC) ترکيبات نيکل در گروه يک قرار ميگيرند. گروه يک شامل عناصري ميباشد که شواهد کافي در مورد سرطانزايي آنها وجود دارد. در اين تقسيم بندي عنصر نيکل در گروه 2B قرار دارد. گروه 2B عناصري هستند که ممکن است در انسان سرطان ايجاد کنند.

تاثيرات زيست محيطي نيکل
کارخانه ها و سوزاندن زباله ها دو عامل اصلي در توليد نيکل و ورود آن به هوا ميباشند. مقدار نيکلي که در هوا وجود دارد به مراتب از نيکل موجود در زمين بيشتر است. مدت زمان از بين رفتن نيکل موجود در هوا زياد است. زمانيکه هرزآبها جريان پيدا ميکنند، مقداري نيکل را وارد آبهاي سطحي ميکنند.
بخش اعظم ترکيبات نيکل در طبيعت جذب ذرات خاک و رسوبات شده و در نهايت به صورت غير متحرک درمي آيند. در زمينهاي اسيدي نيکل بسيار متحرک ميشود و معمولاً در آبهايزيرزميني شسته ميشود.
شواهد چنداني درباره تاثير نيکل بر ساير موجودات زنده به غير از انسان وجود ندارد. در حال حاضر دانشمندان مي دانند که غلظت بالاي نيکل در خاکهاي ماسه اي به گياهان صدمه ميزند و همچنين غلظت بالاي نيکل در آبهاي سطحي سبب کاهش تعداد و رشد جلبکها ميشود. رشد موجودات ذره بيني نيز در حضور نيکل کاهش پيدا ميکند، اما معمولاً با گذشت زمان در برابر نيکل مقاوم ميشوند.
مقدار اندک نيکل بايد در غذاي جانوران وجود داشته باشد. اما زمانيکه مقدار نيکل از حد مجاز خود فراتر رود، ميتواند براي جانوران مضر و خطرناک باشد. جانوراني که در نزديکي پالايشگاه زندگي ميکنند، بر اثر دريافت مقدار زياد نيکل به انواع مختلف سرطان مبتلا ميشوند.
از آنجاييکه نيکل در بافتهاي گياهي و جانوري نميتواند تجمع پيدا کند، اثري در زنجيره غذايي ندارد.

​

تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری

 

[pedestrian]

sosmar سلام
دستت درنكنه كه زحمت كشيدي.
ببخشيد كه من دخالت مي كنم ولي عزيز به نظرم بهتره كه عناصر رو به ترتيب بذاريم تا پيدا كردنشون راحت تر باشه.
پس سعي كنيم عناصر رو به ترتيب عدد اتمي بنويسيم.
يا علي

 

[فرهنگ]

تیتانیم

تیتانیم

تیتانیوم فلزی ارزشمند
بسیاری از مهندسین و طراحان هنوز تیتانیوم را فلزی گران و ناشناخته قلمداد می کنند؛ اما پیشرفت های اخیری که در زمینه تولید این فلز صورت گرفته است، نشان می دهد که تیتانیوم ماده ای بسیار فوق العاده برای استفاده های مهندسی است و از بسیاری از مواد مشابه مورد استفاده در این صنعت ارزان تر است.
یکی از ویژگی های مهم تیتانیوم چگالی پایین آن (۵۵/۴ گرم بر سانتی متر مکعب) است. این ویژگی، همراه با استحکام و مقاومت بالا در برابر خراشیدگی، تیتانیوم را به فلزی بسیار ایده آل تبدیل کرده است. تیتانیوم عمدتاً در صنایع هوا – فضا و همینطور در کارخانه ها و تجهیزات صنایع شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرد. این فلز همچنین در ساخت عینک ها، مهندسی های ظریف، اندازه گیری، مهندسی کنترل و فن آوری پزشکی مخصوصاً مواردی که حد تحمل بیولوژیک از اهمیت زیادی برخوردار است، مورد استفاده قرار می گیرد.



مهم ترین مورد مصرف فلز تیتانیوم که در تلاقی با زندگی روزمره ما قرار می گیرد، بیشتر در اشیای قیمتی نظیر ساعت های مچی، عینک ها و جواهرات است. این کاربرد ها به این تصور هرچه بیشتر دامن زده اند که تیتانیوم فلزی گران است.
از طرف دیگر انتخاب فلز مورد استفاده در طراحی های مختلف از اولین مراحل ساخت اشیا به شمار می رود و در این مرحله بسیاری از فلزاتی که به نظر می آید باید گران قیمت باشند، بدون انجام تحلیل اقتصادی از میان گزینه های احتمالی حذف می گردند. در نگاه اولیه به درستی تیتانیوم در صدر لیست فلزات گران قیمت و دارای استفاده های خاص قرار دارد. اما این مسئله اشتباهی است که بسیاری از طراحان در همان مرحله اول طراحی مرتکب می شوند. آن ها در محاسبات مقدماتی، وزن فولاد مورد استفاده در طراحی خود را با وزن تیتانیوم مورد نیاز، بدون آن که به حجم آن توجه داشته باشند جایگزین می کنند و مسلم است که یک کیلوگرم تیتانیوم بسیار گران تر از یک کیلوگرم فولاد است. در حالیکه این مقدار تیتانیوم، چندین برابر همان مقدار فولاد کاربری دارد.
عده بسیار کمی از مردم به مقایسه وزن دو قطعه مشابه که یکی از فولاد و دیگری از تیتانیوم ساخته شده است توجه دارند. هنگامی که از لحاظ هندسی، این دو قطعه دارای حجم مشابه باشند، نسبت بهای قطعه تیتانیومی به بهای قطعه فولادی با آلیاژ درجه بالا به عدد ۵/۲ تا ۳ می رسد.
مواد تیتانیومی از قدرت تحمل بسیار بالایی برخوردارند و همچنین نقطه تسلیم آن ها در برابر نیروی کششی وارد شده بسیار بالا است. مقاومت بیشینه آلیاژ تیتانیوم ۳۳ که در آن از فلزات آلومینیوم، انادیوم و قلع استفاده شده، در برابر نیروی کششی، معادل یک هزار و ۲۰۰ نیوتون بر متر مربع است و این در حالیست که تیتانیوم خالص هم می تواند فشار ناشی از نیروی کششی را تا حد ۷۴۰ نیوتن بر متر مربع تحمل کند؛ با این وجود همچنان می توان این فلز را سخت تصور کرد. (با توجه به این که حد شکست در برابر کشیدگی آن حداقل ۸ درصد است)
در حال حاضر تعداد طراحانی که در زمینه ساخت اشیاء متحرک به استفاده از این فلز علاقه نشان داده اند رو به فزونی گذاشته است. یکی از کاربردهای جدید تیتانیوم، استفاده از آن در توربین های بخار است. تیتانیوم مهندسان را قادر می سازد تا طول پره های توربین را زیاد کرده و بدین ترتیب نسبت نیروی تولید شده را افزایش دهند.
از دیگر کاربردهای رو به افزایش تیتانیوم، استفاده از آن در موقعیت هایی است که نیاز به مقاومت بالا در برابر برش احساس شده و یا ترکیبی از دو نیروی برشی و کششی دیده می شود. در این حالت خاص از نوع ویژه ای از تیتانیوم استفاده می شود که بر روی آن پوششی از نیترید قرار دارد. این پوشش از حرارت دادن فلز در فضای نیتروژنی بدست می آید.
همینطور در صنایع خودرو سازی، کاربردهای جدید و جالبی برای تیتانیوم پیدا شده است. به عنوان مثال جایگزین کردن تیتانیوم با فولاد، در موتور مولد قطار، باعث کاهش ۶۰ درصدی وزن این وسیله شده است. از دیگر کاربردهای تیتانیوم در این صنعت، استفاده در میل لنگ، مفتول های اتصالی و سیستم اگزوز خودرو است. مهم ترین حوزه های رشد استفاده از تیتانیوم در حال حاضر صنایع هوا – فضا، نیروگاه ها و دستگاه های شیرین کننده آب هستند.
یکی دیگر از خواص مهم تیتانیوم، قابلیت قرارگیری آن به عنوان فلز واسط میان دو فلز دیگر است. به عنوان مثال از تیتانیوم در صفحات انتقال دهنده گرما در کارخانه های شیمیایی یا شیرین کننده آب استفاده می شود.
یکی از دلایل مقاومت بالای تیتانیوم در برابر خراشیدگی و عدم انفعال این عنصر در برابر دیگر مواد شیمیایی، پوسته ای است که بر روی فلز تشکیل می شود. هنگامی که تیتانیوم با اکسیژن تماس پیدا می کند، سطح آن به سرعت واکنش نشان داده و اکسیده می شود. در اثر این فعل و انفعال شیمیایی، پوسته ای بسیار مقاوم تشکیل می شود که جلوی هرگونه فعل و انفعال دیگری را می گیرد. اگر به این پوسته آسیبی برسد، در صورت حضور اکسیژن و یا حتی آب، تیتانیوم مجدداً اکسیده شده و در محل خراش، پوسته جدیدی تشکیل می شود. این مکانیزم بسیار به آلومینیوم شباهت دارد. با این تفاوت که پوسته تشکیل شده بر روی تیتانیوم، ضخیم تر و پایدار تر از پوسته آلومینیوم است. این لایه محافظ علاوه بر ایجاد مقاومت در برابر خراشیدگی، حد تحمل بیولوژیک فلز را افزایش می دهد. با این وجود بعضی از ترکیبات شیمیایی نظیر فلئورین می توانند این پوسته محافظ را تخریب کنند.
با توجه به کاربردهای فراوان تیتانیوم، این فلز در گروه فولادهای آلیاژی و یا آلیاژهای نیکل قرار می گیرد، اما به خاطر سختی و قدرت تحمل آن در برابر کشش و برش، نیروی بیشتری برای شکست این فلز نسبت به فلزات آهنی لازم است. یکی از دلایل این که هزینه تولید تیتانیوم بسیار بالا است، استفاده از فن آوری موجود جهت تولید محصولات با کیفیت بسیار بالاست که بتواند نیازهای صنایع حساسی مانند هوا – فضا را پاسخگو باشد. مقید بودن به تولید محصولات با کیفیت بسیار بالا، مسلماً موجب ایجاد هزینه های اضافی می گردد، اما اگر حوزه های جدیدی برای مصرف این فلز که نیاز به کیفیت بسیار بالا هم نداشته باشد، ایجاد گردد؛ این امکان وجود دارد که فن آوری های جایگزینی برای تولید ساخته شوند تا هزینه ها را کاهش دهند. صنایع ساختمانی و خودرو سازی، از جمله صنایعی هستند که اگر به صورت عمده وارد بازار مصرف شوند، به ساخت فن آوری ارزان قیمت تر کمک خواهند کرد.
تا زمانی که تیتانیوم به عنوان فلزی گران قیمت تلقی می شود، این چرخه ادامه دارد و آثار آن مثل تقاضای محدود و مصرف پایین باعث می شود تا تولیدکنندگان هیچ علاقه ای به توسعه فن آوری های ارزان تر و ساده تر نداشته باشند.
یکی از شرکت هایی که در زمینه تولید تیتانیوم فعال بوده و پیشرفت های مهمی هم داشته است، شرکت دویچه تیتان (Deutsche Titan) از زیر مجموعه های گروه تیسن کراپ (Thyssen Krupp) در آلمان است. این شرکت به همراه شرکت ایتالیایی تیتانیا، گروه تیتانیوم را تشکیل داده اند.
دویچه تیتان، تیتانیوم اسفنجی مورد نیاز خود را از کشورهای روسیه، قزاقستان، اوکراین، ژاپن و چین خریداری می کند و سالانه ظرفیت تولید ۴ هزار تن شمش را دارا می باشد. این شمش ها می توانند تا ۱۳ تن وزن داشته باشند. دویچه تیتان طیفی از محصولات نیمه تمام را با استفاده از تأسیسات خود شرکت، گروه تیسن کراپ و همینطور کوره های ذوب دیگر تولید می کند. محصولات این شرکت در غالب شمش، اسلب، ورق، کلاف، صفحه، لوله جوش کاری شده و مفتول عرضه می شوند.

http://metallurgyahvaz.blogfa.com/

 

[فرهنگ]

sosmar سلام
دستت درنكنه كه زحمت كشيدي.
ببخشيد كه من دخالت مي كنم ولي عزيز به نظرم بهتره كه عناصر رو به ترتيب بذاريم تا پيدا كردنشون راحت تر باشه.
پس سعي كنيم عناصر رو به ترتيب عدد اتمي بنويسيم.
يا علي

سلام
ممنون بابت تایپیک جالبت
من مخالف به ترتیب عدد اتمی گذاشتنم.چون اونجوری بچه ها هم محدود میکنی و خودت بار تایپیک رو به دوش میکشی که خوب نیست اونجوری.
من تیتانیم رو گذاشتم اما اگه نظرت قطعیه که فقط به ترتیب باشه.پیغام بده که فعلا حذفش کنم.

 

[pedestrian]

سلام
ممنون بابت تایپیک جالبت
من مخالف به ترتیب عدد اتمی گذاشتنم.چون اونجوری بچه ها هم محدود میکنی و خودت بار تایپیک رو به دوش میکشی که خوب نیست اونجوری.
من تیتانیم رو گذاشتم اما اگه نظرت قطعیه که فقط به ترتیب باشه.پیغام بده که فعلا حذفش کنم.

سلام
البته چون اين تايپيك ها لينك جستجو رو داره پس اگه به ترتيب هم نباشه مشكلي پيش نمي ياد. از اينكه نظر دادين خيلي ممنونم. من دوست دارم همه شركت كنن. مرسي.

 

[pedestrian]

كربن

كربن

( Carbon ) :

نمايي از عنصر کربن​

کربن عنصری غیرفلزی است که از قبل از تاریخ شناخته شده است از سوختن مواد ارگانیکی در صورت وجود اکسیژن به مقدار کافی ، تولید می شود . آخرین آلوتروپ کربن ، به نام فلورنس Fullerenes ، در دهه 1980 به وسیله بمباران مولکولی تولید شد . دهها میلیون ترکیب کربنی که بسیاری از آنها حیاتی هستند وجود دارند ، ترکیبات کربنی اهمیت اقتصادی فراوانی دارند ( جزء اصلی ترکیبات هیدرو کربنی هستند )این عنصر همچنین در خورشید ، ستارگان و جو بسیاری از سیارات وجود دارد . در برخی از متئوریتها الماسهای میکروسکوپی دیده شده است . در جو زمین هم یافت می شود ، محلول در ترکیبات آبی می باشد ، ترکیب اصلی سنگهای کربناته ( سنگ آهک ، دولومیت ومرمر ) می باشد . از ترکیب کربن و هیدروژن زغال سنگ ، نفت و گاز طبیعی بدست می آید .

کربن به صورت وسیعی در طبیعت پراکنده شده است. این عنصر به وفور در خورشید ستاره ها، ستاره های دنباله دار و در اتمسفر بیشتر سیاره ها یافت می شود.
الماس طبیعی در کیمبرلیتها ، ستونهای آتشفشانی قدیمی در جنوب آفریقا و آرکانساس یافت می شود. حدود 30 درصد از کل کاربردهای الماس در آمریکا مورد استفاده قرار می گیرد.
کربن در طبیعت به صورت سه آلوتروپ یافت می شود: گرافیت، الماس و فولرین.
گرافیت یکی از نرمترین مواد در طبیعت و الماس یکی از سخترین آنها می باشد.

عنصر کربن در طبيعت​

گرافیت به دو فرم می تواند وجود داشته باشد آلفا و بتا. این دو فرم دارای خصوصیات فیزیکی یکسان ولی ساختار بلوری متفاوت هستند. 30 درصد از گرافیت در طبیعت به فرم بتا و بقیه آن به فرم آلفا یافت می شود. فرم آلفا گرافیت با ساختار بلوری هگزاگونال می باشد این دو فرم آلفا و بتا می توانند با حرارت 1000 درجه سانتیگراد به هم تبدیل شوند.
ترکیبات
کربن در طبیعت به صورت اکسید در اتمسفر زمین و به صورت محلول در آبهای طبیعی یافت می شود. یکی از عناصر اصلی در ترکیب کربنات کلسیم و منیزیم و آهن ، زغال سنگ، نفت و گازهای طبیعی به خصوص هیدروکربناتها ، کربن می باشد.
کربن در بین دیگر عناصر دارای ترکیبات مختلفی است و به طور وسیعی در طبیعت پراکنده شده است.

نمايي ديگر از عنصر کربن در طبيعت​

اثرات کربن در سلامتي انسان
کربن اثرات سمي کمي دارد. اطلاعاتي که درباره تاثير کربن برسلامت انسان بيان ميشود درباره کربن سياهرنگ است نه درباره عنصر شيميايي کربن. تنفس کربن سياه به طور موقتي و دائم سبب آسيبهاي ريوي و قلبي ميشود.
در کارگراني که به توليد کربن سياه ميپردازند، بيماري Pneumoconiosis مشاهده شده است. همچنين کربن سياه سبب مشکلات پوستي مانند سوختن فوليکولهاي مو و ليزين مخاط دهان ميشود.
کربن سياه خاصيت سرطانزايي دارد. کربن سياه در ليست آژانس بين المللي تحقيقات سرطان (IARC) در گروه 3 قرار دارد (اين عنصر در انسان باعث بيماري سرطان نميشود).
کربن 14 يکي از انواع راديونوکليدها ميباشد و در آزمايشهاي اتمسفري تسليحات هسته اي که در سال 1945، در آمريکا آغاز شد و در سال 1980 در چين به پايان رسيد، به کار برده شد. کربن 14 جزء راديونوکليدهاي با عمرهاي طولاني که محسوب ميشود و باعث افزايش خطر سرطان طي دهه ها و قرنها شده است. کربن 14 ميتواند از جفت عبور کند و در سلولهاي پيوندي جنين وارد ميشود و بنابراين جنين را تحت خطر سرطان قرار ميدهد.

اثرات زيست محيطي کربن
تاکنون اثرات منفي از کربن در محيط زيست گزارش نشده است.



تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر کربن :
عدد اتمی:6
جرم اتمی: 12.011
نقطه ذوب : C°3550
نقطه جوش : C°3806
شعاع اتمی : pm 77
ظرفیت: 2,4
رنگ: مشکی
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 14
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 1086.5
شکل الکترونی: 1s2 2s22p2
الکترونگاتیوی: 2.55
حالت اکسیداسیون: 2, 4, -4
دانسیته: 2.26
گرمای تبخیر : Kj/mol 355.8
مقاومت الکتریکی : Ohm m 1.37×10- 5
گرمای ویژه: J/g Ko 0.710
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 4
درجه اشتعال : در حالت جامد قابل اشتعال
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
C-11 20.3 دقیقه
C-12 پایدار
C-13 پایدار
C-14 5730.0 سال
C-15 2.5 ثانیه

اشکال دیگر :
هیدرید کربن CH4
کلرید کربن CCl4
دی اکسید کربن و مونوکسید کربن CO CO2


منابع : نفت ، گاز طبیعی و زغال
کاربرد : ترکیب اصلی چرخه حیات است که بدون آن حیات ممکن نیست . کاربرد مهم اقتصادی کربن در تشکیل هیدرو کربنها بویژه گاز متان و نفت خام میباشد . کربن به عنوان برقگیر در راکتورهای هسته ای به کار می رود . گرافیت شکل دیگری از کربن است که به همراه رس در ساخت مداد به کار می رود الماسها کربن خالص هستند که زیبای و اهمیت بی نظیری دارند و به عنوان جواهر به کار می روند . از ترکیب کربن با آهن فولاد بدست می آید .داروهای زغالی در پزشکی برای جذب سم از دستگاه گوارش بکار می روند . همچنین در صنایع استیل و *****ها نیز کاربرد دارد .

روش شناسایی:
GR :Gravimetry
VOL:Volumetry
منبع :
http://www.shimikherameh.blogfa.com/post-27.aspx

 

[pedestrian]

نيتروژن

نيتروژن

نیتروژن ( Nitrogen ) :

نمايي از عنصر نيتروژن
​

نیتروژن عنصر شیمیائی غیر فلزی با الکترونگاتیویته 3 است که در جدول تناوبی با نشانه N مشخص می شود و دارای عدد اتمی 7 می باشد . این گازدر سال توسط Daniel Rutherford از کشور اسکاتلند کشف گردید و 78% ترکیبات اتمسفر را شکل می دهد این گاز از مایع سازی هوا و گرم کردن NaN3 بدست می آید .

2.6 درصد از ترکیب سیاره بهرام را نیتروژن تشکیل می دهد. از دیگر منابع نیتروژن اتمسفر است که نیتروژن گازی را از جو می توان با روشهای مایع شدن و تقطیر جز به جز به دست آورد. نیتروژن در همه سیستمهای حیاتی و همه ترکیبات زیستی یافت می شود.
یک شیمیدان فرانسوی به نام Antoine Laurent Lavoisier اشتباهاً نام ازت را به معنی مرده یا بدون حیات روی نیتروژن گذاشت. به هر حال ترکیبات نیتروژن در غذاها، مواد آلی، کودها، مواد سمی و مواد منفجره یافت می شود. نیتروژن گاز بی رنگ، بی بو، و در حالت عادی بی اثر است. نقطه جوش آن 195.80 درجه است. این گاز می تواند توسط واکنش آب و نیتریت آمونیوم تولید شود. نیترات سدیم و نیترات پتاسیم از تجزیه ترکیبات آلی حاصل می شود. نیترات پتاسیم در مناطق خشک دنیا برای استفاده کودهای ازتی یافت می شود. از دیگر ترکیبات نیتروژن آلی اسید نیتریک، آمونیاک، سیانیدها و اکسیدهای نیتروژن هستند.
چرخه نیتروژن یکی از مهمترین فرایندها در طبیعت برای ارگانیسمهای زند ه است. این چرخه باکترهای نیتروژن دار را به نیتروژن گازی تبدیل می کند. نیتروژن و ترکیبات پروتئینی نقش تعیین کننده در حیات انسانها را دارند.
آمونیاک یکی از مهمترین ترکیبات نیتروژن است. که توسط فرایندهای هابر تولید می شود. گاز طبیعی متان در واکنش دی اکسید کربن و هیدروژن گازی در دو مرحله حاصل می شود. هیدروژن گازی و نیتروژن گازی در فرایند هابر تولید آمونیاک می کنند. این گاز بیرنگ دارای بوی تیز است و به آسانی به مایع تبدیل می شود.

ساختار بلوري عنصر نيتروژن
​

اثرات نيتروژن بر سلامتي انسان
مقدار مولکولهاي نيتروژن در هوا زياد است. نيتروژن در آب و خاک به صورت نيترات و نيتريت پيدا ميشود. کليه اين مواد بخشي از چرخه نيتروژن به حساب مي آيند، اگر چه همه اين اشکال نيتروژن با يکديگر در ارتباط هستند.

انسان خصوصيات نيترات و نيتريت طبيعي را تغيير داده است. اين تغييرات بالاخص در کودهاي شيميايي نيتروژن دار اتفاق افتاده است. شرکتهاي صنعتي با نيتروژني که توليد ميکنند ميزان نيترات و نيتريت خاک و آب را که نتيجه چرخه نيتروژن ميباشند را تغيير ميدهند. به دليل اين فعاليتها غلظت نيترات در آب آشاميدني افزايش مي يابد.
نيتراتها و نيتريتها بر سلامت انسان تاثير دارند. اين اثرات عبارت هستند از:
واکنش با هموگلوبين خون، اين امر باعث کاهش توانايي خون براي انتقال اکسيژن ميشود (نيتريت).
عملکرد غده تيروئيد را کاهش ميدهد (نيتريت).
سبب کمبود ويتامين A ميشود (نيتريت).
nitrosamines از عوامل عمده ايجاد کننده سرطان محسوب ميشوند (نيتراتها و نيتريتها).
از نقطه نظر متابوليسمي، اکسيد نيتروژن نسبت به عنصر شيميايي نيتروژن به تنهايي از اهميت بيشتري برخوردار است. در سال 1987، Salvador Moncada کشف کرد که اکسيد نيتروژن براي آرامش عضلات بدن بسيار حياتي است و امروزه ميدانيم که اکسيد نيتروژن در سيستم قلبي – عروقي، سيستم ايمني، سيستم عصبي مرکزي و سيستم عصبي جانبي وجود دارد. آنزيم توليد کننده اکسيد نيتروژن، synthase اکسيد نيتروژن ناميده ميشود و در مغز انسان به مقدار زياد وجود دارد.
اگر چه اکسيد نيتروژن دوره عمر کوتاهي دارد، ليکن ميتواند به اجزاي تابع خود تبديل شود.

اثرات زيست محيطي نيتروژن
انسان با فعاليتهايي که انجام داده است باعث تغيير مقدار نيتريت و نتيرات در طبيعت گشته است. عمده ترين عامل افزايش مقدار نيترات و نيتريت در محيط زيست کودهاي شيميايي هستند. فرآيند احتراق سبب افزايش نيترات و نيتريت ميشود، زيرا بخارات متصاعد شده از اکسيدهاي نيتروژن در محيط زيست به نيترات و نيتريت تبديل ميشوند.
طي توليدات شيميايي، نيترات و نيتريت تشکيل ميشوند و براي کنسرو کردن مواد غذايي مورد استفاده قرار ميگيرند. همين مسئله سبب افزايش غلظت ترکيبات نيتروژن در آبهاي سطحي و زيرزميني و به تبع آن در غذا ميشود.
افزايش پيوندهاي نيتروژني در محيط زيست سبب اثرات متنوعي ميشود. يک، تنوع در پيوند شيميايي باعث تغيير در ترکيب شيميايي گونه هاي مختلف موجودات زنده ميگردد. ثانياً نيتريت اثرات مختلفي بر زندگي انسان و جانوران ميگذارد. غذاي غني از ترکيبات نيتروژن سبب کاهش انتقال اکسيژن خون شده و عواقب وخيمي براي گله هاي گاو دربردارد.
با افزايش غلظت نيتروژن مشکلاتي در غده تيروئيد رخ ميدهد و همچنين مقدار ذخيره ويتامين A کاهش مي يابد. در معده و روده جانوران نيترات به nitrosamines تبديل ميشود و يک ماده خطرناک سرطانزا را توليد ميکند.

عنصر نيتروژن در طبيعت
​

تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر نیتروژن :
عدد اتمی:7
جرم اتمی: 14.00674
نقطه ذوب : C°-210.0
نقطه جوش: C°-195.7
شعاع اتمی : Å 0.75
ظرفیت:5
رنگ: بی رنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 15
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 1402.3
شکل الکترونی: 1s2 2s22p3
الکترونگاتیوی: 2.55
حالت اکسیداسیون: 2, 4, -4
دانسیته: 2.26
گرمای تبخیر : Kj/mol 355.8
مقاومت الکتریکی : Ohm m 1.37×10- 5
گرمای ویژه: J/g Ko 0.710
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 5
شماره ایزوتوپ : 2
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
N-13 9.97 دقیقه
N-14 پایدار
N-15 پایدار
N-16 7.13 ثانیه

اشکال دیگر :
اکسید نیتروژن N2O ، مونوکسید نیتروژن NO ، دی اکسید نیتروژن NO2 ، پنتااکسید نیتروژن N2O5
کلرید نیتروژن NCl3
آمونیا NH3 ، N2H4 ، HN3


کاربرد: جزء مهمی در بسیاری از ترکیبات مهم شیمیائی و صنعتی نظیر آمونیاک ، سیانید ها و اسید نیتریک می باشد . همچنین در ساخت وسایل برودتی و کود شیمیایی نیز از این عنصر استفاده می کنند .
منابع : هوا
منبع :
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=7

 

[pedestrian]

بور

بور

بور ( Boron ) :

نمايي از عنصر بور
​

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

این عنصر به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی شود اما اسیدهای بور در آبهای آتشفشانی و بوراتها و کولمانیت یافت می شود. منابع مهم بور عبارتند از کانی های رازوریت و تینکال. این دو کانی در بیابانهای Mojave یافت می شود معادن بوراکس بیشتر در ترکیه پراکنده هستند.
ایزوتوپهای بور به صورت طبیعی وجود دارند بور دارای دو ایزوتوپ 10B و 11B است که اولی 19.7 درصد و دومی 80.22 درصد را به خود اختصاص دادند. بلورهای کریستاله با خلوص بالا از ترکیبات تری کلرید بور و تری برومید با حضور هیدروژن و توسط فیلامنتهای برقی حرارت بالا تولید می شوند. برمهای بی شکل و ناخالص دارای رنگهای قهوه ی مایل به سیاه هستند و به صورت پودر وجود دارند که می تواند توسط گرمایش پودر منیزیم و تری اکسید به دست بیاید. برم 99.9999 درصد خالص در استفاده های تجارتی قابل دسترسی می باشد.
از مشخصات نوری این عنصر این است که اشعه مادون قرمز را از خود عبور می دهد. بور دارای رسانایی ضعیف است اما در دمای بالا رسانای خوبی است.
بورهای بی شکل در مواد آتش بازی برای فراهم کردن رنگ سبز و همینطور برای مواد قابل احتراقی که در راکتورها است مورد استفاده قرار می گیرد. ترکیب تجاری بور در بازار Na2B4O7.5H2O است. این ترکیب با نام پنتاهیدرات برای ساخت شیشه های فایبر گلاس و براسی رنگبری پربورات سدیم استفاده می شود.
اسید بوریک یکی از ترکیبات مهم بور می باشد که در بافت پارچه و منسوجات کاربرد دارد. بوراکس نیز یکی دیگر از ترکیبات بور است که به عنوان گندزدا از آن استفاده می شود. ترکیبات بور کاربردهای زیادی دارد که در ساخت شیشه های بوروسیلیکات استفاده می شود.
ایزوتوپ بور 10 برای کنترل راکتورهای اتمی به عنوان پوشش در برابر تشعشعات هسته ای استفاده می شود و همینطور از این ترکیب در تجهیزات ردیابهای نوترونی استفاده می شود. نیترید بور دارای خصوصیات عجیبی است که برای ساخت مواد با سختی بالا کاربرد دارد. نیترید بور همچنین برای عایق بندی الکتریکی نیز استفاده می شود.
بور دارای خصوصیات چرب و روانی مثل گرافیت دارد. هیدراتها به راحتی اکسیده می شوند و انرژی زیادی را آزاد می کنند و برای مطالعه اکتورهای هسته ای نیز از آنها استفاده می شود. به علت خصوصیات سبک وزنی و استحکام بالا بور برای استفاده تشکیلات و ساختارهای فضایی مورد استفاده قرار می گیرد.
از نظر ظرفیت و پایداری و ساختار مولکولی شبکه ای بور شبیه کربن است
قیمت بور کریستاله با خلوص 99 درصد در بازار 5 دلار در گرم است و قیمت بور بیشکل 2 دلار در هر گرم می باشد.

ساختار بلوري عنصر بور
​

اثرات بور در سلامتي انسان
بر اثر هوازدگي، بور به هوا، خاک و آب وارد ميشود. بور به مقدار جزئي در آبهاي زيرزميني وجود دارد. انسان با فعاليتهايي از قبيل ساخت شيشه، احتراق زغالسنگ، ذوب مس و استفاده از کودهاي کشاورزي سبب وارد بور به محيط زيست ميشود. مقدار بوري که با استفاده از فعاليتهاي انساني به محيط زيست وارد ميشود در مقايسه با بوري که به طور طبيعي و از طريق فرآيند هوازدگي به محيط وارد ميشود، کمتر است. گياهان، عنصر شيميايي بور را از زمين دريافت ميکنند و بر اثر استفاده جانوران از گياهان مقدار بور در زنجيره غذايي به پايان ميرسد.
زمانيکه بدن جانوران مقدار زيادي بور در مدت زمان طولاني از طريق غذا و آب آشاميدني جذب ميکند، اندام هاي توليد مثلي جانوران نر تحت تاثير قرار ميگيرد. اگر جانوران ماده طي بارداري مقدار زيادي بور دريافت ميکنند، تولد موجود جديد با مشکل همراه خواهد بود و ممکن است به تاخير بيفتد يا موجود جديد ناقص به دنيا بيايد. به علاوه، اگر جانوران گاز بور را تنفس کنند، از آسيبهاي شنوايي رنج خواهند بود.

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



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

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

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


منابع : کانی کرنیت و بورات کلسیم و سدیم
کاریرد : به همراه تیتانیم و تنگستن در ساخت آلیاژهائی با مقاومت گرمائی بالا بکار می رود .همچنین در ساخت راکت تنیس و به عنوان تنظیم گرنیروگاه های هسته ای بکار می رود . همچنین در ساخت آلیاژ بوراکس با مقاومت ویژه بالا و ساخت شیشه (B2O3) نیز استفاده می شود .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=5#Nod1

 

[pedestrian]

اكسيژن

اكسيژن

اکسیژن ( Oxygen ) :

نمايي از عنصر اکسيژن
​

اکسیژن عنصر گازی است که در سال 1774 توسط Joseph Priestley, Carl Wilhelm Scheele از کشورانگلستان و سوئد کشف گردید . این گاز از مایع سازی و فشرده سازی هوا بدست می آید . 21% از حجم هوا را این گاز تشکیل می دهد .
وزن اتمی این عنصر برای دیگر عناصر تا سال 1961 به عنوان پایه شناخته شده بود قبل از اینکه کربن 12 از سوی اتحادیه بین المللی شیمی کاربردی و محض به عنوان وزن اتمی استاندارد شناخته شد.
اکسیژن سومین عنصر از نظر فراوانی در طبیعت است که این عنصر درخورشید و سیکلهای کربن و نیتروژن وجود دارد.
در اتمسفر سیاره مریخ 15 درصد اکسیژن وجود دارد. این عنصر و ترکیبات آن 49.2 درصد وزن پوسته زمین را اختصاص می دهند. حدود دو سوم حجم بدن ما و نه دهم آب از اکسیژن تشکیل شده است. در آزمایشگاه اکسیژن از الکترولیز آب یا از گرما دادن کلرات پتاسیم با دی اکسید منگنز به دست می آید.
اکسیژن گازی بی بو بی رنگ و بی مزه است به فرمهای گاز و مایع وجود دارد خاصیت پارا مغناطیسی نیز دارد.
ازون از ترکیبات هیدروژن است که به صورت خیلی فعال وجود دارد و این ترکیب توسط تخلیه الکتریکی یا نور ماورا بنفش اکسیژن تولید می شود.
ازن از اشعه های ماورابنفش خورشید که مضر هستند جلوگیری می کند تا این اشعه ها از خورشید به زمین نرسد. آلوده کننده های اتمسفر تاثیر خیلی بدی روی لایه ازون می گذارند. ازون گازی سمی است. ازون گازی رنگ آبی است و ازون مایع به سیاه و ازون جامد بنفش تیره می باشد. قطر این لایه سه میلیمتراست.

ترکیبات: اکسیژن که عنصری با واکنش پذیری خیلی بالا است بیش از صدها و هزارها ترکیبات آلی و غیر آلی را دارد.
زندگی و تنفس گیاهان و حیوانات وابسته به این عنصر است.
اکسیژن دارای نه ایزوتوپ است. اکسیژن طبیعی ترکیبی از سه ایزوتوپ است. اکسیژن 18 اکسیژن پایدار که در ترکیب آب یافت می شود. از اکسیژن غنی شده برای سوخت کوره فولاد استفاده می شود. استفاده مهم دیگر این گاز در ساخت گازهای آمونیاک و متانول اکسید اتیلن و هیدروکربن اشباع نشده است.
قیمت این گاز 5 سنت در فوت مکعب در مقیاس کوچک و در مقیاسهای بزرگ حدود 15 دلار در تن است.

ساختاربلوري عنصر اکسيژن
​

اثرات اکسيژن بر سلامتي انسان
همه انسانها براي نفس کشيدن به اکسيژن نيازمند هستند، اما مانند بسياري موارد ممکن است اکسيژن مناسب نباشد. اگر فردي مقدار زيادي اکسيژن براي مدت زمان طولاني تنفس کند، به ششهايش آسيب ميرسد. تنفس 50 تا 100 درصد اکسيژن در فشار نرمال در مدت زمان طولاني سبب مشکلاتي در ريه ميشود. افرادي که به طور مداوم يا گه گاه در معرض اکسيژن خالص قرار ميگيرند، بايد قبل و پس از انجام کار تحت آزمايشهاي ريوي قرار بگيرند. اکسيژن در دماهاي پايين ذخيره ميشود و بنابراين افرادي که در محيط پر اکسيژن فعاليت ميکنند بايد لباسهاي مخصوص بپوشند تا بافتهاي بدن آنها از يخزدگي برحذر باشد.

اثرات زيست محيطي اکسيژن
هيچ اثر منفي از اکسيژن در محيط زيست گزارش نشده است.

تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر اکسیژن :
عدد اتمی:8
جرم اتمی: 15.999
نقطه ذوب : C°-226.15
نقطه جوش : C°-182.8
شعاع اتمی : Å 0.6
ظرفیت:2
رنگ: بی رنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 16
انرژی یونیزاسیون: Kj/mol 13.618
شکل الکترونی: 1s2 2s2p4
شعاع یونی : Å 1.4
الکترونگاتیوی: 3.44
حالت اکسیداسیون: 2, 4, -4
دانسیته: 1.429
گرمای فروپاشی : Kj/mol 0.2225
گرمای تبخیر : Kj/mol 3.4099
گرمای ویژه: J/g Ko 0.92
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 6
درجه اشتعال : در حالت گازی غیر قابل اشتعال
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
O-15 122.2 ثانیه
O-16 پایدار
O-17 پایدار
O-18 پایدار

اشکال دیگر :
اکسیژن O2 و ازن O3
آب H2O
هپتا اکسید کلر Cl2O7 ، دی اکسید کلر ClO2 ، اکسید دی کلر Cl2O

منابع : هوای مایع
کاربرد : در ساخت فولاد ، جوشکاری ، تصفیه آب و سیمان بکار میرود . اکسیژن همچنین برای ادامه حیات ضروری است .همچنین در سوخت راکتورهای هسته ای نیز کاربرد دارد .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=8#Nod1

 

[pedestrian]

فلوئور

فلوئور

فلوئور ( Fluorine ) :

فلوئور عنصری گازی شکل به رنگ زرد کمرنگ با بخار مایل به سفید است که در سال 1886 توسط henri mossian شیمیست فرانسوی کشف گردید . این عنصر در طبیعت از کانیهائی مانند فلوریت ، کریولیت ، فلور ،آپاتیت ،توپاز بدست می آید .
فلوئور در گروه 17 جدول تناوبی قرار دارد که به سری هالوژن معروف است . بیشترین الکترونگاتیویته را در بین عناصر دیگر دارد . فلور گازی خورنده است که با اجسام آلی و غیر آلی واکنش می دهد . فلور در آب با شعله روشن می سوزد. در پروژه های بمب اتمی وانرژی هسته ای هنگامی که اورانیوم از گاز UF6جدا می شود ، به مقدار زیاد تولید می شود . در حال حاضر ایمنی های مناسبی برای فلور ارائه می شود که می توان فلور را به صورت مایع و در مقدار تن حمل کرد.
ترکیباتی از فلور با گازهای نجیب از قبیل گزنون ، رادون و کریپتون به دست می آید . عنصر فلور و یون فلورید بسیار سمی هستند .

فلوئور واکنش پذیرترین و الکترونگاتیویته ترین عنصر در بین تمام عناصر است. این عنصر به رنگ زرد کمرنگ و گاز خورنده با خاصیت واکنش پذیری با بیشتر مواد آلی و غیر آلی است. همه فلزات ،شیشه، سرامیک، کربن و حتی آب در فلوئور با شعله روشن می سوزند. در پروژه های بمب اتمی و انرژی هسته ای این عنصر کاربرد دارد.
فلوئور و ترکیبات آن برای تولید اورانیوم و بیش از 100 ترکیب شیمیایی فلوئور شامل بیشتر پلاستیکهای حرارت بالا کاربرد دارد. اسید هیدروفلوریک برای روشنایی چراغها و لامپها استفاده می شود. فلوئور هیدروکربنها استفاده گسترده ای در تهویه هوا و صنایع برودتی دارد.
فلوئور قابلیت حلالیت در آب را دارد . از این عنصر در خمیردندانها برای پایداری و استحکام دندادن استفاده می شود و همینطور برای دندانسازی نیز کاربرد دارد. از این عنصر برای مطالعه سوختهای هسته ای نیز استفاده می شود.
فلوئور می تواند جانشین هیدروژن در ترکیبات عالی شود و بیشمار ترکیب فلوئوری جدید ایجاد کند. ترکیبات فلوئور نیز با گازهای نادر مثل گزنون و رادون و کریپتون تایید شده است.
عنصر فلوئور و یون آن بسیار سمی هستند . این عنصر به حالت آزاد در طبیعت وجود دارد دارای بوی بد و تیز است حتی با عیار پایین در طبیعت قابل کشف است .

نمايي از عنصر فلوئور
​

اثرات فلوئور بر سلامتي انسان
مقدار اندکي از فلوئور در آب، هوا، گياهان و جانوران وجود دارد. انسان از طريق غذا و آب آشاميدني و تنفس ميتواند فلوئور دريافت کند. فلوئورين با نسبتهاي مختلف در انواع مختلف غذا وجود دارد. چاي و پوسته صدفها داراي مقدار زيادي فلوئور ميباشد.
فلوئور براي مقاوم شدن استخوانهاي بدن انسان يک عنصر اساسي محسوب ميشود. اگر فلوئور در خمير دندان به کار رود و دو بار در روز مصرف شود، مانع پوسيدگي دندان ميشود. جذب و مصرف بيش از اندازه فلوئور باعث پوسيدگي دندان، پوکي استخوان، مشکلاتي در کليه ها، سيستم عصبي و ماهيچه ها ميگردد.
گاز فلوئور در صنعت توليد ميشود. اين گاز بسيار خطرناک است، به طوريکه در غلظتهاي بالا باعث مرگ ميشود. اگر غلظت گاز فلوئور پايين باشد، سبب آسيبهايي گوش و چشم ميگردد.

اثرات فلوئور بر محيط زيست
فلوئوربه طور طبيعي در پوسته زمين، جاييکه سنگها، زغالسنگ و خاک رس وجود دارد، پيدا ميشود. فلوئور در خاکي که توسط باد جابجا شده است، رها ميشود. فلوئوريد هيدروژن از طريق فرآيند احتراق که در صنعت انجام ميشود، وارد هوا ميشود. سپس فلوئوريدهايي که وارد هوا شده اند، وارد زمين و آب ميگردند. وقتيکه فلوئور به ذرات بسيار ريز مي چسبد، براي مدت زمان طولاني ميتواند در هوا باقي بماند.
زمانيکه فلوئور از هوا وارد آب ميشود، در رسوبات ته نشين ميگردد و زمانيکه فلوئور وارد خاک ميشود، فلوئور به ذرات خاک متصل ميشود. فلوئور در طبيعت از بين نميرود، بلکه از شکلي به شکل ديگر در مي آيد.
فلوئوري که در خاک جمع شده است، وارد گياهان ميشود. ميزان فلوئوري که توسط گياه جذب ميشود به عواملي مانند نوع گياه، نوع خاک و مقدار و نوع فلوئوري که در خاک موجود است، بستگي دارد. در مورد گياهاني که به فلوئور حساس هستند، حتي غلظتهاي پايين فلوئور هم باعث کند شدن رشد گياه و آسيب به برگ آنان ميشود.
جانوراني که از گياهان حاوي فلوئور تغذيه ميکنند، مقدار زيادي فلوئور در بدن آنها جمع ميشود. فلوئور به مقدار زياد جذب استخوان ميشود. در نتيجه، جانوراني که درصد بالاي فلوئور دريافت ميکنند، از بيماريهاي پوسيدگي دندان و از بين رفتن استخوان رنج ميبرند. فلوئور زياد سبب کندي جذب غذا شده و از رشد بدن جانور جلوگيري به عمل مي آيد. در نهايت، فلوئور باعث ميشود که در هنگام تولد، نوزاد جانورکم وزن باشد.



تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر فلوئور :
عدد اتمی:9
جرم اتمی: 18.99840
نقطه ذوب : C°-219.6
نقطه جوش : C:-188.1
شعاع اتمی: Å 0.57
ظرفیت:7
رنگ: زرد کم رنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 17
انرژی یونیزاسیون: Kj/mol 1680.6
شکل الکترونی: 1s2 2s2p5
شعاع یونی : Å 1.33
حالت اکسیداسیون: -1
دانسیته: 1.516
گرمای فروپاشی: Kj/mol 0.51
گرمای تبخیر : Kj/mol 6.54
گرمای ویژه: J/g Ko 0.82
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 7
درجه اشتعال : در حالت گازی غیر قابل اشتعال
شماره ایزوتوپ : 1
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
F-18 1.8 ساعت
F-19 پایدار

اشکال دیگر :
اکسید فلوئور OF2
هیدرید فلوئور HF
تترا فلوئورید کلر ClF5 ، تری فلوئورید کلر ClF3 ، فلوئورید کلر ClF


منابع : کانی فلوریت
کاربرد : درخنک کننده ها و CFC های دیگر کار برد دارد . همچنین درساخت خمیر دندان ، فلوراید سدیم ، فلوراید قلع و تفلونها بکار می رود .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=9#Nod1

 

[pedestrian]

نئون

نئون

نئون ( Neon ) :

نمايي از عنصر نئون
​

نئون عنصری گازی باظواهر فیزیکی بی بو ، بی رنگ که تحت تاثیر ولتاژبالا ،رنگ قرمز روشن دارد .این عنصر در سال 1898 توسط شیمیست اسکاتلندی William ramsay کشف گردید . نئون عنصر بسیار ساکنی است وبه شکل هیروژن ناپایدار است.در فضای خالی لوله ، نئون با رنگ نارنجی مایل به قرمز می تابد .نئون از گازهای نادر است .نئون در اتمسفر به نسبت 1در 6500جزء وجود دارد و جدایش ان از هوا انجام می شود.

عنصر نئون جز عناصر کمیاب است و میزان فراوانی آن در اتمسفر حدود 1 در 65000 است. این عنصر را از مایع شدن هوا و جداسازی گازهای موجود در هوا توسط عمل تقطیر جز به جز به دست می آوردند.
نئون طبیعی مخلوطی از سه ایزوتوپ است. 6 ایزوتوپ ناپایدار از این عنصر نیز شناخته شده است.
نئون عنصری بی اثر است و میلی به واکنش ندارد تنها ترکیب این عنصر با عنصر فلوئور گزارش شده است. یونهای Ne+, (NeAr)+, (NeH)+, (HeNe+) توسط مطالعات طیف سنجی و نوری شناخته شده اند. نئون همچنین ترکیب ناپایدار هیدراته دارد.
نئون برای روشن تابلوهای تبلیغاتی بزرگ همچنین در لوله های موج سنج و تیوپهای تلویزیون و فشارسنجهای ولتاژ بالا کاربرد دارد. نئون و هلیوم برای ساخت لیزرهای گازی مورد استفاده قرار می گیرند. نئون به صورت مایع در بازارهای تجاری در دسترس است و در صنایع برودتی و یخچال سازی نیز کاربرد دارد.
قیمت این عنصر حدود 2 دلار در لیتر است.

اثرات نئون بر سلامتي انسان
ميزان پرتودهي: گاز نئون با تنفس جذب بدن ميشود.
خطر تنفس: در هنگام آلودگي اين مايع خيلي سريع تبخير ميکند و سبب ميشود که حالت فوق اشباعي در هوا ايجاد شود و در نواحي که اين گاز انتشار يافته باعث خفگي ميشود.
تاثير اين عنصر بر روي سيستم تنفسي به گونه اي است که در فرد ايجاد خفگي ميشود. در صورت تماس دست با اين عنصر يخزدگي بافتهاي بدن رخ ميدهد. در صورت ريخته شدن مايع عنصر نيز يخزدگي اتفاق مي افتد.
اين گاز جز گازهاي بي اثر است. با تنفس مقدار قابل توجه اين گاز علائمي همچون سرگيجه، تهوع، استفراغ، بيهوشي و مرگ مشاهده ميشود. مرگ در صورتي رخ ميدهد که فرد در حالت بيهوشي قرار بگيرد و نتواند از خود در برابر اين گاز محافظت کند. زمانيکه ميزان اکسيژن محيط پايين باشد، طي چند ثانيه مرگ اتفاق مي افتد.
اثر گازهاي اختناق آور اين است که سبب کاهش فشار جزيي اکسيژن محيط ميشوند. قبل از ديدن علائم خاصي، مقدار اکسيژن ممکن است تا 75 درصد مقدار معمولي اش در هوا کاهش يابد. چنين شرايطي زماني در محيط حاکم ميشود که غلظت گاز نئون افزايش يافته و 33 درصد از هوا را گاز نئون تشکيل دهد. زمانيکه اين غلظت به 50 درصد برسد، علائم خاص بروز ميکنند. غلظت 75 درصد گاز نئون طي چند دقيقه اثر کشنده خود را در محيط اعمال ميکند.
علائم: اولين علائم خفگي با تنفسهاي سريع و شديد و کمبود اکسيژن همراه است. هوشياري فرد کاهش مي يابد و عضلات فعاليت خود را از دست ميدهند. به تدريج کليه حواس پنجگانه از بين ميروند. ناپايداري روحي اتفاق مي افتد و فرد احساس خستگي شديد ميکند. به تدريج که خفگي ادامه مي يابد، تهوع و استفراغ در فرد رخ ميدهد و با از دست دادن هوشياري تشنج کرده و در کما فرو ميرود و در نهايت به مرگ فرد منتهي ميشود.

اثرات نئون بر محيط زيست
نئون جز گازهاي اتمسفري ناياب است و از نظر شيميايي غير سمي و خنثي ميباشد.
نئون باعث آسيبهاي اکولوژي نميشود.



خواص فیزیکی و شیمیایی و عنصر نئون :
عدد اتمی:10
جرم اتمی: 20.1797
نقطه ذوب C°248.59-
نقطه جوشC°246.08-
شعاع اتمی pm: 38
ظرفیت:8
رنگ: بی رنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 18
انرژی یونیزاسیون Kj/mol 2080
شکل الکترونی: 2s22p6He
دانسیته: 0.8999
گرمای فروپاشی Kj/mol 0.3317
گرمای تبخیر Kj/mol 1.74
گرمای ویژه: J/g Ko 1.030
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 8
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Ne-20 ثابت
Ne-21 ثابت
Ne-22 ثابت


منابع : هوای مایع
کاربرد : ظرفیت خنک سازی نئون 40برابر بیشتر از هلیوم مایع و3برابر بیشتر از هیدروژن مایع است به همین دلیل از نئون مایع به عنوان خنک کننده استفاده می شود . برای ساخت تابلوهای تبلیغاتی بکار می رود ، برای ایجاد رنگهای مختلف روشنایی در لامپها از نئون استفاده می شود .
برای ساخت صفحه تلویزیون و ویو متر استفاده می شود .
منبع :
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=10#Nod1

 

[pedestrian]

سديم

سديم

سدیم ( Sodium ) :

نمايي از عنصر سديم
​

سدیم عنصری فلزی نرم به رنگ سفید- نقره ای است و شدیدا" از لحاظ شیمیایی فعال است. این عنصر در سال 1807 توسط Humphry Davy دانشمند انگلیسی کشف گردید سدیم به صورت غیر ترکیبی در طبیعت یافت نمی شود.ترکیبات این عنصر در سنگها, خاک, اقیانوسها , دریاچه های نمک و آب های معدنی یافت می شود.این فلز معمولا" از طریق الکترولیز کلرید سدیم ، بوراکس و کریولیت مذاب تهیه می شود.

فراونی فلز سدیم در ستاره ها و خورشید زیاد است. خطوط D فلز سدیم در طیف های خورشیدی به صورت برجسته ای دیده می شود. سدیم چهارمین عنصر از نظر فراوانی در طبیعت است که میزان 2.6 درصد از ترکیب پوسته زمین را شامل می شود. این عنصر بیشتر در فلزات آلکالی یافت می شود. این عنصر توسط الکترولیز کلرید سدیم حاصل می شود. این روش ارزانترین روش برای تولید فلز سدیم در چندین سال گذشته می باشد.
بیشترین ترکیب این فلز کلرید سدیم است که در مواد معدنی مثل جوش شیرین و نیترات سدیم و فلوئورید آلومینیوم و سدیم ، آمفیبولها ، زئولیت و غیره وجود دارد.
سدیم فلزی واکنش پذیر است که به صورت آزاد در طبیعت یافت می شود. سدیم عنصری نرم، شفاف، با رنگ نقره ای و شناور در آب می باشد. این عنصر به علت میل ترکیبی شدید با اکسیژن هوا به خودی خود و به سرعت آتش می گیرد. ولی در حرارت پایینتر از 1150 درجه آتش نمی گیرد.
فلز سدیم عنصری حیاتی در ساختارهای استرها و ترکیبات آلی است. این فلز در ساخت آلیاژها، و تصفیه فلزات آلوده مورد استفاده قرار می گیرد. آلیاژ سدیم و پتاسیم عامل مهم انتقال گرما هستند .
ترکیبات سدیم در صنایع مهمی چون کاغذسازی، شیشه، صابون سازی، پارچه، صنایع شیمایی و فلزی کاربرد دارد. در صنایع صابون سازی نمک سدیم به همراه اسیدهای چرب کاربرد دارد. نمک طعام برای تغذیه جانوران بسیار با اهمیت است.
مهمترین ترکیبات سدیم دار در صنایع عبارتند از NaCl نمک طعام، Na2CO3 خاکستر جوش شیرین، NaHCO3 بی کربنات سدیم، NaOH سود سوز آور، NaNO3 نیترات سدیم، در و تری فسفات سدیم، تری سولفات سدیم و بوراکس Na2B4O7 . 10H2O.
برای این عنصر 13 ایزوتوپ شناخته شده است.
قیمت این فلز در صنعت حدود 15 تا 20 سنت د ر lb است. این فلز در بین فلزات دیگر عنصر ارزانی است.
در موقع کار با این عنصر باید بسیار دقت نمود این عنصر را در نفت نگهدارای می کنند چون با اکسیژن هوا به سرعت واکنش داده و اکسیده می شود.


اثرات سديم بر سلامتي انسان
سديم يکي از ترکيبات تشکيل دهنده مواد غذايي به شمار مي رود. معمولترين شکل استفاده سديم در مواد غذايي نمک است. سديم عنصر شيميايي است که بدن انسان به آن نيازمند است زيرا سديم تعادل سيستم هاي مايعات بدن را ايجاد ميکند. همچنين سديم در سيستم عصبي و عضلات بدن مورد استفاده قرار ميگيرد. مقدار زياد سديم باعث آسيب شديد به کليه ها ميشود و باعث افزايش فشار خون ميگردد.
تماس سديم با آب مثلاً در هنگام عرق کردن بدن باعث تشکيل بخار هيدروکسيد سديم ميشود. بخار هيدروکسيد سديم به پوست، چشمها، گوش و گلو آسيب ميرساند. بخار هيدروکسيد سديم باعث عطسه و سرفه شده و باعث سختي تنفس و در نهايت برونشيت شيميايي ميشود. بر اثر تماس با پوست در بدن انسان خارش، سوزش، يا سوختگي جزئي و گاهي اوقات آسيب دائمي ايجاد ميکند. اگر بخار سديم وارد چشم شود باعث آسيب دائمي در چشم شده و سبب کاهش ديد ميشود.

اثرات سديم بر محيط زيست
مقدار سديمي که انواع مختلف ماهي ميتوانند تحمل کنند برابر 125 ppm در 96 ساعت (در آب شيرين) و مقدار سديمي که آبشش ماهي ها ميتواند تحمل کند 88 ميلي گرم در 48 ساعت (آب شير) ميباشد.
در حالت جامد، سديم فاقد تحرک است، اگر چه در اين حالت به سرعت رطوبت را جذب ميکند. در حالت مايع هيدروکسيد سديم خاک شسته شده، وارد منابع آب شده و آنها را آلوده ميکند.



خصوصیات فیزیکی و شیمیایی عنصر سدیم :
عدد اتمی: 11
جرم اتمی: 22.98977
نقطه ذوب C° 98.7
نقطه جوشC° 883
شعاع اتمیÅ 2.23
ظرفیت: 1
رنگ: سفید نقره ای
حالت استاندارد: جامد در 298 k
نام گروه:1- قلیایی
انرژی یونیزاسیون Kj/mol 495.8
شکل الکترونی: 11s2 2s2p6 3s1
شعاع یونیÅ 1.02
الکترونگاتیوی: 0.93
حالت اکسیداسیون: 1
دانسیته: 0.971
گرمای فروپاشی Kj/mol 2.598
گرمای تبخیر Kj/mol 96.96kJ
مقاومت الکتریکی Ohm m 4.89
گرمای ویژه: J/g Ko 1.23
دوره تناوبی:3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 1
شماره ایزوتوپ : 1
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Na-22 2.6 سال
Na-23 پایدار
Na-24 14.96 ساعت
اشکال دیگر :
اکسید سدیم Na2O
هیدرید سدیم NaH
کلرید سدیم NaCl


منابع : نمک طعام ، سطوح نمکی و انواع غذاها
کاربرد: در پزشکی ، کشاورزی و عکاسی به کار می رود . سدیم مایع برخی مواقع برای خنک کردن راکتور هسته ای به کار می رود . در ساخت باطریها ، نمک طعام و شیشه به کار می رود .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=11#Nod1

 

[pedestrian]

منيزيم

منيزيم

منیزیم ( Magnesium ) :

نمايي از عنصر منيزيم
​

منیزیم عنصری فلزی به رنگ سفید نقره ای است که در گروه 2 جدول تناوبی قرار دارد . این عنصر در سال 1808توسط Humphrey Davy دانشمند انگلیسی کشف گردید . از الکترولیز نمک کلرید منیزیم و همچنین از آب دریا بدست می آید .
منیزیم و ترکیبات آن مدت زمان مدیدی است که شناخته شده هستند. منیزیم هشتمین عنصر از نظر فراوانی در پوسته زمین به حساب می آید. این عنصر در نهشته های عظیم در کانیهای مگنزیت ، دولومیت و دیگر کانیها یافت می شود.
این عنصر از الکترولیز کلرید منیزیم ناشی از آبهای نمک دار، چاهها و آب دریاها حاصل می شود.
منیزیم عنصری سبک به رنگ سفید نقره ای است این عنصر به راحتی در درجه حرارت بالا می سوزد و شعله سفید رنگ و تابناکی در موقع سوختن نمایان می کند.
موارد استفاده این عنصر شامل مواد محترقه و منفجره شامل بمبهای آتش زامی باشد. حدود یک سوم ترکیبات آلومینیومی و آلیاژهای ضروری برای هواپیماها و موشکها از این عنصر استفاده می شود. این عنصر دارای خاصیت جوش خوردگی بهتر از آلومینیوم می باشد که برای عناصر آلیاژی مورد استفاده قرارمی گیرد. همچنین برای تولید گرافیتها ی حلقه ای چدنی کاربرد دارد.
همچنین این عنصر یک عامل کاهنده در تولید اورانیوم خالص و نمکهای فلزی است. هیدروکسید، کلرید ، سولفات و سیترات منیزیم در دندانپزشکی استفاده می شود. به علت اشتعال پذیری بالای این عنصر برای سوخت کوره های کارخانه ها استفاده می شود.
ترکیبات آلی منیزیم نقش حیاتی در زندگی گیاهی و جانوری دارند. کلرفیل گیاهان دارای منیزیم است.
به علت اشتعال پذیری بالای منیزیم موقع استفاده از این عنصر باید دقت لازم را به عمل بیاوریم. در موقع سوختن منیزیم نباید از آب استفاده کرد.


اثرات منيزيم بر سلامتي انسان
پودر منيزيم براي انسان خطرناک نميباشد و خواص سمي آن پايين ميباشد. با تنفس منيزيم ممکن است ذرات حاصل از منيزيم باعث آسيب به مخاط دهان و قسمتهاي فوقاني دستگاه تنفس ميشود. منيزيم باعث آسيبهاي شديد در چشم ميشود. شعله حاصل از منيزيم تحت نام Welder's flash ناميده ميشود شعله سفيد رنگ شديدي است که مشاهده آن بدون استفاده از عينک باعث آسيب شديد چشها ميشود. دستگاه گوارش: بلع مقدار قابل توجهي از پودر منيزيم باعث مسموميت شديد ميگردد.
تاکنون طعم منيزيم امتحان نشده است، اما به نظر ميرسد که سرطانزا نباشد و به جنين آسيب نرساند. پرتودهي بخار اکسيد منيزيم باعث سوختگي ميشود. جوشکاري و فلزات مذاب سبب بروز تب بخار فلز شده و علائمي مانند، تب و لرز، استفراغ، تهوع و دردهاي عضلاني را به همراه دارد. اين علائم بعد از 4 تا 12 ساعت پس از پرتودهي منيزيم بروز ميکند و تا 48 ساعت طول ميکشد. بخار اکسيد منيزيم از سوختن منيزيم بدست مي آيد.
خطرات فيزيکي: اگر منيزيم به شکل پودر يا ذره در محيط وجود داشته باشد ممکن است با هوا وارد واکنش شود و انفجار اتفاق افتد. اين انفجار تحت نام انفجار غبار يا Dust explosion شناخته شده است. در شرايط خشک ، جابجايي ها، جريان هوا و ريختن منيزيم ميتواند خطرناک باشد.
خطر شيميايي: منيزيم در تماس با هوا يا محيط مرطوب خودبخود آتش ميگيرد و بخارهاي سمي و آزاردهنده توليد ميکند. در اين حالت منيزيم با اکسيدکننده هاي قوي به شدت واکنش ميدهد. همچنين منيزيم با بسياري مواد به شدت وارد واکنش ميشود و خطر انفجار و آتش سوزي را به همراه دارد. منيزيم با انواع اسيدها و آب واکنش داده و گاز قابل اشتعال هيدروژن را تشکيل ميدهد و سبب خطر آتش سوزي و انفجار ميشود.
کمکهاي اوليه: در صورت تنفس منيزيم، هواي محيط را بايد تغيير داده و امکان ورود هوا تازه را بايد فراهم کرد. در صورتي که منيزيم وارد چشم شود، چشمها را بايد با آب شستشو داده و سپس به پزشک مراجعه کرد. در صورتيکه پوست با منيزيم تماس پيدا کند محل برخورد با منيزيم را بايد با آب و صابون شستشو داد و ذرات منيزيم را از آن خارج کرد. در صورتي که مقدار قابل توجهي از منيزيم بلع شود، استفراغ نموده و سپس به پزشک مراجعه کنيد.
پزشکان بايد توجه کنند که براي منيزيم هيچگونه روش درماني يا پادزهري وجود ندارد. درمان بايد از روي علائمي که بيمار از خود نشان ميدهد، صورت گيرد.

اثرات منيزيم بر محيط زيست
از تاثير بخار اکسيد منيزيم بر محيط زيست اطلاعات اندکي در دست است. اگر ساير پستانداران بخار اکسيد منيزيم را تنفس کنند، علائم مشابه علائم انسان، از خود نشان ميدهند.
از لحاظ زيست محيطي، طيف بخار اکسيد منيزيم بين 0 تا 3 ميباشد اما مقدار پذيرفته شده آن 0.8 است. عدد 3 بيانگر خطرات بسيار بالا براي محيط زيست است و عدد 0 نماينده مقدار ناچيز منيزيم و پايين بودن ميزان خطر است. عواملي که براي اين تقسيم بندي در نظر گرفته شده است شامل سمي بودن ماده و يا نبود مسموميت، اندازه گيري توانايي ميزان فعاليت ماده در محيط زيست و تجمع منيزيم در ارگانيسمهاي موجود زنده است.
به نظر ميرسد که پودر منيزيم براي محيط زيست خطرناک نميباشد. مقدار منيزيمي که محيطهاي آبي ميتوانند تحمل کنند، 1000 ppm ميباشد.



خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر منیزیم :
عدد اتمی: 12
جرم اتمی: 24.3050
نقطه ذوب C°650
نقطه جوشC°1090
شعاع اتمیÅ 1.72
رنگ: سفید نقره ای
حالت استاندارد: جامد دیامغناطیس
نام گروه: 2-قلیایی خاکی
انرژی یونیزاسیون Kj/mol 737.7
شکل الکترونی: 11s2 2s2p6 3s2
شعاع یونیÅ: 0.72
الکترونگاتیوی:1.31
حالت اکسیداسیون:2
دانسیته:
گرمای فروپاشی Kj/mol 8.954
گرمای تبخیر Kj/mol:127.4 l
مقاومت الکتریکی Ohm m 4.48
گرمای ویژه: J/g Ko 1.02
دوره تناوبی: 3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 2
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Mg-24 پایدار
Mg-25 پایدار
Mg-26 پایدار
Mg-27 9.45 دقیقه
Mg-28 21.0 ساعت

اشکال دیگر :
اکسید منیزیم MgO
هیدرید منیزیم MgH2
کلرید منیزیم MgCl2


منابع : آب دریا و کانی مگنزیت
کاربرد : در ساخت آلیاژهای مورد نیاز هواپیما ، موشک ، دوچرخه های مسابقه و لوازمی که نیاز به فلز سبک دارند به کار می رود همچنین در کوره های آجر پزی ، لامپ فلاش دوربین و ***** به کار می رود .

روش شناسایی :

AA:Flame Atomic Absorption Spectrometry
ICP:Inductively Coupled Plasma Spectrography
XRF:X-Ray Fluorescence Spectrometry
ES :Emission Spectrography
GR :Gravimetry
VOL:Volumetry
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=12#Nod1

 

[pedestrian]

آلومينيوم

آلومينيوم

آلومینیم ( Aluminum ) :

نمايي از عنصر آلومينيم
​

آلومینیم فلزی چکش خوار و نرم به رنگ سفید-نقره ای است و ساختار بلورین مکعبی دارد . این عنصر در سال 1825 توسط Hans Christian Oersted دانشمند دانمارکی کشف گردید . اگر چه فراوان ترین فلز در پوسته زمین است( حدود 8% وزنی) اما به صورت غیر ترکیبی وجود ندارد و از اجزاء سنگهای معدنی از جمله خاک رس، بوکسیت، میکا، فلدسپار، کریولیت و همچنین الکترولیز بوکسیت بدست می آید . آلومینیم به صورت تجاری از طریق پروسه Hall-Heroult تهیه می شود.

روش بدست آوردن این فلز الکترولیز اکسید آلومینیم محلول در فلورید سدیم و آلومینیم است که این روش در سال 1886 توسط Hall در آمریکا کشف شد. سنگ کریولیت یا فلورید سدیم و آلومینیم طبیعی در گرینلند یافت می شود که کاربرد زیادی ندارد اما در عوض به جای کریولیت مخلوط مصنوعی را از سدیم و آلومینیم و فلورید کلسیم درست می کنند که در تجارت کاربرد دارد.
آلومینیم از خاک رس وجود دارد اما از نظراقتصادی استحصال آلومینیم از خاک رس مقرون به صرفه نمی باشد. آلومینیم فراوانترین فلز در پوسته زمین است و حدود 8.1 % میزان آن است اما به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی شود. آلومینیم همچنین در گرانیت و خیلی از کانی های دیگر پیدا می شود.
آلومینیم خالص دارای رنگ نقره ای سفید است و محصول فراوری شده آن دارای خصوصیات آلی است. این فلز سبک و خصوصیات مغناطیسی ندارد و غیر رسانای جریان برق است و دومین فلز از نظر چکش خواری است و ششمین فلز از نظر مفتول پذیری است.
کاربرد این فلز برای ظروف آشپزخانه کاربرد زیادی دارد برای تزئین خارجی بناهای ساختمانی نیز به کار می رود و کاربرد زیادی در صنایع به علت خصوصیات سبکی و مقاوت بالا دارد.
اگرچه رسانایی الکتریکی این عنصر 60 درصد مس است اما در صنایع انتقال خطوط الکتریکی به علت سبکی وزن کاربرد دارد. آلومینیوم خالص فاقد استحکام و بسیار انعطاف پذیر است. اما آلیاژ این عنصر با عناصر مس و منیزیم و سیلیسیم و منگنز و دیگر عناصر کاربرد زیادی در صنایع مختلف دارد.
این آلیاژها نقش بسیار اساسی در ساخت هواپیماها و راکتورها دارند. آلومینیم در خلا تبخیر می شود و فرمهای مختلف این عنصر کاربردهای مختلفی داردند مثلاٌ به عنوان پوشش صیقلی برای نور مرئی و اشعه گرمایی دارد. این پوشش ها به صورت یک لایه نازک جسم را از اکسید شدن جلوگیری می کند . از پوشش آلومینیمی برای آیینه تلسکوپها و ساخت کاغذهای تزئینی و اسباب بازی ها و قوطی ها استفاده می شود.
ترکیبات مهم آلومینیم عبارتند از اکسید و سولفات آلومینیم و سولفات آلومینیم محلول در پتاسیم . اکسید آلومینیم در یاقوت سرخ و یاقوت کبود و کرندوم و سنگ سمباده یافت می شود که این اکسید برای ساخت شیشه و کارخانه ها استفاده می شود . یاقوت سرخ و کبود مصنوعی برای اشعه لیزر نور همدوس کاربرد دارد.


اثرات آلومينيم بر سلامتي انسان
آلومينيم فلزي است که بسيار مورد استفاده قرار ميگيرد و همچنين يکي از فراوانترين ترکيباتي است که در پوسته زمين وجود دارد. با توجه به اين موارد، آلومينيم عنصر مظلومي است. اما زمانيکه غلظت آلومينيم در محيط افزايش مي يابد، اثرات شديدي بر سلامت انسان ميگذارند. شکل محلول در آب آلومينيم اثرات خطرناکي را سبب ميشود، به ذراتي از آلومينيم که در آب حل شده اند، ذرات يوني گفته ميشود. اين گونه يونها در محلول آلومينيم يافت ميشوند و همراه با ساير يونها وجود دارند به عنوان مثال، کلريد آلومينيم.
در بيشتر اوقات مقدار آلومينيم غذا افزايش پيدا ميکند. راههاي ديگري که سبب افزايش مقدار آلومينيم ميشود تنفس کردن و تماس پوستي آلومينيم است. اگر فردي براي مدت زمان طولاني در تماس با غلظت زيادي از آلومينيم باشد علايم زير در وي بروز پيدا ميکند:
سيستم عصبي مرکزي آسيب ميبيند.
سبب جنون ميشود.
فرد حافظه خود را از دست ميدهد.
باعث سستي و بيحالي ميشود.
باعث لرز شديد و تشنج ميگردد.
آلومينيم در محيطهاي کاري به خصوص معادن در صورت حضور آب و مخلوط شدن با آن خطرناک است. افرادي که در کارخانه هاي فرآوري آلومينيم کار ميکنند، دچار مشکلات تنفسي ميشوند زيرا اين گونه افراد غبار آلومينيم تنفس ميکنند. همچنين آلومينيم براي بيماران کليوي در هنگامي که عمل دياليز را انجام ميدهند و ممکن است آلومينيم وارد بدن آنها شود، خطراتي را به دنبال دارد.
تنفس آلومينيم يا پودر اکسيد آلومينيم باعث تصلب ريه ها و آسيب به ششها ميشود. اين بيماري تحت نام Shaver’s Disease خوانده ميشود. در اين حالت ممکن است آلومينيم با سيليسيم و اکسيد آهن موجود در هوا نيز واکنش داده و باعث بيماري آلزايمر شود.

اثرات آلومينيم بر محيط زيست
اثرات آلومينيم توجه دانشمندان را به خود جلب کرده است، زيرا باعث اسيدي شدن ميشود. آلومينيم ممکن است در گياهان انباشته شود و در جانوراني که از گياهان تغذيه ميکنند سبب بروز بيماري شود.
مقدار آلومينيم در درياچه هاي اسيدي بسيار بالا است. در اين درياچه ها تعداد ماهي ها و دوزيستان کاهش مي يابد زيرا يونهاي آلومينيم با پروتئينهاي موجود در آبشش ماهي ها و جنين قورباغه ها واکنش ميدهد.
غلظت بالاي آلومينيم نه تنها بر ماهي ها اثر ميگذارد، بلکه بر پرندگان و ساير جانوران که از ماهي وحشرات آلوده تغذيه ميکنند و جانوراني که در هواي حاوي آلومينيم تنفس ميکنند، اثر ميگذارد. اثر مصرف ماهي هاي آلوده بر پرندگان به گونه اي است که پوست تخم آنها نازک ميشود و جوجه هاي با وزن کم متولد ميشوند. اثر تنفس آلومينيم بر جانوران مشکلات تنفسي، کمبود وزن و کاهش فعاليت ميباشد.
اثر منفي ديگري که آلومينيم بر محيط زيست دارد، اين است که يونها با فسفات واکنش ميدهد. واکنش يونها با فسفات باعث کمبود فسفات در ارگانيسمهاي آبي ميشود.
درياچه هاي اسيدي و هوا فقط آلومينيم زياد ندارند، بلکه آبهاي زيرزميني که از خاکهاي اسيدي عبور ميکنند هم داراي مقدار زيادي آلومينيم هستند. علائم بسيار زيادي وجود دارد که آلومينيم ميتواند به ريشه درختاني که در آبهاي زيرزميني قرار دارند، آسيب ميرساند.


تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری



خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر آلومینیم :
عدد اتمی: 13
جرم اتمی: 26.98154
نقطه ذوب : C°660/32
نقطه جوش : C°2467
شعاع اتمی : Å 143/1pm
ظرفیت: 3+
رنگ: نقره ای
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 3
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 577.5
شکل الکترونی: 11s2 2s2p6 3s2p1
شعاع یونی : Å: 0.535
الکترونگاتیوی: 1.61
حالت اکسیداسیون: 3
دانسیته : 2.7 g/cm3
گرمای فروپاشی : Kj/mol 10.79
گرمای تبخیر : Kj/mol 293.4
مقاومت الکتریکی : Ohm m 0.0000000265
گرمای ویژه: J/g Ko 0.9
دوره تناوبی: 3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Al-26 730000.0 سال
Al-27 پایدار
Al-28 2.3 دقیقه

اشکال دیگر :
اکسید آلومینیم Al2O3
هیدرید آلومینیم AlH3
کلرید آلومینیم AlCl3 و هگزا کلرید آلومینیم Al2Cl6


منابع : کانی بوکسیت
کاربرد : لوازم آشپزخانه ، ساخت دکوراسیون ، رسانای الکتریسیته ( به میزان کمتر ازمس ) .آلیاژآلومینیم با فلزات بادوام نظیر منیزیم ، مس ، منگنز ، آن رادر ساخت هواپیما و موشک قابل استفاده می کند .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=13#Nod1

 

[pedestrian]

سيليس

سيليس

سیلیسیم ( Silicon ) :

نمايي از عنصر سيليسيوم
​

سیلیس عنصری است غیر فلزی اما در خواصش فلزی تر از کربن است. سیلیس دو شکل آلو تروپی دارد یکی ساختار بیشکل پودری و دیگری ساختار بلورین تیره.ساختار بلورین آن شبیه الماس است.این عنصر در سال 1823 توسط Jöns Berzelius دانشمند سوئدی کشف گردید سیلیس دومین عنصر ار لحاظ فراوانی در پوسته زمین است (28% وزنی پوسته را تشکیل می دهد).سیلیس به صورت غیر ترکیبی یافت نمی شود وعموما" به صورت سیلیکات یا سیلیکا ( اکسید سیلیس) موجود است. ترکیب اصلی رسها ، گرانیتها ، کوارتز و ماسه می باشد .

منابع سیلیسیم در خورشید و ستاره ها است. و ترکیب اصلی شهاب سنگها شناخته شده است. همچنین این عنصر یکی از اجزای تشکیل دهنده تکتیتها است که تکتیت شیشه طبیعی با منشا نامشخص است.
25.7 درصد وزنی پوسته زمین از سیلیسیم تشکیل شده و دومین عنصر از نظر فراوانی پس از اکسیژن است. سیلیسیم به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی شود و بیشتر به صورت اکسید و سیلیکات یافت میشود. در ماسه، کوارتز، کریستالهای سنگی، آمتیست، آگات، سنگ چخماق، ژاسپر و اوپال ،اکسید سیلیسیم وجود دارد. گرانیت و هورنبلند و آزبست و فلدسپار و رس و میکا نیز حاوی مقادیر کمی کانیهای سیلیکاته هستند.
سیلیسیم در اثر گرما دادن سیلیس و کربن در کوره های الکتریکی برای الکترودهای کربنی تولید می شود. هفت روش برای تولید این عنصر وجود دارد. سیلیسیم بی شکل به صورت پودر قهواه ای رنگ با استفاده از روش ذوب کردن یا تبخیر تولید می شود.
سیلیسیم یکی از عناصر سودمند می باشد. این عنصر به شکل ماسه و رس در ساخت بتن و آجر کاربرد دارد. این عنصر در صنعت دیرگدازها با درجه حرارت بالا کاربرد دارد. همچنین برای ساخت مینای دندان، کوزه گری و غیره کاربرد دارد. همچنین اکسید سیلیسیم ترکیب اصلی شیشه است. و یکی از ارزانترین ماده اولیه برای صنایع مکانیکی ، نوری، گرمایی، و الکتریکی است.
سیلیسیم خالص می تواند با بور و گالیم و فسفر یا ارسنیک ترکیب شود و سیلیسیمی جهت استفاده ترانزیستورها و پیلهای خورشیدی و یکسوسازها و دیگر تجهیزات که در صنایع الکترونیک و سن سنجی بسازد. هیدروژن دارکردن سیلیسیم بی شکل برای اقتصادی کردن پیلها جهت تبدیل انرژی خورشیدی به انرژی الکتریکی استفاده می شود.
سیلیسیم عنصری حیاتی برای زندگی گیاهان و جانوران می باشد. سیلیسیم در خاکستر های گیاهان و اسکلت انسانها نیز وجود دارد. سیلیسیم عنصر سازنده فولاد نیز می باشد . کربید سیلیسیم یکی از مهمترین ساینده ها و و مورد استفاده در اشعه تولید شده از نور همدوس می باشد. سیلیکون ها یک از ترکیبات مهم سیلیسیم است. سیلیکونها از هیدرولیز کلرید سیلیسیم آلی به دست می آید.
سیلیسیمهای کریستالینه دارای جلای فلزی و به رنگ خاکستری هست. بیشتر اسیدها به استثنای هیدروفلوریک با سیلیسیم واکنش می دهد. عنصر سیلیسیم یبش از 95 درصد امواج مادون قرمز را با طول موجهای 1.3 تا 6 میکرومتر از خود عبور می دهد.
سیلیسیم با خلوص 99 درصد قیمت آن 0.5 دلار در گرم است . سیلیسیم با خلوص خیلی بالاقیمت آن 100 دلار در اونس است.


اثرات سيليسيم در سلامتي انسان
عنصر سيليسيم ماده اي خنثي است که به نظر ميرسد که باعث صدمه به بافتهاي ريوي ميشود. همچنين در جانوراني که در آزمايشگاه نگهداري ميشوند، به دليل واکنش غبار سيليسيم دچار ضايعه ريوي ميشود. اگر مقدار غبار سيليسيم کمتر از حد تعيين شده باشد، اثر معکوس بر ششها دارد و به نظر نميرسد که بيماري مهمي در ششها ايجاد کند يا اثر سمي داشته باشد. سيليسيم ممکن است باعث بيماريهاي تنفسي مزمن شود. سيسليسيم بلوري (دي اکسيد سيليسيم) خطر تنفسي زيادي دارد. اما، احتمال توليد سيليسيم بلوري در يک فرآيند معمولي خيلي بعيد به نظر ميرسد. مقدار 3160 ميلي گرم بر کيلوگرم LD50 اگر خورده شود، در مقايسه با زماني که از طريق تنفس وارد بدن انسان ميشود باعث مرگ 50 درصد جمعيت جانوري ميشود. معمولاً ميزان سيليسيم در حدود ميلي گرم يا گرم ماده در هر کيلوگرم از وزن جانور ميباشد.
بلورهاي سيليسيم باعث تحريک پوست و مشکلات چشمي مي شود. تنفس سيليسيم باعث آسيب به ششها و مخاط دهان ميشود. اگر سيليسيم وارد چشم شود، سبب سرخي و ترشحات اضافي چشم ميگردد. سرخي، سوزش و خارش نيز جز التهابهاي پوستي است که بر اثرعملکرد سيليسيم اتفاق مي افتد.
سرطان ريه معمولاً در شغلهايي که با ساختاربلوري کوارتز و کريستوباليت سروکار دارند، اتفاق مي افتد. سرطان ريه در شغلهايي مانند مطالعات معدني، کارگراني که در زمينهاي سيليسي کار ميکنند، يا با گرانيت، سفال و آجر سرو کار دارند، مشاهده ميشود.
مطالعات اپيدمي در کارگراني که با سيليسيم کار ميکنند، انجام شده و از نظر آماري اين مطالعات آمار بالايي مرگ و ناهنجاريهاي ايمني بدن را در کارگران نشان ميدهد. اين بيماريها عبارت هستند از بيماريهاي پوستي مانند زگيل، رماتيسم و التهاب سيستم لنف بدن.
مطالعات اپيدمي اخير نشان ميدهد که در شغلهايي که با سيليسيم بلوري کار ميکنند، بيماريهاي کليوي بروز ميکند و بر اثر بيماري کليوي، سيستم ايمني بدن دچار مشکل ميشود. با به خطر افتادن سيستم ايمني بدن، احتمال دچار شدن فرد به عفونتهاي ميکروبي (بيماري مانند سل) و قارچي افزايش مي يابد .
در صورتيکه سيليسيم تنفس شود، بيماريهاي تنفسي مانند برونشيت، بيماري انسداد تنفسي مزمن (COPD) و آمفيزم در فرد بروز ميکند. مطالعات اپيدمي مشخص ميکند که اکثر بيماريهاي ذکر شده در افراد غير سيگاري مشاهده نميشود.


اثرات سيليسيم بر محيط زيست
سيليسيم اثر منفي بر محيط زيست ندارد.


تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر سیلیسیم :
عدد اتمی: 14
جرم اتمی: 28.086
نقطه ذوب : C°1414
نقطه جوش : C°3265
شعاع اتمی : Å 1.46
ظرفیت: 4+
رنگ: خاکستری تیره
حالت استاندارد: جامد در 298 k
نام گروه: 14
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 786.5
شکل الکترونی: 1s2 2s2p6 3s2p2 1
شعاع یونی : Å 0.4
الکترونگاتیوی: 1.90
حالت اکسیداسیون: 2, 4, -4
دانسیته: 2.33
گرمای فروپاشی : Kj/mol 50.55
گرمای تبخیر : Kj/mol 384.22
گرمای ویژه: J/g Ko 0.71
دوره تناوبی: 3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 4
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Si-28 پایدار
Si-29 پایدار
Si-30 پایدار
Si-31 2.62 ساعت
Si-32 100.0 سال

اشکال دیگر :
اکسید سیلیسیم SiO2
هگزا هیدرید سیلیسیم Si2H6 و تترا هیدرید سیلیسیم SiH4
هگزا کلرید سیلیسیم Si2Cl6 و تترا کلرید سیلیسیم SiCl4

منابع : ماسه ، گرانیت ، کوارتزو رس
کاربرد : در شیشه به صورت sio2 به کار می رود . به عنوان نیمه رسانا در قطعات الکترونیکی و همچنین درپیلهای خورشیدی ، سیمان، گریس و رنگهای روغنی به کار می رود .
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=14#Nod1

 

[pedestrian]

فسفر

فسفر

فسفر ( Phosphorus ) :

نمايي از عنصر فسفر
​

فسفر یک عنصر جامد به رنگ سفید واکسی می باشد که در سال 1669توسط Hennig Brand از کشور آلمان کشف شد . این عنصر از سنگهای فسفاته بدست می آید .
فسفر دارای 4 آلوتروپی می باشد. این آلوتروپی ها به فرمهای سفید یا زرد، قرمز، سیاه یا بنفش می باشد. فسفر معمولی مومی شکل سفید رنگ و جامد است. فسفر زمانی که خالص باشد بیرنگ و شفاف است . فسفر سفید دو حالت دارد آلفا و بتا با دمای تبدیل -3.8oC .
این عنصر در آب حل نمی شود اما در دی سولفید کربن حل می شود. این عنصر به خودی خود در هوا آتش می گیرد و بعد از ترکیب با اکسیژن هوا در زمان سوختن تبدیل به پنتا اکسید فسفرمی شود .
این عنصر به حالت آزاد در طبیعت یافت نمی شود ترکیبات این عنصر به صورت گسترده ای در طبیعت پراکنده شده اند. سنگ فسفات حاوی کانی آپاتیت دارای ناخالصی تری فسفات کلسیم است که این سنگ مهمترین منبع تولید فسفر است. معادن بزرگ این عنصر در روسیه، مراکش و فلوریدا و بعضی ازایالتهای دیگر آمریکا یافت می شود .
فسفر عنصری بسیار سمی است 50 میلی گرم آن برای مرگ کافی است. پرتودهی این عنصر از 0.1 میلیگرم بر متر مکعب تجاوز نمی کند. فسفر سفید در زیر آب نگهداشته می شود باید آن را با انبر جابجا کرد تماس آن با پوست دست باعث سوختگی شدید می شود.
وقتی در معرض نور خورشید قرار بگیرد یا وقتی داغ شده باشد حرارت آن به 250 درجه می رسد که می تواند در این حالت تبدیل به فسفات نوع قرمز شود. این فرم از فسفر به راحتی و به خودی خود آتش نمی گیرد و به اندازه فسفر سفید خطرناک نیست. در موقع کار با فسفر سفید باید بسیار دقت کرد چون هم بسیار سمی است و هم به راحتی درجه حرارت آن بالا می رود و آتش می گیرد. فسفر قرمز نسبت به سفید دارای پایداری بیشتری می باشد و برای ساخت کبریتهای بی خطر، مواد آتش بازی ، آفت کشها ، آتش افروزها ، بمبهای دودزا و گلوله ها کاربرد دارد.
فسفر سفید به روشهای مختلفی ساخته می شود. تری فسفات کلسیم یکی از اجزای اصلی سنگ فسفر است که در کوره های برقی یا سوخت کوره کاربرد دارد.
اسید فسفریک غلیظ که حاوی 70 تا 75 درصد P2O5 است عامل مهمی در تولیدات کشاورزی و مزرعه می باشد. از این عنصر برای تهیه کودهای شیمیایی کاربرد دارد. فسفاتها در تولید شیشه های مخصوص مثل لامپهای سدیم کاربرد دارد. فسفات کلسیم در ساخت ظروف چینی و پودر خمیرمایه استفاده می شود.
فسفرها یکی از مهمترین عامل تولید فولاد و فسفر برنز و تولیدات مهم دیگر می باشد. تری سدیم فسفات عامل پاک کننده در تصفیه آب و دیگ بخارمی باشد. فسفر ها عامل حیاتی در پروتوپلاسم همه سلولها، بافت های عصبی و استخوانها هستند.

ساختار بلوري عنصر فسفر
​

اثرات فسفر بر سلامتي انسان
فسفر در مقايسه با فسفات در محيط زيست از فراواني بيشتري برخوردار است. فسفات ها يکي از مهمترين مواد تشکيل دهنده بدن انسان به شمار ميروند. زيرا فسفاتها قسمتي از ماده DNA را تشکيل ميدهند و در توزيع انرژي بدن شرکت ميکنند. همچنين فسفاتها از اجزاي تشکيل دهنده گياهان هستند.
انسان با افزودن کودهاي غني از فسفات به خاک و با استفاده از شوينده هاي حاوي فسفات باعث افزايش مقدار فسفات در طبيعت ميشود. همچنين، فسفات يکي از مواد افزودني به مواد غذايي به شمار ميرود. مواد غذايي مانند پنير، سوسيس و همبرگرها داراي مقدار قابل توجهي فسفات هستند.
مقدار زياد فسفات باعث بيماريهايي از قبيل آسيب به کليه ها و پوکي استخوان ميشود. از طرفي ممکن است در بدن فردي کمبود فسفات رخ دهد. کمبود فسفات بر اثر استفاده بيش از اندازه دارو اتفاق مي افتد. مقدار بسيار اندک فسفات نيز آسيبهايي را به سلامت انسان وارد ميکند.
فسفرخالص به رنگ سفيد است. فسفر سفيد خطرناکترين شکل فسفري است که تاکنون شناخته شده است. اگر فسفر سفيد در محيط وجود داشته باشد احتمال خطر و تاثير آن بر سلامت انسان افزايش مي يابد. فسفر سفيد بسيارسمي است و در بسياري موارد پرتودهي آن کشنده ميباشد.
بيشتر موارد مرگ گزارش شده بر اثر فسفر سفيد به دليل بلع مرگ موش ميباشد. علائمي مانند استفراغ، گرفتگي معده و خواب آلودگي قبل از مرگ در فرد مشاهده ميشود.
فسفر سفيد باعث سوختگي پوست ميشود. در حين سوختگي پوست قسمتهايي از بدن مانند کبد، قلب و کليه ها آسيب ميبينند.

اثرات فسفر بر محيط زيست
فسفر سفيد
با توليد مواد شيميايي در صنايع مختلف و توليد مهمات در ارتش مقداري فسفر سفيد وارد محيط ميشود. با تخليه فضلاب کارخانه ها مقداري فسفر سفيد وارد آبهاي سطحي نزديک کارخانه ميشود.
به نظر ميرسد که فسفر سفيد در محيط منتشر نميشود زيرا به سرعت با اکسيژن هوا واکنش ميدهد. با ورود فسفر سفيد به هوا و ترکيبش با اکسيژن، فسفر سفيد به ذراتي تبديل ميشود که اثر مخرب کمتري دارد. زيرا زمانيکه ذرات فسفر در هوا قرار دارند، پوشش محافظي آنها را دربرگرفته و از واکنش دادن با ساير مواد جلوگيري ميکند.
فسفر سفيد در آب با ساير مواد وارد واکنش نميشود و در نتيجه داخل بدن موجودات آبي تجمع پيدا ميکند. در خاک فسفر طي چند روز باقي مي ماند و سپس به مواد با خطر کمتر تبديل ميشود. اما در خاکهاي عميق و در اعماق رودخانه ها و درياچه ها ممکن است فسفر حدود چند هزار سال باقي بماند.

فسفاتها
فسفات اثرات زيادي بر موجودات زنده دارد. اثر فسفات نتيجه انتشار وسيع آن در محيط زيست به دليل معدنکاري و کشت و زرع ميباشد. در هنگام تصفيه آب معمولاً فسفات از بين نميرود، بنابراين فسفات ميتواند در مسافت زيادي از طريق آبهاي سطحي انتشار پيدا کند.
با توجه به مقدار اضافه فسفر در طبيعت که به دليل فعاليتهاي انساني اتفاق افتاده است و به دليل افزايش غلظت فسفر، در چرخه فسفر اختلالاتي پديد آمده است.
با افزايش غلظت فسفر در آبهاي سطحي، تعداد ارگانيسمهاي وابسته به فسفات افزايش مي يابد. اين ارگانيسمها عبارت هستند از جلب و خزه. اين ارگانيسمها مقدار زيادي از اکسيژن محيط را مصرف ميکنند و از وارد شدن نور خورشيد به آب جلوگيري ميکنند. اين مسئله باعث ميشود که ساير موجودات زنده نتوانند در آب زندگي کنند. به اين پديده eutrophication گفته ميشود.

عنصر فسفر در طبيعت
​

تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری

خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر فسفر :
عدد اتمی: 15
جرم اتمی: 30.973
نقطه ذوب: C°44.15
نقطه جوش: C°280.5
شعاع اتمی: Å 1.23
ظرفیت: 1.23
رنگ: سفید نرم
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 15
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 10.486
شکل الکترونی: 11s2 2s2p6 3s2p3
شعاع یونی : Å 0.38
الکترونگاتیوی: 2.19
حالت اکسیداسیون: 5, 3, -3
دانسیته: 1.82
گرمای فروپاشی : Kj/mol 0.63
گرمای تبخیر : Kj/mol 12.43
مقاومت الکتریکی : Ohm m 0.0000001
گرمای ویژه: J/g Ko 0.77
دوره تناوبی:3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 5
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
P-31 پایدار
P-32 14.28 روز
P-33 24.3 روز

اشکال دیگر :
هگزا اکسید تترا فسفر P4O6 و دکا اکسید تترا فسفر P4O10
تترا هیدرید فسفر P2H4 و فسفین PH3
تترا کلرید فسفر P2Cl4 و پنتا کلرید فسفر PCl5 و تری کلرید فسفر PCl3


منابع : کانی آپاتیت
کاربرد : از این عنصر در ساخت انواع کودهای شیمیائی ،اسباب آتشبازی ، آفت کشها ، خمیر دندان ، کبریت و شوینده ها استفاده می شود
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=15#Nod1

 

[pedestrian]

گوگرد

گوگرد

گوگرد ( Sulfur ) :

نمايي از عنص گوگرد
​

سولفور ( گوگرد ) در سنگهای آسمانی ، آتشفشانها ، چشمه های آب داغ و به عنوان گالن یا سرب معمولی ، ژیپس ، نمک های اپسون و باریت یافت شود . برای کارهای بازرگانی از پشته های نمکی سواحل خمیجی در آمریکا بدست می آید . ماه های مشتری رنگ های خود را به دلیل رنگ های متنوع گوگرد دار می باشند . رنگ های تیره در اطراف ماه شاید نشانه تجمع گوگرد باشد .
این عنصر در شهابسنگها پیدا می شود . دانشمندان اولین با سولفور را در دهانه آتشفشانها پیدار کردند. گوگرد در مجاورت دهانه آتشفشانهای فعال تولید می شود. این عنصر به طور گسترده ای در طبیعت در سنگهای پیریت آهن دار، گالن، اسفالریت، سینابر، استیبنیت، ژیپس، نمکهای دی سولفات منیزیوم، سلستین و باریت یافت می شود.
گوگرد از چاههای عمیق و گنبدهای نمکی به دست می آید . در اثر فرایند گرم شدن آب در اعماق گوگرد ذوب شده به سطح زمین می اید. گوگرد در گازهای طبیعی و نفت خام نیز وجود دارد.
سولفور به رنگهای زرد کمرنگ، بی رنگ است جامدی شکننده می باشد که در آب نامحلول است اما در دی سولفید کربن حل می شود. به هر سه حالت جامد و مایع و گاز یافت می شود. این عنصر دارای خصوصیات غیر عادی نوری و الکتریکی است.
سولفور با خلوص بالا به صورت بی شکل با خنک کردن سریع بلورهای آن تولید می شود. مطالعات اشعه ایکس در مورد این عنصر نشان می دهد که دارای ساختار مارپیچی و 8 اتم در هر مارپیچ می باشد. در طرح اشعه ایکس نرمال گوگرد بلوری به صورت حلقه ای به نظر می رسد و شامل 8 اتم گوگرد است که به یکدیگر متصل شده اند.
عنصر گوگرد دارای 11 ایزوتوپ است. 4 تا از این ایزوتوپها به صورت رادیواکتیو نیستند.
ترکیبات آلی گوگرد شامل سولفور کلسیم و سولفات آمونیوم و دی سولفید کربن و دی اکسید گوگرد و سولفید هیدروژن که ترکیبات مهمی هستند.
گوگرد یکی از اجزا سازنده باروت سیاه می باشد و برای حرارت دادن لاستیک طبیعی و قارچ کشها کاربرد دارد. این عنصر همچنین برای ساخت کودهای شیمیایی فسفاته نیز به کار می رود. این عنصر در مقدار زیاد می تواند تولید اسیدسولفوریک کند که در ساخت مواد شیمایی مهم کاربرد اساسی دارد. همچنین برای ساخت کاغذهای سولفیده ، ضد عفونی کردن مواد و رنگبری و خشک کردن میوه کاربرد دارد. این عنصر نارسانای خوبی است و نقش مهمی در حیات دارد.
در موقع کار با ترکیبات سولفور و سولفور در آزمایشگاه باید دقت لازم را به عمل آورد. سولفید هیدروژن رقیق می تواند متابولیزه شود اما موقع کار با غلیظ آن باید دقت کرد تا به دستگاه تنفسی آسیب نرسد. این ترکیب حس بویایی را بی حس می کند و به آن آسیب می رساند. اکسید گوگرد ترکیب خطرناکی است که باعث آلودگی هوا می شود.

ساختار بلوري عنصر گوگرد
​

اثرات گوگرد بر سلامتي انسان
معمولاً گوگرد در طبيعت به صورت سلفيد ديده ميشود. طي برخي از فرآيندها پيوندهاي مختلفي از گوگرد تشکيل و وارد محيط زيست ميشود و به جانوران و انسان آسيب ميرساند. پيوندهاي گوگردي طي واکنشهاي متنوعي شکل ميگيرند. شکل گيري اين پيوندها زماني اتفاق مي افتد که در محيط به غير از مواد طبيعي، مواد مصنوعي هم وجود داشته باشد. اين ترکيبات طرفدار چنداني ندارند زيرا داراي بوي زننده اي هستند و اغلب سمهاي قوي تشکيل ميدهند.
مواد گوگردي اثرات زير را بر سلامت انسان ميگذارند:
تاثير برسيستم عصبي و تغيير رفتار
ايجاد مشکلاتي در گردش خون
مشکلات قلبي
تاثير برچشمها و بينايي
مشکلات توليد مثلي
ناهنجاري در معده و روده
ايجاد مشکلات در کبد و کليه ها
تاثير بر ميزان شنوايي فرد
ايجاد مشکل در سيستم متابوليسم هورموني
تاثير بر پوست
خفگي و انسداد ريه ها

اثرات گوگرد بر محيط زيست
گوگرد به اشکال مختلف در طبيعت وجود دارد. اگر مقدار گوگرد در هواي تنفسي (به صورت فاز گازي) از حد معمول خود بيشتر باشد، باعث تحريک چشها و گلو در جانوران ميشود. گوگرد در صنعت کاربرد زيادي دارد و به طور گسترده در هوا منتشر ميشود. احتمال تخريب پيوندهاي گوگردي کم است.
اثرات تخريبي گوگرد بر جانوران اکثراً به صورت آسيبهاي ذهني است. زيرا گوگرد کارآيي هيپوتالاموس را پايين مي آورد و بر سيستم عصبي اثر ميکند.
تستهاي آزمايشگاهي که بر جانوران انجام شده نشان ميدهد که گوگرد بر رگهاي مغز، قلب و کليه ها اثر ميگذارد. اين تستهاي آزمايشگاهيي نشان ميدهد که اشکال خاصي از گوگرد سبب بروز آسيبهايي برجنين شده ومشکلات مادرزادي به همراه دارد. همچنين در دوران شيردهي، مادران مقداري گوگرد را همراه شير خود به بدن نوزاد منتقل ميکنند.
در نهايت، گوگرد باعث صدمه زدن به سيستم آنزيم جانوران ميشود.

عنصر گوگرد در طبيعت
​

خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر گوگرد :
عدد اتمی: 16
جرم اتمی: 32.066
نقطه ذوب : C°113
نقطه جوش: C°445
شعاع اتمی: Å 1.09
ظرفیت: 2,4,6
رنگ: زرد
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 6
انرژی یونیزاسیون: Kj/mol 999.3
شکل الکترونی: [Ne]3s23p4
شعاع یونی : Å 0.37
الکترونگاتیوی: 2.5
حالت اکسیداسیون: ±2,4,6
دانسیته: 2.07
گرمای فروپاشی: Kj/mol 1.117
گرمای تبخیر : Kj/mol 9.82
مقاومت الکتریکی : Ohm m 2×10-5
گرمای ویژه: J/g Ko 0. 71
دوره تناوبی:3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 6
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
S-32 پایدار
S-33 پایدار
S-34 پایدار
S-35 87.2 روز
S-36 پایدار

اشکال دیگر :
دی اکسید سولفور SO2 و مونوکسید گوگرد SO3
هیدرید سولفور H2S
دی کلرید سولفور SCl2و دی کلرید دی سولفور S2Cl2

موارد استفاده : کبریت سازی ، پودر تفنگ ، پزشکی ، لاستیک سازی و باتری سازی
منابع : گوگرد ، کانی پریت و گاز طبیعی
منبع:
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=16#Nod1

 

[pedestrian]

كلر

كلر

کلر ( Chlorine ) :

نمايي از عنصر کلر
​

کلرعنصری گازی شکل به رنگ زرد مایل به سبز است که در سال 1774 توسط carl wihelm scheele شیمیست سوئدی کشف گردید .
این گاز در گروه 17 جدول تناوبی قرار دارد که به سری هالوژن معروف است . کلر در طبیعت به صورت آزاد وجود ندارد و معمول ترین منشأ آن نمک طعام می باشد .
کلر باعث آزردگی دستگاه تنفس می شود . گازی که پرده های مخاطی را می آزارد و مایعی که پوست را می سوزاند . مقدار کمی در حدود ppm3.5 می تواند در عطر یافت شود ودر حدود ppm1000آن احتمالا در پی کمی تنفس عمیق کَشنده است .
از cl در سال 1915در گازهای جنگی استفاده شد .
این عنصر در طبیعت فقط به حالت ترکیب یافت می شود و مهمترین ترکیب آن با سدیم به صورت نمک یافت میشود مثل نمک طعام NaCl ، کارنالیت و سیلویت.
این عنصر یک عنصر هولوژن است که توسط الکترولیز به دست می آید. این عنصر یک گاز گاز زرد مایل به سبز است و باعناصر مختلفی می تواند ترکیب شود . در دمای 10 درجه سانتیگراد آب می تواند 3.1 حجم از کلر در خود حل کند و در 30 درجه سانتیگراد آب میتواند 1.77 حجم از کلر ار در خود حل کند.
کلر کاربرد وسیعی در زندگی روزمره برای ساخت تولیدات دارد. از این عنصر بای گنرزدایی آب استفاده می شود که اب را صورت نوشیدنی سالم در اختیار قرار می دهد. آب آشامیدنی همیشه مقدار کمی کلر دارد. همچنین این عنصر به طور گسترده در تولید کاغذ، مواد رنگی و جوهر ، در صنعت منسوجات و پارچه در تولیدات نفت، دارو، یک عامل گندزدا، در حشره کشها ، غذاها ، حلالها، رنگها ، پلاستیکها و بسیاری دیگر از تولیدات مصرفی مورد استفاده قرار می گیرد.
بیشتر ترکیبات کلربرای بهداشت آب آشامیدنی و سفید کننده ها، مواد ضدعفونی کننده، و فرآوری پارچه مورد استفاده قرار می گیرد. همچنین از این عنصر برای ساخت کلراتها ، کلروفرم، تترا کلرید کربن و استخراج برم استفاده می شود.
کلر باعث سوزش دستگاه تنفسی می شود و آسیب به مخاط می رساند و در موقع تماس کلر مایع با پوست موجب سوختگی شدید می شود.مقدار کمی از کلر مثلاً 3.5 PPM را می توان از بوی نامطبوع آن شناسایی کرد ومقدار 1000 ppm آن برا سلامتی مضر است و احتمال مرگ را افزایش می دهد. کلر در سال 1915 به عنوان گاز اشک آور مورد استفاد ه قرار می گرفت. میزان پرتودهی کلر از 0.5 ppm تجاوز نمی کند.

ساختار بلوري عنصر کلر
​

اثرات کلر بر سلامتي انسان
کلر يکي از گازهاي بسيار فعال است. به طور طبيعي به صورت عنصر وجود دارد. عمده ترين مصرف کنندگان کلر شرکتهايي هستند که کلريد اتيل و ساير محلولهاي داراي کلر، چسبهاي کلر پلي وينيل (PVC)، کلروفلوئوروکربن و اکسيدهاي پروپيلن را ميسازند. در شرکتهاي کاغذ سازي از کلر براي سفيد کردن کاغذ استفاده ميکنند. گياهاني که در آب يا فاضلاب براي تصفيه به کار ميروند اغلب از انواعي هستند که ميزان کلر آب را افزايش ميدهند تا از انتشار ميکروارگانيسمهايي که سبب بيماري انسان ميشود، جلوگيري کنند.
تماس با کلر ممکن است در محل کار يا در هر محيطي که کلر در هوا، آب يا زمين منتشر ميشود، صورت گيرد. افرادي که از سفيد کننده ها و مواد شيميايي ضد عفوني کننده استخر استفاده ميکنند، فقط با کلر در تماس نيستند. کلر معمولاً در صنعت به کار ميرود.
زماني که در هواي تنفسي کلر وجود داشته باشد، يا آب و غذا به کلر آغشته باشد، کلر وارد بدن انسان ميشود. به دليل اينکه کلر، خاصيت واکنشي بالايي دارد، در بدن باقي نمي ماند.
تاثير کلر بر بدن انسان به مقدار کلر موجود و مدت زمان تماس آن با بدن بستگي دارد. تاثير کلر همچنين به سلامت فرد يا شرايط محيطي که کلر در آن پرتودهي ميکند، وابسته است.
تنفس مقدار اندک کلر در مدت زمان کوتاه بر سيستم تنفسي انسان اثر ميگذارد. کلر تاثير متفاوتي بر دستگاه تنفس دارد اين اثرات ميتواند شامل سرفه، درد سينه يا جمع شدن آب در ششها باشد. کلر سبب تحريک پوست، چشمها و دستگاه تنفس ميشود. اگر مقدار کلر در محيط زيست در حد مجاز باشد، بيماريهاي ذکر شده بروز نخواهند کرد.
تاثير تنفس يا مصرف مقدار اندکي کلر در مدت زمان طولاني بر بدن انسان هنوز ناشناخته است. برخي از مطالعات نشان ميدهد که کلر اثرات معکوس دارد، به طوري که برخي از کارگراني که در تماس طولاني مدت با کلر هستند مشکل تنفسي يا ساير مشکلات و ناهنجاريها را از خود نشان نميدهند، در حاليکه برخي اين علائم را از خود بروز ميدهند.

تاثيرات زيست محيطي کلر
زمانيکه کلر با آب مخلوط ميشود، در آب حل ميشود. تحت شرايط خاصي کلر ميتواند از آب خارج شده و وارد هوا شود. قسمت اعظم کلري که آزاد ميشود، وارد هوا و آبهاي سطحي ميگردد.
برخي اوقات ممکن است که کلر در هوا و در آب با ساير مواد شيميايي واکنش کند. کلر با مواد غير آلي داخل آب واکنش داده و نمکهاي کلر را تشکيل ميدهد و همراه با مواد آلي آب، سبب تشکيل مواد شيميايي آلي کلر ميشود.
به دليل واکنش پذيري کلر، اين عنصر شيميايي نميتواند وارد زمين يا آبهاي زيرزميني شود.
گياهان و جانوران کلر را در خود ذخيره نميکنند. اما، مطالعات آزمايشگاهي نشان ميدهد که تماس مکرر با کلر در هوا ميتواند بر سيستم ايمني بدن، گردش خون، قلب و دستگاه تنفسي جانوران اثر بگذارد.
مقدار اندک کلر نيز بر محيط زيست اثرات مخرب دارد. همچنين کار براي ارگانيسمهاي موجود در آب و خاک خطرناک است.


تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری



خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر کلر :
عدد اتمی: 17
جرم اتمی: 35.453
نقطه ذوب: C°-101.0
نقطه جوش : C°-34
شعاع اتمی: Å 0.97
ظرفیت: 7
رنگ: زرد
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 7
انرژی یونیزاسیون: Kj/mol 1255.7
شکل الکترونی: 1s2 2s2p6 3s2p5
شعاع یونی :Å 1.81
الکترونگاتیوی: 3.16
حالت اکسیداسیون: ±1,3,5,7
دانسیته: 1.65570
گرمای فروپاشی: Kj/mol 3.203l
گرمای تبخیر : Kj/mol 10.2 l
گرمای ویژه: J/g Ko 0.48
دوره تناوبی:3

درجه اشتعال : در حالت گازی غیر قابل اشتعال
شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 7
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
Cl-35 پایدار
Cl-36 301000.0 سال
Cl-37 پایدار
Cl-38 37.2 دقیقه

اشکال دیگر :
مونوکسید کلر Cl2O ، دی اکسید کلر ClO2 و هپتا اکسید دی کلر Cl2O7
اسید کلریدریک HCl
کلر Cl2


منابع : آب نمک و کانی هالیت
کاربرد : از کلر در تصفیه آب ، سفید کننده ها و دیگر ترکیباتی نظیر CFC ها استفاده می شود .
منبع :
http://www.ngdir.ir/GeoLab/PGeoLabElements.asp?PID=17#Nod1