تبلیغات
وب اطلاعات شیمی برای جوانان و نوجوانان - مطالب عناصر گروه اول

فرانسیم

شنبه 2 مرداد 1389  10:21 ب.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

اطلاعات اولیه

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

خصوصیات قابل توجه

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

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

هیچ گروه تحقیقاتی تاکنون مقدار قابل توزینی از فرانسیم را تولید نکرده و این عنصر هنوز تهیه یا جداسازی نشده است و احتمالا" هرگز هم نخواهد شد. نزدیکترین عنصر به فرانسیم از نظر خصوصیات شیمیایی سزیم است.

نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

هیدروژن

شنبه 2 مرداد 1389  10:18 ب.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

تاریخچه

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

پیدایش

هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است، بطوریکه 75% جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از 90% اتم‌های تشکیل دهنده آنها اتم‌های هیدروژن است. این عنصر به مقدار زیاد و به‌وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می‌شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر ، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است (1ppm برحسب حجم). متعارف‌ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H2O) ساخته شده است.

منابع دیگر عبارتند از بیشترین اشکال مواد آلی که در اندام تمام موجودات زنده شناخته شده وجود دارند، زغال ، سوخت فسیلی و گاز طبیعی. متان ( CH4 ) که یکی از محصولات فرعی فساد ترکیبات آلی است که اهمیت منابع آن رو به افزایش است. هیدروژن از چندین راه مختلف بدست می‌آید، عبور بخار از روی کربن داغ ، تجزیه هیدروکربن بوسیله حرارت ، واکنش هیدروکسید سدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم ، الکترولیز آب یا از جابجائی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.

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

خصوصیات قابل توجه

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی با معمول‌ترین ایزوتوپ آن است که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز ، H2 ، دو اتمی با نقطه جوش 20.27K و نقطه ذوب 14.02K را می‌سازد. در صورتی‌که این گاز تحت فشار فوق‌العاده 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.

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 H2 (هیدروژنی) تشکیل می‌شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط می‌باشد.

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

کاربردها

  • به مقدار بسیار زیادی هیدروژن در فرآیند هابر (Haber Process) در صنعت نیاز می‌باشد، مقدار قابل توجهی در برای تولید آمونیاک ، هیدروژنه کردن چربی‌ها و روغنها و تولید متانول.

  • هیدرودیلکیلاسیون (hydrodealkylation) ، هیدرودیسولفوریزاسیون (hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking) .

  • تولید اسید هیدروکلریک ، جوشکاری ، سوختهای موشک و احیاء سنگ معدن فلزی

  • هیدروژن مایع در تحقیقات سرما شناسی 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 بعنوان 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 بعنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت های هسته‌ای مورد استفاده قرار می‌گیرد و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست شناسی در مطالعاتتاثیرات ایزوتوپ ، مورد استفاده واقع می‌شوند.

  • تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه‌بندی شده در علوم زیست شناسی است که بعنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.

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

ترکیبات

هیدروژن سبک‌ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می‌آورد. هیدروژن دارای عدد الکترونگاتیویته 2.2 است، پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می‌سازد که عناصر غیر فلزی‌تر و عناصر فلزی‌تری 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 دارند. هر دوی اینها تولید اسید می‌کنند، لذا حتی در یک محلول اسیدی می‌توان یونهایی مثل +H3O را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده‌اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده ، تولید آب می‌کند، H2O که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می‌کند که باعث انفجار در هوا می‌شود و یا به اکسید دوتریوم یا D2O که معمولا آب سنگین گفته می‌شود، تبدیل می‌شود. همچنین هیدروژن با کربن ترکیبات گسترده ای را بوجود می آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده ، این ترکیبات را ترکیبات آلی می‌نامند و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات ، شیمی آلی گفته می‌شود.

حالتها

در شرایط عادی گاز هیدروژن ترکیبی از دو نوع متمایز مولکول است که با هم از نظر جهت چرخش الکترونها و هسته تفاوت دارند. این دو شکل به نام ارتو و پارا هیدروژن معروفند. در شرایط استاندارد ، هیدروژن معمولی ترکیبی از 25% شکل پارا و 75% شکل ارتو است. شکل ارتو را نمی‌توان بصورت حالت خالص آن تهیه کرد. این دو مدل هیدروژن از نظر انرژی با هم متفاوتند که این مسئله موجب می‌گردد تا خصوصیات فیزیکی آنها کمی متفاوت باشد، مثلا نقطه ذوب و جوش پاراهیدروژن تقریبا 0.1K پائین‌تر از ارتوهیدروژن است.

ایزوتوپها

پروتیوم ، معمولی‌ترین ایزوتوپ هیدروژن فاقد نوترون است، گرچه دو ایزوتوپ دیگر به نام دوتریوم دارای یک نوترون و تریتیوم رادیواکتیویته دارای دو نوترون وجود دارند. دو ایزوتوپ پایدار هیدروژن پروتیوم(H-1) و دیتریوم(D ، H-2) می‌باشند. دیتریوم شامل 0.0184-0.0082% درصد کل هیدروژن است (IUPAC)؛ نسبتهای دیتریوم به پروتیوم با توجه به استاندارد مرجع آب VSMOW اعلام می‌گردد. تریتیوم(T یا H-3) یک ایزوتوپ رادیواکتیو دارای یک پرتون و دو نوترون می‌باشد. هیدروژن تنها عنصری است که ایزوتوپهای آن اسمهای مختلفی دارند.

هشدارها

هیدروژن ، گازی است با قدرت اشتعال فوق‌العاده زیاد. این گاز همچنین به‌شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می‌دهد. D2O یا آب سنگین برای بسیاری از گونه‌ها سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.

نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

لیتیم

شنبه 2 مرداد 1389  10:14 ب.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

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.

img/daneshnameh_up/b/b9/180pxLithiumPelletsUSGOV.jpg

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.


نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

سدیم

شنبه 2 مرداد 1389  11:29 ق.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

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

خصوصیات قابل توجه
سدیم مانند دیگر فلزات قلیایی نرم سبک وزن سفید مایل به نقره ای و واکنش دهنده میباشد و از این جهت هرگز به صورت آزاد در طبیعت یافت نمیشود. سدیم در آب غوطه ور شده و آن را تجزیه کرده هیدروژن آزاد میکند و هیدرواکسید می سازد. سدیم در آب فورا آتش میگیرد ولی در آزمایش‌های مربوط به هوای معمولی در دمای زیر 388 کلوین آتش نمیگیرد.

کاربردها
سدیم در حالت فلزی عنصر لازم برای ساختن استر ها و ترکیبات آلی میباشد. این عنصر قلیایی بوجود آورنده کلرید سدیم NaCl که برای زندگی حیاتی است نیز میباشد. کاربردهای دیگر عبارتند از:

  • استفاده در برخی از آلیاژها برای بهبودی ساختارشان
  • استفاده در ساخت صابون و ترکیبش با اسیدهای چرب

NaK آلیاژسدیم و پتاسیم یک ماده مهم منتقل کننده حرارت است.

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

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

ترکیبات


نمک طعام یا کلرید سدیم معمول ترین ترکیب سدیم میباشد. اما سدیم در کانی های بسیار دیگری از قبیل آمفیبول کریولیت, هالیت, soda niter, زئولیت و ... بوجود می آید. ترکیبات سدیم برای صنایع شمیایی شیشه سازی فلزی ساخت کاغذ صنعت نفت ساخت صابون و نساجی کاربرد دارد. صابون معمولا یک نمک سدیم از اسیدهای چرب میباشد.

ترکیبات سدیم که برای صنایع گوناگون بسیار مهم میباشند عبارتند از: (
NaCl), soda ash (Na2CO3), baking soda (NaH))CO3), caustic soda (NaOH), Chile saltpeter (Na((NO3), di- and tri-sodium phosphates, sodium thiosulfate (hypo, Na2S))2O3 * 5H2O), and borax (Na2((B4O7 * 10H2O).

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

هشدارها
سدیم در حالت پودر در آب خاصیت انفجاری خواهد داشت و با عناصر دیگر به راحتی  تجزیه و ترکیب میشود. همیشه باید با ان عنصر با مراقبت کامل کار کرد

 


نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

پتاسیم

شنبه 2 مرداد 1389  11:28 ق.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

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

خصوصیات قابل توجه
پتاسیم که دومین فلز سبک میباشد در میان فلزات واکنش پذیر ترین و الکترو پوزیتیوترین می باشد. این فلز بسیار نرم بوده و با چاقو به راحتی برش میخورد و در سطوح صاف به رنگ نقره ای میباشد. از آنجا که به در آزمایش‌های مربوط به هوا به سرعت اکسید میشود باید زیر روغن معدنی یا نفت نگهداری شود.

پتاسیم مانند دیگر فلزات قلیایی در آب تجزیه شده و هیدروژن آزاد میکند. در آب فورا آتش میگیرد و نمک آن هنگامی که در معرض یک شعله قرار بگیرد رنگ بنفش از خود ساتع میکند.

کاربردها
 

  • اکسید پتاسیم که با نام پتاس شناخته شده است در تولید کود به کار میرود.
  • نیترات پتاسیم در ساخت باروت کاربرد دارد.
  • در ساخت شیشه استفاده میشود.
  • از NaK که آلیاژ سدیم و پتاسیم است به عنوان رسانه انتقال گرما استفاده میشود.
  • پتاسیم ماده بنیانی برای رشد گیاهان بوده و در انواع گوناگون خاک یافت میشود.
  • ینهای پتاسیم در سلولهای حیوانی موادی حیاتی برای زنده نگه داشتن سلولها میباشند(پمپ Na-K را ببینید).
  • کلرید پتاسیم یک جانشین برای نمک طعام بوده و برای ایست قلب در اعدامهای توسط تزریق کشنده استفاده میشود.

  • بیشتر نمکهای پتاسیم بسیار مهم بوده و شامل برمید پتاسیم ، کربنات پتاسیم ، کلرات پتاسیم ، کلرید پتاسیم ، کرومات پتاسیم ، سیانید پتاسیم ، دی کرومات پتاسیم ، هیدروکسید پتاسیم ، یدید پتاسیم ، نیترات پتاسیم و سولفات پتاسیم می باشند.

تاریخچه
پتاسیم ( انگلیسی ، potash لاتین ،kalium )در سال 1807 توسط Sir Huphry Davy که آن را از پتاس سوز آور (K OH )بدست آورد کشف شد. این فلز قلیایی تنها فلزی بود که توسط عمل الکترولیز از هم جدا شده بود.

پیدایش
این عنصر حدودا 2.4% از وزن پوسته زمین را تشکیل میدهد و از نظر فراوانی هفتمین عنصر در آن میباشد. بدست آوردن پتاسیم از کانیها بدلیل خاصیت نامحلولی و ماندگاری آن بسیار دشوار است.
با این وجود مواد معدنی دیگر مانند Carnallite, Langbeinite , Polyhalite , و Sylvite در بستر دریاها یا دریاچه های قدیمی یافت میشوند. مواد معدنی بسیار زیاد ته نشین شده در این برکه ها عمل استخراج پتاسیم و نمک آن را اقتصادی تر میکند. منابع مهم پتاسیم و پتاس منابعی در کالیفرنیا ، آلمان ، نیومکزیکو ، یوتا و دیگر نقاط زمین میباشد. در عمق 3000 فوتی زیر بستر Saskatchewan مقادیر عظیمی از پتاس وجود دارد که میتواند به عنوان یک منبع مهم برای این عنصر در آینده در نظر گرفته شود.

اقیانوسها نیز منابع دیگری برای پتاسیم میباشند اما در مقایسه با سدیم مقدار پتاسیم موجود در یک حجم معین از آب دریا بسیار کم میباشد.

پتاسیم در صورت عمل الکترولیز میتواند به اجزای هیدرو کسیدش تجزیه شود. از روشهای حرارتی نیز برای تولید پتاسیم استفاده میشود. پتاسیم هرگز به صورت رها شده در طبیعت یافت نمیشود. با این وجود ینهای
K+ در ارگانیسمهای زنده برای فیزیولوژی سلولهای تحریکی بسیار مهم میباشند.

ایزوتوپها
تا کنون 17 ایزوتوپ پتاسیم شناخته شده اند شکل غیر ترکیبی پتاسیم از سه ایزوتوپ تشکیل شده است K39(93.3%), K-40(0.01%) و K-41(6.7%) . k-40 که به صورت طبیعی به وجود میاید توسط عمل الکترون گیری یا حذف پوزیترون به Ar-40 پایدار تبدیل شده و با خروج نگاترون به Ca-40 ( 88.8%)پایدار تبدیل میشود. k_40 نیمه عمری 1.250 נ109ساله دارد.

فروپاشی
K-40 به Ar-40 معمولا در روش تاریخ گذاری بر روی سنگها استفاده میشوند. شیوه تاریخگذاری K-Ar بستگی دارد به این فرضیه که سنگها در زمان تشکیل هیچ آرگونی نداشته و تمام آرگون ایجاد شده توسط تششعات مانند آرگون 40 در یک سیستم بسته نگهداری شده اند . کانیها توسط میزان تمرکز پتاسیم و مقدار آرگون ایجاد شده توسط تششعات که در آن جمع شده اند تاریخ گذاری میشوند. بهترین مواد معدنی که برای انجام عمل تاریخگذاری مناسب هستند عبارتند از Biotite , Muscovite, و Plutonic, hornblende و Feldspar آتشفشانی. تمام نمونه سنگهای آتشفشانی نیز در صورتی که تغییر نکرده باشند ،به همین گونه تاریخ گذاری میشوند.

به غیر از تاریخگذاری ایزوتوپهای پتاسیم در مبحث آزمایش‌های مربوط به هوا شناسی نیز کاربرد وسیعی دارند. ایزوتوپهای پتاسیم همچنین در چرخه تغذیه مطالعه میشوند چراکه پتاسیم یک ماده غذایی لازم برای زندگی است.

پتاسیم در بدن
پتاسیم یک یون مهم در بدن است ،و از آنجائی که تغییرات جزئی می توانند action potentials را مختل کند ،که در نتیجه مشکلات عصبی و قلبی ایجاد می شود ، تجمع آن در خون به دقت تنظیم میشود. بسیاری از آنتی بیوتیکها ، از جمله آن که توسط با کتری Bacillus brevis تولید می شود ،کار سلولها را با نشستن بر روی دروازه های یون مثبت مختل می کنند . در نتیجه یونهای +k و +Na اجازه پیدا می کنند از غشا سلولی عبور کنند ،و بنابر این action potential به طور غیر مجاز از غشاء سلول عبور می کند.

پتاسیم در پلاسمای خون نسبتا در سطح پائینی قرار دارد( معمئلا 3.5 تا 5.0
mmol/L )، ولی درون سلولها تمرکز زیادی دارد ( در حدود 100 mmol/L ). سطوح پائین آن در خون hypokalemia و سطوح بالای آن hyperkalemia نام دارند. هر دو سطح پائین و بالا برای قلب خطرناکند.

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

شناخت محیط رشد:پتاسیم

ترکیبات این عنصر در اغلب خاکها به اندازه کافی یافت می شود. با وجود اهمیت زیادی که پتاسیم دارد هنوز نقش اصلی آن در گیاه، کاملاً مشخص نیست و هنوز دقیقاً نمی دانیم در فتوسنتز و تهیه قند و فعال ساختن آنزیم ها چه نقشی ایفا می کند. در گیاه، این عنصر همانند ازت و فسفر قابل انتقال بوده و بنابراین کمبود آن ابتدا در برگ های پیر مشاهده می شود. از علائم کمبود پتاسیم سوختگی کنار برگ ها می باشد. از کودهای پتاسیم می توان کلرورپتاسیم، سولفات پتاسیم و نیترات پتاسیم را نام برد.

اترات پتاسیم بر سلامتی انسان
پتاسیم در سبزیجات، میوه، سیب زمینی، گوشت، نان، شیر و آجیل وجود دارد. پتاسیم نقش مهمی در سیستم مایعات فیزیکی بدن انسان دارد و به سیستم عصبی بدن کمک میکند. اگر مقدار پتاسیم در بدن افزایش یابد، ممکن است باعث از کار افتادگی کلیه ها شود. همچنین مقدار زیاد پتاسیم بر ضربان قلب اثر میگذارد.
پتاسیم بر تنفس انسان اثر میگذارد. غبار پتاسیم باعث تحریک چشمها، گوش، گلو، ششها شده، سبب عطسه، سرفه و گلو درد میشود. مقدار زیاد پتاسیم باعث آب آوردگی ریه ها شده و ممکن است منجر به مرگ شود. بر اثر تماس پتاسیم با پوست و چشم، سوختگی شدید اتفاق می افتد و آسیب دائمی را سبب میشود.
  

 


نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

روبیدیم

شنبه 2 مرداد 1389  11:27 ق.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

روبیدیوم یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Rb و عدد اتمی آن 37 میباشد. روبیدیوم یکی از عناصر فلزی نرم به رنگ سفید مایل به نقره ای است که از گروه فلزات قلیایی میباشد. ایزوتوپ Rb-87 که به صورت طبیعی به وجود می آید کمی رادیواکتیو است. روبیدیوم مانند دیگر عناصر گروه اول بسیار واکنش پذیر میباشد مثلا در آزمایش‌های مربوط به هوا فورا آتش میگیرد.

خصوصیات قابل توجه

روبیدیوم دومین عنصر از عناصر قلیایی است که الکترون مثبت دارد و در دمای اطاق به صورت مایع میباشد. مانند دیگر عناصر گروه اول به سرعت در آزمایش‌های مربوط به هوا آتش میگیرد و با شدت بسیار زیاد در آب واکنش نشان داده و هیدروژنهای آتشین از خود آزاد میکند. مانند دیگر فلزات قلیایی با مس ترکیب شده و Amalgam به وجود می آورد. همچنین با طلا و سزیم وسودیوم و پتاسیوم آلیاژ میشود. این عنصر در هنگام مجاورت با آتش شعله بنفش رنگی به وجود می آورد.

کاربردها


روبیدیوم به راحتی یونیزه میشود و از این رو در موتورهای ینی (در وسایل نقلیه فضایی) استفاده میشود. ولی سزیوم و گزنون بیشتر در این موارد مورد استفاده قرار میگیرند. دیگر کاربردهای این عنصر عبارتند از :

  • به عنوان ماده سیال در توربینهای بخار.
  • به عنوان دریافت کننده در لوله های خلاء
  • به عنوان اجزاء فتوسل
  • در ساخت شیشه های مخصوص
  • RbAg4I5 خاصیت رسانایی بالایی در کریستالهای ینی دارد. این ویژگی میتواند در باتریهای فیلمهای نازک و دیگر موارد استفاده شود.
  • این عنصر همچنیند در Magnetohdrodynamic که در آن ینهای روبیدیوم با افزایش دما شکل میگیرند و به Magnetic Field فرستاده میشوند کاربرد دارد و در ژنراتورهای ترمومتریک استفاده میشود. این اتصال الکتریکی که مانند یک آرمیچر عمل میکند میتواند جریان الکتریسیته تولید کند.


تاریخچه


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


پیدایش


این عنصر شانزدهمین عنصر از نظر فراوانی در سطح پوسته زمین میباشد. که به صورت طبیعی در معادن Leucite pollucite و Zinnwaldite به وجود می آید که حدوداً یک در صد آن اکسید میباشد. Lepidolite حدودا 1.5 درصد روبیدیوم دارد و منبع تجاری این عنصر به شمار میرود. برخی از کانی های پتاسیم و کلریدهای پتاسیم نیز حاوی مقدار زیادی از این عنصر میباشند. یکی از منابع قابل توجه این عنصر ذخایر Pollucite در Bernic Lake میباشد. فلز روبیدیوم از طریق کم کردن کلرید روبیدیوم با کلیسیم به دست می آید. روبیدوم حداقل شش اکسید به وجود می آورد. در سال 1997 هزینه این فلز در مقیاس کم هر گرم 25 دلار بود.


ایزوتوپها


24 ایزوتوپ روبیدیوم شناخته شده است. روبیدیومی که به صورت طبیعی به وجود می آید در دو ایزوتوپ Rb-85 (72%) و Rb-87(27.8%) رادیواکتیو وجود دارد. مخلوط معمولی روبیدیوم به قدری رادیو اکتیو است که میتواند فیلم عکاسی را در حدودا 30 تا 60 روز ظاهر کند.

روبیدیوم 87 نمیه عمری معادل 48
x 10^9 دارد که به راحتی جانشین پتاسیم در کانی ها میشود و به همین دلیل در همه جا گسترده شده است. Rb در انداز گیری عمر سنگها موثر است Rb-87 توسط عمل حذف ذرات بتا به Strontium 87 پایدار تبدیل میشود. در طی تبلور Fractional در Plagioclase غلیظ شده و روبیدیوم را در مایع آزاد میکند. بنابراین میزان Rb/Sr در ماگما در طی زمان افزایش میابد که باعث به وجود آمدن سنگهایی میشود که میزان تفکیک پذیری و Rb/Sr آنها افزایش میابد. میزان بالاتر آن (بیشتر از 10) در Pegmatites به وجود می آید. اگر مقدار اولیه Sr مشخص باشد عمر آن میتواند با اندازگیری تمرکز Rb و Sr و میزان Sr-87/Sr-86 تعیین شود. تنها زمانی این تاریخها سن واقعی کانی را مشخص نشان میدهد که سنگها متعاقبا دگرگون شوند. برای اطلاعات بیشتر ملاحظه کنید: Rubidium-Strontium dating

اثرات روبیدیم بر روی سلامتی
در آب فعال است. نسبتا سمی است. اگر روبیدیم مشتعل شود، سوختگی ایجاد می کند. روبیدیم به آسانی با رطوبت پوست واکنش داده و هیدروکسید روبیدیم تشکیل می دهد که باعث سوختگی شیمیایی چشم و پوست می شود. علائم و نشانه های مسمومیت: پوست و چشم می سوزد. جلوگیری از افزایش وزن، بی نظمی، حساسیت بیش از اندازه، زخم شدن پوست و عصبیت بیش از اندازه. آسیب قلبی، عدم توازن پتاسیم.
کمکهای اولیه: بلافاصله برای مدت 15 دقیقه در شرایطی که پلک را باز نگه می دارید، چشم را بشویید. فوریتهای پزشکی را بلافاصله اجرا کنید. پوست: ماده را از روی پوست بردارید و پوست را با آب و صابون بشویید. لباسهای آلوده را درآورید. کمکهای پزشکی را فورا اجرا کنید. خوردن: باعث استفراغ نشوید. بلافاصله کمکهای اولیه را اجرا کنید.

 


نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات() 

سزیم

شنبه 2 مرداد 1389  11:26 ق.ظ

نوع مطلب :عناصر گروه اول ،

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

خصوصیات قابل توجه


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

کاربردهــــــــــــــا


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

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

این عنصر همچنین در باطریهای نوری کاربرد دارد.

  • علاوه بر اینها سزیم بعنوان کاتالیزوردر هیدروژنه کردن ترکیبات آلی خاصی مورد استفاده قرار می گیرد.

اخیرا" از این عنصر در سیستم رانش یونی استفاده شده است.

تاریخچـــــــــه


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

پیدایــــــــــــش


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

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

ایزوتوپهـــــــــا


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

اثرات سزیم بر روی سلامتی
سزیم از راه تنفس، نوشیدن یا خوردن وارد بدن می شود. معمولا میزان سزیم موجود در هوا کم است اما در آبهای سطحی و بسیاری از غذاها، سزیم رادیواکتیو وجود دارد.
مقدار سزیم موجود در غذا و نوشیدنی ها، بستگی به مقدار سزیم رادیواکتیوی دارد که در اثر حادثه از دستگاههای هسته ای خارج می شود. افرادی که در نیروگاههای هسته ای کار می کنند در معرض سزیم بیشتری هستند اما برای جلوگیری عوارض ناشی از آن، باید مراقب بود.
بسیاری از عوارض مستقیما مربوط به سزیم نیست. در اثر تماس با سزیم رادیواکتیو، که بسیار به ندرت رخ می دهد، در اثر تابش ذرات سزیم، به سلولها آسیب می رسد. به همین علت، اثراتی مانند حالت تهوع، استفراغ، اسهال و خونریزی رخ می دهد. تماس طولانی مدت با سزیم، باعث بیهوشی می شود و به دنبال آن کما و مرگ رخ می دهد. شدت عوارض بستگی به مقاومت شخص، مدت زمان تماس و غلظت سزیم بستگی دارد.

 


نوشته شده توسط: | آخرین ویرایش:- | نظرات()