درباره وبلاگ به وبلاگ من خوش آمدید آخرین مطالب پيوندها
تبادل
لینک هوشمند
نويسندگان علوم تجربی nanopa اتم ها و تركيب هاي شيميايي
از كنارهم قرار گرفتن نمادهاي شيميايي فرمول شيميايي حاصل مي شود.
مثلا H2SO4 فرمول شيميايي سولفوريك اسيد است. اين فرمول نشان مي دهد كه اين ماده از سه عنصر ئيدروژن، گوگرد و اكسيژن تشكيل شده است و در هر مولكول آن دو اتم ئيدروژن،يك اتم گوگرد و چهار اتم اكسيژن وجود دارد.
پيوند ميان اتم ها:
الف) پيوند كوالانس هر اتم تعداد معيني الكترون دارد كه اين الكترونها طبق نظريه بور در مدارهاي متحدالمركزي بدور هسته مي چرخند. در مدار اول دو الكترون,در مدار دوم 8, الكترون و در مدارهاي بعدي ..... قرار مي گيرد حال اگر در مدار آخر كمتر از حد معمول الكترون وجود داشته باشد آن اتم ميل تركيب شدن با اتم هاي ديگر را دارد تا الكترونهاي لايه آخر خود را تكميل كند.
پيوند كووالانس:
پيوند بين مولكولهاي نيتروژن، اكسيژن، گاز متان ، الكل، كربن دي اكسيد و ...... از نوع كووالانس است. ب) پيوند يوني: در واكنش هاي شيميايي فلزات تمايل به از دست دادن الكترون دارند در اين صورت به يون مثبت يا كانيون تبديل مي شوند غير فلزات هم مايل به گرفتن الكترون و تبديل شدن به يون منفي يا آنيون هستند.
در جدول زير تركيبات يوني و كووالانسي با هم مقايسه شده اند.
اسيدها، بازها و مواد خنثي اسيدها اسيد از كلمه اسيدوس به معناي ترش گرفته شده است. برخي اسيدها مانند آبليمو، سركه اسيد فرميك از موجودات زنده و بسياري از آنها مانند جوهر نمك، سولفوزيك اسيد و نيتريك اسيد و ....... بطريقه مصنوعي ساخته مي شوند در جدول زير برخي از اسيدهاي معروف و كاربرد آنها را مي بينيد.
اسيدها رنگ كاغذ تورنسل را قرمز مي كنند محدود PH اسيدها بين 0 تا 7 مي باشد بسته به قدرت اسيد رنگ كاغذ PH در اسيدها از نارنجي تا قرمز قهوه اي متغيير است هر چه PH كمتر باشد اسيد قويتر است.
مواد خنثي موادي هستند كه نه خاصيت اسيدي و نه خاصيت بازي دارد.
اتم ها و تركيب هاي شيميايي
از كنارهم قرار گرفتن نمادهاي شيميايي فرمول شيميايي حاصل مي شود.
مثلا H2SO4 فرمول شيميايي سولفوريك اسيد است. اين فرمول نشان مي دهد كه اين ماده از سه عنصر ئيدروژن، گوگرد و اكسيژن تشكيل شده است و در هر مولكول آن دو اتم ئيدروژن،يك اتم گوگرد و چهار اتم اكسيژن وجود دارد.
پيوند ميان اتم ها:
الف) پيوند كوالانس هر اتم تعداد معيني الكترون دارد كه اين الكترونها طبق نظريه بور در مدارهاي متحدالمركزي بدور هسته مي چرخند. در مدار اول دو الكترون,در مدار دوم 8, الكترون و در مدارهاي بعدي ..... قرار مي گيرد حال اگر در مدار آخر كمتر از حد معمول الكترون وجود داشته باشد آن اتم ميل تركيب شدن با اتم هاي ديگر را دارد تا الكترونهاي لايه آخر خود را تكميل كند.
پيوند كووالانس:
پيوند بين مولكولهاي نيتروژن، اكسيژن، گاز متان ، الكل، كربن دي اكسيد و ...... از نوع كووالانس است. ب) پيوند يوني: در واكنش هاي شيميايي فلزات تمايل به از دست دادن الكترون دارند در اين صورت به يون مثبت يا كانيون تبديل مي شوند غير فلزات هم مايل به گرفتن الكترون و تبديل شدن به يون منفي يا آنيون هستند.
در جدول زير تركيبات يوني و كووالانسي با هم مقايسه شده اند.
اسيدها، بازها و مواد خنثي اسيدها اسيد از كلمه اسيدوس به معناي ترش گرفته شده است. برخي اسيدها مانند آبليمو، سركه اسيد فرميك از موجودات زنده و بسياري از آنها مانند جوهر نمك، سولفوزيك اسيد و نيتريك اسيد و ....... بطريقه مصنوعي ساخته مي شوند در جدول زير برخي از اسيدهاي معروف و كاربرد آنها را مي بينيد.
اسيدها رنگ كاغذ تورنسل را قرمز مي كنند محدود PH اسيدها بين 0 تا 7 مي باشد بسته به قدرت اسيد رنگ كاغذ PH در اسيدها از نارنجي تا قرمز قهوه اي متغيير است هر چه PH كمتر باشد اسيد قويتر است.
مواد خنثي موادي هستند كه نه خاصيت اسيدي و نه خاصيت بازي دارد.
دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:38 :: نويسنده : p-a
تعریف قدیمی اسیدها موادی ترش مزه اند خاصیت خورندگی دارند شناساگرها را تغییر رنگ میدهند و بازها را خنثی میکنند. بازها موادی با مزهٔ گس-تلخ اند حالتی مانند صابون در تماس با دست دارند دارند شناساگرها را تغییر رنگ میدهند و اسیدها را خنثی میکنند. همچنین اگر یک اسد و یک باز با هم واکنش بدهند تولید نمک وگاز هیدروژن می کنند.(نمک ها خود از یک فلز و یک نا فلز تشکیل شده اند.) لی بیگ: اسیدها موادی اند که در ساختار خود هیدروژن یا هیدروژن هایی دارند که در واکنش با فلزها توسط یونهای فلز جایگزین میشوند. آرنیوس: اسیدها موادی هستند که ضمن حل شدن در آب یون +H(یون هیدرونیوم) آزاد میکنند. بازها موادی هستند که ضمن حل شدن در آب یون -OH(یون هیدرید) آزاد میکنند.این تعریف فقط به موادی محدود میشود که در آب قابل حل باشند(یکی از اشکالات مدل اسیدی آرنیوس در همین است). حدود سال ۱۸۰۰، شیمی دانان فرانسوی از جمله آنتوان لاووازیه، تصور میکرد که تمام اسیدها دارای اکسیژن هستند. شیمی دانان انگلیسی از جمله سر همفری دیوی، معتقد بود که تمام اسیدها دارای هیدروژن هستند. شیمی دان سوئدی، سوانت آرنیوس، از این عقیده برای گسترش تعریف اسید استفاده نمود. لوری-برونستد: اسید گونهای است که در واکنش شیمیایی پروتون (یون+H)می دهد و باز گونهای است که در واکنش شیمیایی پروتون (یون+H)می پذیرد. لوری و برونستد این تعریف را بیان کردند، که از آن بر خلاف تعریف آرنیوس میتوان در محیط غیر آبی هم استفاده کرد. لوییس: اسیدها موادی هستند که در واکنشهای شیمیایی پیوند داتیو می پذیرند. بازها موادی هستند که در واکنشهای شیمیایی پیوند داتیو میدهند.تعریف لوییس را با نظریه اوربیتال مولکولی هم میتوان بیان کرد. به طور کلی، اسید میتواند یک جفت الکترون از بالاترین اوربیتال خالی در پایین اوربیتال خالی خود دریافت کند. این نظر را گیلبرت ن. لوییس مطرح کرد. با وجود این که این تعریف گستردهترین تعریف است، تعریف لوری-برونستد کاربرد بیشتری دارد. با استفاده از این تعریف میتوان میزان قدرت یک اسید را هم مشخص نمود. از این مفهوم در شیمی آلی هم استفاده میشود (مثلاً در کربوکسیلیک اسید). خواص شیمیایی در آب بین اسید (HA) و آب تعادل زیر برقرار میشود که آب به عنوان یک باز رفتار میکند: HA(aq) ⇌ H۳O+(aq) + A-(aq) ثابت اسید (یا ثابت تفکیک اسید) همان ثابت تعادل واکنش اسید (HA) و آب است:
اسیدهای قوی دارای مقدار بزرگی برای Ka هستند (یعنی واکنش تعادلی به سمت راست پیشروی میکند و اسید تقریباً به طور کامل به H۳O+ و A- تفکیک میشود). اسیدهای ضعیف دارای مقدار کوچکی برای Ka هستند (یعنی مقدار چشمگیری از HA و A− و مقداری متعادلی از H۳O+ در انتهای واکنش باقی میماند؛ اسید به طور جزئی واکنش میدهد). برای مثال Ka برای استیک اسید برابر ۱٫۸ x ۱۰-۵ است. تمام اسیدهای آلی اسیدهای ضعیف هستند. نیتریک اسید، سولفوریک اسید، و پرکلریک اسید همه اسیدهای قوی هستند در حال که نیترو اسید و سولفورو اسید و هیپوکلرو اسید ضعیف هستند. اسیدهای چندپروتونی ترکیب هایی هستند که دارای بیش از یک هیدروژن اسیدی هستند و به طور متوالی تفکیک میشوند. اسیدهای تک پروتونی تنها یک واکنش تکفکیک دارند و فقط یک ثابت تفکیک اسید دارند: یک اسید دوپروتونی (در این جا آن را با H۲A نشان میدهیم) بسته به مقدار pH میتواند یک یا دو واکنش تکفکیک داشته باشد. هر واکنش یک ثابت تفکیک اسید دارد، Ka۱ و Ka۲: ثابت تفکیک اولی همواره بیشتر از دومی است، یعنی Ka۱ > Ka۲. برای مثال سولفوریک اسید (H۲SO۴) میتواند یک پروتون بدهد و به آنیون بیسولفات (HSO۴−) تبدیل شود. هنگامی که Ka۱ بسیاز بزرگ باشد، در این صورت میتواند دومین پروتون خود را بدهد و به آنیون سولفات (SO۴۲−) تبدیل شود. (SO۴۲−) هم مقدار متوسطی دارد. مقدار بزرگ Ka۱ در اولین تفکیک باعث میشود که سولفوریک اسید، اسیدی قوی باشد. همانند این، مقدار کوچک کربنیک اسید (H۲CO۳) میتواند اولین پروتون را بدهد و به آنیون بیکربنات (HCO۳−) تبدیل شود و دومین پروتون را بدهد و به کربنات (CO۳۲−) تبدیل شود. هر دو مقدار Ka کوچک هستند اما داریم Ka۱ > Ka۲. یک اسید سهپروتونی (H۳A) میتواند یک یا دو یا سه پروتون بدهد و سه مقدار ثابت تفکیک برای آن وجود دارد، به طوری که Ka۱ > Ka۲ > Ka۳>: یک مثال غیرآلی از اسید سهپروتونی فسفریک اسید (H۳PO۴) است. تمام پروتونها میتوانند از دست داده شوند و به H۲PO۴−، سپس HPO۴۲−، و در آخر PO۴۳− تبدیل شود. یک مثال آلی از اسید سهپروتونی اسید سیتریک است، که میتوانند تمام پروتونهای خود را بدهد و در انتها به یون فسفات تبدیل شود. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:34 :: نويسنده : p-a
پیوند داتیو نوعی پیوند کووالانسی بین دو اتم است که دو الکترون از یک اتم وارد اربیتال خالی اتم دیگر میشوند. بسیاری از ترکیبات شیمی از جمله ترکیبات کمپلکس در شیمی معدنی پیوند داتیو دارند. قطبيت پيوند داتيو به این دلیل که دو الکترون پیوندی بین اتمها در تشکیل پیوند داتیو از یک اتم نیست قطبیت این پیوند بیشتر از پیوندهای کووالانسی دیگر که یک الکترون از هر اتم در پیوند مشارکت دارد است. اتم الکترون دهنده قبل از تشکیل پیوند به صورت کاتیون و اتم الکترون گیرنده به صورت آنیون در نمیآید بنابراین پیوند داتیو پیوند یونی نیست اما میتوان مولکول تشکیل شده را به عنوان ترکیبی دارای کاتیون هم در نظر گرفت. غير فلزات شركت كننده در پيوند داتيو اتمهای الکترون دهنده در پیوند داتیو باید جفت الکترون آزاد در قشر الکترونی خود داشته باشند. از نمونه این اتمها میتوان به اکسیژن (با دو جفت الکترون آزاد) و ازت (با یک جفت الکترون آزاد) اشاره کرد. فلزات شركت كننده در پيوند داتيو از فلزاتی که در پیوند داتیو شرکت میکنند میتوان از آلومینیوم و بور که از فلزات گروه سوم جدول تناوبی عناصر شیمیائی هستند نام برد. این دو فلز به دلیل داشتن اربیتال خالی با لیگاندهای دارای جفت الکترون آزاد پیوند داتیو میدهند. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:27 :: نويسنده : p-a
مدل هاي اتمي
الکترونها در کره ای از بارهای مثبت پراکنده اند
در مدل بور تعداد الكترونهاي هر مدار ثابت از مداري به مدار ديگر تغيير مي كند.
به مجموع تعداد پروتونها و نوترونهاي يك اتم عدد جرمي گفته مي شود. عدد جرمي در گوشه بالا و سمت چپ نماد شيميايي نوشته مي شود مثلا اتم كربن در هسته خود 6 پروتون و 6 نوترون دارد پس عدد جرمي آن 12 است. 12C
ايزوتوپ ها اتمهاي يك عنصر هستند كه در تعداد نوترون و در نتيجه عدد جرمي با هم تفاوت دارند اما عدد اتمي آنها يكسان است. ايزوتوپ هاي يك عنصر خواص فيزيكي (جرم و چگالي) متفاوت اما خواص شيميايي يكسان دارند (چون الكترونهاي آنها برابر است) توجه داشته باشيد كه تعداد نوترونهاي در هر اتم از رابطه زير محاسبه مي شود. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:24 :: نويسنده : p-a
روی عنصری است شیمیایی با علامت اختصاری Zn که دارای عدد اتمی ۳۰ است. روی فلزی است به رنگ سفید متمایل به آبی که بر اثر رطوبت هوا تیره رنگ میشود و در حین احتراق رنگ سبز براقی تولید میکند. روی بعد از آهن، آلومینیوم و مس چهارمین فلز مورد استفاده در دنیا میباشد. از موارد استفاده روی میتوان آلیاژهای مختلف و فولاد گالوانیزه را نام برد. روی یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Zn و عدد اتمی آن ۳۰ میباشد. تاريخچه
آلیاژهای روی از قرنها پیش استفاده میشدهاست. کالاهای برنجی که به ۱۰۰۰-۱۴۰۰ سال پیش باز میگردند در فلسطین پیدا شدهاند و اشیاء رویی با ۸۷٪ روی در ترانسیلوانیا ما قبل تاریخ یافت شدهاند. به خاطر نقطه جوش پایین و واکنش شیمیایی این فلز (روی جدا شده دود شده و قابل دست یابی نبود) خصوصیات واقعی این فلز در زمان باستان مشخص نشده بود. ساخت برنج به رومیها نسبت داده شده و مربوط به ۳۰ سال پیش از میلاد میباشد. آنها کالامین و مس را با یکدیگر در بوته آهنگری حرارت میدادند که در این عمل اکسید روی در کالامین کاهش میافت و فلز روی آزاد توسط مس به دام انداخته میشد و به شکل آلیاژ در میآمد. برنج بدست آمده یا در قالب ریخته میشد یا با چکش به شکلهای مختلف در میآمد. استخراج و تصفیه روی نا خالص در ۱۰۰۰ سال پیش از میلاد مسیح در هند و چین صورت میگرفتهاست. در غرب نیز کشف فلز روی به Andreas Marggraf آلمانی در سال ۱۷۴۶ بر میگردد. كاربردها روی برای آبکاری فلزها استفاده میشود تا از زنگ زدگی آنها جلوگیری کند.روی در آلیاژهایی نظیر برنج Nickel Silver فلز ماشین تحریر فرمولهای مختلف لحیم نقره آلمانی و.... بکار میرود. اکسید روی به عنوان رنگ دانههای سفید در رنگهای آبی و همچنین به عنوان فعال کننده در صنعت Rubber استفاده میشود. به عنوان Over the counter ointment به صورت لایه نازکی بر روی پوست بی حفاظ صورت و بینی استفاده میشود تا از کم شدن آب پوست جلو گیری کرده و در برابر آفتاب سوختگی در تابستان و باد زدگی در زمستان از پوست محافظت کند. استفاده از آن برای کودکان در هر مرحله از عوض کردن کهنه کودک توصیه شده زیرا از تحریکات پوستی جلوگیری میکند. کلرید روی به عنوان بوگیر و همچنین محافظ چوب نیز مورد استفاده قرار میگیرد. سولفید روی در رنگدانههای درخشان، برای تولید عقربههای ساعت و موارد دیگری که در تاریکی میدرخشد استفاده میشود. محلولهای ضد عفونی کنندهای که از Calamine ساخته شده و ترکیبی از Zn-Hydroxy-Carbonate و سیلیکات است برای درمان جوشهای پوستی استفاده میشود. فلز روی شامل ویتامینهای مورد مصرف روزانه و مواد معدنی نیز میباشد و با توجه به فلزات دیگر این فلز دارای خاصیت ضد اکسیداسیون است که از پیری زود رس پوست و مفصلهای بدن محافظت میکند. با بررسی خواص روی به این نتیجه رسیدهاند که این عنصر میتواند به بهبودی بعد از عمل جراحی سرعت بخشد. Zinc Gluconate Glycine از قرصهای مکیدنی برای درمان سرما خوردگی و التهاب دهان و لوزهها میباشد. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:16 :: نويسنده : p-a
جیوه یا سیماب نام یک عنصر شیمیایی با نماد Hg و عدد اتمی ۸۰ است. جیوه در زبانهای دیگر با نامهای نقرهٔ زنده یا hydrargyrum هم شناخته می شدهاست. در یونانی "hydr" به معنی آب و "argyros" به معنی نقره است. جیوه یک عنصر سنگین بلوک دی است و تنها فلزی است که در شرایط استاندارد دما و فشار مایع است. عنصر دیگری که در این شرایط مایع باشد، برم است. فلزهای دیگر مانند سزیم، فرانسیم، گالیم و روبیدیم در دمایی بالاتر از شرایط استاندارد ذوب میشوند. جیوه با دمای ذوب −۳۸٫۸۳ °C و نقطهٔ جوش ۳۵۶٫۷۳ °C دارای درازترین بازهٔ مایعی در میان فلزات است.[۱][۲][۳] رسوبهای جیوه در سراسر زمین پیدا میشود، اما بیشتر به صورت شنگرف (سولفیدهای جیوه) این رنگدانهٔ قرمز شنگرفی بیشتر از راه کاهش شنگرف بدست میآید. شنگرف بسیار سمّی است بویژه اگر گرد و غبار آن بوییده یا خورده شود. راه دیگر مسمویت جیوه قرار گرفتن در برابر ترکیبهای حل شدنی جیوه در آب است مانند کلرید جیوه(II) یا متیلجیوه، تنفس بخار جیوه یا خوردن خوراکهای دریایی آلوده به جیوه. جیوه در دماسنج، فشارسنج (بارومتر، مانومتر)، فشارسنج خون، کلید جیوهای، شیرهای شناور و دیگر ابزارها. البته به دلیل زهرآگین بودن این عنصر، تلاش شده تا از فشارسنجهای خون و دماسنجهای جیوهای در بیمارستانها پرهیز شود و بجای آن از ابزارهای الکلی، آلیاژهای اوتکتیک مانند گالینستان، ابزارهای الکترونیکی یا با پایهٔ ترمیستور بهره برده شود. اما همچنان کاربرد جیوه در زمینهٔ پژوهش و ساخت مواد آمالگام دندانی برای پرکردن دندانها پابرجا است. جیوه کاربرد نوری هم دارد: اگر جریان الکتریسیته از بخار جیوهٔ درون یک لولهٔ فسفری گذرانده شود، موجهای کوتاه فرابنفش پدید میآید در اثر این موجها فسفر به درخشش میافتد و نور مرئی تولید میشود (مانند لامپ مهتابی). جیوه فلزی سنگین و سفید-نقرهای است. نسبت به دیگر فلزها رسانایی گرمایی پایینی دارد اما رسانای خوب جریان برق است.[۴] به عنوان یک فلز بلوک دی دارای نقطهٔ ذوب بسیار پایینی است. توضیح این ویژگی به دانش مکانیک کوانتوم نیازمند است. اما کوتاه شده می توان چنین توضیح داد: جایگیری الکترونها به دور هستهٔ جیوه از ترتیب ۱s, ۲s, ۲p, ۳s, ۳p, ۳d, ۴s, ۴p, ۴d, ۴f, ۵s, ۵p, ۵d, ۶s پیروی میکند. چنین جایگیری الکترونها به سختی آمادهٔ ازدست دادن الکترون میشود برای همین از این نظر جیوه مانند گازهای نجیب رفتار میکند، پس پیوندهای درونی ضعیف است و نقطهٔ ذوب پایینی دارد (به آسانی ذوب میشود) پایداری تراز ۶s به دلیل وجود تراز پُرشدهٔ ۴f است. نبود تراز پایین تر f در عنصرهایی مانند کادمیم و روی دلیل داشتن نقطهٔ ذوب بالاتر این عنصرها است. یادآوری میشود که هر دوی این عنصرها به آسانی ذوب میشوند و افزون بر این به گونهٔ نامعمولی نقطهٔ جوش پایینی دارند. فلزهایی مانند طلا نسبت به جیوه اتمهایی با یک الکترون کمتر در 6s دارند. چنین الکترونهایی آسان تر جدا میشوند و میان اتمهای طلا به اشتراک گذاشته میشوند و پیوندهای فلزی برقرار میکنند.[۲][۵] به هر آلیاژی از جیوه، ملغمه گفته میشود. به عبارت دیگر ملغمه همان جیوه-فلز است که میتواند مایع یا جامد باشد. جیوه میتواند با طلا، روی و بسیاری از فلزهای دیگر ملغمه بسازد. آهن یک استثنا است برای همین به صورت سنتی برای تجارت جیوه از ظرفهای آهنی بهره برده میشد. فلزهای دیگر که با جیوه ملغمه نمیسازند عبارتند از تانتالیم، تنگستن و پلاتین. ملغمهٔ سدیم یک عامل کاهندهٔ پرکاربرد در ساخت مواد آلی است. همچنین در لامپهای سدیمی فشاربالا هم بکار میآید. هنگامی که جیوه و آلومینیم خالص در تماس با هم قرار گیرند به آسانی با هم ترکیب میشوند و ملغمهٔ آلومینیم-جیوه را میسازند. اکسید آلومینیم که پوشش محافظ آلومینیم در برابر اکسیدشدگی است در برابر این ملغمه به آسانی از میان میرود برای همین حتی اندازههای اندک جیوه هم برای آلومینیم بسیار خورندهاست. به این دلیل در بیشتر شرایط اجازهٔ ورود جیوه به درون هواپیما داده نمیشود.[۷] جیوه هفت ایزوتوپ دارد که فراوان ترین آنها ۲۰۲Hg است (۲۹٫۸۶٪). ۱۹۴Hg با نیمهعمر ۴۴۴ سال و پس از آن ۲۰۳Hg با نیمهعمر ۴۶٫۶۱۲ روز دارای درازترین نیمهعمر در میان ایزوتوپهای پرتوزای جیوهاند. غیر از این دو، بیشتر ایزوتوپها دارای نیمهعمری کمتر از یک روز اند. ۱۹۹Hg و ۲۰۱Hg به ترتیب با اسپینهای 1⁄۲ و ۳⁄۲ ایزوتوپهایی اند که بیشترین پژوهش تشدید مغناطیسی هسته-هستهٔ فعال بر روی آنها صورت گرفتهاست.[۴] جیوه عنصری به شدت کمیاب در پوستهٔ زمین است. فراوانی آن در پوسته برپایهٔ جرم ۰٫۰۸ بخش در میلیون (ppm) است.[۱۷] البته چون این عنصر از دیدگاه زمینشیمی با عنصرهایی که بیشترین فراوانی را در پوسته دارند آمیخته نمیشود به همین دلیل سنگ معدنهای جیوه نسبت به سنگهای معمولی دارای غلظت بالایی از این عنصرند. داراترین سنگ معدنهای این عنصر تا ۲٫۵٪ جرمی و فقیرترین آنها دست کم ۰٫۱٪ جیوه دارند (۱۲،۰۰۰ برابر فراوانی میانگین جیوه در پوسته). جیوه هم به صورت یک فلز (کمیاب) و هم در کنار عنصرهای دیگر در کانیهایی مانند شنگرف، کوردرویت، لیوینگ ستونیت و... پیدا شدهاست. HgS یا شنگرف معمول ترین سنگ معدن جیوهاست.[۱۸] سنگ معدنهای جیوه بیشتر در کمربندهایی که سنگهایی با چگالی بالا با نیروی بزرگی به بیرون پوسته هُل داده شدهاند پیدا میشود بویژه در فصلهای داغ یا ناحیههای آتشفشانی.[۱۹] از سال ۱۵۵۸ با بدست آوردن فرایندی که در آن بتوان با کمک جیوه، نقره را از سنگ معدنش بیرون کشید، جیوه ارزش بالایی در اقتصاد اسپانیا و سرزمینهای آمریکایی زیر پوشش پیدا کرد. در اسپانیای نو و پرو این ارزش بیشتر دیده میشد. در آغاز معدن آلمادن در جنوب اسپانیا، فراهم کنندهٔ همهٔ جیوهٔ مورد نیاز اسپانیاییها بود.[۲۰] در بازهٔ سه سده بیش از ۱۰۰،۰۰۰ تُن جیوه از معدنها بیرون کشیده شد و روند نیاز به جیوه تا پایان سدهٔ ۱۹ برای بدست آوردن نقرهٔ بیشتر همچنان ادامه داشت.[۲۱] پس از اسپانیا در ایتالیا، آمریکا، مکزیک و اسلوونی هم معدنهای مهم جیوه پیدا شد و به بهره برداری رسید. اما امروز در بسیاری از این معدنها بستهاست. برای نمونه معدن مکدرمیت در نوادا که آخرین معدن آمریکا بود در سال ۱۹۹۲ بسته شد. بسیاری از این بسته شدنها به دلیل افت ارزش جیوه بودهاست. ارزش جیوه در سالهای گوناگون بسیار بالا و پایین شده برای نمونه در سال ۲۰۰۶ ارزش جیوه برای هر فلاسک، برابر با ۷۶ پوند یا ۳۴٫۴۶ کیلوگرم، ۶۵۰ دلار بودهاست.[۲۲] با حرارت دادن شنگرف در برابر جریان هوا و سپس متراکم کردن بخار آن به جیوه میرسیم. این واکنش به ترتیب زیر است: در سال ۲۰۰۵ چین بزرگترین تولیدکنندهٔ جیوه بود.[۲۳] گمان آن میرود که کشورهای دیگر هم با کمک فرایندهای الکتریکی استخراج، تولیدکنندهٔ جیوه بودهاند اما دادهای را ثبت نکردهاند. به دلیل سمی بودن بالای جیوه، هم در فرایند معدن کاری و هم در جداسازی، آسیبهای فراوانی از این ماده در گذشته تا کنون به جای ماندهاست.[۲۴] به همین دلیل در دههٔ ۱۹۵۰ شرکتهای خصوصی در اردوگاههای کار اجباری از زندانیان برای کندن معدنهای جیوه استفاده میشد. هزاران زندانی به کار گرفته میشدند تا تونلهای تازه بکنند.[۲۵] افزون بر این سلامتی کارگران در هنگام کار در معدن به شدت در خطر بود. اتحادیهٔ اروپا در سال ۲۰۱۲ به دلیل نیازش به لامپهای مهتابی چین را به بازگشایی معدنهای مرگبارش تشویق میکرد تا جیوهٔ مورد نیاز آنها فراهم شود. با این روند محیط زیست در برابر خطرهای جدی قرار میگرفت بویژه در منطقههای جنوبی فوشان و گوانگژو، و در استان گوئیژو در جنوب غرب.[۲۵] معدنهای جیوه که پس از بهره برداری رها شدهاند دارای تودههای بزرگ و خطرناک شنگرف حرارت داده شدهاند. بررسیها نشان داده که آبی که از این منظقهها میگذرد بسیار برای طبیعت آسیب رسان است. برای همین تلاش میشود تا از این منطقهها به گونهٔ ویژهای دوباره بهره برداری شود. برای نمونه در سال ۱۹۷۶ شهرستان سانتا کلارا یک معدن کهنه را خرید و در آن یک پارک محلی درست کرد و البته برای پاک سازی محیطی و امنیت آن بسیار هزینه کرد.[۲۶] دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:12 :: نويسنده : p-a
هلیم (Helium) با نشان شیمیایی He یک عنصر شیمیایی با عدد اتمی ۲ و وزن اتمی ۴٫۰۰۲۶۰۲ است. این عنصر، بی بو، بی رنگ، بی مزه، غیرسمّی، از دیدگاه شیمیایی بی اثر و تک اتمی است که در جدول تناوبی استاندارد در بالای گروه گازهای نجیب جا دارد. دمای ذوب و جوش این ماده در میان دیگر عنصرها بسیار پایین است به همین دلیل در دمای اتاق و البته در بیشتر موارد به گازی است مگر شرایط بسیار ویژهای بر آن گذرانده شود. هلیم دومین عنصر سبک جهان است و از دید فراوانی در جایگاه دوم است. نزدیک به ۲۴٪ از جرم گیتی از آن این عنصر است که این مقدار بیش از ۱۲ برابر ترکیب تمام عنصرهای سنگین است. هلیم به همان صورت که در خورشید و هرمز یافت میشود در جهان پیدا میشود و این به دلیل انرژی بستگی (به ازای هر هسته) بسیار بالای هلیم-۴ نسبت به سه عنصر دیگر پس از آن در جدول تناوبی است. بیشتر هلیم موجود در گیتی، هلیم-۴ است و گمان آن میرود که در جریان مه بانگ پدید آمده باشد. امروزه با کمک واکنشهای همجوشی هستهای در ستارهها، گونههای تازهای از هلیم ساخته شدهاست. واژهٔ هلیوم از واژهٔ یونانیهلیوس گرفته شده به معنای «ایزد خورشید» گرفته شدهاست. زمانی که هنوز هلیم شناخته نشده بود، ستاره شناس فرانسوی ژول ژانسن در جریان خورشیدگرفتگی سال ۱۸۶۸ برای نخستین بار در طیفسنجی نور خورشید، خط زرد طیفی هلیم را دید. برای همین هنگامی که از نخستین کسانی که هلیم را شناسایی کردند یاد میشود نام ژول ژانسن در کنار نام نورمن لاکیر جای میگیرد. در جریان همان خورشیدگرفتگی، نورمن لاکیر پیشنهاد کرد این خط زرد میتواند به دلیل یک عنصر تازه باشد. دو شیمیدان سوئدی با نامهای پر تئودر کلیو و نیلز آبراهام لانگلت در سال ۱۸۹۵ این عنصر را شناسایی و اعلام کردند. آنها هلیم را از سنگ کلویت که معدن اورانیم است بدست آوردند. در سال ۱۹۰۳ منابع بزرگ هلیم در میدانهای گازی ایالات متحده پیدا شد که یکی از بزرگترین منابع این گاز است. یکی از کاربردهای مهم هلیم در سرماشناسی است. نزدیک به یک-چهارم هلیم تولیدی در این زمینه بکار میرود. ویژگی خنک سازی هلیم بویژه در خنک کردن آهنرباهای ابررسانا مهم است. این آهن رباها به صورت تجاری در اسکنرهای ام آر آی کاربرد دارد. کاربرد صنعتی دیگر هلیم در فشار وارد کردن برای نمونه به عنوان گاز تخلیه کنندهاست. همچنین به عنوان هوای محافظ در جوشکاری با قوس الکتریکی، در فرایندهایی مانند کشت بلورها در ساخت قرصهای سیلیسیم از این گاز بهره برده میشود. نزدیک به نیمی از هلیم تولیدی در این زمینه کاربرد دارد. یکی دیگر از کاربردهای شناخته شدهٔ هلیم در ویژگی بالابری در بالونها و کشتیهای هوایی است.[۲] تنفس حجم اندکی از گاز هلیم میتواند برای چندی در کیفیت و زنگ صدای انسان تاثیر بگذارد. این اثرگذاری تنها از آن هلیم نیست بلکه هر گازی که چگالی متفاوتی با هوا داشته باشد از این ویژگی برخوردار است. در پژوهشهای دانشگاهی رفتار دو فاز سیال هلیم-۴ (هلیمI و هلیمII) در بحثهای مربوط به مکانیک کوانتوم و یا پژوهش دربارهٔ پدیدههایی مانند ابررسانایی که با دماهای نزدیک به صفر مطلق در ماده کار میکند، مهم است. هلیم در هواکُرهٔ زمین بسیار کمیاب است (نزدیک به ۰٫۰۰۰۵۲٪ حجمی) بیشتر هلیومی که در خاک زمین پیدا میشود در اثر واپاشی هستهای طبیعی در عنصرهای سنگین پرتوزا مانند اورانیم و توریم پدید آمدهاست؛ به این ترتیب که در اثر واپاشی، ذرههای بتا از عنصر تابیده شده و هستهٔ هلیم-۴ بدست آمدهاست. هلیم بدست آمده از واپاشی به آسانی به صورت فشرده با درصدی نزدیک به ۷٪ حجمی، در دام گاز طبیعی گرفتار میشود. سپس می توان با روشهای صنعتی و به صورت تجاری با کاهش دمای آمیختهٔ هلیم و گاز طبیعی، هلیم را از دیگر گازها جدا ساخت. این روش تقطیر جزء به جزء نام دارد. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:8 :: نويسنده : p-a
|