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
پلوتونیوم یک عنصر شیمیایی رادیواکتیو و فلزی است که نماد آن Pu و عدد اتمی آن ۹۴ میباشد. وزن اتمی این عنصر ۲۴۴٫۰۶ بوده و چگالی آن ۱۹٫۸۰۰ kg/m۳ میباشد. پلوتونیوم در سال ۱۹۴۰ توسط دکتر GlennT.Seaborg، Edwin McMillan, Kennedy و Wahl از طریق بمباران دوترونی اورانیوم در سیکلوترون (شتابدهنده ذرات مدور) Berkeley Radiation Laboratory دانشگاه کالیفرنیا برکلی کشف شد. اما این کشف تا مدتها سری باقی ماند. این عنصر با توجه به کشف سیاره پلوتو که درست بعد از نپتون کشف شد، پلوتونیوم نام گرفت.(پلوتون در منظومه شمسی بعد از نپتون قرار دارد). كاربرد ها
پلوتونیوم یکی از مواد مهم شکافت هستهای در سلاحهای هستهای پیشرفته است. باید احتیاط لازم جهت جلوگیری از جمع شدن مقداری از پلوتونیوم که به جرم بحرانی نزدیک میشود به عمل آورد، چرا که این مقدار از پلوتونیوم خودبه خود واکنشهای شکافت هسته ای تولید میکند. بدون توجه به محدود نشدن پلوتونیوم توسط فشار خارجی که برای یک سلاح هستهای لازم است، پلوتونیوم میتواند خودش را گرم کرده و هر چیزی را که، پیرامون آن را محدود میکند بشکند. جلوگیری شود. شکل ظاهری پلوتونیوم هم در این امر موثر است، بنابر این، باید از ایجاد اشکال فشرده مانند کره، پرهیز کرد. همچنین پلوتونیوم مخصوصا نوع بسیار خالص آن، آتش زا بوده و به صورت شیمیایی با اکسیژن و آب واکنش میدهد که میتواند باعث انباشتگی هیدرید پلوتونیوم و یک ترکیب Pyrophoric شود، که مادهای است که در دمای اطاق در هوا میسوزد. حجم پلوتونیوم به هنگام ترکیب شدن با اکسیژن بسیار افزایش میابد و میتواند ظرف خود را بشکند بنابر این احتیاطهای لازم برای حمل پلوتونیوم در هر شکل آن، باید انجام شود، عموماً یک اتمسفر خشک و خنثی نیاز میباشد[۱]. علاوه بر اینها، خطرات رادیو اکتیوی نیز وجود دارد. خاک اکسید منیزیم موثرترین ماده برای فرو نشاندن آتش پلوتونیوم میباشد. آن ماده مشتعل را مانند یک کاهنده دما(Hit Sink)سرد میکند و در عین حال از رسیدن اکسیژن به آن جلوگیری میکند. آب نیز در این مورد موثر است. در سال ۱۹۶۲ در Rocky Flats Plant در نزدیکی Boulder, Colorado یک آتش سوزی بزرگ پلوتونیومی رخ داد. پلوتونیوم همچنین در ساخت جنگافزار هسته ای و ساخت زهرهای (نه الزاما مهلک) کاربرد دارد. تودههای انباشته شده پلوتونیوم توسط اتحاد جماهیر شوروی قدیم و ایالات متحده آمریکا به وجود میآمد.از پایان جنگ سرد تمرکز بر نگرانی ازگسترش تکنولوژی هستهای بوجود آمد. در سال ۲۰۰۲ دپارتمان انرژی ایالات متحده ۳۴ تن از مواد پلوتونیوم را که برای ساخت سلاحهای هستهای استفاده میشد را از دپارتمان دفاع ایالات متحده گرفت و از اوایل سال ۲۰۰۳ تصمیم گرفت برای خلاصی از این اورانیومها، به تبدیل چندین نیروگاه هستهای در آمریکا، از سوخت اورانیوم غنی شده به سوخت MOX اقدام کند. خطرات گاهی اوقات از پلوتونیوم با عنوان سمیترین ماده شناخته شده بر انسان نام برده میشود و این در حالی است که یک توافق کلی در میان کارشناسان مبنی بر نادرست بودن این مطلب وجود دارد. تا سال ۲۰۰۳ تنها یک مورد مرگ انسان به علت مجاورت و ارتباط با پلوتونیوم وجود داشتهاست. رادیومی که به صورت طبیعی به وجود میآید حدودا ۲۰۰ برابر سمی تر از پلوتونیوم است و برخی از Toxinهای آلی مانند سم بوتولین میلیاردها برابر سمی تر از پلوتونیوم میباشند. به هر حال، حوادث بحرانی نیز وجود داشته.حمل بی ملاحظه ۶٫۲ kg پلوتونیوم کروی در Los Alamos در ۲۱ آگست ۱۹۴۵، باعث انتشار دوز مرگبار تشعشع گردید. Harry Daghlian دوزی در حدود ۵۱۰ rem دریافت کرد، او ۴ هفته بعد درگذشت.مرگ دیگری در سال ۱۹۵۸ در واحد غنی سازی اورانیوم Los Alamos روی داد. پلوتونیوم در یک مخزن مخلوط کن جمع شده بود. یک بار جدید هم به آن منتقل شد و در نتیجه ۸ کیلوگرم پلوتونیوم در مرکز مخزن جمع شد. یک کارگر در معرض تشعشع قرار گرفت و در کمتر از دو روز در گذشت. حالتهای سمی پلوتونیوم از نظر شیمیایی و پرتوشناسی، باید از خطرات پلوتونیوم متمایز شود. بسیاری از جنبشهای ضد هستهای و در ادامه جنبشهای سیاست سبز از پلوتونیوم به عنوان خطرناکترین ماده شناخته شده برای بشریت یاد کرده و تنها دلیلشان نقش مهلک آن در تولید سلاحهای هستهای میباشد. احتمالاً اخلاط این دو دیدگاه است که باعث گزافه گوییهای احساسی در خصوص سمی بودن پولوتونیوم میشود. در سال ۱۹۸۹ نوشتهای از Bernard L. Cohen اینگونه بیان میکند که «خطرات پلوتونیوم خیلی آشکار تر و راحت تر از خطرات ناشی از مواد افزودنی به غذاها و همچنین حشره کشها فهمیده میشوند و در مقایسته تنها یک مرگ در هر ۳۰۰ سال میتواند کم مایه بودن این نظر را اثبات کند. و علارغم حقایقی که ما در اینجا ذکر کردیم و حقایق شناخته شده بر جامعه علمی افسانه سمی بودن پلوتونیوم همچنان ادامه دارد.» بنابراین هیچ گونه شک و تریدی وجود ندارد که پلوتونیوم در صورت استفاده نادرست میتواند بسیار خطرناک باشد. پرتوی آلفا که پلوتونیوم از خود ساطع میکند نمیتواند به پوست نفوذ کند، اما میتواند به اندامهای داخلی در صورت تنفس و یا خوردن پلوتونیوم آسیب برساند. ذرات بسیار کوچک پلوتونیم در صورت تنفس و رسیدن به ریهها میتوانت باعث به وجود آمدن سرطان ریه شود. مواد دیگر از جمله ricin، سم botulinum و سم tetanus در دوزهائی کمتر از یک میلی گرم، میتوانند کشنده باشند، بنابراین پلوتونیوم از این نظر غیر عادی نیست.مقادیر قابل توجه بیشتر آن، در صورت بلع یا تنفس، میتواند باعث به وجود آمدن مسمومیت رادیویی حاد و مرگ شخص شود با این وجود تا کنون هیچ مورد مرگ به علت خوردن و یا تنفس پلوتونیوم دیده نشده و بسیاری از مردم مقدار قابل توجهی پلوتونیوم در بدن خود دارند. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 23:3 :: نويسنده : p-a
اورانیم یا یورانیم[۳] یکی از عنصرهایشیمیایی است که عدد اتمی آن ۹۲ و نشانه آن U است و در جدول تناوبی جزو آکتنیدها قرار میگیرد. ایزوتوپ ۲۳۵U اورانیم در نیروگاههای انرژی هستهای به عنوان سوخت و در سلاحهایاتمی به عنوان ماده منفجره استفاده میشود. اورانیم به طور طبیعی فلزی است سخت، سنگین، نقرهای رنگ و پرتوزا. این فلز کمی نرم تر از فولاد بوده و تقریبآ قابل انعطاف است. اورانیم یکی از چگالترین فلزات پرتوزا است که در طبیعت یافت میشود. چگالی آن ۶۵٪ بیشتر از سرب و کمی کمتر از طلا است. سالها از اورانیم به عنوان رنگ دهنده لعاب سفال یا برای تهیه رنگهای اولیه در عکاسی استفاده میشد و خاصیت پرتوزایی (رادیواکتیو) آن تا سال ۱۸۶۶ میلادی ناشناخته ماند و قابلیت آن برای استفاده به عنوان منبع انرژی تا اواسط قرن بیستم میلادی مخفی بود. فراوانی این عنصر از نظر فراوانی در میان عناصر طبیعی پوسته زمین در رده ۴۸ قراردارد. اورانیم در طبیعت بصورت اکسید و یا نمکهای مخلوط در مواد معدنی (مانند اورانیت یا کارونیت) یافت میشود. این نوع مواد اغلب از فوران آتشفشانها بوجود میآیند و نسبت وجود آنها در زمین برابر دو در میلیون نسبت به سایر سنگها و مواد کانی است. اورانیم طبیعی شامل ۹۹/۳٪ از ایزوتوپ ۲۳۸U و ۰/۷٪ ۲۳۵U است. این فلز در بسیاری از قسمتهای دنیا در صخرهها، خاک و حتی اعماق دریا و اقیانوسها وجود دارد. میزان وجود و پراکندگی آن از طلا، نقره یا جیوه بسیار بیشتر است. در ایران بزرگترین منبع اورانیم مربوط به ساغند اردکان می باشد. ویژگیهای اورانیم اورانیم یکی از سنگینترین (به بیان دقیقتر چگالترین) 18,97 g/cm³ عنصری است که در طبیعت یافت میشود (هیدروژن سبکترین عنصر طبیعت است Platin 21,45 g/cm³ .) اورانیم خالص حدود ۱۸/۷ بار از آب چگالتر است و همانند بسیاری از دیگر مواد پرتوزا در طبیعت بصورت ایزوتوپ یافت میشود. اورانیم شانزده ایزوتوپ دارد. حدود ۹۹/۳ درصد از اورانیمی که در طبیعت یافت میشود ایزوتوپ ۲۳۸ (U-۲۳۸) است و حدود ۰/۷ درصد ایزوتوپ ۲۳۵ (U-۲۳۵). دیگر ایزوتوپهای اورانیم بسیار نادر هستند. در این میان ایزوتوپ ۲۳۵ برای بدست آوردن انرژی از نوع ۲۳۸ آن بسیار مهمتر است چرا که U-۲۳۵ (با فراوانی تنها ۰/۷ درصد) آمادگی آن را دارد که در شرایط خاص شکافته شود و مقادیر زیادی انرژی آزاد کند. به این ایزوتوپ «اورانیم شکافتنی» (Fissil Uranium) هم گفته میشود و برای شکافت هستهای استفاده میشود. اورانیم نیز همانند دیگر مواد پرتوزا دچار تباهی میشود. مواد رادیو اکتیو دارای این خاصیت هستند که از خود بطور دائم ذرات آلفا و بتا و یا اشعه گاما منتشر میکنند. U-۲۳۸ باسرعت بسیار کمی تباه میشود و نیمه عمر آن در حدود ۴، ۵۰۰ میلون سال (تقریبآ برابر عمر زمین) است. این موضوع به این معنی است که با تباه شدن اورانیم با همین سرعت کم انرژی برابر ۰/۱ وات برای هر یک تن اورانیم تولید میشود و این برای گرم نگاه داشتن هسته زمین کافی است. شکافت هستهای اورانیم U-۲۳۵ قابلیت شکاف هستهای دارد. این نوع از اتم اورانیم دارای ۹۲ پروتون و ۱۴۳ نوترون است (بنابراین جمعآ ۲۳۵ ذره در هسته خود دارد و به همین دلیل U-۲۳۵ نامیده میشود)، کافی است یک نوترون دریافت کند تا بتواند به دو اتم دیگر تبدیل شود. این عمل با بمباران نوترونی هسته انجام میگیرد، در این حالت یک اتم U-۲۳۵ به دو اتم دیگر تقسیم میشود و دو، سه و یا بیشتر نوترون آزاد میشود. نوترونهای آزاد شده خود با اتمهای دیگر U-۲۳۵ ترکیب میشوند و آنها را تقسیم کرده و به همین منوال یک واکنش زنجیرهای از تقسیم اتمهای U-۲۳۵ تشکیل میشود. اتم U-۲۳۵ با دریافت یک نوترون به اورانیم ۲۳۶ تبدیل میشود که ثبات و پایداری نداشته و تمایل دارد به دو اتم با ثبات تقسیم شود. انجام عمل تقسیم باعث آزاد شدن انرژی میشود بگونهای که جمع انرژی حاصل از تقسیم زنجیره اتمهای U-۲۳۵ بسیار قابل توجه میشود. نمونهای از این واکنشها به اینصورت است: U-۲۳۵ + n Ba-۱۴۱ + Kr-۹۲ + ۳n + ۱۷۰ Million electron Volts U-۲۳۵ + n Te-۱۳۹ + Zr-۹۴ + ۳n + ۱۹۷ Million electron Volts که در آن: electron Volt = ۱٫۶۰۲ x ۱۰-۱۹ joules (یک ژول انرژی برابر توان یک وات برای مصرف در یک ثانیهاست.) مجموع این عملیات ممکن است در محلی بنام رآکتور هستهای انجام گیرد. رآکتور هستهای میتواند از انرژی آزاد شده برای گرم کردن آب استفاده کند تا در نهایت از آن برای راه اندازی توربینهای بخار و تولید برق استفاده شود. دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 22:59 :: نويسنده : p-a
آرگون با علامت اختصاری Ar در جدول عناصر دارای شماره اتمی ۱۸ است. گاز آرگون در اتمسفر زمین تا حدود ٪۱ موجود است. آرگون برای به وجود آوردن نورهای زنده استفاده میشود. همچنین دارای مصارفی در صنایع جوشکاری، اسپکتروسکوپی و تولید تیتانیوم نیز میباشد. خواص آرگون عنصری است غیر فلزی با نشانه اختصاری A یا Ar با عدد اتمی ۱۸، جرم اتمی ۳۹٫۹۸ که در گروه گازهای نجیب و در دوره سوم جدول تناوبی جای دارد. مشخصات
گازی است بی رنگ بی بو ٬بیمزه٬تک اتمی ٬ترکیب شیمیایی آن تا کنون شناخته نشدهاست نقطه انجماد -۱۸۹٫۳ نقطه جوش ۱۸۵٫۸ ٬چگالی ویژّ ۱٫۳۸(هوا=۱) در آب کمی حل میشود ٬اشتعال پذیر نی ست
كاربرد پرکردن حبابهای لامپها و پنجرههای دوجداره، تصفیه زیرکنیوم، شستن فلزهای مذاب تا گازهای حل شده را از آن جدا کند، در لولههای شمارشگر گایگر٬ لیزرها، کربن گیری از فولاد ضدزنگ و همچنین در نوع خاصی از جوشکاری به عنوان گاز محافظ قوس الکتریکی به کار میرود.
دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 22:52 :: نويسنده : p-a
( هيدروژن ) هیدروژن یا آبزا، با نماد شیمیایی H نام یک عنصر شیمیایی در جدول تناوبی با عدد اتمی ۱ است. وزن اتمی این عنصر ۱٫۰۰۷۹۴ u است. هیدروژن سبکترین عنصر در جهان است و بیش از دیگر عنصرها میتوان آن را به صورت آزاد در طبیعت پیدا کرد. میتوان گفت نزدیک به ۷۵% از جرم جهان از هیدروژن ساخته شدهاست. برخی جرمهای آسمانی مانند کوتولهٔ سفید و یا ستارههای نوترونی از حالت پلاسمای هیدروژن ساخته شدهاند. ولی در طبیعت روی زمین به سختی میتوان تک اتم هیدروژن را پیدا کرد. ایزوتوپی از هیدروژن که بیشتر دیده میشود، پروتیوم نام دارد (بیشتر از نماد آن ۱H یاد میشود تا نام آن) این ایزوتوپ، یک پروتون دارد و نوترون ندارد و در ترکیبهای یونی میتواند بار منفی (آنیون هیدرید با نماد -H) به خود بگیرد. همچنین بار مثبت آن نیز به صورت +H یافت میشود که در این صورت تنها از یک پروتون ساده ساخته شدهاست. البته در حقیقت بدست آوردن کاتیون هیدروژن در ترکیبهای پیچیده تری ممکن میشود. عنصر هیدروژن با بیشتر عنصرها میتواند ترکیب شود و میتوان آن را در آب، تمامی ترکیبهای آلی و موجودات زنده پیدا کرد. این عنصر در واکنشهای اسید و قلیایی در بسیاری واکنشها با داد و ستد پروتون میان مادهٔ حل شدنی و حلال نقش مهمی از خود نشان میدهد. هیدروژن به عنوان ساده ترین عنصر شناخته شده در دانش نظری بسیار کمک کار بودهاست، برای نمونه از آن در حل معادلهٔ شرودینگر و یا در مطالعهٔ انرژی و پیوند و در نهایت پیشرفت دانش مکانیک کوانتوم نقش کلیدی داشتهاست. گاز هیدروژن (با نماد H۲) نخستین بار در سدهٔ ۱۶ میلادی به صورت آزمایشگاهی از واکنش اسیدهای قوی با فلزهایی مانند روی بدست آمد (۱۷۶۶ تا ۸۱). هنری کاوندیش نخستین کسی بود که دریافت گاز هیدروژن برای خود، یک مادهٔ جداگانهاست.[۶] و از سوختن آن آب پدید میآید. دلیل نامگذاری هیدروژن هم همین ویژگی آن است به معنی آبساز در زبان یونانی. در شرایط استاندارد دما و فشار هیدروژن عنصری است بی رنگ، بی بو، بی مزه، نافلز، غیرسمّی یک ظرفیتی، گازی دو اتمی، بسیار آتشگیر و با فرمول شیمیایی H۲. در صنعت برای تولید هیدروژن از گاز طبیعی بهره میبرند و کمتر به الکترولیز آب روی میآورند.[۷] بیشتر هیدروژن تولیدی در نزدیکی محل تولید، در فرایند سوخت سنگوارهای (مانند کراکینگ) و تولید آمونیاک برای ساخت کود شیمیایی، مورد بهره برداری قرار میگیرد. امروزه دانشمندان در تلاش اند تا جلبکهای سبز را در تولید هیدروژن بکار ببندند. در دانش فلزشناسی، تردی هیدروژنی بسیاری فلزها مورد بررسی است تا با کمک آن در طراحی لولهها ومخزنها دگرگونیهایی پدید آورند . دو شنبه 1 آبان 1391برچسب:, :: 22:39 :: نويسنده : p-a
مشخصاتعدد اتمی: ۱۵ ۳۰٬۹۷۳۸ g.mol -۱: جرم اتمی حالت اکسایش : ± ۳, ۴, ۵ الکترونگاتیوی (بر اساس قرارداد :pauling): ۲٬۱ چگالی: ۱٬۸۲ g/ml at ۲۰°C نقطه ذوب: ۴۴٬۲ °C نقطهٔ جوش: ۲۸۰ °C شعاع اتمی: ۱٬۲۸ Å شعاع یونی: ۰٬۳۴ Å آرایش الکترونی: [Ne]۳s23p۳ انرژی نخستین یونش: ۱۰٬۱۱۸ eV انرژی دومین یونش: ۱۹٬۷۲۵ eV انرژی سومین یونش: ۲۹٬۱۴۱ eV کشف شده بوسیله : Hennig Brandt in ۱۶۶۹ فسفر یکی از اعضای نافلز چند ظرفیتی گروه نیتروژن میباشد. این عنصر به چندین شکل آلوتروپی در طبیعت یافت شدهاست و یکی از عناصر حیاتی برای زندگی ارگانیسمهای طبیعی (ترکیب موجودات زنده ) میباشد. چندین شکل فسفر وجود دارند که عبارت اند از:فسفر سفید، قرمز، سیاه؛ اگر چه رنگهای آنها تا حد زیادی به نظر میرسد تفاوت کمی با هم داشته باشد.فسفر سفید یکی از شکلهای فسفر است که به طور صنعتی تولید میشود که در تاریکی میتابد.و بی اختیار شعله ئر میشود در زمانی که در معرض هوا گیرد و سم مهلکی است.فسفر قرمز میتواند به خاطر تغییرات اندک در ساختار شیمیایی اش از رنگ نارنجی تا ارغوانی تغییر داشته باشد. شکل سوم، یعنی فسفر سیاه، که در زیر فشار بالا ساخته میشود شبیه به گرافیت بوده و مانند گرافیت توانایی هدایت اللکتریکی را دارد. به غیر از آب و غذا بدن انسان برای بقا نیاز ویتامینهای مشخص و مواد معدنی دارد. کلسیم و فسفر دو ماده معدنی مهم در بدن انسان هستند که با کمک همدیگر دندانها و استخوانها را میسازند. فسفر ۱ درصد کل وزن بدن را تشکیل میدهد، بنابراین اگر فردی ۱۵۰ پوند وزن داشته باشد یک و نیم پوند فسفر در بدن دارد. بیشتر فسفر بدن (در حدود ۸۵ درصد) در استخوانها و دندانها (جایی که با کلسیم برای ساختن استخوان قویتر و سخت تر ترکیب میشود) وجود دارد. بفیه فسفر در سلولها و بافتهای دیگر وجود دارد. در کلیهها، فسفر از نظیر تصفیه مهم است. فسفر همچنین به تعادل اسید-باز درخون کمک میکند. فسفر جریان انرژی در بدن را تنظیم کرده باعث کاهش درد عضلانی، بعد از یک کار سخت، میشود. بدن شما برای رشد، نگهداری و ترمیم همه بافتها و یاختههای بدن و همچنین برای جذب سایر ویتامینها و مواد معدنی از جمله ویتامین دی، کلسیم، ید، منیزیوم و روی نیاز به فسفر دارد. کاربردها در پزشکیدر حالت معمول نیاز به مصرف مکملهای فسفر وجود ندارد زیرا غذاهایی که ما میخوریم حاوی مقادیر کافی فسفر است، با اینحال در بعضی موارد برای مثال در شخصی که بیماری کلیوی دارد، پزشک مکملهای فسفر را تجویز میکند. بعضی از ورزشکاران قبل از شروع رقابت یا کارهای سنگین برای کاهش درد عضلانی و خستگی از مکملهای پتاسیم استفاده میکنند. مصرف فسفر و کلسیم با همدیگر میتواند باعث بهبود شکستگی استخوان و درمان کمبودهای ویتامین «دی» نظیراستئومالاسی (نرمی استخوان) و ریکتز شود. کاربردهای دیگرهم چنین از دیگر کاربردهای فسفر میتوان در اسید فسفریک غلیظ شده که در کودها برای کشاورزی و تولیدات کشاورزی کاربرد دارد.فسفاتها در شیشههای خاص، لامپ سدیم، تولید استیل و کاربردهای نظامی (بمبهای آتش زا ، smoke screeninng(پرده پوشش دود برای استتار یکانهای خودی) و غیره ) و در کاربردهای دیگر به عنوان سموم دفع آفات، خمیر دندان، مواد شوینده استفاده میشوند. فسفر در محیط زیستدر جهان طبیعت هرگز فسفر به شکل خالص دیده نشدهاست.اما تنها به شکل فسفات دیده شده که شامل اتم فسفر تشکیل پیوند داده با چهار اتم اکسیژن میباشد.این میتواند به شکل یون فسفات دارای بار منفی شده (PO۴۳-) که در مواد معدنی یا به عنوان organophosphates که مولکولهای ارگانیسمی چسبیده به یک، دو یا سه اتم اکسیژن هستند وجود دارد . مقدار فسفر ی که به طور طبیعی در غذا وجود دارد به طور قابل ملاحظهای تفاوت دارد اما میتواند به عنوان بیشترین مقدار در جگر ( mg/۱۰۰ g 370 ) یا کمترین مقدار در روغن گیاهیبباشد.غذاهای غنی از فسفر عبارت اند از :تن ماهی، ماهی قزا آلا، ماهی ساردین، کبد، بوقلمون، جوجه مرغ، تخم مرغ و پنیر (۲۰۰ g/۱۰۰ g).. کانیهای فسفات دار زیادی وجود دارند بیشترین آنها به شکل apatite هستند. Fluorapatite ببیشترین ذخیرهٔ استخراج شدهٔ معدنی فسفر را داراست.مناطق مهم و عمده استخراج معدنی این ماده در روسیه، مراکش، تانزانیا، توگو و Nauru (کشور ایسلند قرار گرفته در اقیانوس آرام (قلمرو قدیم استرالیا))هستند. تولید جهانی ۱۵۳ میلیون تن در سال است.نگرانیهایی در مورد اینکه تا چند سال دیگر این منابع فسفر باقی خواهند ماند، وجود دارد. در صورت کمبود این ماده میتواند مشکلات جدی در تولید غذای جهانی بوجد آید، به خاطر اینکه فسفر یکی از اجزائ مهم در کودها میباشد. در اقیانوسها، تجمع فسفر مخصوصا در سطح آنها خیلی کم است به این دلیل که آلومینیم فسفات و کلسیم فسفات بر روی سطح آب باقی میمانند.لی در موارد دیگر، در اقیانوسها، فسفات به سرعت کامل مصرف میشوندو به اعماق اقیانونوسها به عنوان organic debris میروند.مقادیر بیشتری از فسفاتهای میتوانند در رودخانهها و در یاچهها وجود داشته باشند که رشد بیش از اندازهٔ خزهها را موجب میشود. منابع غذاییگوشت قرمز و مرغ و بوقلمون حاوی مقادیر چشمگیری فسفر هستند. منابع دیگر شامل شیرخشک و محصولات شیر، پنیر سفت، ماهی کنسرو شده، آجیل، تخم مرغ و نوشابههای سبک است. اشکال دیگرفسفر غیرفلزی که یک ماده مومی زرد یا سفید است و در تماس با هوا قابل اشتعال است سمیت زیادی دارد و به عنوان دارو استفاده نیمشود .علاوه بر این پزشکان یک یا چند تا از فسفاتهای غیرآلی را که در زیر نامبرده شدهاست و سمی نیست، توصیه میکنند:
نحوه مصرفاگر زیر ۲۴ سال سن دارید و یا اینکه حامله یا شیرده هستید روزانه به ۱۲۰۰ میلی گرم فسفر نیاز دارید. برای افراد دیگر حد مجاز توصیه شده روزانه CRDA، ۸۰۰ میلی گرم است. چون اغلب نیاز بدن به فسفر از طریق رژیم غذایی تأمین میشود، جای هیچ گونه نگرانی در مورد مصرف مکملهای فسفر وجود ندارد. مسئله مهمتر این است که شما بر روی غذایی که میخورید دقت کنید تا تعادل مناسبی از کلسیم و فسفر در رژیم غذایی شما وجود داشته باشد. کم کردن گوشت و جایگزین کردن با نوشابههای سبک میتواند عدم تعادل بین کلسیم و فسفر را اصلاح کند. در همین زمان شما باید دقت کنید که کلسیم کافی مورد نیاز بدن را در رژیم غذایی جای دهید که اغلب کار مشکلی است. موارد احتیاطمصرف روزانه بیش از ۱ گرم فسفر میتواند باعث مسمومیت شود. مصرف زیاد فسفر میتواند منجر به اسهال و کلسیفیکاسیون (سخت شدن) اعضا و بافت نرم شده و توانایی جذب آهن، کلسیم، منیزیوم و روی را توسط بدن کاهش دهد. اگر شما ورزشکار هستید و از مکملهای حاوی فسفات استفاده میکنید، باید دقت کنید که از این مکملها فقط باید به صورت گاه گاهی استفاده کنید. متخصصین تغذیه یک میزان مساوی از کلسیم و فسفر را در رژیم غذایی توصیه میکنند، اما رژیم غذایی تیپیک آمریکایی حاوی کلسیم کم و فسفر زیاد (میزان فسفر ۲ تا ۴ برابر کلسیم) است. علت این امر بسیار سادهاست. گوشت قرمز و مرغ و بوقلمون حاوی فسفر به میزان ۱۰ تا ۲۰ برابر میزان کلسیم آن است، و آشامیدنیهای حاوی کربنات مانند "کولا" حدود ۵۰۰ میلی گرم فسفر در هر بار مصرف دارد. وقتی در سیستم شما فسفر بیشتر از کلسیم باشد، بدن کلسیم ذخیره شده داخل استخوانها را برداشت میکند تا عملکر طبیعی بدن انجام شود. این امر منجر به کاهش توده استخوانی و در نتیجه شکنندگی استخوان و یا مشکلات لثه و دندانها میشود. پایین بودن نسبت کلسیم به فسفر همچنین باعث افزایش خطر فشار خون بالا و سرطان کولورکتال میشود. یک تعادل مناسب بین کلسیم و فسفر رژیم غذایی میتواند باعث کاهش تنیدگی (استرس)، کاهش خطر پوکی استخوان و بهبود علایم آرتروز و دیگر مشکلاتی شود که مرتبط با توانایی بدن در استفاده از کلسیم است. تداخلهای احتمالیموارد زیر میتواند به کمبود فسفر کمک کند: تاثیرات فسفر بر روی سلامتیفسفرد در محیط زیست بیشتر به عنوان فسفات یافت شود.فسفاتها مواده مهمی در بدن انسانها میباشند، به خاطر اینکه آنها قسمتی از مواد تشکیل دهندهٔ DNAها بوده و در توزیع انرژی کمک کی کنند. فسفااتها هم چنین میتوانند به طور ریجی در گیاهان یافت شوند. انسان تامین فسفات طببیعی را را ه طور اساسی با اضافه کردن کودهای غنی شده با فسفات به خاک و با استفاده از detergents (مادهای که ناخالصیها را جدا میکند) محتوی فسفات تغییر دادهاند.فسفاتها هم چنین به تعدادی از foodstuff مانند پنیر، سوسیس، ژامبون اضافه میشوند. مقادیر زیاد فسفات میتواند باعث بوجود آمدن مشکلات سلامتی شود.مانند آسیب رساندن به کلیه و osteoporosis .کمبود فسفر نیز میتواند اتفاق بیفتد.که مصرف زیاد دارو میتواند عامل ایجاد آن باشد.کمبود شدید فسفات میتواند مشسکلات سلامتی ایجاد کند. فسفر به حالت خالص خود سفید رنگ است. تا آنجایی که امروزه میدانیم فسفر سفید خطرناکترین شکل فسفر است.زمانی که فسفر سفید در طبیعت قرار میگیرد میتواند خطر جدی برای سلامت ما تلقی گردد. فسفر سفید به شدت سمی است و در بیشتر موارد قرار گیری در معرض آن کشنده خواهد بود. علت مرگ مردمی که معمولاً در اثر قرار گیری در معرض فسفر سفید جان خود را از دست دادهاند، به خاطر بلعیدن به طور اتفاقی زهر موش بودهاست.قبل از اینکه مردم به خاطرقرار گیری در معرض فسفر سفید بمیرند، آنها اغلب استفراغ و درد شکم و خواب آلودگی را تجربه میکنند. فسفر سفید میتواند باعث سوختگی پوست شود.در عین سوزاننده بودن، فسفر سفید ممکن است موحب آسیب به کبد، قلب و کلیه شود فسفر سفیدزمانی فسفر سفید وارد محیط زیست میشود که صنایع از آن برای ساختن مواد شیمیایی دیگر استفاده کنند و ارتش از آن به عنوان مهمات استفاده کند.از طریق تخلیهٔ فاضلاب، فسفر سفید وارد آبهای سطحی نزدیک کارخانههایی میشود که از آن استفاده میکنند. فسفر سفید در هوا پراکنده نمیشود چون به سرعت با اکسیژن واکنش میدهد.وقتی فسفر سفید در هوا تمام میشود، معمولا با اکسیژن ناگهانی واکنش میدهد تا به کم خطرترین ذره تبدیل شود.اگر چه زمانی که ذرات فسفر در هوا باشند، انها ممکن است نقش پوشش محافظتی داشته باشند که از واکنشهای شیمیایی جلوگیری میکند. در آب، فسفر سفید به همان سرعت با مواد دیگر واکنش نمیدهد که موجب انباشته شدن در بدن ارگانیسمهای جانوران آبزی میشود.در خاک فسفر برای چند روز قبل از اینکه تبدیل به کم خطرترین ماده تبدیل گردد، باقی میماند.اما در اعماق خاک و در کف رودخانهها و دریاچهها فسفر ممکن است برای هزاران سال یا بیشتر و یا کمتر باقی بماند. فسفاتهافسفات تاثیرات زیادی بر روی ارگانیسمها دارند.این تاثیرات عمدتا نتیجهٔ بیرون دان مقادیر زیادی از فسفات به محیط زیست به خاطر استخراج معدن و زراعت است. در حین تصفیهٔ آب فسفاتها اغلب به طور کامل از آب جدا نمیشوند تا اینکه آنها میتوانند در یک مسافت طولانی منتشر شوند و در آبهای سطحی یافت شوند. به خاطر اضافه شدن دائمی فسفات بوسیلهٔ انسان و افزایش بیش از حد تجمع طبیعی، چرخهٔ فسفری شدیدا منقطع گردیدهاست. افزایش تجمع فسفر در آبهای سطحی رشد ارگانیسمهای وابسته به فسفر مانند خزهٔ دریایی و عدس آبی (duckweed )را بالا میبرد.این ارگانیسمها مقدار زیادی از اکسیژن را استفاده میکنند و از وارد شدن نور خورشید به داخل آب جلوگیری میکنند. این موجب میشود که آب برای دیگر ارگانیسمها ناعادلانه غیر قابل زندگی شود که این پدیده eutrophication. (انباشتگی خوراکه اب ) نامیده میشود. جمعه 28 مهر 1391برچسب:, :: 20:38 :: نويسنده : p-a
|