جدول تناوبي و عناصر داخل آن

[Hidden-H]

سلام

جدول تناوبی

جدول تناوبی عناصر شیمیایی نمایشی از عناصر شیمیایی است که براساس ساختار الکترونی مرتب شده است، بطوریکه بسیاری از خواص شیمیایی بصورت منظم در طول جدول تغییر نماید. جدول اولیه بدون اطلاع از ساختار داخلی اتمها ساخته شد: اگر عناصر را بر حسب جرم اتمی آنها مرتب نمائیم، و آنگاه نمودار خواص معین دیگر آنها را بر حسب جرم اتمی رسم نمائیم، میتوان نوسان یا تناوب این خواص را بصورت تابعی از جرم اتمی مشاهده نمود. اولین کسی که توانست این نظم را مشاهده نماید، یک شیمیدان آلمانی به نام Johann Wolfgang D?einer بود. او متوجه تعدادی تثلیث از عناصر مشابه شد:
نمونه تثلیث ها
عنصر جرم اتمی چگالی ------ عنصر جرم اتمی چگالی
Cl 35.5 1.56 g/L ------ Ca 40.1 1.55 g/cm3
Br 79.9 3.12 g/L ------ Sr 87.6 2.6 g/cm3
I 126.9 4.95 g/L ------ Ba 137 3.5 g/cm3

و به دنبال او، شیمیدان انگلیسی John Alexander Reina Newlands متوجه گردید که عناصر از نوع مشابه در فاصله‌های هشت تایی یافت می شوند، که آنها را با نت‌های هشتگانه موسیقی شبیه نمود، هرچند که قانون نت‌های او مورد تمسخر معاصرین او قرار گرفت. سرانجام شیمیدان آلمانی Lothar Meyer و شیمیدان روسی Dmitry Ivanovich Mendeleev تقریبا بطور همزمان اولین جدول تناوبی را، با مرتب نمودن عناصر بر حسب جرمشان، توسعه دادند( ولی مندلیف تعداد کمی از عناصر را خارج از ترتیب صریح جرمی، برای تطابق بهتر با خواص همسایگانشان رسم نمود – این کار بعدها با کشف ساختار الکترونی عناصر در اواخر قرن نوزدهم و اوایل قرن بیستم توجیه گردید). فهرست عناصر بر اساس نام، علامت اختصاری و عدد اتمی موجود میباشد. شکل زیر جدول تناوبی عناصر شناخته شده را نمایش میدهد. هر عنصر با عدد اتمی و علامتهای شیمیایی. عناصر در یک ستون ("گروه") از لحاظ شیمیایی مشابه می باشند.
تعداد لایه الکترون در یک اتم تعیین کننده ردیفی است که در آن قرار می گیرد. هر لایه به زیرلایه های متفاوتی تقسیم میشود، که هر اندازه عدد اتمی افزایش می یابد، این لایه ها به ترتیب زیر:

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...

براساس ساختار جدول پر میشوند. از آنجائیکه الکترونهای خارجی ترین لایه، خواص شیمیایی را تعیین مینمایند، این لایه ها در میان گروهای یکسان مشابه اند.عناصر همجوار با یکدیگر در یک گروه، علیرغم اختلاف مهم در جرم، دارای خواص فیزیکی مشابه میباشند. عناصر همجوار با یکدیگر در یک ردیف دارای جرم های مشابه ولی خواص متفاوت میباشند.

برای مثال، عناصر بسیار نزدیک به نیتروژن (N) در ردیف دوم کربن(C) و اکسیژن(O) میباشند. علیرغم تشابه آنها در جرم ( که بصورت ناچیزی در واحد جرم اتمی تفاوت دارند)، دارای خواص بینهایت متفاوتی هستند، همانطور که با بررسی فرمهای دیگر میتوان ملاحظه نمود: اکسیژن دو اتمی یک کاز است که سوختن را تشدید می نماید، نیتروژن دو اتمی یک گاز است که سوختن را تشدید نمی کند، و کربن یک جامد است که میتواند سوزانده شود( بله، میتوان الماس را سوزاند!).

در مقایسه، عناصر بسیار نزدیک به کلر (Cl) در گروه یکی مانده به آخر در جدول «هالوژن‌ها) فلوئور( F) و برم( Br) میباشند. علیرغم تفاوت فاحش جرم آنها در گروه، فرمهای دیگر آنها دارای خواص بسیار مشابه میباشند: آنها بسیار خورنده ( بدین معنی که تمایل خوبی برای ترکیب با فلزات، برای تشکیل نمک هالاید فلز)؛ کلر و فلوئور گاز هستند، درحالیکه برم یک مایع با تبخیر بسیار کم میباشد؛ کلر و برم بسیار رنگی هستند.

http://www.golha.net/hamed511/jadval.gif

[Hidden-H]

عدد اتمی ( Z )، اصطلاحی است که در شیمی و فیزیک برای بیان تعداد پروتونهای موجود در هسته اتم به کار می‌رود.

عدد اتمی اصولا شماره محل هر اتم در جدول تناوبی می‌باشد. وقتی مندلیف، عناصر شیمیائی شناخته شده را بر اساس تشابهاتشان در شیمی مرتب کرد، متوجه شد که قرار دادن دقیق آنها بر اساس جرم اتمی، ناهماهنگیهای را بوجود می‌آورد. او متوجه شد که اگر ید و تلوریوم بر اساس جرم اتمی‌شان قرار بگیرند، ترتیبشان غلط به نظر می رسد و وقتی در جدول در جای مناسب قرار خواهند گرفت که جابجا شوند. با قرار دادن آنها بر اساس نزدیکتر بودن خواص شیمیائی، شماره آنها در جدول تناوبی، همان عدد اتمی آنها بود. به نظر می‌رسید که این عدد تقریبا با جرم اتم نسبت دارد، اما همانطور که تفاوت جرم _ خواص شیمیای نشان داد، بازتاب خاصیت دیگری به جز جرم بود.

عجیب بودن این ترتیب، بالاخره بعد از تحقیقات Henry Gwyn Jeffries Moseley در سال1913 تشریح شد. موسلی کشف کرد که ارتباط دقیقی بین طیف بازتاب اشعه X عناصر و محل صحیح آنها در جدول تناوبی وجود دارد. بعدا نشان داده شد که عدد اتمی مساوی بار الکتریکی هسته میباشد- به عبارت دیگر تعداد پروتونها-؛ و این بار الکتریکی است که خواص شیمیائی عناصر را بوجود می‌آورد، نه جرم اتمی.

[Hidden-H]

دیدکلی
اتمها ذرات بسیار کوچکی هستند که تک تک آنها را نمی‌توان وزن کرد. یک جنبه بسیار مهم از کار دالتون کوشش او برای تعیین جرمهای نسبی اتمها بود. دالتون سیستم سنجش خود را برمبنای اتم هیدروژن گذاشت و جرم همه اتمهای دیگر را با جرم اتم هیدروژن مقایسه کرد.

دالتون و تعیین جرم اتمی اکسیژن از آب
آب ماده مرکبی است که ازلحاظ جرمی % 88.8 هیدروژن و % 11.2 اکسیژن دارد. دالتون بطور نادرست پذیرفته بود که آب از یک اتم اکسیژن با یک اتم هیدروژن ترکیب شده است. براین مبنا ، نسبت جرم یک اتم اکسیژن تنها به یک اتم هیروژن تنها ، 88.8 یعنی تقریبا 8 به 1می‌شد. با تخصیص جرم اختیاری 1 به اتم هیدروژن ، جرم نسبی 8 برای اتم اکسیژن به دست می‌آید. فرمولی را که دالتون برای آب بکار گرفته بود، نادرست بود. در واقع یک اتم اکسیژن با دو اتم هیدروژن ترکیب می‌شود. بنابراین جرم یک اتم اکسیژن تقریبا 8 برابر جرم دو اتم هیدروژن است. اگر به یک اتم هیدروژن جرم 1اختصاص داده شود، جرم دو اتم هیدروژن 2 خواهدشد، و بر این مقیاس جرم نسبی یک اتم اکسیژن 8 برابر 2 یعنی 16 می‌شود.

وزن اتمی
گرچه دالتون در تعیین جرمهای نسبی اشتباه کرده بود، اما اعتبار معرفی این مفهوم و تشخیص اهمیت آن را باید از آن دالتون بدانیم. این مقادیر را وزنهای اتمی نامیده‌اند. این واژه از لحاظ معنی درست نیست، زیرا باید جرم ارجاع شود نه وزن ، اما بر اثر کاربرد طولانی مجاز شمره می‌شود.

واحد جرم اتمی
هر گونه مقیاس برای جرم اتمی نسبی باید بنابر مقداری اختیاری باشد که به یک اتم انتخابی استاندارد نسبت داده می‌شود. دالتون اتم هیدروژن را به عنوان اتم استاندارد انتخاب کرد و مقدار یک را به آن نسبت داد. در سالهای بعد شیمیدانان اکسیژن طبیعی را به عنوان استاندارد انتخاب کردند و وزن اتمی آن را دقیقا 16 در نظر گرفتند. استانداردی که امروزه بکار می‌رود، اتم 612C است. واحد جرم اتمی ( که نماد SI آن U است) به عنوان یک دوازدهم جرم اتم 612C تعریف می‌شود. بنابراین با این مقیاس جرم اتم 612C دقیقا 12U است. اما جرم یک اتم را نمی‌توان با این مقادیر محاسبه کرد. به استثنای 11H (که هسته ان تنها یک پروتون دارد) ، حاصل جمع جرمهای ذراتی که یک هسته را می‌سازند، همواره بیشتر از جرم واقعی هسته است.

انرژی اتصال هسته
انیشتین نشان داد که جرم و انرژی هم‌ارز هستند. این تفاوتهای جرمی ، برحسب انرژی ، آنچه را که انرژی اتصال هسته نامیده می‌شود، توجیه می‌کند. اگر جداکردن اجزای هسته ممکن باشد انرژی اتصال ، انرژی لازمه برای چنین کاری است. عکس این فرایند یعنی متمرکز شدن نوکلئونها در یک هسته ، موجب آزاد شدن انرژی اتصال می‌شود که همراه با کاهش جرم است.

تعیین جرمهای اتمی با استفاده از طیف‌سنج جرمی
جرمهای اتمی با استفاده از طیف سنج جرمی معین می‌شود. غالبا عناصر موجود در طبیعت مخلوطی از ایزوتوپها هستند. در این موارد ، با طیف سنج جرمی می‌توان مقدارنسبی هر ایزوتوپ موجود در عنصر و همچنین جرم اتمی هر ایزوتوپ را معین کرد. داده‌های آزمایشی در مورد کلر نشان می‌دهد که این عنصر مرکب از % 75.77 اتمهای 1735Cl ( باجرم 34.969 u) و % 24.23 اتمهای 1735Cl (با جرم 36.266 u ) است. هر نمونه از کلر که از یک منبع طبیعی به دست آمده باشد، شامل این دو ایزوتوپ با همین نسبت است.

جرم اتمی ایزوتوپهای طبیعی
وزن اتمی عنصر کلر میانگین جرمهای اتمی توزین شده ایزوتوپهای طبیعی این عنصر است. این میانگین را نمی‌توانیم با جمع کردن جرمهای ایزوتوپها و تقسیم کردن آن بر 2 به دست بیاوریم. مقداری که به این طریق به دست می‌آید تنها در صورتی درست است که عنصر کلر شامل تعدادی مساوی از اتمهای دو ایزوتوپ باشد. برای به دست آوردن میانگین وزنی باید جرم اتمی هر ایزوتوپ را در کسر فراوانی آن ضرب کنیم و مقادیر حاصله را با هم جمع کنیم. کسر فراوانی معادل اعشاری در صد فراوانی است. مقدار پذیرفته شده برای کلر 35.453±0.001U است. هیچ اتم کلری ، جرم 35.453 u ندارد، اما فرض چنین اتمی آسانتر است.

درطبیعت چند نوع اتم کربن .ج.د دارد. اتم کربن 12 ، که به عنوان استاندارد برای وزنهای اتمی بکار گرفته می‌شود، فراوانترین نوع آن است. هر گاه درصدها و جرمهای همه انواع کربن را به حساب آوریم، جرم نسبی میانگین برای کربن موجود در طبیعت 12.011 می‌شود و این مقداری است که به عنوان وزن اتمی کربن ثبت می‌شود.

[Hidden-H]

انرژی لازم برای جدا کردن سست‌ترین الکترون از یک اتم منفرد گازی شکل و درحالت پایه یک عنصر را «انرژی اولین یونش» آن عنصر می‌نامند.
(A(g) → A(g)+ + e(g
نماد (g) نشان دهنده حالت گازی عنصر و یون مربوطه است.


علامت انرژی‌های یونش
در تعیین انرژی‌های یونش عناصر برای بیرون کشیدن الکترون از اتم ، انرژی مصرف می‌شود، زیرا این امر متضمن فائق آمدن بر جاذبه متقابل هسته و الکترون است. پس چون سیستم ، در این فرآیند ، انرژی جذب می‌کند، انرژیهای یونش علامت مثبت دارند. مثلا می‌توان انرژی اولین یونش سدیم را به صورت زیر نمایش داد:



(Na(g) → Na(g)+ + e(g

::496Kj+ = اولین یونش سدیم
واحد انرژی یونش
انرژی یونش برای هر الکترون منفرد بر حسب الکترون ولت (اتم/ev) و برای یک مول الکترون (6.02x1023 الکترون) که از یک مول اتم (6.02x1023 اتم) عنصر جدا شود، Kj/mol بیان می‌گردد.

ترتیب انرژی یونش در عناصر یک دوره
انرژی یونش در یک دوره از چپ به راست بتدریج افزایش می‌یابد. به آن قسمتهایی از منحنی که به عناصر دوره دوم (از
Li تا Ne) ، دوره سوم (ازNa تا Ar) و الی آخر تعلق دارد. توجه کنید که انرژی یونش به این سبب افزایش می‌یابد که اتمها بتدریج کوچکتر می‌شوند و بار مؤثر هسته بتدریج افزایش می‌یابد، در نتیجه جدا کردن الکترون بتدریج دشوارتر می‌شود.
http://daneshnameh.roshd.ir/mavara/img/daneshnameh_up/0/06/ie.jpg

ترتیب انرژی یونش در عناصر یک گروه
در عناصر نماینده ، بطور کلی انرژی یونش بین عناصر یک گروه از بالا به پایین کاهش می‌یابد. عناصر گروه (Cs ، Rb ، K ، Na ، Li) و عناصر گروه صفر (Rn ، Xe ، Kr، Ar، Ne ، He) بصورت مینیمم و ماکسیمم منحنی نشان داده شده‌اند. در هر گروه بتدریج از اتمی به اتم پایینتر می‌رویم ، بار هسته ، افزایش می‌یابد، اما اثر آن تا حد زیادی از طریق افزایش تعداد الکترونهای پوسته زیرین که اثر پوششی دارند، حذف می‌شود. در حالیکه اتمها بزرگتر می‌شوند، الکترونی که باید یونیده شود، در فاصله‌ای دورتر از هسته قرار می‌گیرد، در نتیجه جدا شدن الکترون آسانتر شده ، انرژی یونش کاهش می‌یابد.

انرژی یونش عناصر واسطه در یک دوره به سرعت مشابه با عناصر نماینده افزایش پیدا نمی‌کند. انرژی یونش عناصر واسطه درونی ، کم و بیش ثابت می‌ماند. در این دو دسته عناصر ، الکترون متمایز کننده به پوسته‌های درونی اضافه می‌شود. افزایش اثر پوششی حاصل ، وضعیت انرژی یونش در عناصر واسطه و واسطه درونی را توجیه می‌کند. اتم فلزات در واکنشهای شیمیایی معمولا الکترون از دست می‌دهند و به یونهای مثبت تبدیل می‌شوند. اتم غیرفلزات معمولا به این ترتیب عمل نمی‌کنند. بنابراین فلزات عناصری با انرژی یونش نسبتا کم و غیرفلزات عناصری با انرژی یونش نسبتا زیادند.

انرژی دومین یونش
بحثهای ما تاکنون مربوط به انرژی اولین یونش بوده است. انرژی دومین یونش هر عنصر انرژی لازم برای جدا کردن یک الکترون از یون +1 آن عنصر است.



(A(g) → A(g)2+ + e(g


انرژی سومین یونش
انرژی سومین یونش بیان کننده انرژی مورد نیاز برای جدا کردن یک الکترون از یون +2 آن عنصر است. جدا کردن یک الکترون منفی از اتم خنثی طبعا آسانتر از جدا کردن الکترون از ذره دارای یک بار مثبت و آن هم به نوبه خود آسانتر از جدا کردن الکترون از ذره دارای دو بار مثبت است. در نتیجه انرژی سومین یونش بزرکتر از انرژی دومین یونش و آن هم بزرگتر از انرژی اولین یونش است.

انرژی چهارمین یونش و بالاتر
از آنجا که انرژی چهارمین یونش و بالاتر ، به غایت زیاد است، یونهای بالاتر از +3 بندرت در شرایط عادی وجود دارند. همانگونه که انتظار می‌رود برای هر عنصر انرژی یونش از اولین تا چهارمین زیاد می‌شود.

جهش
در تمام مراحل پس ازجدا شدن الکترونهای والانس ، افزایش انرژی مورد نیاز برای یونش بعدی بصورت جهشی است.

واکنش پذیری فلزات
واکنش پذیری فلزات در گوشه پایین سمت چپ جدول تناوبی دیده می‌شوند. واکنش پذیری ، بر حسب از دست دادن الکترون ، بتدریج که از این گوشه به طرف بالا یا به سمت راست حرکت می‌کنیم، کاهش می‌یابد.

[Hidden-H]

آمریکیوم (آمریسیوم)

آمریکیوم عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Am و عدد اتمی 95 وجود دارد .تمام ایزوتوپهای این عنصر مصنوعی رادیو اکتیو هستند. این عنصر به گروه اکتینیدها تعلق دارد . این عنصر با قرینه سازی Americas و Europium نامگذاری شد .


آمریکیوم چهارمین عنصر ترااورانیمی بود که کشف شد .ایزوتوپ Am-24 توسط گلن تی سیبورک ِ جیمز ِ مورگان و آلبرت گیورسو اواخر سال 1944 هنگام جنگ در آزمایشگاه متالوژی دانشگاه شیکاگو ودر نتیجه واکنشهای جذب نوترون پی در پی توسط ایزوتوپهای پلوتونیوم در راکتورهای اتمی شناخته شد. درخشش فلز آمریکیوم تازه تهیه شده از پلوتونیوم یا نپتونیومی که با همین روش تهیه شده سفید و براقتر است. ظاهرا این عنصر انعطاف پذیرتر از اورانیوم یا نپتونیوم است و در هوای خشک با درجه حرارت اتاق به کندی کدر می شود. با آمریکیوم باید با دقت زیادی رفتار شود تا از آلودگی انسانی جلوگیری گردد. فعالیت آلفا از Am-241 تقریبا سه برابر رادیوم است. وقتی با مقدار گرمی Am-241 سروکار داریم فعالیت شدؤد گاما ما را در معرض مشکلات جدی قرار می دهد. Am-241 بعنوان منبعی قابل حمل برای رادیوگرافی گاما بکار رفته است. مقدار جزیی از آمریکیوم 241 برای اندازه گیری ضخامت شیشه در این صنعت و بعنوان منبعی برای یونیزاسیون دستگاههای اعلام حریق مورد استفاده قرار می گیرد.


منبع :
بخش شیمی آزمایشگاه ملی لوس آلاموس- جدول تناوبی - آمریکیوم

[Hidden-H]

کالیفرنیم ششمین عنصر فرا اورانیوم کشف شده در جدول تناوبی است.این عنصر دارای نشان Cf و عدد اتمی 98 می باشد.نام این عنصر از نام ایالت کالیفرنیا و دانشگاه کالیفرنیا – برکلی بر گرفته شده است.
کشف کالیفرنیم در 17 مارس 1950 بوسیله hompson ، Street ، Albert Ghiorso و Glenn T. Seaborg ، محققان UC برکلی اعلام شد.این عنصر بوسیله بمباران مقادیر میکروگرمی Cm242 با MeV35 یونهای هلیم در سیکلوترون 60 اینچی آزمایشگاه برکلی ایجاد گردید.
کالیفرنیم (III) تنها یون پایدار در محلولهای آبی است و تمامی تلاشها برای برای کاهش یا اکسیده کردن کالیفرنیم (III ) باشکست مواجه شده است .ایزوتوپ Cf-249 از فروپاشی اشعه بتای Bk-249 حاصل می شود درحالیکه ایزوتوپهای سنگین تر بر اثر برتابش شدید نوترون در این واکنشها بوجود می آیند.

ایزوتوپ کالیفرنیم 252 ( گسیلگر بسیار قوی نوترون) به علت خاصیت رادیواکتیو شدید و برخی کاربردهای خاص معروف است.یک میکروگرم آن در هر دقیقه 170 میلیون نوترون آزاد می کند که خطرات بیولوژیکی جدی را باعث می گردد بنابراین هنگام کار با کالیفرنیم باید ازمحافظ استفاده کرد.


جدا سازی کالیفرنیم به شکل فلزی آن هنوز تحقق نیافته است.چون کالیفرنیم منبعی غنی از نوترون می باشد انتظار کاربردهای زیادی از آن می رود . تا کنون از آن در اندازه گیری رطوبت نوترون و در تشخیص لایه های حاوی آب و نفت استفاده شده است.کالیفرنیم همچنین بعنوان یک منبع قابل حمل برای کشف فلزاتی نظیر طلا و نقره ، با استفاده از تحلیل فعل و انفعالات موجود در محل بکار می رود.امروزه Cf-252 توسط O.R.N.L به قیمت هر میلی گرم 10 دلار به فروش مِ رسد.در ماه می سال 1975 بیش از 63 میلی گرم از آن تولید وبه فروش رسید.یک فرضیه این است که شاید کالیفرنیم در انفجارات ستاره ای خاصی بوجود می آید چون فروپاشی رادیو اکتیو Cf-254 ( نیمه عمر 55 روز) با خصوصیات منحنیهای نوری چنین انفجاراتی که با تلسکوپ رویت شده تطبیق دارد.بهرحال این فرضیه مورد تردید است

[snow chem]

مرسي tanha.bikas عزيز
مفيد بودن بخصوص کالیفرنیم ششمین عنصر فرا اورانیوم . http://qsmile.com/qsimages/36.gif

[soleares]

همه چيز درباره همه چيز جدول تناوبي عناصر ...

جدول تناوبی عناصر شیمیایی نمایشی از عناصر شیمیایی است که براساس ساختار الکترونی مرتب شده است، بطوریکه بسیاری از خواص شیمیایی بصورت منظم در طول جدول تغییر نماید. جدول اولیه بدون اطلاع از ساختار داخلی اتمها ساخته شد: اگر عناصر را بر حسب جرم اتمی آنها مرتب نمائیم، و آنگاه نمودار خواص معین دیگر آنها را بر حسب جرم اتمی رسم نمائیم، میتوان نوسان یا تناوب این خواص را بصورت تابعی از جرم اتمی مشاهده نمود. اولین کسی که توانست این نظم را مشاهده نماید، یک شیمیدان آلمانی به نام Johann Wolfgang D?einer بود. او متوجه تعدادی تثلیث از عناصر مشابه شد:

http://i6.tinypic.com/2dbrmdi.jpg

و به دنبال او، شیمیدان انگلیسی John Alexander Reina Newlands متوجه گردید که عناصر از نوع مشابه در فاصله‌های هشت تایی یافت می شوند، که آنها را با نت‌های هشتگانه موسیقی شبیه نمود، هرچند که قانون نت‌های او مورد تمسخر معاصرین او قرار گرفت. سرانجام شیمیدان آلمانی Lothar Meyer و شیمیدان روسی Dmitry Ivanovich Mendeleev تقریبا بطور همزمان اولین جدول تناوبی را، با مرتب نمودن عناصر بر حسب جرمشان، توسعه دادند( ولی مندلیف تعداد کمی از عناصر را خارج از ترتیب صریح جرمی، برای تطابق بهتر با خواص همسایگانشان رسم نمود – این کار بعدها با کشف ساختار الکترونی عناصر در اواخر قرن نوزدهم و اوایل قرن بیستم توجیه گردید). فهرست عناصر بر اساس نام، علامت اختصاری و عدد اتمی موجود میباشد. شکل زیر جدول تناوبی عناصر شناخته شده را نمایش میدهد. هر عنصر با عدد اتمی و علامتهای شیمیایی. عناصر در یک ستون ("گروه") از لحاظ شیمیایی مشابه می باشند.

http://i5.tinypic.com/34s4adv.jpg

تعداد لایه الکترون در یک اتم تعیین کننده ردیفی است که در آن قرار می گیرد. هر لایه به زیرلایه های متفاوتی تقسیم میشود، که هر اندازه عدد اتمی افزایش می یابد، این لایه ها به ترتیب زیر:

1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...

براساس ساختار جدول پر میشوند. از آنجائیکه الکترونهای خارجی ترین لایه، خواص شیمیایی را تعیین مینمایند، این لایه ها در میان گروهای یکسان مشابه اند.عناصر همجوار با یکدیگر در یک گروه، علیرغم اختلاف مهم در جرم، دارای خواص فیزیکی مشابه میباشند. عناصر همجوار با یکدیگر در یک ردیف دارای جرم های مشابه ولی خواص متفاوت میباشند.

برای مثال، عناصر بسیار نزدیک به نیتروژن (N) در ردیف دوم کربن(C) و اکسیژن(O) میباشند. علیرغم تشابه آنها در جرم ( که بصورت ناچیزی در واحد جرم اتمی تفاوت دارند)، دارای خواص بینهایت متفاوتی هستند، همانطور که با بررسی فرمهای دیگر میتوان ملاحظه نمود: اکسیژن دو اتمی یک کاز است که سوختن را تشدید می نماید، نیتروژن دو اتمی یک گاز است که سوختن را تشدید نمی کند، و کربن یک جامد است که میتواند سوزانده شود( بله، میتوان الماس را سوزاند!).

در مقایسه، عناصر بسیار نزدیک به کلر (Cl) در گروه یکی مانده به آخر در جدول «هالوژن‌ها) فلوئور( F) و برم( Br) میباشند. علیرغم تفاوت فاحش جرم آنها در گروه، فرمهای دیگر آنها دارای خواص بسیار مشابه میباشند: آنها بسیار خورنده ( بدین معنی که تمایل خوبی برای ترکیب با فلزات، برای تشکیل نمک هالاید فلز)؛ کلر و فلوئور گاز هستند، درحالیکه برم یک مایع با تبخیر بسیار کم میباشد؛ کلر و برم بسیار رنگی هستند.

...

[soleares]

http://i6.tinypic.com/2dv35h0.jpg
http://i2.tinypic.com/2hevp1z.jpg

عناصر شماره گذاری شده با رنگ آبی ، در دمای اتاق مایع هستند؛
عناصر شماره گذاری شده با رنگ سبز ، در دمای اتاق بصورت گاز می باشند؛
عناصر شماره گذاری شده با رنگ سیاه، در دمای اتاق جامد هستند.
عناصر شماره گذاری شده با رنگ قرمز ترکیبی بوده و بطور طبیعی یافت نمی شوند(همه در دمای اتاق جامد هستند).
عناصر شماره گذاری شده با رنگ خاکستری ، هنوز کشف نشده‌اند (و بصورت کم رنگ نشان داده شده‌اند تا گروه شیمیایی را که در آن قرار می گیرند، مشخص نماید).

[soleares]

خصوصیات قابل توجه

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز،H2، دو اتمی با نقطه جوش 20.27° K و نقطه ذوب 14.02° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در می آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشار های بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم های مجزا در آمده؛ابرهای H2 (هیدروژنی) تشکیل می شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط می باشد.

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

کاربردها

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


هیدرودیلکیلاسیون (hydrodealkylation)، هیدرودیسولفوریزاسیون (hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)
تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوختها ی موشک و احیاء سنگ معدن فلزی
هیدروژن مایع در تحقیقات سرما شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می رود.
تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می گیرد.
هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا بعنوان عامل بالا برنده در بالونها و کشتیهای هوایی مورد استفاده قرار می گرفت 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 هسته ای مورد استفاده قرار می گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست شناسی در مطالعاتتاثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می شوند.
تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست شناسی است که بعنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.
هیدروژن می تواند 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.

تاریخچه

هیدروژن «فرانسه 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 اتم های هیدروژن است.

این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(1 ppm برحسب حجم). متعارف ترین 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 می آید، 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 می شود.

ترکیبات

هیدروژن سبک ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته 2.2 است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده ها هیدریدها نامیده می شوند، 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 می آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می توان یونهایی مثل H3O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می کند، H2O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می کند که، باعث انفجار در هوا میگردد. به اکسید دوتریوم یا D2O، که معمولا آب سنگین گفته می شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گستردهای را بوجود می آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می شود.


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. (این مورد با ایزوتوپها فرق می کند به پاراگراف بعد توجه کنید.) در شرایط استاندارد هیدروژن معمولی ترکیبی از 25% شکل پاراو 75% شکل ارتو است. شکل ارتو را نمی توان بصورت حالت خالص آن تهیه کرد. این دو مدل هیدروژن از نظر انرژی با هم متفاوتند که این مسئله موجب می گردد، تا خصوصیات فیزیکی آنها کمی متفاوت باشد. مثلا نقطه ذوب و جوش پاراهیدروژن تقریبا 0.1 K ° پائین تر از ارتوهیدروژن است. (به اصطلاح شکل عادی.)

ایزوتوپها

پروتیوم ، معمولی ترین ایزوتوپ هیدروژن فاقد نوترون است گرچه دو ایزوتوپ دیگر به نام دوتریوم دارای یک نوترون و تریتیوم رادیو اکتیویته دارای دو نوترون، وجود دارند. دو ایزوتوپ پایدار هیدروژن پروتیوم(H-1) و دیتریوم(D ، H-2) می باشند. 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 می باشد. هیدروژن تنها عنصری است که ایزوتوپ های آن اسمی مختلفی دارند.

هشدارها

هیدروژن گازی است با قدرت اشتعال فوق العاده زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می هد. D2O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.


...

[soleares]

پيوند هيدروژني

هرگاه هیدروژن به اتمی با الکترونگاتیوی زیاد مثل فلوئور ، اکسیژن یا نیتروژن متصل گردد، شرایطی برای بوجود آمدن نوع بسیاری مهمی جاذبه بین مولکولی مثبت ـ منفی که آن را پیوند هیدروژنی می‌گویند حاصل می‌شود. به عبارت دیگر ، اتم هیدروژن یک مولکول و زوج الکترون غیر مشترک مولکول دیگر متقابلا همدیگر را جذب می‌کنند و پیوندی تشکیل می‌شود که به پیوند هیدروژنی ، Hydrogen Bond مرسوم است.

اطلاعات اولیه

جاذبه بین مولکولی دربرخی از ترکیبات هیدروژن‌دار بطور غیرعادی قوی است. این جاذبه در ترکیباتی مشاهده می‌شود که درآنها بین هیدروژن و عناصری که اندازه کوچک و الکترونگاتیویته زیاد دارند، پیوند هیدروژنی وجود دارد. پیوند هیدروژنی نه تنها بین مولکولهای یک نوع ماده ، بلکه بین مولکولهای دو ماده متفاوت که توانایی تشکیل پیوند هیدروژنی را دارند نیز برقرار می‌شود.

نحوه تشکیل پیوند هیدروژنی

پیوند هیدروژنی بر اثر جاذبه اتم هیدروژن اندک مثبت موجود در یک مولکول و اتم بسیار الکترونگاتیو موجود در مولکول دیگر (یا در محل دیگر همان مولکول اگر مولکول به قدر کافی بزرگ باشد که بتواند روی خود خم شود) تولید می‌گردد. جا به جا شدن یک جفت الکترون به سمت عنصر بسیار الکترونگاتیو نیتروژن ، اکسیژن یا فلوئور موجب می‌شود که این اتمها دارای بار منفی جزئی شوند.

در این صورت پیوند هیدروژنی پلی است میان دو اتم شدیدا الکترونگاتیو با یک اتم هیدروژن که از طرفی بطور کووالانسی با یکی از اتمهای الکترونگاتیو و از طرف دیگر بطور الکترواستاتیکی (جاذبه مثبت به منفی) با اتم الکترونگاتیو دیگر پیوند یافته است. استحکام پیوند هیدروژنی یک‌دهم تا یک‌پنجاهم قدرت یک پیوند کوالانسی متوسط است.

شرایط تشکیل پیوند هیدروژنی

بالا بودن الکترونگاتیوی اتمهای متصل به هیدروژن: برهمین اساس است که فلوئور (الکترونگاتیوترین عنصر) ، قویترین پیوند هیدروژنی و اکسیژن (الکترونگاتیوتر از نیتروژن) ، پیوند هیدروژنی قویتری درمقایسه با نیتروژن تشکیل می‌دهد. همچنین بار مثبت زیاد بر روی اتم هیدروژن ، زوج الکترون مولکول دیگر را بشدت جذب می‌کند و کوچک بودن اندازه اتم هیدروژن سبب می‌شود که ملکول دوم بتواند به آن نزدیک شود.


کوچک بودن اتمهای متصل به هیدروژن : پیوند هیدروژنی واقعا مؤثر فقط در ترکیبات فلوئور ، اکسیژن و نیتروژن تشکیل می‌شود. با وجود اینکه دو اتم نیتروژن و کلر ، الکترونگاتیوی برابر دارند، چون اتم کلر از اتم نیتروژن بزرگتر است بر خلاف نیتروژن ، کلر پیوند هیدروژنی ضعیفی تشکیل می‌دهد.

توجیه خواص غیرعادی برخی از مواد

وجود خواص غیرعادی برخی از مواد در حالت جامد یا مایع از جمله بالا بودن دماهای ذوب و جوش ، نشان می‌دهد که نیروهای جاذبه بین مولکولی در آنها به اندازه‌ای زیاد است که نمی‌توان آن را به تأثیرهای متقابل ضعیف بین مولکولی نسبت داد. آشناترین این نوع مواد ، فلوئورید هیدروژن ، آب و آمونیاک است که بسیاری از خواص آنها از جمله دماهای جوش و ذوب آنها از دماهای جوش و ذوب ترکیبهای مشابه خود ، برای مثال PH3H2SHCL بطور غیرمنتظره‌ای بالاتر است.

شاید تصور شود که علت این وضعیت غیر عادی ، قطبیت به نسبت زیاد این مولکولهاست. البته تا اندازه‌ای همین طور است. اما بررسی دقیق این پدیده غیر عادی نشان می‌دهد که باید نیروی جاذبه قویتر از نیروهای جاذبه دوقطبی _ دوقطبی بین مولکولهای آنها برقرار باشد.

اگر به ساختار الکترونی مولکولهای NH2H2OHF توجه شود، می‌توان به موردهای مشترک بین آنها پی برد. این وجه اشتراک ، وجود دست کم یک پیوند کوالانسی با اتم هیدروژن و یک اوربیتال هیبریدی ناپیوندی دو الکترونی اتم مرکزی بسیار الکترونگاتیو در هر یک از آنهاست.

اتمهای NOF الکترونگاتیوی بالایی دارند با هیدروژن پیوند کوالانسی بشدت قطبی بوجود می‌آورند، بطوری که هیدروژن به میزان قابل توجهی خصلت یک پروتون را پیدا می‌کند. جفت الکترون ناپیوندی و قابل واگذاری روی اتم الکترونگاتیو H ، این امکان را پدید می‌آورد که اتم هیدروژن در نقش پل ، اتم‌های الکترونگاتیو دو مولکول را به یکدیگر متصل کند و نیروی جاذبه‌ بین مولکولی بوجود می‌آید که به پیوند هیدروژنی مرسوم است.

خواص ترکیبات دارای پیوند کووالانسی

ترکیباتی که مولکولهای آنها از طریق پیوند هیدروژنی به همدیگر پیوسته‌اند، علاوه بر دارا بودن نقاط جوش بالا ، بطور غیرعادی در دمای بالا ذوب می‌شوند و آنتالپی تبخیر ، آنتالپی ذوب و گرانروی آنها زیاد است.


علت شناور بودن یخ

یخ روی آب شناور می‌ماند، زیرا به هنگام انجماد ، منبسط می‌شود. سبب این انبساط پیوند هیدروژنی میان مولکول‌های خمیده آب است ساختار خمیده یا زاویه‌ای مولکول آب ناشی از آرایش چهار وجهی چهار جفت الکترون در لایه ظرفیت یک اتم است. ساختار زاویه‌ای مولکول آب و پیوند هیدروژنی میان مولکولهای آب به آن معنی است که هر مولکول آب می‌تواند حداکثر با چهار مولکول آب دیگر پیوند هیدروژنی داشته باشد.

پس آب مایع را می‌توان به صورت خوشه‌هایی از مولکولهای آب تصورکرد، خوشه‌هایی که با پیوند هیدروژنی از مولکولهای آب ساخته شده‌اند و دائم در حال حرکتند. شمار مولکولها در هر خوشه و سرعت حرکت خوشه‌ها به دما بستگی دارد. با سرد شدن آب ، مجموعه‌هایی از مولکولهای آب که بسرعت در حرکت‌اند، کند می‌شوند و در نقطه انجماد به یکدیگر قلاب شده ساختمان سه بعدی منبسط شده‌ای را بوجود می‌آورند. این ساختمان گسترده‌تر موجب می‌شود که تراکم یخ کمتر از آب باشد.

ذوب شدن یخ در حدود 15% انرژی پیوند‌های هیدروژنی را می‌شکند و این امر سبب فرو ریختن ساختار می‌شود. در نتیجه مایعی متراکم حاصل می گردد.

چرا نقطه جوش آب بالا است؟

خاصیت عجیب دیگر آب ، نقطه جوش نسبتا زیاد آن است. تقریبا تمام ترکیبات هیدروژن‌دار مجاور اکسیژن و اعضای خانواده آن یعنی CH4NH3H2SH2SeH2TePH3HCL در دمای اتاق به حالت گازی هستند. اما آب مایع است. برای آنکه یک مولکول به حالت بخار در آید، باید انرژی جذب کند تا بتواند خود را از قید مولکولهای دیگر آزاد کند. چون آب مایع با پیوند هیدروژنی به صورت خوشه‌هایی از مولکول‌ها در می‌آید، برای شکسته شدن پیوند‌های هیدروژنی آن ، انرژی زیادی لازم است.

اما همه پیوندهای هیدروژنی شکسته نمی‌شوند و خوشه‌هایی از مولکولهای آب حتی در نزدیکی 1000 درجه سانتیگراد هنوز وجود دارند. وقتی آب گرم می‌شود، آشفتگی گرمایی پیوند هیدروژنی را می‌گسلد تا آنکه در بخار آب ، فقط جزء کوچکی از شمار پیوندهای هیدروژنی موجود در آب مایع یا جامد باقی می‌ماند. اگر پیوند محکم میان مولکولی از قبیل پیوند هیدروژنی وجود نداشته باشد، مواد معمولا بنا به جرم مولکولی خود به جوش می‌آیند.

جرم‌های مولکولی بزرگتر برای جوش آمدن به دمای زیادتری نیازمندند. عمدتا به این دلیل که ابرهای الکترونی بزرگتر آسانتر و پیچیده می‌شوند و این امر ، منجر به نیروهای لاندن بین مولکولی قویتر می‌شود.

کاربردهای پیوند هیدروژنی

پیوندهای هیدروژنی در بسیاری از مواد یافت می‌شوند. پدیده‌هایی از قبیل چسبناک شدن آب‌نبات سفت ، دیرتر خشک شدن الیاف پنبه‌ای از الیاف نایلونی‌ ، نرم شدن پوست با نایلون ، ناهنجارهای ظاهری در ماهیت آب ، همگی ناشی از همین پیوندهای هیدروژنی است.

پیوند هیدروژنی در تعیین ساختار و خواص مولکولهای سیستم‌های زنده نقش اساسی دارد. اجزای مارپیچ آلفا در ساختار پروتئین‌ها و اجزای مارپیچ دوگانه در ساختار DNA توسط پیوند هیدروژنی بهم می‌پیوندند. تشکیل و گسسته شدن پیوندهای هیدروژنی در تقسیم یافتن و سنتز پروتئین‌ها توسط آن دارای اهمیت اساسی است.

به دليل اينكه از بحث جدول خارج نشويم بقيه را در تاپيك ها مربوطه قرار خواهم داد ..

[soleares]

دید کلی

اتم هیدروژن ساده‌ترین اتمها می‌باشد، و همین امر سبب می‌شود که هرگاه مطالعه‌ای در مورد ساختار اتمها انجام شود، ابتدا این مطالعه در مورد اتم هیدروژن شروع می‌شود. بعد از اینکه نتیجه گیریها در مورد اتم هیدروژن با نتایج تجربی و عملی موجود موافق بود، یعنی صحت و درستی تئوری یا نظریه در مورد اتم هیدروژن از نظر تجربی تأیید گردید، مطالعه را به اتمهای دیگر تعمیم می‌دهند. به عنوان مثال کوانتش ترازهای انرژی ، اولین بار در مورد اتم هیدروژن به اثبات رسید، سپس در مورد اتمها دیگر نیز مطالعه شد.

مشخصات اتم هیدروژن

ساختمان اتم هیدروژن از یک هسته و یک الکترون تشکیل شده است. معلوم شده است که قطر اتم هیدروژن تقریبا یک آنگسترم است و الکترون در این اتم با انرژی 13.6 الکترون ولت (هر الکترون ولت معادل 1.6x10-19 ژول است) به هسته مقید است.

طیف اتم هیدروژن

طیف مربوط به اتم هیدروژن که توسط طیف سنج منشوری یا طیف سنج توری پراش حاصل می‌شود، متشکل از تعدادی خطوط تیزه گسسته ، و روشن در زمینه سیاه است. این خطوط تصویرهای شکاف هستند. در حقیقت ، طیف تمام عناصر شیمیایی که به شکل گاز تک اتمی هستند، مرکب از چنین خطوط روشن است. این طیف به طیف خطی معروف است. در این صورت طیف گسیلی ناشی از اتم هیدروژن ، که یک طیف خطی روشن است، مشخصه هیدروژن است.

طیف اتم هیدروژن به نواحی مختلف تقسیم‌بندی می‌شوند، که هر کدام از این نواحی به افتخار دانشمندانی که آنها را اولین بار تعیین کرده‌اند، به نام آن ثبت شده است. اولین ناحیه فرابنفش است که به سری لیمان معروف است. ناحیه دوم ، ناحیه مرئی است که به سری بالمر معروف است. ناحیه سوم ، ناحیه فروسرخ است که سری پاشن نامیده می‌شود.

ایزوتوپهای هیدروژن

هیدروژن با عدد اتمی یک و عدد جرمی یک ، یکی از ایزوتوپهای اتم هیدروژن است. این نوع ایزوتوپ فاقد نوترون است.


دوتریم با فرمول شیمیایی 21H که عدد اتمی آن یک بوده و عدد جرمی‌اش برابر 2 است. این ایزوتوپ دارای یک نوترون است. این نوع هیدروژن را هیدروژن سنگین نیز می‌گویند.

دیدگاه کوانتومی اتم هیدروژن

از آنجا که اتم هیدروژن ساده‌ترین اتمهاست، بنابراین ابتدا معادله شرویدینگر در مورد اتم هیدروژن حل می‌شود. سپس این نتایج با تغییراتی در معادله شرودینگر در مورد عناصر دیگر تعمیم داده می‌شود. بر اساس جوابهای معادله شرودینگر ترازهای انرژی اتم هیدروژن حاصل می‌شوند. به هر تراز اتمی یک عدد کوانتومی اصلی که با n نشان داده می‌شود، تعریف می‌کنند، در حالت پایه الکترون اتم هیدروژن در تراز n = 1 قرار دارد. اگر هیدروژن بوسیله عواملی مانند میدان خارجی تحریک شود، در این صورت الکترون تحریک شده و به تراز بالاتر می‌رود که در اینحالت اصطلاحا گفته می‌شود که اتم هیدروژن برانگیخته شده است.

از آنجا که حالت برانگیخته حالت پایداری نیست، لذا الکترون از قوسی به تراز اولیه بر می‌گردد. اختلاف انرژی این دو تراز توسط اتم به صورت تابش الکترومغناطیسی ، گسیل می‌گردد. بر اساس اینکه تعداد انرژی الکترون برانگیخته و یا اختلاف انرژی دو تراز پایه و برانگیخته چقدر باشد، طول موج تابش الکترومغناطیسی حاصل متفاوت خواهد بود. به این ترتیب طیفی حاصل می‌گردد که به طیف اتم هیدروژن معروف است.

فرق دیدگاه کوانتومی و دیدگاه کلاسیکی اتم هیدروژن

در دیدگاه فیزیک کلاسیک ، اتم هیدروژن دارای طیف پیوسته است، در صورتی که دیدگاه کوانتومی طیف گسسته‌ای را پیش بینی می‌کند. این گسسته بودن طیف از کوانتومی بودن انرژی الکترون در ترازهای اتمی حاصل می‌گردد. شایان ذکر است که ایزوتوپهای هیدروژن از مطالعه طیف اتم هیدروژن شناسایی شده‌اند. به عنوان مثال اختلاف بین طیف هیدروژن و طیف دو ترسیم (که در آن جرم هسته تقریبا دو برابر جرم پروتون است) سبب شد که یوری و همکارانش در سال 1932 دوتریم را کشف کنند.

[soleares]

خواص عمومي

نام : Hydrogen
شماره : 1
علامت اختصاري: H
گروه شيميايي: غير فلز
گروه: IA
تناوب: 1
بلوك: s
جرم حجمي: 0.0899 kg/m3
سختي هم ندارد .

خواص اتمي

وزن اتمی : 1.00794 amu
شعاع اتمی (calc) 25 (53) pm
منظور از پي ام پيكو متر معادل يك هزارم نانو متر مي باشد .
شعاع کووالانسی : 37 pm
شعاع وندروالس : 120 pm
ساختار الکترونی: 1s1
-e بازای هر سطح انرژی 1
درجه اکسیداسیون «اکسید) 1، «آمفوتریک)
ساختار کریستالی: شش گوشه

خواص فيزيكي

حالت ماده : گاز
نقطه ذوب : 14.025 K ° و (434- F ° )
نقطه جوش 20.268 K ° و (423- F ° )
حجم مولی: 11.42 نماد مهندسی|ש»10-3 ««متر مکعب بر مول|m3/mol
گرمای تبخیر: 0.44936 kJ/mol
گرمای هم جوشی: 0.05868 kJ/mol
فشار بخار: 209 Pa در 23 K
سرعت صوت : 1270 m/s در 298.15 K

متفرقه

الکترونگاتیویته 2.2 «درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 14304 «J/«kg*K
رسانائی الکتریکی I__106/m اهم
رسانایی گرمایی 0.1815 «W/«m*k
پتانسیل یونیزاسیون 1312 kJ/mol


منتظر عنصر هليم باشيد لطفا اين صفه را ذخيره و سر فرصت به صورت كامل مطالعه نماييد ..

[amnhck123]

دوست عزیز ممنون عالی بود

[soleares]

Helium
اولين گاز نجيب




اطلاعات اولیه

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

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

تاريخچه

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

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

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

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


پیدایــــــــش

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

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

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


خصوصیات قابل توجه

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

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

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

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

کاربردهـــــــا

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

ترکیبات

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


گونه‌هــــــــا

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

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

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

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

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

ایزوتوپهــــــــــا

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

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

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

[soleares]

کاربردهـــــــا


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




سایر کاربردهای آن


هلیم – اکسیژن برای تنفس در محیطهای پرفشار مثل لباس غواصی یا زیردریائیها بکار می‌رود، چون هلیم ساکن است و کمتر از نیتروژن ، در خون قابل حل می‌باشد و 2,5 مرتبه سریعتر از نیتروژن منتشر می‌شود. این مسئله موجب کاهش مدت زمان لازم برای از بین بردن گاز در هنگام فشارزدایی می‌شود و خطر خواب نیتروژنی را از بین می‌برد و احتمال تمرکز آن مثل حبابهای متصل وجود ندارد.


دارای پایین‌ترین نقطه ذوب و جوش در میان عناصر است که این خصوصیت ، مایع هلیم را به خنک کننـده ای ایده‌آل برای مقاصدی که دمای بسیار پایین نیاز دارند، تبدیل می‌کند، از جمله آهنرباهای ابررسانا و تحقیقات سرما شناسی که در آنها دمای نزدیک به صفر مطلق نیاز است.


هلیم بعنوان یک خنثی و حامل بعنوان مثال در گاز رنگ‌کاری)) مورد استفاده قرار می‌گیرد.


همجوشی هیدروژن به هلیم انرژی لازم برای بمبهای اتمی را تامین می‌کند.


از هیدروژن همچنین برای موشکهای با سوخت مایع فشرده ، بعنوان حفاظ گاز در جوشکاری برقی ، بعنوان گازی محافظ برای تولید بلورهای سیلیکون و ژرمانیم ، بعنوان عامل خنک کننده برای رآکتورهای اتمی و برای تونلهای بادی فراصوتی استفاده می‌شود.


همزمان با پیشرفت تکنولوژی MRI) magnetic resonance imaging) در مصارف پزشکی ، استفاده از هلیم مایع در MRI رو به افزایش است.

[soleares]

دید کلی

عناصر شیمیایی ، بر اساس خصوصیات شیمیایی و فیزیکی ، در گروههای مختلفی در جدول تناوبی طبقه‌بندی شده‌اند. در بین عناصر هر گروه نیز علاوه بر برخی تشابهات ، تفاوتهای عمده‌ای نیز وجود دارد.عناصر را با مشخصات گوناگونی طبقه‌بندی می‌کنند. یکی از آن مشخصات ، آرایش الکترونی می‌باشد. عناصر را می‌توان بر اساس آرایش الکترونی آنها به چهار گروه تقسیم کرد.


گازهای نجیب

در جدول تناوبی ، گازهای نجیب در انتهای هر دوره جای دارند. این عناصر گازهای بی‌رنگ ، از نظر شیمیایی غیر فعال و دیا مغناطیسی هستند. به استثنای هلیم ، تمام گازهای نجیب دارای آرایش الکترونی خارجی ns2 np6 هستند که آرایش‌های بسیار پایدارند.

عناصر نماينده

این عناصر ، گروه های A از جدول تناوبی را تشکیل می‌دهند و شامل فلزات و غیر فلزات هستند. خواص شیمیایی و فیزیکی این عناصر بسیار متنوع است. بعضی از آنها دیامغناطیس و بعضی دیگر پارامغناطیس هستند. ولی ترکیبات این عناصر معمولا دیامغناطیس و بی‌رنگ هستند. لایه های الکترونی تمام این عناصر یا کامل هستند و یا پایدارند به استثنای لایه‌های خارجی که الکترونهای آنها را می‌توان بعنوان الکترونهای اضافه شده در نظر گرفت.

این لایه خارجی را لایه والانس و الکترونهای آن را الکترونهای والانس می‌نامند. تعداد الکترونهای والانس هر اتم برابر شماره گروه آن اتم است. خواص شیمیایی این عناصر ، به تعداد الکترونهای والانس آنها بستگی دارد.


عناصر واسطه

عناصر واسطه ، گروههای B از جدول تناوبی را تشکیل می‌دهند. از ویژگیهای این عناصر ، درون سازی آنهاست. یعنی آخرین الکترونی که بر اساس روش آفبا به آنها اضافه می‌شود، یک الکترون d درونی است. الکترونهای دو لایه آخری عناصر واسطه در واکنشهای شیمیایی مورد استفاده قرار می‌گیرند. تمام این عناصر ، فلز بوده، بیشتر آنها پارامغناطیسی‌اند و ترکیبات شدیدا رنگین و پارامغناطیس تولید می‌کنند.

عناصر واسطه داخلی

این عناصر در پایین ، جدول تناوبی قرار دارند. یک سری از عناصر دوره ششم که بعد از لانتانیم قرار دارند، سری لانتانیدها نامیده می‌شود و نظیر این سری در دوره هفتم به سری آکتنیدها معروفند. آخرین الکترون اضافه شده به هر یک از این عناصر یک الکترون f است. چون این الکترون به سومین لایه از آخر اضافه می‌شود، بدین جهت ، سه لایه آخر این عناصر ممکن است در واکنشهای شیمیایی آنها دخالت کنند. تمام عناصر واسطه داخلی فلزند. این عناصر بطور کلی پارامغناطیس‌اند و ترکیبات آنها پارامغناطیس و بشدت رنگین هستند.

[soleares]

عمومي

نام , Helium
علامت اختصاري , He
شماره , 2
گروه شیمیایی: گاز بی اثر
گروه, تناوب, بلوک: 18 «VIIIA), 1, p
جرم حجمی, سختی 0.1785 kg/m3, N/A
بدون رنگ ! :)



خواص اتمي

وزن اتمی: 4.002602 amu
شعاع اتمی (calc.) اطلاعات موجود نیست(31) pm
شعاع کووالانسی: 32 pm
شعاع وندروالس: 140 pm
ساختار الکترونی : 1s2
-e بازای هر سطح انرژی 2
درجه اکسیداسیون (اکسید) 0 (ناشناخته)
ساختار کریستالی : شش گوشه


خواص فيزيكي

حالت ماده : گاز
نقطه ذوب: 0.95 K (-458 °F) at 26 atm
نقطه جوش: 4.22 K (-452.07 °F)
حجم مولی: 21.0 ש»10-6 ««متر مکعب بر مول
گرمای تبخیر : 0.0845 kJ/mol
گرمای هم جوشی: 5.23 kJ/mol
فشار بخار : ندارد
سرعت صوت : 970 m/s at 293.15 K


متفرقه

الکترونگاتیویته اطلاعات موجود نیست (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه: 5193 J/kg*K
رسانائی الکتریکی اطلاعات موجود نیست
رسانائی گرمایی: 0.152 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون: 2372.3 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون: 5250.5 kJ/mol

موفق باشيد اميد وارم از اين مقالات استفاده ببريد منتظر عنصر سوم باشيد .. ليتيم در خدمت شما !

[soleares]

ليتيم



تاریخچــــــــــــه

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

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

اطلاعات کلی

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

خصوصیات قابل توجه

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

کاربردهــــــــا

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



نمکهای لیتیم ، مثل کربنات لیتیم ( Li2CO3 ) و سیترات لیتیم ، تثبیت‌کننده‌های حالت هستند که در درمان بیماریهای متضاد نقش دارند.


لیتیم کلرید و لیتیم برمید ، به‌شدت رطوبت را جذب می‌کنند، لذا در خشک کننده‌ها به‌کرات کاربرد دارند.


استارات لیتیم ، یک ماده لیز کننده کلی در دمای بالا و برای تمامی مقاصد به شمار می‌رود.


لیتیم ، عاملی آلیاژ ساز است که در تولید ترکیبات آلی مورد استفاده قرار گرفته ، نیز دارای کاربردهای اتمی می‌باشد.


گاهی اوقات از لیتیم در ساخت شیشه و سرامیک استفاده می‌گردد، مانند شیشه‌های 200 اینچی تلســـــکوپ در Mt. Palomat.


در فضاپیماها و زیردریائی ، برای خارج کردن دی‌اکسید کربن ازهوا از هیدروکسید لیتیم استفاده می‌شود.


از آلیاژ این فلز با آلومینیوم ، کادمیم ، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپیماهای بلند پرواز استفاده می‌گردد.

[soleares]

پیدایـــــــــش

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



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


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

ایزوتوپهـــــــــا

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

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

هشدارهــــــــا

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

[soleares]

تولد دیوی

"همفری دیوی" ، دانشمند انگلیسی در 17 دسامبر سال 1778 در پنزانس در انگلیس بدنیا آمد. دیوی پسر ارشد خانواده اش بود که از طبقه متوسط جامعه بودند.

تحصیل علم و دانش

او تحصیلات ابتدایی را در مدرسه گرامر که در نزدیکی پنزانس بود آغاز کرد و آغاز تحصیلاتش در سال 1793 بود. دیوی هنگامی که نزدیک داروفروش جراح ، شاگردی می‌کرد، برنامه خودآموزی شامل الهیات ، جغرافیا ، هفت زبان و تعدادی موضوعهای علمی برای خود طرح‌ریزی کرد، به مطالعه فلسفه پرداخت و از طریق آثار نیکلسن و لاوازیه ، شیمی آموخت.

روحیات و علایق دیوی

او بسیار مهربان و سر زنده بود و قوه تخیل قوی داشت. او دوستدار ترکیب کردن برای ساختن شعر بود. همچنین آتش‌بازی ، ماهیگیری ، دویدن و جمع آوری مواد معدنی از دیگر تفریحات او بود. یکی از عادات او و علایقش این بود که یک جیبش را با قلاب ماهی‌گیری پر کند و جیب دیگرش را با نمونه‌های سنگ که جمع آوری کرده بود. او هرگز علاقه قلبیش به طبیعت را از دست نداد. در جوانی بسیار بی‌ریا و ساده دل بود.

آغاز تحقیقات در دنیای شیمی
دیوی با "دیویس ژیلبرت" دوست صمیمی بود. بعدها ژیلبرت (رئیس جمهور جامعه سلطنتی) (30 – 1827) به او پیشنهاد داد که از کتابخانه اش استفاده کند و به او یک لابراتوار شیمی داد که در آن دوران بسیار نادر و عالی بود. او در آنجا با طبیعت گرما ، نور و الکتریسیته آشنا شد. او در لابراتوار کوچکش گاز نیترو اکسید(گاز خنده آور) را آماده و اسنشاق کرد و ادعا کرد که این گاز ، خواص بیهوش کننده دارد.

دیوی در سال 1807 به عنوان منشی جامعه سلطنتی برگزیده شد. وی در سال 1815 لامپ بی‌خطری را اختراع کرد که نامش را در تاریخ زنده کرد. این دانشمند انگلیسی در فیزیک و شیمی تحقیقات جالب و جامعی کرد. سدیم، پتاسیم ، کلسیم ، باریم ، منیزیم و استرانسیم را جدا کرد. مطالعاتی در باب گاز خنده آور کرد. در الکتروشیمی بررسی‌های عالمانه ای انجام داد. چراغ بی‌خطری را که دیوی اختراع کرد، خطر انفجار در معادن زغال سنگ را از بین برد.

جداسازی فلزات قلیایی و قلیایی خاکی
اگر چه شیمیدانان از زمان درازی احتمال داده بودند که خاکهای قلیایی ، اکسید فلزهایی باشند، با این حال طبیعت سود و پتاس تا اوائل قرن 19 مورد بررسی قرار نگرفته بود حتی لاوازیه در این مورد ، نظر مشخصی نداشت. او نمی‌دانست که جزء اصلی سود و پتاس چیست و حدس می‌زد که ازت یکی از اجزای تشکیل‌دهنده این مواد است.

به نظر می‌رسد که این اشتباه از شباهت میان نمکهای سدیم و پتاسیم با نمکهای آمونیوم مایه گرفته است. امتیاز تعیین این اجزا از آنِ دیوی است.

جداسازی پتاسیم و سدیم

ابتدا ناکامی عرصه را بر دیوی تنگ کرده بود، به این معنی که نمی‌توانست به کمک یک پیل گالوانیک از سود و پتاس ، فلز استخراج کند.

بزودی وی به خطای خودش پی برد و فهمید که با بکار بردن محلول آبی اشباع شده ، وجود آب مانع از تجزیه نمکها می‌شود. در اکتبر سال 1807 ، دیوی تصمیم گرفت که پتاس بی‌آب را ذوب کند و به محض اینکه با این مذاب ، الکترولیز را شروع کرد دانه‌های کوچک مشابه جیوه و دارای جلای فلزی در روی قطب منفی که در ماده مذاب قرار داشت، ظاهر شدند. برخی از دانه‌ها فوراٌ‌ به حالت انفجاری سوختند و شعله درخشانی پدید آوردند، در حالیکه بقیه آنها آتش نگرفتند، بلکه کدر شدند و با قشر نازک سفیدی پوشیده شدند.

دیوی از تجربه‌های متعددی که در این زمینه کرد، نتیجه گرفت که آن دانه‌ها همان ماده ای هستند که وی در جستجویش است و این ماده هیدروکسید پتاسیم است که شدیداٌ‌ قابل اشتغال می‌باشد. دیوی آن فلز را به دقت مورد بررسی قرار داد و متوجه شد که وقتی با آب ، ترکیب می‌شود، شعله حاصل از واکنش ، ناشی از سوختن هیدروژن آزاد شده از آب است.

وقتی دیوی بر روی فلز تهیه شده از هیدروکسید پتاسیم بررسی‌های لازم را انجام داد، به فکر جستجو در هیدروکسید پتاسیم افتاد و با بکار بستن همان روش قبلی موفق به جدا کردن فلز قلیایی دیگری شد. در زمان کوتاهی این دانشمند ، بررسی دقیق خواص پتاسیم و سدیم را به انجام رساند، برخی شیمیدانان درباره طبیعت عنصری سدیم و پتاسیم تردید داشتند و تصور می‌کردند آن دو ترکیبات قلیایی‌ها با هیدروژن هستند. سرانجام "گی لوساک" و "تنار" بطور واقعی ثابت کردند که آنچه را که دیوی بدست آورده است، در حقیقت عناصر ساده می‌باشند.

جداسازی فلزات قلیایی خاکی
دیوی ، نخستین بار در سال 1808 ، منیزیم فلزی را بدست آورد. وی برای این کار به همان روشی متوسل شد که برای تهیه سدیم و پتاسیم پیش گرفته بود. گذشته از این عناصر ، دیوی موفق به کشف کلسیم ، باریم و استرانسیم نیز شد. وی ثابت کرد که عناصر شیمیایی به عنوان مواد اصلی قدرت اسیدی یا قدرت قلیایی عمل نمی‌کنند و نتیجه گرفت که خواص شیمیایی ، تابعی از آرایشهای نسبی و نیز تابعی از ترکیبات ماده‌اند.

نظریه‌های دیوی در مورد سایر عناصر
دیوی نشان داد که اکسیژن در واکنشهایش با اسید اوکسی موریاتیک ، هرگز بدون وجود آب تولید نمی‌شود. وی این اسید را جزو عناصر قرار داد و آن را کلر نامید.

دیوی ، ماهیت و خواص اساسی ید را روشن ساخت.وی فقط با کار سه ماهه در مورد گاز انفجاری آتشدمه ، تائید کرد که ماده اصلی تشکیل دهنده آن ، متان است و فقط در دماهای بالا آتش می‌گیرد.

مشاغل مهم دیوی
وی همچنین رئیس مؤسسه گازدرمانی "تامس بدوز" در کلیفتن شد. وی پس از 5 سال که اولین کتاب شیمی خود را قرائت کرد، در مؤسسه پادشاهی به تدریس و سخنرانی در شیمی مشغول شد و آنجا را به مرکزی برای تحقیقات پیشرفته تبدیل کرد و خود نیز بیشتر حیات شغلیش را در آنجا گذرانید. دیوی در رساله ای قدیمی به نظریه گرمایی لاوازیه به علت وارد کردن مواد تخیلی و واژه ذهنی گرمایی حمله کرد و نظریه ای داد که در آن ، گرما همچون حرکت و نور به عنوان ماده انگاشته می‌شد. وی به جای واژه گرمایی عبارت حرکت رانشی را پیشنهاد داد.

مرگ دیوی
دیوی سرانجام در 29 مه سال 1829 در شهر ژنو در سوئیس درگذشت، در حالیکه 51 سال داشت.

[soleares]

نگاه کلی

عناصر گروه اول جدول تناوبی که به فلزات قلیایی معروفند، در لایه ظرفیت الکترونی دارای آرایش ns1 هستند که n ، شماره دوره آنها است. آخرین عنصر به نام فرانسیم ، رادیواکتیو است که در اینجا مورد بحث قرار نمی‌گیرد. این عناصر ، فلزات نقره‌فام رنگی هستند. آنها بسیار نرم بوده و به آسانی با چاقو بریده می‌شوند. سطح درخشان آنها در معرض هوا به علت اکسیداسیون کدر می‌شود.

این عناصر بشدت واکنش‌ پذیر هستند. واکنش ‌پذیری آنها از بالا به پایین گروه یعنی از Li به Cs افزایش می‌یابد و از این لحاظ شبیه عناصر سایر گروهها هستند.

منابع فلزات قلیایی
این فلزات بدلیل واکنش‌پذیری زیاد بطور آزاد در طبیعت یافت نمی‌شوند و معمولا بصورت ترکیب با سایر عناصر هستند. منبع اصلی سدیم ، هالیت یا Nacl است که بصورت محلول در آب دریا یا بصورت رسوب در بستر دریا یافت می‌شود. پتاسیم بصورت فراوان در اکثر معادن بصورت کانی سیلویت (Kcl) یافت می‌شود و همچنین از آب دریا هم استخراج می‌گردد.

فلزات قلیایی بسیار واکنش‌پذیر هستند و آنها را نمی‌توان با جانشین کردن سایر فلزات بصورت آزاد تهیه کرد. فلزات قلیایی بصورت فلز آزاد را می‌توان از الکترولیز نمکهای مذاب آنها تهیه کرد.

خواص فیزیکی
فلزات قلیایی از چند جهت با بقیه فلزات تفاوت دارند. آنها نرم بوده و دارای نقطه ذوب و نقطه جوش پایین هستند. دانسیته پایینی دارند، بطوریکه دانسیته K و Na و Li از دانسیته آب پایین‌تر است. آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمتری دارند. به علت داشتن فقط یک الکترون در لایه ظرفیت معمولا پیوندهای فلزی ضعیفی ایجاد می‌کنند. این فلزات وقتی در معرض شعله قرار می‌گیرند، رنگ آن را تغییر می‌دهند. وقتی عنصری در مقابل شعله قرار می‌گیرد، حرارت شعله انرژی کافی برای برانگیختن الکترون لایه ظرفیت را به لایه‌های بالاتر فراهم می‌کند.

الکترون در بازگشت به حالت پایه انرژی منتشر می‌کند و این انرژی دارای طول موج منطقه مرئی است که باعث می‌شود رنگ ایجاد شده در شعله دیده شود. شعاع یونی در فلزات قلیایی خاکی در مقایسه با شعاع اتمی آنها خیلی کوچکتر است. چون اتم یک الکترون در لایه S خود دارد که عدد کوانتومی آن با عدد کوانتومی لایه داخلی متفاوت است. بنابراین این لایه نسبتا دور از هسته است.

وقتی اتم این الکترون را از دست داده و به یون تبدیل می‌شود، الکترونهای باقیمانده در تراز نزدیک نسبت به هسته قرار دارند. بعلاوه افزایش بار مؤثر هسته آنها را بیشتر بطرف هسته جذب می‌کند. بنابراین اندازه یون کاهش می‌یابد.

خواص شیمیایی
فلزات قلیایی عامل کاهنده قوی هستند. پتانسیل الکترود منفی آنها نشانگر میل شدید آنها برای از دست دادن الکترون در تبدیل به کاتیون در محلول است. آنها می‌توانند اکسیژن ، کلر ، آمونیاک و هیدروژن را احیا کنند. در اثر واکنش با اکسیژن هوا اکسید شده و تیره می‌شوند. بنابراین در زیر نفت نگهداری می‌شوند. بعلت واکنش با آب و تولید هیدروژن و هیدروکسید قلیایی نمی‌توان آنها را زیر آب نگهداری کرد.



واکنش با آب
از بالا به پایین ، به شدت واکنش با آب افزوده می‌شود. لیتیم به آرامی با آب واکنش داده و حبابهای هیدروژن آزاد می‌کند. سدیم بشدت و همراه با مشتعل شدن با آب واکنش نشان داده و با شعله نارنجی می‌سوزد. پتاسیم در اثر برخورد با آب به شدت مشتعل شده و با شعله بنفش می‌سوزد. سزیم در آب ته‌ نشین شده و به سرعت تولید هیدروژن می‌کند. آزاد کردن هیدروژن همراه با ایجاد امواج ضربه‌ای شدید است که می‌تواند باعث شکستن محفظه شیشه‌ای شود.

Na در آمونیاک حل شده و ایجاد محلول آبی تیره می‌کند که بعنوان عامل کاهنده در واکنشها استفاده می‌شود. در غلظتهای بالا رنگ محلول برنزی شده و جریان الکتریکی را همانند فلز هدایت می‌کند.

چند مورد غیر عادی در شیمی Li دیده می‌شود. کوچک بودن اندازه کاتیون Li در نشان دادن خاصیت کووالانسی در برخی ترکیبات و ایجاد پیوند دیاگونالی با منیزیم از آن جمله است.

اکسیدها
فلزات قلیایی در اثر واکنش با اکسیژن هوا ترکیب جامد یونی به فرمول M2O تولید می‌کنند. هر چند که Na غیر از این ، ترکیب پروکسید ( NA2O2 ) بعنوان فراورده عمده و پتاسیم هم سوپر اکسید ( K2O ) را بطور عمده تولید می‌کند.

هیدروکسیدها
هیدروکسید فلزات قلیایی ، جامدات یونی به فرم کریستالی در رنگ سفید و فرمول MOH است. قابل حل در آب هستند و همه بجز LiOH آبدار می‌شوند. محلول آبی آنها باز قوی‌ است. اسیدها را خنثی کرده و نمک تولید می‌کنند.

هالیدها
هالیدهای این فلزات ، همه جامد یونی به فرم کریستالی و به رنگ سفید بوده و قابل حل در آب هستند، جز LiF که بعلت داشتن انرژی شبکه بالا که ناشی از جاذبه الکتروستاتیکی بین یون کوچک +Li و -F است.

حالت اکسایش
این فلزات حالت اکسایش 0 و 1+ دارند. تمام ترکیبات شناخته شده آنها بر پایه +M است. اولین انرژی یونش آنها پایین است، زیرا الکترون آخرین لایه به خوبی الکترونهای لایه داخلی توسط جاذبه هسته محافظت نمی‌شود، بنابراین آسان تر برداشته می‌شود. انرژی دومین یونش بالا است، زیرا الکترون بعدی از لایه کامل برداشته می‌شود. همچنین بوسیله هسته ، بخوبی‌ جذب می‌شود.

انرژی یونیزاسیون از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی و افزایش تعداد لایه‌ها بعلت دور شدن الکترون ظرفیت از هسته کاهش می‌یابد.

اطلاعات صنعتی
هیدروکسید ، کلرید و کربنات سدیم ، از جمله ترکیبات شیمیایی مهم صنعتی هستند. هیدروکسید سدیم از الکترولیز آب شور اشباع شده در پیل با کاتد فولادی و آند تیتانیوم تولید می‌شود. کربنات سدیم با فرآیند سالوی تهیه می‌شود. در این فرآیند کلرید سدیم قابل حل در آب به بی‌کربنات سدیم نامحلول تبدیل شده و بعد از صاف کردن و حرارت دادن به کربنات سدیم تبدیل می‌شود.

به هر حال محصول اصلی در این فرآیند کلرید کلسیم است و فرآیند رسوبگیری و حرارت و تهیه کربنات سدیم به کارخانه بستگی دارد. فرایند سالوی رفته رفته جای خود را به تهیه کربنات سدیم از جداسازی و تلخیص کربنات سدیم موجود به معادن می‌دهد.

[soleares]

عمومي

نام , Lithium
علامت اختصاری , Li
شماره , 3
گروه شیمیایی: فلز قلیایی
گروه , تناوب , بلوک 1«IA), 2 , s
جرم حجمی , سختی 535 kg/m3, 0.6
رنگ سفيد نقره اي و خاكستري


خواص اتمي

وزن اتمی: 6.941 amu
شعاع اتمی 145 «167» pm
شعاع کووالانسی 134 pm
شعاع وندروالس 182 pm
ساختار الکترونی He]2s1]
-e بازای هر سطح انرژی 2, 1
درجه اکسیداسیون (اکسید) 1 ( بازقوی )
ساختار کریستالی بدنه مکعب مرکزی

خواص فيزيكي

حالت ماده جامد غیر مغناطیسی)
نقطه ذوب 453.69 K (356.97 °F)
نقطه جوش 1615 K (2448 °F)
حجم مولی 13.02 ש»10-6 ««متر مکعب بر مول
گرمای تبخیر 145.92 kJ/mol
گرمای هم‌جوشی 3 kJ/mol
فشار بخار 1.63 E-8 Pa (453.7K)
سرعت صوت 6000 m/s (293.15K)

متفرقه

الکترونگاتیویته 0.98 (درجه پاولینگ)
ظرفیت گرمایی ویژه 3582 J/kg*k
رسانائی الکتریکی 10.8 106/m اهم
رسانائی گرمایی 84.7 W/m*K
1st پتانسیل یونیزاسیون 520.2 kJ/mol
2nd پتانسیل یونیزاسیون 7298.1 kJ/mol
3rd پتانسیل یونیزاسیون 11815.0 kJ/mol

[soleares]

شايد تا به حال كه مطالب پست هاي قبل را خوانده ايد موتوجه فشار گاز شده باشيد ولي از ان چيزي سر در نياورده باشيد من براي شما توضيح خواهم داد ...


فشار هر بخار در حالت تعادل با مایع خود در دمای معین را فشار بخار تعادل آن مایع می‌نامیم.

حالت تعادل

اگر مایعی در یک ظرف سربسته بخار شود، مولکولهای بخار نمی‌توانند از نزدیکی مایع دور شوند و تعدادی از مولکولهای بخار ضمن حرکت نامنظم خود ، به فاز مایع بر می‌گردند. این فرآیند را برای آب می‌توان با پیکان دوگانه نشان داد:

http://i10.tinypic.com/2vihys8.gif

(H2O(l)→H2O(g

سرعت برگشت مولکولهای بخار به فاز مایع ، به غلظت مولکولها در بخار بستگی دارد. هر چه تعداد مولکولها در حجم معینی از بخار باشد، تعداد مولکولهایی که به سطح مایع برخورد کرده ، مجددا گیر می‌افتند، بیشتر خواهد بود. در آغاز ، چون تعداد کمی مولکول در بخار وجود دارد، سرعت بازگشت مولکولها از بخار به مایع کم است. ولی ادامه تبخیر ، موجب افزایش غلظت مولکولها در بخار می‌شود و در نتیجه ، سرعت تراکم افزایش می‌یابد.

سرانجام ، سیستم به حالتی می‌رسد که در آن حالت ، سرعت تراکم و تبخیر برابر می‌شود. حالتی که در آن ، سرعتهای دو تمایل مخالف ( تبخیر و تراکم ) با هم برابر می‌شوند، حالت تعادل نامیده می‌شود.

وضعیت مولکولها در حالت تعادل

در حالت تعادل ، غلظت مولکولها در فاز بخار ثابت است، زیرا مولکولها با همان سرعتی که بر اثر تراکم ( میعان ) از فاز بخار خارج می‌شوند، بر اثر تبخیر در این فاز وارد می‌شوند. به همین منوال ، مقدار مایع نیز در حالت تعادل ثابت است، زیرا مولکولها با همان سرعتی که به مایع برمی‌گردند، بر اثر تبخیر آن را ترک می‌کنند.

باید توجه داشت که حالت تعادل ، دال بر این نیست که هیچ حادثه ای رخ نمی‌دهد؛ در هر سیستمی ، ثابت ماندن تعداد مولکولها در هر یک از دو فاز مایع و بخار نه به‌علت متوقف شدن تبخیر و تراکم ، بلکه به علت برابری این دو تغییر متقابل است.


فشار بخار و حالت تعادل

چون در حالت تعادل ، غلظت مولکولها در فاز بخار ثابت است، فشار بخار نیز ثابت است. فشار هر بخار در حالت تعادل با مایع خود در دمای معین را فشار بخار تعادل آن مایع می‌نامیم. فشار بخار هر مایع ، تابع دماست و با افزایش آن زیاد می‌شود. افزایش دما با افزایش فشار بخار همراه است. فشار بخار در دمای بحرانی است. بالاتر از دمای بحرانی تنها یک فاز می‌تواند وجود داشته باشد، یعنی فازهای گاز و مایع متمایز از یکدیگر نیستند.

فشار بخار و نیروهای جاذبه بین مولکولی

مقدار فشار بخار یک مایع ، معیاری از قدرت نیروهای جاذبه بین مولکولی آن مایع را بدست می‌دهد. مایعاتی که نیروهای جاذبه قوی دارند، فشار بخار آنها کم است. در ˚ 20 سانتی‌گراد ، فشار بخار آب ، اتیل الکل و دی اتیل اتر به ترتیب 0.023 atm 0,058 ، atm و 0.582 atm است. از این رو ، نیروهای جاذبه در آب قویترین و در دی‌اتیل اتر ضعیف‌ترین است.

موفق باشيد اميدوارم معناي فشار گار را گرفته باشيد !
ارادتمند شما سولئارس

[soleares]

تاریخچـــــــــــــه

کلمه بریلیم از واﮊه یونانی beryllos beryl گرفته شده . زمانی بریلیم را گلوسینیم می نامیدند ( از واﮊه یونانی glykys به معنی شیرین ) که علت آن طعم شیرین نمکهای آن بود در سال 1798 ونکولین این عنصر را بصورت اکسید در بریل «کانی» ( Be3Al2Si6O18 ) و به در زمرد کشف کرد . در سال 1828 فردریک وهلر و آ.آ. بوسی (A.A.Bussy) بطور جداگانه این فلز را از طریق واکنش پتاسیم روی کلرید بریلیم بدست آوردند.

پیدایـــــــــش

بریلیم در 30 کانی مختلف یافت می شود که مهمترین انها برتراندیت ، زمرد ، بریل «کانی» زرد و فناکیت هستند. اشکال ارزشمند بریل زمرد کبود و زمرد است .
مهمترین منابع تجاری بریلیم و ترکیبات آن بریل و برترندیت (Bertrandite) می باشد. اخیرا" با روش کاهیدن فلورید بریلیم با فلز منیزیم تولید کلان این فلز انجام می شود.فلز بریلیم تا سال 1957 به آسانی بدست نمی آمد. جداسازی :
Isolation
BeF2 + Mg --> MgF2 + Be

ایزوتوپها

بریلیم تنها یک ایزوتوپ پایدار دارد (Be-9) بریلیم کیهانی (Be-10) توسط پراش ذرات اتمی اکسیژن و نیتروﮊن بوسیله اشعه کیهانی در جو حاصل می شود.چون بریلیم تمایل دارد در محلولهایی با PH زیذ 5/5 باشد ( وبیشتر بارانها PH زیر 5 دارند) این عنصر می تواند از طریق حل شدن در آب باران در زمین جابجا شود.وقتی باران بیشتر قلیایی شود برلیم از محلول خارج می شود. Be-10 کیهانی با این روش در سطح خاک جمع می شود و نیمه عمر نسبتا" طولانی آن (5/1 میلیون سال ) امکان می دهد تا قبل از فرسایش بصورت B-10 ( بور-10) مدت زیادی در سطح خاک باقی بماند. Be-10 و محصولات جانبی آن برای سنجس فرسایش خاک ، شکل گیری خاک از سنگپوش ، گسترش خاکهای لاتریک همچنین گوناگونیهای فعالیت خورشیدی و عمر Ice core بکار می رود.ای ن واقعیت که Be-7 و Be-8ناپایدارند پیامدهای اساسی بدنبال دارد به این معنی که عناصر سنگینتر از بریلیم با همجوشی هسته ای در انفجار بزرگ (big Bang ) حاصل نشده اند. بعلاوه سطوح انرﮊی هسته ای بریلیم 8 به گونه ای است که کربن می تواند در ستاره ها تولید شود پس وجود حِات را ممکن می سازد.( به فرایند سه گانه آلفا و سنتز هسته ای انفجار بزرگ مراجعه کنید.)

کاربـــــــــــردها

بریلیم در تولید بریلیم- مس بعنوان عامل آلیاﮊ ساز بکار می رود. این عنصر قابلیت جذب حرارت زیادی دارد. آلیاﮊ بریلیم – مس به علت خصوصیات هدایت برقی و حرارتی ، استقامت و سختی زیاد ، غیرمغناطیسی بودن ، مقاومت در برابر زنگ خوردگی و فرسایش کاربردهای زیادی دارد.از جمله این کاربردها تولید : الکترودهای جوش نقطه ای ، فنر ، ابزارهای فاقد جرقه واتصالهای برقی است .
آلیاﮊ بریلیم – مس به جهت مقاومت چند جانبه ، سبکی و خمش ناپذیری در حرارتهای متغیر ، در صنایع دفاعی و هوافضا مثل سازه های بخشهای سبک وزن در هواپیماهای با سرعت بالا ، موشکها ، ماشینهای فضائی و ماهواره های ارتباطی بکار می رود.
ورقه های نازک بریلیم در عکسبرداری با اشعه X نورهای مرئی را ----- کرده و باعث آشکار شدن تنها اشعه xِ می شود.
بریلیم در زمینه پرتو نگاری با اشعه X جهت بازساخت مدارهای یکپارچه میکروسکپی مورد استفاده قرار می گیرد.
چون از نظر جذب نوترون حرارتی واکنش سنجی پایینی دارددر صنعت نیروی هسته ای از این عنصر در رآکتورهای اتمی بعنوان بازتابنده و کندساز استفاده می شود.
همچنین بریلیم در ساخت ترازنما، تجهیزات کامپیوتری مختلف ، فنرهای ساعت و وسایلی که نیازمند مقاومتهای چند جانبه ، سبکی و استحکام است بکار می رود.
اکسید بریلیم برای مصارف بسیاری که نیازمند هدایت حرارت خوب ، مقاومت زیاد ، استحکام نقطه ذوب بالا هستند کاربرد دارد و از اکسید بریلیم بعنوان عایق استفاده مِ کنند.
ترکیبات بریلیم زمانی در لامپهای فلورسنت کاربرد داشتند اما ادامه این کاربرد به علتبریل «کانی»وز ( بیماری ناشی از مسمومیت ت