اکتینید ها: عنصر های 90 تا 103 جدول تناوبی را تشکیل می دهند .که نام آن ها از فلز اکتینیم (89Ac) گرفته شده است.

در این عنصر ها اوربیتال 5f در حال پر شدن است. ساختار هسته در این عنصر ها نسبت به آرایش الکترونی از اهمیت بیش تری برخوردار است. همه ی اکتنید ها هسته ی ناپایداری دارند و به همین دلیل پرتوزا هستند. برای مثال :

مشهور ترین اکتینید ، اورانیم است که از فرو پاشی هسته ی آن انرژی لازم برای تولید برق در نیروگاه ها ، زیر دریایی ها و ناوهای هواپیما بر  فراهم می شود. (اکتینید ها در گروه سوم و دوره ی هفتم جدول تناوبی قرار دارند.

اکتنيدها گروهي از عناصر شيميايي هستند که داراي خواص شيميايي مشابهي مي باشند . اين گروه پانزده عنصر شيميايي را از اکتينيوم (Ac) با عدد اتمي 89 تا لارنسيوم (Lr ) با عدداتمي 103 در بر مي گيرد . عناصر شيمييايي يک گروه در جدول تناوبي بايستي زير يکديگر نوشته شوند . اما به دليل تعداد زياد عناصر اين گروه ، توافق شده است که عناصر گروه اکتنيدها در زير جدول تناوبي وبه صورت يک رديف مستقل نوشته شونداکتنيدها نسبت به لانتانيدها داراي شباهت رفتاري کمتري هستند. اين گروه از عناصر طيف رفتاري گسترده تري را نسبت به در حالتهاي اکسايشي به نمايش مي گذارند و اين مسأله موجب مي شود که اين تصور پيش بيايد که آيا اکتينيوم، توريوم و اورانيوم بايستي به عنوان عناصري از بلوک d در نطظر گرفته شوند. تمامي عناصر موجود در خانواده ي اکتنيدها راديواکتيو هستند

 .

اکتنيدها عمدتاً در زير بخش اصلي جدول تناوبي ( زير لانتانيدها) نوشته مي شوند . يکي از ترکيبات آلي فلزي اکتنيدها تحت عنوان «ارگانواکتنيد organoactinod» شناخته مي شود .
فراواني
فقط توريوم و اورانيوم به صورت طبيعي در پوسته ي زمين يافت مي شوند و مقدار آنها قابل توجه است . مقدار ساير عناصر بسيار بسيار ناچيز است و غالب آنها به صورت مصنوعي در آزمايشگاهها تهيه مي شوند و نيمه عمر بعضاً کوتاهي دارند. نپتونيوم و پلوتونيوم نيز در کانه هاي اورانيوم (سنگ معدن) و آن هم در نتيجه ي واپاشي اورانيوم وجود دارند . بقيه ي عناصر مربوط به گروه اکتنيدها – همانطور که گفته شد – به واسطه ي واکنشهاي هسته اي ساخته مي شوند .

تاريخچه
از نخستين عنصر مربوط به خانواده اکتنيدها ، يعني عنصر اکتينيوم با عدد اتمي 89  تا اورانيوم با عدد اتمي 92 که داراي شباهتهايي با فلزات واسطه مي باشند ، فرض بر آن بود که عناصر پس از اورانيوم داراي خصوصيات اينچنيني باشند.

یکي از محققان به نام «مانهاتان پروجکت Manhattan Project» در سال 1944 به همراه يکي ديگر از دانشمندان معاصر خود به نام گلِن ت. سيبورگدر هنگام جداسازي آمريسيوم و کوريم با مشکلات پيش بين نشده اي مواجه شدند.  آنها باخود مي انديشيدند که ممکن است اين عناصر به دسته يا خانواده ي ديگري از عناصر جدول تناوبي تعلق داشته باشند . بنابر اين نتيجه گرفتند که با دسته ي جديدي از عناصر جدول تناوبي روبرو شده اند . سپس در سال 1945 و به رغم مخالفت بسياري از همکاران ، آنها سري اکتنيدها را در جدول مندليف که تا آن زمان تغييري نکرده بود ، وارد نمودند. در ادامه ، Seaborg  طي مقاله اي اکتنيدها را به عنوان فلزاتي سنگين و با آرايش الکتروني پيچيده معرفي  نمود  و پيش بيني کرد که  اکتنيدها يک دسته يا سري از فلزات واسطه را که شبيه به لانتانيدها باشند ، تشکيل مي دهند .

در سال 1961 يک دانشمند لهستاني به نام Antoni Przybylski ستاره اي  را کشف کرد که بعدها معلوم شد اين ستاره داراي مقدار قابل توجهي از عناصر خانواده اکتنيدها مي باشد .اين ستاره HD 101065 نام دارد که البته به افتخار کاشف آن « پريزي بولسکي Przybylski » نيز ناميده مي شود .

سری فلزات اکتینید

در جدول تناوبی دو ردیف در پایین جدول وجود دارد. سری های لانتانید و اکتینید. سری لانتانید ها می توانند به طور طبیعی در خاک یافت شوند. فقط یک عنصر از این سری رادیواکتیو است. سری  اکتینید خیلی فرق می کند. همه آنها رادیواکتیو هستند و تعدادی از آنها نیز در طبیعت یافت نمی شوند. بعضی از این عناصر، فقط در آزمایشگاه ها ایجاد شده اند

 آشنایی با گروه

پانزده عنصر که با اکتینیوم (Ac) با عدد اتمی 89 شروع و با لارسنیوم(La) با عدد اتمی 103 پایان می یابند. معلمتان هرگز از شما نخواهد خواست که همه عناصر در این سری را حفظ کنید، فقط اکتینیوم را به خاطر بسپارید.

 اكتنيدها

دورة هفتم از جدول كه هنوز تكميل نيافته با فلز راديو اكتيو فرانسيم(عنصر فرانسيم به مقدار بسيار ناچيز هم در زنجيره تباهي و تجزيه هسته‌اي مواد راديواكتيو طبيعي وجود دارد و هم در واكنشهاي هسته‌اي بوجود مي‌آيد.) در خانه 87 آغاز مي‌گردد. سه عنصر اوليه و راديو اكتيو اين دوره بلند يعني فرانسيم، راديم و اكتينيم به ترتيب داراي آرايشهاي سطح ظرفيتيو بوده كه نظير آرايش سه عنصر اوليه دورة قبلي يعنيومي‌باشد. انتظار ما اين است كه ساختمان الكتروني عناصر بعد از اكتينيم مشابه عناصر دوره قبلي باشد كه به پيدايش 14 عنصر لانتانيد مانند انجاميد. به عبارت ديگر، در لانتانيدها چهارده الكترون متوالياً وارد اوربيتالهايشدند، و در اينجا نيز اين توقع را داريم كه آنها متوالياً واردشوند.

متأسفانه حدس علمي ما درست از آب در نمي‌آيد. زيرا نياز به اطلاعات بيشتري داريم. در دوره ششم وضع روشن‌تر بود . تـرازضمن اينكه نزديـكبود ولي در اغلب جاها قاطعانه پايين‌تر از آن بود. در دوره هفتم، ترازهاي انرژيبه اندازه‌اي به يكديگر نزديك مي‌شوند كه توازن ميان آن دو يادآور عمليات بندبازي است! كوچكترين تغيير در شرايط، به نفع يك طرف و به ضرر ديگري تمام مي‌شود، در نتيجه الكترونها گاهي درو زماني دروارد مي‌گردند. در مواردي از قبيل در خانه 91، چنان توازني بر قرار مي‌شود كه نمي‌توان به دقت گفت كه آرايش حالت پايه اين عنصر ،،و يا است! شايد بتوان گفت كه در نيمه دوم اين سري جديد معروف به اكتينيدها، تراز انرژي اغلب، پايين‌تر از است. (نوسانات و آرايشهاي غير قابل پيش بيني عناصر اين دوره) با وجود اينها مي‌توان گفت كه روند كلي تغييرات اكتينيدها و لانتانيدها، كم و بيش مشابه است.

لورنسيمكه آرايش را دارد، آخرين عنصر اكتينيد است. انتظار مي‌رود عناصري كه اخيراً كشف شده مانند عنصر شمارة 104 معروف به كورچاتوويم و عنصر 105 معروف به هانيم ، به علت ورود متوالي آخرين الكترونهاي آنها در، به تدريج چهارمين سري عناصر واسطه جدول تناوبي را تشكيل دهند.

هرگاه نمودارهايرا مقايسه كنيم، به نتيجة جالبي مي رسيم. شيب نزولي تراز اوربيتالهايخيلي كمتر ازاست. علت را بايد در كاهش شديد قابليت نفوذ آنها نسبت به رقيبان خود يعني اوربيتالهاي جستجو كرد. مسئله ديگر اين است كه در روندي مشابه روند قبلي، ديده مي‌شود كه اوربيتالهايو اوربيتالهاي توانايي نفوذ خوبي به سوي خارج يعني در جهت اوربيتال ندارند. از اين‌رو و با اين در هم آميختن با اوربيتالهاي دروني، به پايداري بيشتري مي‌رسند. به عبارت ديگر، تراز انرژي آنها نسبت به اوربيتال ، پايين‌تر است و الكترونها در آنها وارد مي‌شوند.

عناصر گروه دوم جدول تناوبی که به فلزات قلیایی خاکی معروفند در لایه ظرفیت الکترونی ، دارای آرایش nS2 هستند. آخرین عنصر این گروه یعنی رادیوم ، رادیواکتیو است. این فلزات سطحی درخشان و رنگ نقره‌ای سفید دارند. دارای واکنش‌پذیری بالایی هستند. اما واکنش‌پذیری این گروه به اندازه فلزات قلیایی استخراج فلزات قلیایی خاکی در پوسته زمین یافت می‌شوند. اما نه بصورت فلز آزاد بلکه بعلت فعالیت بالا بصورت ترکیب در کانی‌ها و سنگهای مختلف. کلسیم ، پنجمین عنصر فراوان در پوسته زمین و منیزیم هشتمین عنصر فراوان در پوسته زمین است. کانی‌های مهم منیزیم عبارتند از: کارنیت ، منیزیت و دولومیت. منیزیم از آب دریا هم استخراج می‌شود. با افزودن هیدروکسید کلسیم به آب دریا هیدروکسید منیزیم کم محلول بصورت رسوب ته‌نشین می‌شود. این رسوب بعد از تبدیل به کلرید منیزیم در سلول الکتروشیمیایی داونز الکترولیز می‌شود تا منیزیم فلزی بدست آید. منابع عمده کلسیم ، کالک ، سنگ آهک ، ژیپس ( سنگ گچ ) بی‌آب است. خواص فیزیکی این فلزات سخت‌تر و چگال‌تر از فلزات گروه اول هستند. دمای ذوب بالایی دارند. این خواص آنها تا حد زیادی ناشی از وجود دو الکترون در لایه ظرفیت است که پیوندهای قوی‌تری از فلزات گروه I ایجاد می‌کنند. منیزیم ، کلسیم ، استرانسشیم و باریم از این گروه در اثر حرارت در شعله ایجاد رنگ می‌کنند. منیزیم: سفید درخشان کلسیم: قرمز آجری استرانسیم: قرمز خونی باریم: سبز شعاع اتمی و یونی بطور یکنواخت از بالا به پایین افزایش می‌یابد. شعاع یونی خیلی کوچکتر از شعاع اتمی است و این بعلت وجود دو الکترون در لایه S است که با از دست دادن آنها و ایجاد کاتیون M+2 بار مؤثر هسته بر الکترون‌های تراز کامل بیشتر شده و این باعث کاهش اندازه یون می‌شود. خواص شیمیایی از بالا به پایین این فلزات ، الکتروپزیتیوتر می‌شوند. واکنش با اکسیژن و کلر شدید است. تمام فلزات بجز بریلیم در دمای اتاق در معرض هوا اکسید شده و رنگشان تیره می‌شود. بریلیم بعلت واکنش‌پذیری بالا در زیر نفت نگهداری می‌شود. همه فلزات این گروه بجز بریلیم آب و اسیدهای ضعیف را به هیدروژن کاهش می‌دهند. منیزیم بکندی با آب واکنش می‌دهد مگر اینکه آب داغ باشد. ولی کلسیم بشدت در دمای اتاق با آب واکنش داده و سوسپانسیون ابری سفیدی از هیدروکسید کلسیم تولید می‌کند. کلسیم ، استرانسیم و باریم در اثر حرارت با هیدروژن ترکیب شده و آنرا به فرم هیدرید احیاء می‌کند. فلزات این گروه در اثر گرم شدن عامل احیاء کننده قوی برای احیاء نیتروژن به فرم نیترید هستند . منیزیم در CO2 سوخته و آنرا به کربن احیاء می‌کند. یعنی آتش منیزیم با CO2 خاموش نمی‌شود. اکسید اکسید این فلزات به فرمول عمومی MO بوده و یک اکسید بازی است و از حرارت کربنات یا هیدروکسید این فلزات با آزاد کردن CO2 تولید می‌شود. اکسید این فلزات انرژی شبکه و دمای ذوب بالایی دارند. بجز بریلیم بقیه دارای فرم پراکسید MO2 هم هستند، چون کاتیون Be+2 برای ایجاد پراکسید بسیار کوچک است. اکسیدهای کلسیم ، استرانسیم ، باریم با آب واکنش داده و هیدرو اکسید تولید می‌کنند. هیدروکسید کلسیم که به آب آهک معروف است، بطور نسبی در آب محلول بوده و یک محلول بازی متوسط می‌دهد که برای شناسایی گاز CO2 بکار می‌رود. هالید هالیدهای این گروه از فلزات به فرم هیدراته یافت می‌شوند. بجز کلرید بریلیم ، همگی ترکیب یونی هستند. کلرید کلسیم بی‌آب میل شدیدی به جذب آب دارد و بعنوان خشک کننده استفاده می‌شود. حالت اکسیداسیون فلزات قلیایی خاکی در تمام ترکیباتی که تشکیل می‌دهند حالت اکسیداسیون +2 دارند. بجز چند استثنا همه ترکیبات آنها یونی است. این فلزات دو الکترون در لایه آخر دارند که از دست دادن آنها نسبتا آسان است. اما برداشتن الکترون سوم بسیار مشکل است و به انرژی بالایی نیاز دارد، زیرا تحت جاذبه شدید هسته بوده و از لایه هشت تایی کامل برداشته می‌شود. بنابراین کاتیون این فلزات به فرم M+2 است. اطلاعات صنعتی از میان فلزات این گروه فقط منیزیم بطور گسترده تولید می‌شود.از این فلز ، بدلیل داشتن شعله سفید و درخشان در ترکیب منومرها ، فشفشه‌ها و گلوله‌های نورانی ردیاب و بمب‌های آتشزا استفاده می‌شود. منیزیم با آلومینیوم آلیاژی با دانسیته پایین و دوام بالا ایجاد می‌کند که در صنایع هواپیماسازی کاربرد دارد. اکسید منیزیم بدلیل دمای ذوب بالا در بدنه کوره‌ها استفاده می‌شود.

هیدروژن

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. 
 
  
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،H۲، دو اتمی با نقطه جوش ۲۰.۲۷° K و نقطه ذوب ۱۴.۰۲° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در 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   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،سوختهای 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 ۱۷۷۶ 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 ۷۵% جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از ۹۰% 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(۱ ppm برحسب حجم). متعارف ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H۲O) 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 ( CH۴)، 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 ۲.۲ 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 H۳O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می کند، H۲O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می کند که، باعث انفجار در هوا میگردد. به اکسید دوتریوم یا D۲O، 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 ۲۵% شکل پاراو ۷۵% 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 ۰.۱ K ° پائین تر از ارتوهیدروژن است.

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-۱) و دیتریوم(D ، H-۲) می باشند. دیتریوم شامل ۰.۰۱۸۴-۰.۰۰۸۲%درصد کل هیدروژن است «IUPAC)؛ نسبتهای دیتریوم به پروتیوم با توجه به استاندارد مرجع آب VSMOW اعلام میگردد. تریتیوم(T یا H-۳)، 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. D۲O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.

فسفر یک عنصر جامد به رنگ سفید واکسی می باشد که در سال 1669توسط Hennig Brand از کشور آلمان کشف شد . این عنصر از سنگهای فسفاته بدست می آید .

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



ساختار بلوری عنصر فسفر


اثرات فسفر بر سلامتی انسان
فسفر در مقایسه با فسفات در محیط زیست از فراوانی بیشتری برخوردار است. فسفات ها یکی از مهمترین مواد تشکیل دهنده بدن انسان به شمار میروند. زیرا فسفاتها قسمتی از ماده DNA را تشکیل میدهند و در توزیع انرژی بدن شرکت میکنند. همچنین فسفاتها از اجزای تشکیل دهنده گیاهان هستند.
انسان با افزودن کودهای غنی از فسفات به خاک و با استفاده از شوینده های حاوی فسفات باعث افزایش مقدار فسفات در طبیعت میشود. همچنین، فسفات یکی از مواد افزودنی به مواد غذایی به شمار میرود. مواد غذایی مانند پنیر، سوسیس و همبرگرها دارای مقدار قابل توجهی فسفات هستند.
مقدار زیاد فسفات باعث بیماریهایی از قبیل آسیب به کلیه ها و پوکی استخوان میشود. از طرفی ممکن است در بدن فردی کمبود فسفات رخ دهد. کمبود فسفات بر اثر استفاده بیش از اندازه دارو اتفاق می افتد. مقدار بسیار اندک فسفات نیز آسیبهایی را به سلامت انسان وارد میکند.
فسفرخالص به رنگ سفید است. فسفر سفید خطرناکترین شکل فسفری است که تاکنون شناخته شده است. اگر فسفر سفید در محیط وجود داشته باشد احتمال خطر و تاثیر آن بر سلامت انسان افزایش می یابد. فسفر سفید بسیارسمی است و در بسیاری موارد پرتودهی آن کشنده میباشد.
بیشتر موارد مرگ گزارش شده بر اثر فسفر سفید به دلیل بلع مرگ موش میباشد. علائمی مانند استفراغ، گرفتگی معده و خواب آلودگی قبل از مرگ در فرد مشاهده میشود.
فسفر سفید باعث سوختگی پوست میشود. در حین سوختگی پوست قسمتهایی از بدن مانند کبد، قلب و کلیه ها آسیب میبینند.

اثرات فسفر بر محیط زیست
فسفر سفید
با تولید مواد شیمیایی در صنایع مختلف و تولید مهمات در ارتش مقداری فسفر سفید وارد محیط میشود. با تخلیه فضلاب کارخانه ها مقداری فسفر سفید وارد آبهای سطحی نزدیک کارخانه میشود.
به نظر میرسد که فسفر سفید در محیط منتشر نمیشود زیرا به سرعت با اکسیژن هوا واکنش میدهد. با ورود فسفر سفید به هوا و ترکیبش با اکسیژن، فسفر سفید به ذراتی تبدیل میشود که اثر مخرب کمتری دارد. زیرا زمانیکه ذرات فسفر در هوا قرار دارند، پوشش محافظی آنها را دربرگرفته و از واکنش دادن با سایر مواد جلوگیری میکند.
فسفر سفید در آب با سایر مواد وارد واکنش نمیشود و در نتیجه داخل بدن موجودات آبی تجمع پیدا میکند. در خاک فسفر طی چند روز باقی می ماند و سپس به مواد با خطر کمتر تبدیل میشود. اما در خاکهای عمیق و در اعماق رودخانه ها و دریاچه ها ممکن است فسفر حدود چند هزار سال باقی بماند.

فسفاتها
فسفات اثرات زیادی بر موجودات زنده دارد. اثر فسفات نتیجه انتشار وسیع آن در محیط زیست به دلیل معدنکاری و کشت و زرع میباشد. در هنگام تصفیه آب معمولاً فسفات از بین نمیرود، بنابراین فسفات میتواند در مسافت زیادی از طریق آبهای سطحی انتشار پیدا کند.
با توجه به مقدار اضافه فسفر در طبیعت که به دلیل فعالیتهای انسانی اتفاق افتاده است و به دلیل افزایش غلظت فسفر، در چرخه فسفر اختلالاتی پدید آمده است.
با افزایش غلظت فسفر در آبهای سطحی، تعداد ارگانیسمهای وابسته به فسفات افزایش می یابد. این ارگانیسمها عبارت هستند از جلب و خزه. این ارگانیسمها مقدار زیادی از اکسیژن محیط را مصرف میکنند و از وارد شدن نور خورشید به آب جلوگیری میکنند. این مسئله باعث میشود که سایر موجودات زنده نتوانند در آب زندگی کنند. به این پدیده eutrophication گفته میشود.

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

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


اثرات نیتروژن بر سلامتی انسان

مقدار مولکولهای نیتروژن در هوا زیاد است. نیتروژن در آب و خاک به صورت نیترات و نیتریت پیدا میشود. کلیه این مواد بخشی از چرخه نیتروژن به حساب می آیند، اگر چه همه این اشکال نیتروژن با یکدیگر در ارتباط هستند.
انسان خصوصیات نیترات و نیتریت طبیعی را تغییر داده است. این تغییرات بالاخص در کودهای شیمیایی نیتروژن دار اتفاق افتاده است. شرکتهای صنعتی با نیتروژنی که تولید میکنند میزان نیترات و نیتریت خاک و آب را که نتیجه چرخه نیتروژن میباشند را تغییر میدهند. به دلیل این فعالیتها غلظت نیترات در آب آشامیدنی افزایش می یابد.
نیتراتها و نیتریتها بر سلامت انسان تاثیر دارند. این اثرات عبارت هستند از:
واکنش با هموگلوبین خون، این امر باعث کاهش توانایی خون برای انتقال اکسیژن میشود (نیتریت).
عملکرد غده تیروئید را کاهش میدهد (نیتریت).
سبب کمبود ویتامین A میشود (نیتریت).
nitrosamines از عوامل عمده ایجاد کننده سرطان محسوب میشوند (نیتراتها و نیتریتها).
از نقطه نظر متابولیسمی، اکسید نیتروژن نسبت به عنصر شیمیایی نیتروژن به تنهایی از اهمیت بیشتری برخوردار است. در سال 1987، Salvador Moncada کشف کرد که اکسید نیتروژن برای آرامش عضلات بدن بسیار حیاتی است و امروزه میدانیم که اکسید نیتروژن در سیستم قلبی – عروقی، سیستم ایمنی، سیستم عصبی مرکزی و سیستم عصبی جانبی وجود دارد. آنزیم تولید کننده اکسید نیتروژن، synthase اکسید نیتروژن نامیده میشود و در مغز انسان به مقدار زیاد وجود دارد.
اگر چه اکسید نیتروژن دوره عمر کوتاهی دارد، لیکن میتواند به اجزای تابع خود تبدیل شود.

اثرات زیست محیطی نیتروژن

انسان با فعالیتهایی که انجام داده است باعث تغییر مقدار نیتریت و نتیرات در طبیعت گشته است. عمده ترین عامل افزایش مقدار نیترات و نیتریت در محیط زیست کودهای شیمیایی هستند. فرآیند احتراق سبب افزایش نیترات و نیتریت میشود، زیرا بخارات متصاعد شده از اکسیدهای نیتروژن در محیط زیست به نیترات و نیتریت تبدیل میشوند.
طی تولیدات شیمیایی، نیترات و نیتریت تشکیل میشوند و برای کنسرو کردن مواد غذایی مورد استفاده قرار میگیرند. همین مسئله سبب افزایش غلظت ترکیبات نیتروژن در آبهای سطحی و زیرزمینی و به تبع آن در غذا میشود.
افزایش پیوندهای نیتروژنی در محیط زیست سبب اثرات متنوعی میشود. یک، تنوع در پیوند شیمیایی باعث تغییر در ترکیب شیمیایی گونه های مختلف موجودات زنده میگردد. ثانیاً نیتریت اثرات مختلفی بر زندگی انسان و جانوران میگذارد. غذای غنی از ترکیبات نیتروژن سبب کاهش انتقال اکسیژن خون شده و عواقب وخیمی برای گله های گاو دربردارد.
با افزایش غلظت نیتروژن مشکلاتی در غده تیروئید رخ میدهد و همچنین مقدار ذخیره ویتامین A کاهش می یابد. در معده و روده جانوران نیترات به nitrosamines تبدیل میشود و یک ماده خطرناک سرطانزا را تولید میکند.

خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر نیتروژن :

عدد اتمی:7
جرم اتمی: 14.00674
نقطه ذوب : C°-210.0
نقطه جوش: C°-195.7
شعاع اتمی : Å 0.75
ظرفیت:5
رنگ: بی رنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: 15
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 1402.3
شکل الکترونی: 1s2 2s22p3

آرسنیک

آرسنیک یک عنصر جامد پودری به رنگ خاکستری می باشد که در سال 1250 توسط Alberts Magna کشف شد . آرسنیک ماده سرطان زایی است که اگر تنفس شود بر روی ششها تـأ ثیر می گذارد همچنین بر روی پوست و جگر نیز اثرات مخربی می گذارد .

عنصر آرسنیک در حالت جامد به دو رنگ زرد و خاکستری یا فلزی با وزن مخصوص به ترتیب 1.97 و 5.73 یافت می شود. این عنصر در سال 1250 توسط Albertus Magnus به دست آمد. در سال 1649 Schroeder دو روش برای استحصال این عنصر کشف کرد. آرسنوپیریت مهمترین ترکیب این عنصر است که توسط گرما از سولفیدهای آهندار به دست می آید.
این عنصر به رنگ فولاد خاکستری، خیلی شکننده، بلورین، جامد شبه فلزی است. در هوا تیره می شود. در اثر گرما به سرعت اکسید می شود و به اکسید آرسنیک که بوی سیر می دهد تبدیل می شود. آرسنیک و دیگر ترکیبات آرسنیک سمی هستند.
موارد استفاده این عنصر در آتش بازی و برای گلوله سربی مو رد استفاده قرار می گیرد. مهمترین ترکیبات آرسنیک شامل آرسنیک سفید، سولفید، آرسنات کلسیم و آرسنات سرب است. این سه ترکیب در حشره کشها و سموم کشاورزی و مواد سمی کاربرد دارد. آرسنیک همچنین برای ساخت دستگاههایی مثل ترانزیستور نیز کاربرد دارد. آرسنیک گالیم برای موارد لیزری الکتریکی نور همدوس کاربرد دارد.


ساختار بلوری عنصر آرسنیک

اثرات آرسنیک بر روی سلامتی
آرسنیک یکی از سمی ترین عناصر موجود است. علیرغم اثرات سمی این عنصر، مقدار آرسنیک غیرآلی طبیعی موجود در زمین اندک است. آرسنیک از طریق غذا، آب و هوا وارد بدن انسان می شود. تماس پوستی با خاک یا آب آلوده به آرسنیک هم باعث ورود آرسنیک به بدن انسان می شود. میزان آرسنیک موجود در غذا بسیار کم است و به علت سمیت به غذا افزوده نمی شود. اما ممکن است میزان آرسنیک موجود در ماهی و غذاهای دریایی بالا باشد زیرا ماهی از آبی که در آن زنئگی می کند، آرسنیک را جذب می کند. خوشبختانه این شکل از آرسنیک آلی بی خطر است اما ماهی هایی که مقدار زیادی آرسنیک غیرآلی دارند، برای سلامتی انسان مضر هستند.
خطر آلودگی با آرسنیک در اشخاص زیر بیشتر است: افرادی که با آرسنیک کار می کنند، کسانی که زیاد شراب می نوشند، کسانی که در مزارعی کار می کنند که در آنجا کودهای آرسنیک دار مصرف می شود.
قرار گرفتن در معرض آرسنیک غیرآلی، سبب ایجاد عوارض مختلفی مانند سوزش معده و روده، کاهش تولید سلولهای قرمز و سفید خون، تغییر پوست و سوزش ریه می شود. جذب مقدار زیادی آرسنیک غیرآلی احتمال بروز سرطان و به ویژه سرطان پوست، سرطان ریه، کبد و غدد لنفاوی را افزایش می دهد.
قرار گرفتن در معرض آرسنیک غیرآلی، سبب نازایی و سقط جنین در زنان می شود و در زنان و مردان باعث ناراحتیهای پوستی، کاهش مقاومت در برابر ویروسها،
اشکال دیگر :

ایست قلبی و آسیب مغز می شود. آرسنیک غیرآلی به DNA هم آسیب می رساند.
آرسنیک آلی هم باعث سزطان می شود اما به DNAآسیب نمی رساند. اما دوز بالای آن باعث صدمات عصبی و ناراحتی معده می شود.

اثرات زیست محیطی آرسنیک
آرسنیک به طور طبیعی به مقدار کم در زمین وجود دارد. آرسنیک در خاک و کانیها وجود دارد و می تواند از طریق گرد و غبار یا رواناب، وارد هوا و آب هم شود.
تبدیل آرسنیک به حالت محلول یا گازی بسیار مشکل است. آرسنیک ماده ای است که به طور طبیعی متحرک است و احتمال تمرکز مقدار زیادی از آن در یک محل کم است. این ویژگی بسیار خوب است اما نکته منفی آن این است که آلودگی آرسنیک گسترده است زیرا به راحتی منتشر می شود. هنگامی که آرسنیک غیرمتحرک باشد، نمی تواند به آسانی حرکت کند. به علت فعالیتهای بشری و عمدتا معدنکاری، آرسنیکهای آرسنیکهایی که در شرایط طبیعی غیر متحرک هستند متحرک شده و در بسیاری از جاهایی که در شرایط طبیعی وجود نداشتند هم یافت می شوند.
چرخه آرسنیک در اثردخالتهای بشری گستره تر شده است و به همین علت مقدار آرسنیک در محیط زیست و جانداران زنده کاهش یافته است. عمدتا آرسنیک توسط صنایع تولید کننده مس منتشر می شود اما در حین تولید سرب و روی و فعالیتهای کشاورزی هم پراکنده می شود. آرسنیک وقتی وارد محیط زیست شد، تجزیه نمی شود بنابراین این مقدار آرسنیک اضافی که در اثر فعالیتهای انسانی وارد محیط می شود، منتشر شده و در بسیاری جاها، باعث بیماری انسانها و جانوران می شود.
گیاهان آرسنیک را به آسانی جذب می کنند بنابراین ممکن است غلظت آرسنیک در غذا بالا باشد. غلظت بالا و خطرناک آرسنیک غیرآلی که در حال حاضر در آبهای سطحی موجود است، احتمال تغییرات ژنتیکی در ماهیها را افزایش می دهد. در این شرایط آرسنیک دربدن جانداران گیاهخوار آب شیرین تجمع می یابد. پرندگان ماهی هایی را می خورند که در بدن آنها آرسنیک زیادی وجود دارد و وقتی این ماهی در بدن آنها تجزیه می شود، در اثر سم آرسنیک می میرند.

 آنتیموآن یک عنصر جامد شبه فلزاست که به رنگ سیاه تا خاکستری می باشد . دارای ساختار رومبوئدرال می باشد . این عنصر در طبیعت از سنگهای استیبنیت و والنتینیت بدست می آید .

این عنصر از مدتها پیش توسط پیشینیان شناخته شده بود، این فلز از ابتدای قرن هفدهم کشف شد.
آنیتموان عنصر فراوانی در طبیعت نیست اما در بیش از 100 گونه کانی یافت می شود. این عنصر بعضی اوقات به صورت آزاد نیز یافت می شود اما معمولاً به صورت ترکیب سولفید استیبنیت نیز یافت می شود.
آنتتیموان رسانای خوبی برای جریان برق و الکتریسیته نیست. آنتیموان و ترکیبات آن سمی هستند.
آنتیموان در صنایع نیمه رسانا برای ساخت ردیابهای مادون قرمز، دیودها و پدیده هال کاربرد دارد. برای بالا بردن سختی و مقاومت سرب به کار می رود. از این عنصر برای ساخت باتری ها و آلیاژهای ضد اصطکاک، فلز چاپ، استفاده می شود. از ترکیبات این عنصر می توان اکسیدها، سولفیدها، سدیم آنتیموان ها و تترا کلرید آنیتموان را نام برد.
از این عنصر برای ساخت ترکیبات آتش زا، لعاب سرامیک های رنگی، شیشه ها و سفالها نیز استفاده می شود.


اثرات آنتیموان بر روی سلامتی

آنتیموان به طور طبیعی در محیط زیست وجود دارد. اما از طریق فعالیتهای انسانی هم وارد محیط زیست می شود. افرادی که با آنتیموان کار می کنند، در اثر تنفس غبار آنتیموان عوارضی را نشان می دهند. در اثر تنفس هوا، نوشیدن آب و خوردن غذایی که حاوی آنتیموان است، آنتیموان وارد بدن می شود. اما در اثر تماس پوست با خاک، آب و مواد دیگری که حاوی آنتیموان هستند هم آنتیموان وارد بدن می شود. تنفس آنتیموانی که در ترکیب با هیدروژن است در حالت گازی، عوارض بسیاری بر روی سلامتی دارد. غلظت بالای آنتیموان (9 mg/m3 در هوا) درمدت زمانی طولانی باعث سوزش چشم، پوست و ریه ها می شود. اگر تماس با آنتیموان برای مدتی طولانی ادامه یابد، عوارض جدی تری مانند بیماریهای ریوی، مشکلالت قلبی، اسهال، استفراغ و زخم معده پیش می آید. مشخص نیست که آیا آنتیموان باعث سرطان می شود یا ناتوانی جنسی می شود یا خیر. آنتیموان در درمان عفونتهای انگلی به عنوان دارو به کار می رود اما افرادی که داروهای زیادی مصرف می کنند یا نسبت به آن حساسیت دارند، در گذشته دچار بیماریهایی شده اند. این عوارض، ما را از خطرات آنتیموان آگاه می کند.


اثرات زیست محیطی آنتیموان

آنتیموان در خاک، آب و هوا به مقدار بسیار کمی وجود دارد. آنتیموان خاک را آلوده می کند. آنتیموان می تواند از طریق آب زیرزمینی مسافتی طولانی را تا مکانهای دیگر و تا آب سطحی طی کند. بررسیهای آزمایشگاهی انجام شده بر روی موشهای صحرایی، خرگوشها و خوکچه های هندی نشان می دهد که غلظت بالای آنتیموان، بعضی جانوران کوچک را می کشد. موشها قبل از مرگ، دچار ناراحتیهای ریوی، قلبی، کبد و کلیه می شوند. جانورانی که برای مدتی طولانی از هوای دارای اندکی آنتیموان تنفس می کنند، دچار سوزش چشم، تاسی و ناراجتیهای ریوی می شوند. سگها حتی در غلظت اندک آنتیموان هم دچار ناراحتیهای قلبی می شوند. جانورانی که طی دو ماه از هوای دارای آنتیموان اندک تنفس می کنند، نازا می شوند. اما اینکه آیا آنتیموان می تواند باعث سرطان شود یا نه هنوز به طور دقیق مشخص نشده است.


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر آنتیموان :
عدد اتمی: 51
جرم اتمی: 121.75
نقطه ذوب : C° 630.63
نقطه جوش : C° 1587
شعاع اتمی : Å 1.53
ظرفیت: 3و5
رنگ: خاکستری سیاه
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 15

بیسموت عنصر فلزی است که با ساختار رومبوئدرال متبلور می شود که می تواند به صورت آزاد در طبیعت و یا در کانیهائی نظیر بیسموتین ( Bi2O3 ) یافت شود . در زمانهای گذشته این کانی با قلع و سرب اشتباه گرفته می شد. این عنصر در سال 1735 توسط Claude Geoffroy شناخته شد.
این فلز به رنگ سفید، بلوری، شکننده با رنگ کمی متمایل به صورتی می باشد. بیسموت عنصری با خاصیت دیامغناطیس در بین همه فلزات است و تنها فلزی است که رسانایی گرمایی پایینی در بین فلزات به جز جیوه دارد. مقاومت الکتریکی این عنصر بالاست و بالاترین فلزی است که دارای اثر هال است.
از مهمترین کانیهایی که این عنصر در آن وجود دارد بیسموتینیت یا بیسموت گلاس است. از مهمترین کشورهای تولید کننده بیسموت در دنیا پرو، ژاپن، مکزیک، بولیوی و کانادا هستند. بیشترین تولید کننده بیسموت در دنیا آمریکا است. این عنصر به صورت یک فراورده مصنوعی از استحصال سنگهای معدن سرب، مس، قلع، نقره و طلا تولید می شود.
حدود 3.32 درصد از این عنصر در طبیعت به صورت جامد وجود دارد. این خصوصیت باعث می شود که آلیاژهای بیسموت برای قالبهای با حرارتهای بالا استفاده شود. این عنصر با فلزات دیگر مثل کادمیم و قلع آلیاژ می شود. آلیاژهای بیسموت دارای نقطه ذوب پایین هستند که کاربردهای گسترده ای در تجهیزات ایمنی برای آتش سوزی و سیستمهای فروکش کردن آتش دارند. بیسموت برای تولید محصولات آهنی چکش خوار و تشخیص کاتالیزورها برای ساخت الیافهای پلاستیکی کاربرد دارد.
وقتی که بیسموت گرم می شود در هوا با شعله سفید آبی می سوزد و دود زرد رنگی را به فرم اکسید بیسموت از خود متصاعد می کند. از این فلز برای ترموکوبلها و سوخت راکتورهای اتمی ایزوتوپهای اورانیم 235U , 233U کاربرد دارد. از اکسی کلرید بیسموت استفاده گسترده ای در صنعت لوازم آرایش می شود. ساب نیترات و ساب کربنات بیسموت نیز در صنعت داردوسازی کاربرد دارد.

اثرات بیسموت بر روی سلامتی

بیسموت و نمکهای آن باعث آسیب کلیه می شود اگرچه میزان آسیب خفیف است. دوز بالای آن کشنده است. از نظر صنعتی بیسموت در بین فلزات سنگین کمترین سمیت را دارد. در اثر جذب دوز بالایی از بیسموت در محیطهای بسته عوارضی شدید و گاهی اوقات کشنده ایجاد می شود. ممکن است عوارض سمی دیگری مانند احساس سردرگمی، وجود آلبومین و پروتئینهای دیگر در ادرار، اسهال و واکنشهای پوستی ایجاد شود.
راههای ورود به بدن: تنفس، پوست و خوردن
عوارض: تنفس: سمی است. گرد و غبار آن باعث سوزش مجاری تنفسی می شود. باعث ایجاد مزه فلز و تورم لثه می شود.
خوردن: سمی است. باعث حالت تهوع، بی اشتهایی و کاهش وزن، بیقراری، ادرار آلبومینی، اسهال، واکنشهای پوستی، ورم دهان و لثه، سردرد، تب، بی خوابی، افسردگی و روماتیسم می شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه به وجود آید.
پوست: باعث سوزش می شود.
چشم: باعث سوزش می شود.
اثرات مزمن: تنفس: عملکرد کبد و کلیه را تحت تاثیر قرار می دهد.
خوردن: عملکرد کبد و کلیه را تحت تاثیر قرار می دهد. باعث کم خونی می شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه به وجود آید و زخم قرنیه تشکیل شود. پوست: باعث تورم پوست می شود. چشم: هیچ عوارض مزمنی ثبت نشده است. بیسموت در انسان سرطان زا نیست.


اثرات زیست محیطی بیسموت

فلز بیسموت در محیط زیست سمی نیست و برای محیط حداقل تهدید را دارد. ترکیبات بیسموت انحلال پذیری بسیار اندکی دارد اما باید مراقب بود زیرا در مورد اثرات آن روی محیط زیست اطلاعات اندکی موجود است.


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر بیسموت :

عدد اتمی : 83
جرم اتمی : 208.9804
نقطه ذوب: C° 271.4
نقطه جوش : C° 564
شعاع اتمی : Å 1.63
ظرفیت : 3
رنگ : سفید کدر
حالت استاندارد : فلز جامد
نام گروه : 15
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 7.289
شکل الکترونی : Xe6s24f145d106p3
شعاع یونی : Å 1.03
الکترونگاتیوی : 2.02
حالت اکسیداسیون : 3.5
دانسیته : 9.75
گرمای فروپاشی : Kj/mol 11.3
گرمای تبخیر : Kj/mol 104.8

 شناخت عناصر و مهم تر از آن تسلط بر روی نوع دسته بندی و علم به مکان آنها در جدول تناوبی کمک می کند تا بتوان مشخصات و ویژگی های آنها را حدس زد و  به خوبی از آنها استفاده کرد .

 دسته بندی های کلی ای را برای جدول سحر آمیز مندلیف آورده اند که از جالب ترین دسته هایی که  نیز خواصی جالب دارند می توان به گروه 17 یا همان هالوژن ها اشاره کرد. ابتدا در این قسمت به  دسته بندی عناصر بر اساس آرایش الکترونی می پردازیم سپس به خواص عمومی هالوژنها اشاره می کنیم بعد از آن به سراغ آشنایی کامل از عناصر تشکیل دهنده ی این گروه می رویم.

 عناصر را می توان بر اساس آرایش الکترونی آنها طبقه بندی کرد:

1.گازهای نجیب: در جدول تناوبی ، گازهای نجیب در انتهای هر تناوب در گروه 0 (صفر) جای دارند. این عناصر گازهای بی رنگ، تک اتمی ، دیا مغناطیسی و از نظر شیمیایی غیر فعالند. بجز هلیم (که آرایش الکترونی 1s2 دارند) تمام گازهای نجیب آرایش الکترونی ns2np6 که نظمی بسیار پایدار است، دارند.

2. عناصر نماینده: این عناصر گروههای A جدول تناوبی را تشکیل می دهند و شامل فلزات و نافلزات هستند . خواص شیمیایی این عناصر بسیار متنوع است . بعضی از آنها دیامغناطیس و بعضی دیگر پارامغناطیس هستند. ولی ترکیبات این عناصر دیا مغناطیس و بی رنگ اند. پوسته های الکترونی درونی تمام این عناصر ، کامل یا پایدارند(ns2np6). اما بیرونی ترین پوسته در این عناصر ، از عنصری به عنصر بعدی در حال افزایش الکترون و پر شدن است. این پوسته بیرونی پوسته والانس و الکترونهای آن، الکترونهای والانس نامیده می شوند. تعداد الکترونهای والانس هر اتم ، برابر شماره گروه است که عنصر در آن قرار گرفته است. خواص شیمیایی این عناصر به الکترونهای والانس آنها بستگی دارد.

 3.عناصر واسطه: این عناصر در گروههای B جدول تناوبی دیده می شوند. از ویژگیهای این عناصر درون سازی آنهاست. یعنی الکترون متمایز کننده در آنها ، به روش نامگذاری، یک الکترون d درونی است. در عناصر واسطه ، الکترونهای دو پوسته ی آخری در واکنشهای شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرند. تمام این عناصر فلز بوده ، بیشتر آنها پارا مغناطیس اند و ترکیبات شدیداً رنگین و پارا مغناطیس به وجود می آورند.

4.عناصر واسطه درونی : این عناصر در پائین جدول تناوبی دیده می شوند، اما در واقع باید در تناوب های ششم و هفتم به دنبال عناصر گروه III B قرار گیرند. 14 عنصری که در تناوب ششم بعد از لانتان قرار دارند، سری لانتانید ها نامید می شوند. در تناوب هفتم ، دسته ای که به دنبال آکتینیم قرار می گیرند، سری آکتینیدها خوانده شده اند. در این دسته از عناصر، الکترون متمایز کننده از نوع f است و در پوسته فرعی f واقع در پوسته زیر ماقبل آخر قرار می گیرد. بنابر این، در شیمی این عناصر ممکن است سه پوسته بیرونی، دخالت داشته باشد. تمام عناصر واسطه درونی فلز هستند. این عناصر پارامغناطیس اند و ترکیبات آنها نیز رنگین و پارا مغناطیس است.

  فلزات و نافلزات:

 گروه های 1 IA)) ) و IIA) 2 ) جدول تناوبی ، فعالترین فلزات را در بر می گیرند. چون عناصر یک گروه دارای ویژگیهای یکسان می باشند، یک گروه را گاهی یک خانواده می نامند. بسیاری از گروه ها دارای نامهای خانوادگی اند. گروه1 به استثنای هیدروژن ، خانواده ی فلزات قلیایی نامیده می شود. گروه 2 را خانواده ی فلزات قلیایی خاکی می نامند.

 نا فلزات در سوی دیگر جدول ، در گروه هایVIA) 16 ، (VIIA) 17 و (VIIIA) 18 قرار گرفته اند . گروه (VIA) 16 را خانواده ی کالوژن می نامند. گروه (VIIA) 17 را به نام خانواده ی هالوژنها می شناسند. عناصر گروه (VIIIA) 18 ، گازهای نجیب نام دارند.

 به طور کلی ، فلزات ، سخت، درخشنده و رسانای خوب گرما و الکتریسیته اند. نافلزات و بالاخص هالوژنها در دمای  معمولی گاز یا جامدهای شکننده اند. اگر جامد باشند، سطح آنها تیره است و نارسانا به شمار می آیند.

  نافلزها:

 همانطور که گفته شد در گروه های چهارم، پنجم، ششم و هفتم (هالوژن ها) جدول تناوبی عناصری قرار دارند که اغلب خواص غیر فلزی دارند این عناصر یا گازی شکلند یا جامد که حالت شکننده دارند و هادی جریان برق و حرارت نیستند . غیر فلزها در ترکیب با فلزها اغلب پیوند یونی تشکیل می دهند و با یکدیگر الکترون به اشتراک می گذارند که به هر صورت به آرایش الکترونی گاز بی اثر دوره خود می رسند از گروه چهارم تا هفتم خواص غیرفلزی شدید دارند و با فلزات ترکیب شده تشکیل نمک می دهند به همین دلیل آنها را هالوژن (نمک زا) می گویند.

عناصر گروه هفتم (اصلی) هالوژنها:

 عناصر این گروه به ترتیب عبارتند از : فلوئور F ، کلر Cl، برم Br ، ید I  ، استانین At. شعاع اتمی این عناصر با افزایش عدد اتمی (از بالا به پائین) زیاد می شود انرژی یونیزاسیون کم شده الکترونگاتیوی نیز کم می شود نقاط ذوب و جوش بیشتر شده. پتانسیل اکسیداسیون آنها به ترتیب کاهش می یابد و هر کدام در لایه آخر 7 الکترون (s2p5) دارند، با فلزات میل ترکیبی شدید دارند و مولکول حاصل از آنها اغلب خصلت یونی دارد مانند NaF و KCl و BaI2 . با هیدروژن هالدیدئیدروژن می دهند که پس از حل شدن در آب محلول اسید به وجود می آورند مانند HCl و HI. از بالا به پائین خواص غیر فلزی ضعیف تر می شود غیر فلز بالاتر می تواند غیر فلز پائین تر را از نمکش بیرون کرده و هالوژن آزاد نماید . مثلاً:                     

                                      KCl +  Br --------> عملی نیست

  ولی از تأثیر کلر بر نمک Br، برم حاصل می شود: 

                                       2KBr + Cl₂ ----------->2 KCl + Br₂ 

 بنابراین از لحاظ فعالیت شیمیایی ترتیب زیر برقراراست:

 F_۲>Cl_۲>Br_۲>I_۲>As

 فلوئور و کلرگازی شکلند، برم مایع و ید جامد است که خیلی زود به حالت بخار در می آیند به همین دلیل آنها را به صورت  F₂, Cl₂,Br₂,I₂  نشان می دهند. 

 فلوئور در تمام ترکیبات یک ظرفیتی است ولی سایر هالوژنها می توانند ظرفیت های مختلف در ترکیبات داشته باشن زیرا در فلوئور فقط یک الکترون منفرد در اوربیتال 2p وجود دارد و به هیچ وجه نمی تواند حالت برانگیخته پیدا کند ولی در سایر هالوژنها ، الکترونها حالت برانگیخته پیدا می کنند و الکترونهای منفرد زیاد تر ایجاد می گردد. مثلاً: اتم کلر 17Cl در ترکیب با فلوئور 9F  ممکن است CLF و ClF3 و ClF5 و ClF7 بدهد در هر ترکیب حالت برانگیخته الکترونها را در اوربیتال 3d می توان توجیه کرد.

 هالوژنها چون میل ترکیبی زیادی با عناصر دیگری دارند در طبیعت به حالت آزاد وجود ندارد ولی به صورت ترکیب فراوان هستند این عناصر اغلب سمی و خطرناکند در حالیکه ترکیبات آنها بسیار مفید و با ارزش هستند و کاربرد آنها در صنایع مختلف زیاد است مانند گاز فریون CF2Cl2 که در یخسازی به کار می رود پی وی سی  و د.د.ت (دی کلر ـ دی فنیل تری کلرواتان)، کلروفرم ، .... سایر ترکیبات فلوئور برم و ید که در انواع داروها و ترکیبات مختلف مورد استفاده قرار می گیرند.

 برای تهیه ی هالوژنها از نمک های آنها استفاده می کنند فقط فلوئور را از الکترولیز KHF2 یا (KF.HF)  بدست می آورند. بقیه هالیدها با اسید سولفوریک و دی اکسید منگنز هالوژن می دهند مثلاً: طرز تهیه ید از یدید سدیم:

 2NaI + H₂SO₄ + MnO₂ -------> MnSO₄ + 2NaHSO₄ + I₂ + 2H₂O

از تاثیر گاز کلر بر یدیدها نیز می توان ید بدست آورد یا از تاثیر گاز کلر بر برمیدها برم حاصل می شود. فلوئور اکسید کننده ایست شدید و کلر نیز اکسید کننده است برم و ید هم خاصیت اکسید کنندگی و هم خاصیت احیا کنندگی دارند مثال:

 2KI + Cl₂ ------> 2KCl + I₂

3I₂ + 2Al ------> 2AlI₃

 که در اولی ید اکسید شده و در دومی ید احیاء شده است.

 یدومتری:

 به واکنش هایی که در آن ید اکسید می گردد یعنی از محلول یدیدها ید آزاد می گردد یدومتری گویند.

 2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ -------> I₂ + K₂SO₄ + H₂O 

تذکر: ارزش حجمی آب اکسیژنه (پر اکسید هیدروژن) از رابطه a=N.Ev  بدست می آید که a ارزش حجمی N نرمالیته  Ev ای کی والان حجمی معادل 6/5 است.

  ئیدراسیدها (هالیدها هیدروژن):

 هالیدهای ئیدروژن به ترتیب عبارتند از HF و HCl و HBr و HI که برای تهیه ی آنها از تاثیر اسید سولفوریک بر هالیدهای فلزی استفاده می کنند. 

این مواد در آب حل شده تولید اسید می نمایند. فلوئوریدئیدرژن به علت داشتن پیوند ئیدروژنی استثنائاً نقطه ی جوش بالاتر دارد و در حالت عادی مایع است بقیه هالیدهای ئیدروژن با افزایش جرم مولکولی نقطه ی جوش بالاتر دارند به همین دلیل فلوئورید ئیدرژن به صورت H2F2  و همین ها به صورت زیروند 3 تا آخر وجود دارد. 

ئیدرواسید ها بر اغلب فلزات، ا کسیدها، بازها، کربناتها اثر کرده و نمک می دهند.

اسید فلوئوریدریک بر شیشه اثر می کند یعنی سیلیس SiO2 را در خود حل می نماید.

اکسی اسیدهای هالوژنه:

 غیر از فلوئور، هالوژنها اکسی اسید (اسید اکسیژن دار) نیز تولید می کنند مانند KClO4 پر کلرات پتاسیم NaIO3 یدات سدیم NaBrO هیپو برومیت سدیم. هرچه تعداد اکسیژن در اکسی اسیدهای هالوژن بیشتر باشد، خاصیت اسیدی آن زیاد تر است زیرا اکسیژن از هالوژن الکترونگاتیوتر می باشد و زوج الکترونهای مشترک بین Cl و O را به طرف خود می کشد در نتیجه خروج الکترون مشترک بین H و O متوجه اکسیژن پیوندی هیدروژن و اکسیژن کاسته می گردد و پروتون (+H) آسانتر آزاد می گردد.

 بنابر این از لحاظ اسیدی می توان گفت که:

 HClO₄ > HClO₃ > HClO₂ > HClO

عدد اکسیداسیون کلر در این ترکیبات به ترتیب 1،3،5،7 است و نمکهای این اسیدها به ترتیب هیپوکلریتها، کلریتها، کلراتها و پر کلراتها می باشند.

 طرز تشخیص هالیدهای محلول (آنیون هالید X-):

 برای تشخیص یون فلوئور از یون Ca²⁺ و برای تشخیص یون کلرید از یون Ag⁺ استفاده می کنند:

 Ca²⁺ + 2F^- -----> CaF₂

Ag⁺ + Cl^- -------> AgCl

 (یدیدها با کلرید و برمیدها با کلر. برم می دهند که قبلا گفته شد)

 تذکر :

۱.  اسیدهای هالوژنه با افزایش جرم مولکولی خاصیت اسیدی بیشتری پیدا می کنند و درجه تفکیک یونی آنها زیادتر است یعنی:

HI > HBr > HCl > HF

 2. هالوژنها در آب حل می شوند و محلول رنگی بوجود می آورند (ید در حلالهای آلی حل می شود)

 رنگ محلول بستگی به نوع هالوژن و نوع حلال دارد مثلا در تترا کلرید کربن ید بنفش، برم قرمز و کلر زرد می شود.

 3. جدول مشخصات هالوژنها نشان می دهد که با کاهش عدد اتمی از ید تا کلر بر مقدار انرژی الکترون خواهی افزوده می شود ولی در مورد فلوئور از انرژی الکترون خواهی کاسته می گردد(به علت کوچک بودن حجم آن)

 4. استاتین آخرین عنصر گروه هفتم از بمباران کردن بیسموت با اشعه آلفا بدست می آید که ایزوتوپهای زیادی دارد.

گازهای نجیب بی رنگ و بی بو بوده و در گروه A8 جدول مندلیف قرار دارند. این گروه گازها شامل هلیم ، نیون ، آرگون ، کریپتون ، زنون و رادون است. به استثنای هلیم ، تمام گازهای نجیب دارای آرایش الکترونی خارجی ns2 np6 هستند که آرایش‌های بسیار پایدارند. تا سال 1960، تصور می شد که این گازها به علت داشتن عدد اکسیداسیون صفر بی اثر بوده و تمایل به تشکیل ترکیب ندارند. تمامی گازهای نجیب ماکزیمم تعداد الکترون را در لایه بیرونی(آخر) الکترونی خود دارا بوده ( گاز هلیم 2 و بقیه گازها 8 الکترون) و تمایلی خیلی اندکی به گرفتن یا از دست دادن الکترون دارند که همین خاصیت موجب پایداری آنها شده است. در مورد گازهای هلیم، نئون و آرگون ترکیبی شناخته شده ای ثبت نشده ولی کریپتون در واکنش با فلوئورین تشکیل جامد بی رنگ می دهد. زنون هم تشکیل ترکیبات زیادی با اکسیژن و فلوئورین می دهد. ﺧﻮﺍﺹ ﻭ ﺗﺮﻛﻴﺒﻬﺎ ﺗﺎ ﺳﺎﻝ 1962 ﺗﺼﻮﺭ ﻣﻲﺭﻓﺖ ﻛﻪ ﺍﻳﻦ ﮔﺎﺯﻫﺎ ﺩﺭ ﻭﺍﻗﻊ ﺍﺯ ﻧﻈﺮ ﻓﻌﺎﻟﻴﺖ ﺷﻴﻤﻴﺎﻳﻲ ﺑـﻲﺍﺛﺮﻧـﺪ ﻭﻟـﻲ ﺩﺭ ﺁﻥ ﺳﺎﻝ ﺑﺎﺭﺗﻠﺖ، ﺑﺎ ﺗﻬﻴﻪ ﺗﺮﻛﻴﺒﻲ ﺑﻪ ﻓﺮﻣﻮﻝ O2PtF6 (ﺑﻠﻮﺭﻫﺎﻱ ﻗﺮﻣﺰ ﻧﺎﺭﻧﺠﻲ) ﻭ ﺑﺎ ﺗﻮﺟﻪ ﺑﻪ ﺍﻳﻨﻜﻪ ﺍﻧﺮﮊﻱ ﻳﻮﻧﺶ Xe , O2 ﺑﻬﻢ ﻧﺰﺩﻳﻚ ﺍﺳﺖ (ﺣﺪﻭﺩ 279 ﻛﻴﻠﻮﻛﺎﻟﺮﻱ ﺑﺮ ﻣﻮﻝ) ﺑﻪ ﻓﻜﺮ ﺗﻬﻴﻪ O2PtF6 ﺍﻓﺘﺎﺩ ﻭ ﺳﺮﺍﻧﺠﺎﻡ ﺁﻥ ﺭﺍ ﺑﻪ ﺻﻮﺭﺕ ﺑﻠﻮﺭﻫﺎﻱ ﺯﺭﺩ ﺭﻧﮓ ﺑﺪﺳﺖ ﺁﻭﺭﺩ. ﺑﻪ ﺗﺪﺭﻳﺞ ﺗﺮﻛﻴﺒﻬﺎﻱ ﺩﻳﮕﺮﻱ ﺍﺯ Xe ﺑﺪﺳﺖ ﺁﻣﺪ ﻛﻪ ﺑﻴﺸﺘﺮ ﺁﻧﻬﺎ ﺭﺍ می توان از XeF6 (ﻛﻪ ﺧﻮﺩ ﻣﺎﻧﻨﺪ ﺳﺎﻳﺮ ﻓﻠﻮﺋﻮﺭﻳﺪﻫﺎﻱ ﺯﻧﻮﻥ ﺍﺯ ﺗﺮﻛﻴﺐ ﻣﺴﺘﻘﻴﻢ ﺩﺭ ﺩﻣﺎﻱ ﻗـﻮﺱ ﺍﻟﻜﺘﺮﻳﻜـﻲﺣﺎﺻﻞ ﻣﻲﺷﻮﻧﺪ) ﺑﺪﺳﺖ ﺁﻭﺭﺩ. ﻓﺮﻣﻮﻝ ﻭ ﺳﺎﺧﺘﺎﺭ ﺑﺮﺧﻲ ﺍﺯ ﺍﻳﻦ ﺗﺮﻛﻴﺒﻬﺎ ﺩﺭ ﺟﺪﻭﻝ ﺯﻳﺮ ﻧﺸﺎﻥ ﺩﺍﺩﻩ ﺷﺪﻩ ﺍﺳﺖ. منبع اصلی گازهای نجیب اتمسفری تئوری های فعلی پیشنهاد می کنند گاز آرگون موجود در اطراف زمیت از ماگماهای آتش فشانی تولید شده است، اما دانشمندان موسسه ی پلی تکنیک رنسلیر نیویورک که نتایج بررسی های خود را در مجله ی نیچر منتشر کرده اند، تحقیقات جدیدی را در این خصوص انجام داده اند.محققان فرضیه ای را مطرح کردند مبنی بر این که این گاز می تواند از پوسته ی اقیانوسی آزاد شده باشد. در حقیقت پوسته ی اقیانوسی برعکس پوسته ی زمینی از کانی هایی ساخته شده است که غنی از آرگون هستند. ﺭﻭﺵ ﺗﻬﻴﻪ ﺁﺭﮔﻮﻥ، ﻧﺌﻮﻥ، ﻛﺮﻳﭙﺘﻮﻥ ﻭ ﺯﻧﻮﻥ ﺍﻭﻟﻴﻦ ﺑﺎﺭ ﺑﻴﻦ ﺳـﺎﻟﻬﺎﻱ 1894 ﺗـﺎ 1898 ﺗﻮﺳـﻂ ﺭﺍﻣـﺴﻲ، ﺭﺍﻳﻠـﻪ ﻭ ﺗﺮﺍﻭﺭﺱ ﺍﺯ ﺭﺍﻩ ﺗﻘﻄﻴﺮ ﺟﺰﺀ ﺑﻪ ﺟﺰﺀ ﻫﻮﺍﻱ ﻣﺎﻳﻊ ﺑﺪﺳﺖ ﺁﻣﺪﻧﺪ. ﺭﺍﺩﻭﻥ ﺍﺯ ﺭﺍﻩ ﻭﺍﻛﻨﺸﻬﺎﻱ ﻭﺍﭘﺎﺷﻲ ﺭﺍﺩﻳﻮﺍﻛﺘﻴـﻮﻱ ﺗﻮﺭﻳﻢ ﻭ ﺭﺍﺩﻳﻢ ﺗﻮﺳﻂ ﺩﻭﺭﻥ ﺩﺭ 1900 ﻛﺸﻒ ﺷﺪ ﻛﺎﺭﺑﺮﺩﻫﺎﻱ ﻣﻬﻢ • ﺩﺭ ﺗﻬﻴﻪ ﺗﺎﺑﻠﻮﻫﺎﻱ ﻧﺌﻮﻥ (ﻫﻠﻴﻢ: ﺯﺭﺩ، ﻧﺌﻮﻥ: ﻗﺮﻣﺰ، ﺁﺭﮔﻮﻥ: ﻗﺮﻣﺰ ﻳﺎ ﺁﺑﻲ، ﻛﺮﻳﭙﺘﻮﻥ: ﺳﺒﺰ ﻣﺎﻳﻞ ﺑﻪ ﺁﺑﻲ ﻭ ﺯﻧﻮﻥ: ﺁﺑﻲ ﻣﺘﻤﺎﻳﻞ ﺑﻪ ﺳﺒﺰ). • ﺗﻬﻴﻪ ﻫﻮﺍﻱ ﺗﻨﻔﺴﻲ ﺑﺮﺍﻱ ﻏﻮﺍﺻﻲ، ﺭﻗﻴﻖ ﻛﺮﺩﻥ ﺍﻛﺴﻴﮋﻥ ﺑﺮﺍﻱ ﺗﻨﻔﺲ ﺑﻴﻤﺎﺭﺍﻥ ﻣﺒﺘﻼ ﺑﻪ ﺁﺳـﻢ ﻭ ﺟﻮﺷﻜﺎﺭﻱ. • ﺗﻬﻴﻪ ﻻﻣﭙﻬﺎﻱ ﻓﻠﻮﺭﺳﺎﻥ ﻭ ﻻﻣﭙﻬﺎﻱ ﻣﻌﻤﻮﻟﻲ ...

مندلیف حدود 3۰ خانه از جدول را خالی گذاشت و 6۴ عنصر کشف شده تا آن زمان را در جدول تناوبی خود جای داد. اما مجموع این عناصر با هم 9۴ عنصر می شود. در صورتیکه تاکنون با احتساب عناصری که نیمه عمر بسیار کمی دارند، شمار عناصر شناخته شده به 116 رسیده است.اما نبوغ مندلیف به خاطر این بود که عناصر زیادی هم بودند که هنوز شناخته نشده بودند و مندلیف هم هیچ جایی برای آنها در نظر نگرفته بود، اما جدول طوری تنظیم شده بود که افزودن خانه های بعدی به جدول به راحتی امکان پذیر شد.مندلیف هنگام تنظیم جدول تناوبی خود بعضی از خانه ها را خالی گذاشت وادعا كرد این خانه های خالی متعلق به عناصری است كه هنوز كشف نشده است . او حتی خواص این عناصر را پیشگویی كرد مندلیف هنگام تنظیم جدول خود اصل تشابه (( خواص عنصر ها در یك گروه )) را بر اصل افزایش تدریجی جرم اتمی برتری داد ینعی اگر عنصر هایی كه بر اساس افزایش تدریجی جرم اتمی باید زیر هم در یك گروه قرار می گرفتند از لحاظ خواص شیمیایی با یكدیگر تفاوت داشتند مندلیف جای عنصر را در جدول خالی گذاشته و عنصر با جرم اتمی بیشتر را در گروهی قرار می داد كه خواص شیمیایی آن ها متشابه بود . همچنین در بعضی موارد مندلیف مجبور شد ، برای رعایت اصل تشابه خواص در یك گروه اصل افزایش تدریجی جرم اتمی را نادیده گرفته و اتم سبك تر را جلوتر از اتم سنگین تر قرار دهد . به عنوان مثال در جدول تناوبی عنصر كبالت (( با جرم اتمی بیشتر )) جلوتر از عنصر نیكل (( با جرم اتمی كمتر )) آمده بود و یا عنصر تلوریم (( با جرم اتمی بیشتر )) جلوتر از عنصر ید ((با جرم اتمی كمتر)) آمده بود. مندلیف این استثنا ها را به خطای اندازه گیری در محاسبه ی جرم اتمی عنصر ها نسبت داد. همچنین در زمان تنظیم جدول تناوبی مندلیف ، هنوز گازهای بی اث یا نادر شناخته نشده بود. از این رو، در متن جدول اصلی مندلیف نیز جایی برای آنها پیش بینی نشده بود. اما با توجه به نبوغ مندلیف در تنظیم جدول، این امر اشکالی به وجود نیاورده بود. به طوری که هنگامی که رامسی و رایلی در سال 1894 گاز آرگون را کشف کردند و تا سال 1908 گازهای بی اثر دیگر نیز کشف شد، ابتدا آنها را پیش از فلزهای قلیایی در ستون جداگانه ای به نام گروه صفر قرار دادند و بعد از کشف ساختار اتم و با توجه به آرایش الکترونی اتمها، آنها را به آخر جدول منتقل کردند. اما سه عنصر معروف که مندلیف جای و حتی خواص شیمیایی آنها را پیش بینی کرد، همان گالیم و اسکانیدم و ژرمانیم است که مندلیف آنها را به ترتیب اکا آلومینیم، اکابور و اکاسیلیسم نامیده بود.

اطلاعاتی خواندنی در مورد جدول تناوبی

مندلیف و لوتار میردر موردخواص عنصرهاو ارتباط انها بررسی های دقیق تری انجام دادند ودر سال 1869 به این نتیجه رسیدند که خواص عنصرها تابعی تناوبی از جرم انهاست. به این معنا که اگر عنصرها را به ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب شوند نوعی تناوب در انها اشکار میگرددوپس ازتعداد معینی از عنصرها عنصرهایی با خواص مشابه خواص پیشین تکرار می شوند .

مندلیف در سال 1869 بر پایه ی قانون تناوب جدولی از 63 عنصر شناخته شده ی زمان خود منتشر کرد.

در فاصله ی بین سالهای 1869 تا 1871م مندلیف هم مانند لوتار میر با بررسی خواص عنصرها و ترکیب های انها متوجه شد که تغییرهای خواص شیمیا یی عنصرها مانند خواص فیزیکی انها نسبت به جرم اتمی روند تناوبی دارد.از این رو جدول جدیدی در 8 ستون و12سطر تنظیم کرد.او با توجه به نارسایی های جدول نیو لندز ولوتار میر و حتی جدول قبلی خود جدولی تقریبابدون نقص ارایه دادکه فراگیر وماندنی شد.
شاهکارهای مندلیف در ساخت شهرک عناصر:
روابط همسایگی:دانشمندان پیش از مندلیف در طبقه بندی عناصر هر یک را جداگانه و بدون
وابستگی به سایر عناصر در نظر می گرفتند.اما مندلیف خاصیتی را کشف کرد که روابط بین عنصرها را به درستی نشان میدادو ان را پایه تنظیم عناصر قرار داد.
وسواس وی:او برخی از عناصر را دوباره بررسی کرد تا هر نوع ایرادی را که به نادرست بودن جرم اتمی از بین ببرد.در برخی موارد به حکم ضرورت اصل تشابه خواص در گروهها را بر قاعده افزایش جرم اتمی مقدم شمرد.
واحدهای خالی:در برخی موارد در جدول جای خالی منظور کردیعنی هر جا که بر حسب افزایش جرم اتمی عناصر باید در زیر عنصر دیگری جای می گرفت که در خواص به ان شباهتی نداشت ان مکان را خالی می گذاشتو ان عنصر را در جایی که تشابه خواص رعایت میشد جای داد.این خود به پیش بینی تعدادی ا زعنصرهای ناشناخته منتهی شد.
استقبال از ساکنان بعدی:مندلیف با توجه به موقعیت عنصرهای کشف نشده و با بهره گیری از طبقه بندی دوبرایزتوانستخواص انها را پیش بینی کند.برای نمونه مندلیف در جدولی که در سال 1869 تنظیم کرده بودمس و نقره وطلا را مانند فلزی قلیایی در ستون نخست جا داده بود اما کمی بعد عناصر این ستون را به دو گروه اصلی و فرعی تقسیم کرد.سپس دوره های نخست و دوم و سوم هر یک شامل یک سطر و هر یک از دوره های چهارم به بعد شامل دو سطر شده وبه ترتیب از دوره های چهارم به بعد دو خانه اول وشش خانه اخر از سطر دوم مربوط به عناصر اصلی ان دوره و هشت خانه باقی مانده ی سطر اول و دو خانه اول سطر دوم مربوط به عناصر فرعی بود
ساخت واحد مسکونی هشتم:مندلیف با توجه به این که عناصراهن وکبالت ونیکل وروتینیم ورودیم وپالادیم واسمیم وایریدیم وپلاتینخواص نسبتا با یکدیگر دارند این عناصر را در سه ردیف سه تایی و در ستون جداگانه ای جای دادو به جدول پیشین خود گروه هشتم ا هم افزود
در ان زمان گازهای نجیب شناخته نشده بوداز این رودر متن جدول اصلی مندلیف جایی برای این عناصر پیش بینی نشد. پس از ان رامسی و رایله در سال 1894 گاز ارگون را کشف کردند و تا سا ل 1908 م گازهای نجیب دیگرکشف شد و ظرفیت شیمیایی انها 0 در نظر گرفته شدو به گازهای بی اثر شهرت یافتند
اسانسور مندلیفبه سوی اسمان شیمی :جدول مندلیف در تنظیم و پایدار کردن جرم اتمی بسیاری از موارد مندلیفنادرست بودن جرم اتمی برخی از عناصر را ثابت و برخی دیگر را درست کرد .جدول تناوبی نه تنها به کشف عنصرهای ناشناخته کمک کرد بلکه در گسترش و کامل کردن نظریه ی اتمی نقش بزرگی بر عهده داشت و سبب اسان شدن بررسی عناصر و ترکیب های انها شد.
مجتمع نیمه تمام:جدول تناوبی با نارسایی هایی همراه بود که عبارتند از :
1-جای هیدروژن در جدول بطور دقیق مشخص نبود .گاهی ان را بالا ی گروه فلزهای قلیایی و گاهی بالای گروه های گروه هالوژن ها جا میداد.
2-در نیکل و کبالت که جرم اتمی نزدیک به هم دارند خواص شیمیایی متفاوت است و با پایه قانون تناوبی ناسازگاری دارد.
3-کبالت را پیش از نیکل و همچنین تلور را پیش از ید جای داد که با ترتیب صعودی جرم اتمی هم خوانی نداشت .با پیش رفت پژوهش ها و با کشف پرتوایکس و عنصرهاو بررسی دقیق طیف انها عدد اتمی کشف و اشکار شد و عناصر بر حسب افزایش عدد اتمی مرتب و
نار سایی های جزیی موجود در جدول مندلیف از بین رفت .زیرا تغییرات خواص عناصر نسبت به عدد اتمی از نظم بیشتری برخوردارست تا جرم اتمی انها .
4سال پس از نشر جدول مندلیف بوابو در ات به روش طیف نگاری اکا الومینیوم را کشف کرد و گالیم نامید و 4 سال بعد نیلسون اکا بور را کشف کرد و اسکاندیم نامید و هفت سال بعد ونیکلر هم اکا سیلسیم را از راه تجربه طیفی کشف کرد و ان را ژرمانیم نامید.

تغییرات خواص عناصر در دوره ها و گروههای جدول:
1-تغییرات شعاع اتمی :در هر گروه با افزایش عدد اتمی شعاع اتمی افزایش می یابد ودر هر دوره با افزایش عدد اتمی شعاع اتمی به تدریج کوچکتر می گردد.
2-تغییرات شعاع یونی :شعاع یون کاتیون هر فلز از شعاع اتمی ان کوچکتر و شعاع هر نا فلز از شعاع اتمی ان بزرگتر است.به طور کلی تغییرهای شعاع یونی همان روند تغییرات شعاع اتمی است.
3-تغییرات انرژی یونش: در هر دوره با افزایش عدد اتمی انرژی یونش افزایش
می یابد و در هر گروه با افزایش لایه های الکترونی انرژی یونش کاهش می یابد.
4-تغییرات الکترون خواهی :در هر دوره با افزایش عدد اتمی انرژی الکترونخواهی افزایش می یابدودر هر گروه با افزایش عدد اتمی اصولا انرژی الکترون خواهی از بالا به پایین کم می شود .
5-تغییرات الکترونگاتیوی:در هر دوره به علت افزایش نسبتا زیا د شعاع اتمی الکترونگاتیوی عناصر کم میشود و در هر دوره به علت کاهش شعاع اتمی الکترونگاتیوی عناصر افزایش می یابد .
6-تغییرتعدادالکترونهای لایه ظرفیتوعدد اکسایش:در هر دوره از عنصری به عنصر دیگریک واحد به تعداد الکترون ها ی ظرفیت افزوده میشود و تعداد این الکترونها و عدد اکسایش در عنصرهای هر گروه با هم برابرند.
7-تغییرات پتانسیل الکترودی :در ازای هردوره با افزایش عدد اتمی توانایی کاهندگی عنصرها کاهش می یابد و توانایی اکسیدکنندگی انها افزایش می یابد .از این روفلزهایی که در سمت چپ دوره ها جای دارندخاصیت کاهندگی ونا فلزهایی که در سمت راست دوره ها جای دارندتوانایی اکسید کنندگی دارند.در موردعناصر یک گروه توانایی اکسید –کنندگی با افزایش عدد اتمی وپتانسیل کاهش می یابد.
8-تغییرات توانایی بازی هیدروکسید:توانایی بازی هیدروکسیدعناصر در گروهها ازبالا به پایین افزایش می یابد اما در دوره از سمت چپ به راست رو به کاهش است.
9-تغییرات دما وذوب یا جو ش:در هر دوره دمای ذوب و جوش تا اندازه ای به طورتناوبی تغییر می کند ولی این روندمنظم نیست و در موردعناصرگروهها نیز روندواحدی وجود ندارد

نمايي از عنصر هليم



هلیم عنصری گازی است که در سال 1868 توسط Edward Frankland شیمیست انگلیسی کشف گردید . خواص فیزیکی هلیم : بی بو، بی رنگ ،گاز ساکن ، تک اتمی که تحت ولتاژبالا رنگ روشن دارد واز گازهای نجیب است. هلیم دومین فراوانی را بعد از هیدروژن دارد.هلیم در فندک و بالونهای هوا استفاده می شود واز هیدروژن سنگینتر است و به مراتب ایمن تر ،چون هلیم آتش نمی گیرد.

 

.هلیم به مقدار کمی در خاک وجود دارد هنگامی که تشکیلات زمین در مدت طولانی در اثر مشتعل شدن فاسد شوند .جدایش آن توسط گدازش هوا اقتصادی و معمول نیست.روش ارزانتر و آسانتر ،جداسازی از گازهای طبیعی است.


عنصر هليم در طبيعت



در حقیقت همه گازهای طبیعی محتوی مقدار کمی هلیم هستند. این عنصر در اثر فرایند گرم شدن ستارگان و واکنشهای مهم ترکیبات پروتون - پروتون و سیکلهای کربنی که علت انرژی خورشیدی و ستاره ای هستند حاصل می شود.
در اثر همجوشی هیدروژن با هلیم انرژی بمبهای هیدروژنی تامین می شود. هلیمی که در اتمسفر وجود دارد حدود 1 قسمت از 200000 قسمتی است که برای فساد و تجزیه کانیهای مختلف رادیواکتیو لازم است.
عنصر هلیم دارای پایینترین نقطه ذوب در بین عناصر دیگر است و استفاده عمده ای در تحقیقات برودتی دارد زیرا نقطه ذوب آن به صفر مطلق نزدیک است. همچنین هلیم عنصر حیاتی در مطالعه فوق رساناها می باشد.
هلیم دارای خصوصیات عجیبی است. تنها عنصری است که در درجه حرارت پایین متبلور نمی شود. هلیم مایع دارای فشار صفر مطلق است اما وقتی فشار بالا می رود به آسانی متبلورمی شود. ایزوتوپهای هلیم به صورت جامد ناپایدارند و این ایزوتوپها می توانند توسط اعمال فشار 30 درصدی تغییر حاصل کنند و به حالت پایدار درایند.
گرمای ویژه هلیم گازی به صورت غیر عادی بالا است. چگالی هلیم گازی در حالت نقطه جوش عادی بالاست. زمانی که ظرفیت یا والانس عنصر هلیم صفر است این عنصر میلی به ترکیب شدن با عناصر دیگر ندارد.
7 تا ایزوتوپ هیدروژن تاحالا شناخته شده است: هلیم مایع He-4 به صورتهای He-4I و He-4II است.
از این عنصر برای جوشکاری الکتریکی استفاده می شود. به عنوان خنک کننده برای راکتورهای هسته ای استفاده می شود. مخلوط گازهای هلیم و اکسیژن به عنوان گاز مصنوعی اتمسفر و برای پایین آوردن فشار استفاده می شود. گاز هلیم برای پر شدن بالون استفاده می شود. کاربرد دیگر این گاز برای سوختهای هسته ای فشار مایع است.
هلیم مایع برای رزونانس مغناطیسی MRI برای توسعه پزشکی و تجهیزات آن کاربرد دارد. همچنین کاربرد دیگر هلیم برای پر کردن بالن های هوایی است.


سطوح انرژي عنصر هليم



اثرات هليم در سلامتي انسان
گاز هليم نيز با تنفس، جذب بدن انسان ميشود. بر اثر تنفس گاز هليم عوارضي از قبيل سرگيجه، کسالت، سردرد و خفگي بروز ميکند. در صورتي که مايع هليم بر روي پوست بريزد، عوارض پوستي مانند يخزدگي بروز ميکند. در صورتي که مايع هليم وارد چشم شود، يخزدگي روي مي دهد. خطر تنفس: در محوطه هاي بسته مقدار زياد هليم باعث کاهش ميزان اکسيژن محيط شده و سبب خفگي شده است. محتواي اکسيژن موجود در يک محيط را قبل از ورود به آن بررسي کنيد.



خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر هلیم :

عدد اتمی: 2
جرم اتمی: 4.002
نقطه ذوب : C°272-
نقطه جوش: C°283 -
ظرفیت: 2
رنگ: بیرنگ
حالت استاندارد: گاز
نام گروه: گاز نجیب
انرژی یونیزاسیون: Kj/mol 2372
شکل الکترونی: 1s2
دانسیته: 0.178
گرمای فروپاشی : Kj/mol 2.1
گرمای تبخیر : Kj/mol 20.71
گرمای ویژه: J/g Ko 5193
دوره تناوبی:1
شماره سطح انرژی : 1
انرژی اولیه : 2
درجه اشتعال : در حالت گازی غیر قابل اشتعال
شماره ایزوتوپ : 2
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
He-3 پایدار
He-4 پایدار

موارد استفاده : در وسایل برودتی و بالونهای هوایی کوچک
منابع : گاز طبیعی و هوا

موارد مصرف لیتیم کدام است؟

شایعترین مورد مصرف این دارو در بیماری افسردگی دو قطبی یا مانیک دپرسیو می باشد. این دارو را در هر دو فاز افسردگی و شیدایی (مانیا) مصرف می گردد

لیتیم قادر است تا 80% با مصرف منظم آن از عود بیماری دو قطبی پیشگیری نماید.

این دارو هم در مرحله حاد بیماری که معمولا بیمار در بیمارستان بستری می گردد و نیز در مرحله نگهدارنده ( یعنی مرحله ای که بیماری در مرحله خاموش قرار دارد، مصرف می گردد. به عبارتی هم اثر درمان مرحله حاد بیماری را دارد و هم قادر است از عود فاز ماینا و افسردگی جلوگیری نماید

 
مقدار و نحوه مصرف چگونه است؟

معمولا این دارو روزانه  3 تا 4 عدد تجویز می شود، اما روانپزشکان مقدار مصرف دارو را بر اساس سطح خونی دارو تنظیم می کنند. سطح خونی دارو بر حسب فاز بیماری تفسیر می شود. در مرحله حاد بیماری بهتر است بین 0.8 تا 1.2 میلی اکی والان در لیتر و در مرحله غیر حاد یا خاموش بیماری بین 0.6 تا 0.8 تنظیم شود بهتر است

 

عوارض دارو

عوارض گوارشی. تهوع، استفراغ و اسهال. مصرف دارو به همراه غذا این عوارض را کاهش میدهد

لرزش دستها. کاهش دور دارو، تقسیم دارو در سه وعده در روز، تجویز داروهایی مانند پروپرانولول و پیریمیدون می تواند موثر باشد

چاقی. مصرف زیاد آب و یا احتمالا بروز کم کاری تیروئید می تواند از علل آن باشد

افزایش ادرار. این عارضه شایع است و ممکن است در 30% بیماران دیده شود. با مصرف دارو ها در یک دوز و افزایش مصرف مایعات روزانه

کم کاری غده تیروئید. در 10% کسانیکه لیتیم مصرف می کنند دیده می شود.تجویز لووتیروکسین می تواند موثر باشد

عوارض پوستی. مانند جوش هایی شبیه جوش غرور، تشدید پسوریازیز، ریزش مو

 

مسمومیت با لیتیم

مسمومیت با این دارو با سطح خونی برابر یا بالاتر از 1.5 میلی اکی والان در لیتر شروع می شود. نزدیکی سطح درمانی (0.8 تا 1.2 ) با سطح خونی مسمومیت این دارو نیاز به دقت بیشتری در تجویز این دارو دارد

علایم مسمومیت خفیف: استفراغ، سرگیجه، نیستاگموس (حرکات غیر ارادی چشم ها)

علایم در حد متوسط شامل بی اشتهایی، تاری دید، پرش های اندام ها، اختلال هوشیاری

علایم در حد شدید مانند تشنج و کما میباشد

 
حاملگی و مصرف لیتیم

تجویز لیتیم به ویژه در سه ماه ممنوع است. خطر عوارض قلبی در جنین 20 برابر افزایش می یابد.

پس از زایمان نیز از انجائیکه لیتیم در شیر مادر وجود دارد بهتر است لیتیم تجویز نگردد یا در صورتیکه به علت خطر عود بیماری پس از زایمان ،که احتمال آن زیاد است، لازم نوزاد از شیر خشک تغذیه شود

 

  تداخل دارویی

نظر به اینکه مصرف توام داروها ممکن است سطح لیتیم را در خون تغییر دهد بهتر است در این مورد با پزشک خود مشورت نمایید. اما بهتراست بدانید که مصرف چای و قهوه سطح لیتیم را کاهش میدهد پس بهتر است حداقل در نوشیدن آنها افراط نکنیم. داروهای ضد درد و التهاب مانند بروفن، ناپروکسان و نیز داروهایی که برای کنترل فشار خون مصرف می شوند و ادرار را افزایش میدهند سطح لیتیم را بالا می برند

بهتر است برای کنترل سطح لیتیم خون هر سه ماه یکبار آزمایشات زیر و نیز سایر مواردیکه پزشک شما صلاح میداند انجام دهید

تیروئید

کلیه

سطح خونی لیتیم

روزانه 2 تا 3 لیتر از مایعات بنوشید

در صورت انجام ورزش های سنگین و یا سفر به نقاط سرد سیر و یا گرمسیر، پزشک خود را مطلع سازید

جاه های خالی جدول مندلیف

مندلیف حدود 3۰خانه از جدول را خالی گذاشت و 6۴عنصر کشف شده تا آن زمان را در جدول تناوبی خود جای داد. اما مجموع این عناصر با هم 9۴عنصر می شود. در صورتیکه تاکنون با احتساب عناصری که نیمه عمر بسیار کمی دارند، شمار عناصر شناخته شده به 116 رسیده است.اما نبوغ مندلیف به خاطر این بود که عناصر زیادی هم بودند که هنوز شناخته نشده بودند ومندلیف هم هیچ جایی برای آنها در نظر نگرفته بود، اما جدول طوری تنظیم شده بود که افزودن خانه های بعدی به جدول به راحتی امکان پذیر شد.مندلیف هنگام تنظیم جدول تناوبی خود بعضی از خانه ها را خالی گذاشت وادعا كرد این خانه های خالی متعلق به عناصری است كه هنوز كشف نشده است . او حتی خواص این عناصر را پیشگویی كرد مندلیف هنگام تنظیم جدول خود اصل تشابه (( خواص عنصر ها در یك گروه )) را بر اصل افزایش تدریجی جرم اتمی برتری داد ینعی اگر عنصر هایی كه بر اساس افزایش تدریجی جرم اتمی باید زیر هم در یك گروه قرار می گرفتند از لحاظ خواص شیمیایی با یكدیگر تفاوت داشتند مندلیف جای عنصر را در جدول خالی گذاشته و عنصر با جرم اتمی بیشتر را در گروهی قرار می داد كه خواص شیمیایی آن ها متشابه بود . همچنین در بعضی موارد مندلیف مجبور شد ، برای رعایت اصل تشابه خواص در یك گروه اصل افزایش تدریجی جرم اتمی را نادیده گرفته و اتم سبك تر را جلوتر از اتم سنگین تر قرار دهد . به عنوان مثال در جدول تناوبی عنصر كبالت (( با جرم اتمی بیشتر )) جلوتر از عنصر نیكل (( با جرم اتمی كمتر )) آمده بود و یا عنصر تلوریم (( با جرم اتمی بیشتر )) جلوتر از عنصر ید ((با جرم اتمی كمتر)) آمده بود. مندلیف این استثنا ها را به خطای اندازه گیری در محاسبه ی جرم اتمی عنصر ها نسبت داد. همچنین در زمان تنظیم جدول تناوبی مندلیف ، هنوز گازهای بی اث یا نادر شناخته نشده بود. از این رو، در متن جدول اصلی مندلیف نیز جایی برای آنها پیش بینی نشده بود. اما با توجه به نبوغ مندلیف در تنظیم جدول، این امر اشکالی به وجود نیاورده بود. به طوری که هنگامی که رامسی و رایلی در سال 1894 گاز آرگون را کشف کردند و تا سال 1908 گازهای بی اثر دیگر نیز کشف شد، ابتدا آنها را پیش از فلزهای قلیایی در ستون جداگانه ای به نام گروه صفر قرار دادند و بعد از کشف ساختار اتم و با توجه به آرایش الکترونی اتمها، آنها را به آخر جدول منتقل کردند. اما سه عنصر معروف که مندلیف جای و حتی خواص شیمیایی آنها را پیش بینی کرد، همان گالیم و اسکانیدم و ژرمانیم است که مندلیف آنها را به ترتیب اکا آلومینیم، اکابور و اکاسیلیسم نامیده بود.

شیمی یکی از علومی است که هموراه در زندگی بشر دخالت کامل داشته و وارد و به اندازه که تمدن کنونی بیشتر شود دخالت آن در شئون مختلف زندگی نیز زیادتر خواهد شد. ما در دنیایی زندگی می کنیم که پر از مواد شیمیایی گوناگون است. بعضی از این مواد مانند آب کاملاً برایمان آشنا است اما بسیاری مواد دیگر وجود دارند که چندان آشنا نیستند.


واقعیت آن است که ما از هر لحاظ با مواد شیمیایی روبرو هستیم. لباسی که می پوشیم، غذایی که مصرف می کنیم، کاغذی که مطالب را روی آن می خوانیم همگی مواد شیمیایی به شمار می روند.


علم شیمی از اجسام و خواص و ساختمان آنها و واکنشهایی که آنها را به اجسام دیگر تبدیل می نماید بحث می کند. طی هزاران سال، دانش شیمی تنها منحصر به تهیه اکسیرها، عطرها و جوهر های پاره ای از فلزات بود. یونانیان قرن پنجم که همواره در صدد پی بردن به رموز و اسرار طبیعت بودند آب را که مایه حیات سایر موجودات است عنصری ساده می پنداشتند حال آنکه آب ترکیبی از دو عنصر ساده اکسیژن و هیدروژن است.

 
فکر اولیه وجود عناصر ساده ابتدا از امپدوکل و سپس از ارسطو می باشد. ارسطو معتقد بود که چهار عنصر آب، هوا، خاک و آتش مظهر خواص اصلی از قبیل رنگ، استحکام و حالت اجسام می باشند و از ترکیب آنها مواد گوناگون به وجود می آید.

 
شیمی در طول تاریخ طولانی و تکاملی خود دورانهای گوناگونی را پشت سر گذاشته که می توان آن را به سه بخش عمده تقسیم کرد:


 دوران باستان که هنوز شیمی به صورت یک علم مشخص درنیامده بود. دوران کیمیاگری از آستانه پیدایش مسیحیت تا سالهای ۱۷۰۰ میلادی و دوران شیمی جدید.

 

در سراسر دوران تاریک قرون وسطی دانش شیمی نیز همچون دیگر رشته های علوم پیشرفت قابل ملاحظه ای ننمود. کشف الکل و جوهر گوگرد به وسیله کیمیاگر ایرانی محمد زکریای رازی و کشف فسفر در سال ۱۶۷۵ میلادی توسط براند آلمانی از آثار دوره کیمیاگری است. کیمیاگری تنها در اواخر قرن هفدهم و اوایل قرن هجدهم بود که به صورت دانشی حقیقی و واقعی به نام شیمی در آمد. رابرت بویل انگلیسی نخستین کسی بود که دلیرانه با نظرات و عقاید قدما درباره وجود عناصر چهارگانه و تبدیل فلزات مخالفت نمود. به عقیده بویل عنصر جسمی است غیرقابل تجزیه و از ترکیب آنها اجسام مختلف پدید می آید. نظریات بویل در کتاب شیمیدانان شکاک کم و بیش یادآور نگرش ابن سینا در کتاب «ابطال کیمیا» است که در شش قرن پیش از آن به رشته تحریر درآورد. ژوزف بلاک شیمیست اسکاتلندی در سال ۱۷۵۷ گاز کربنیک را به دست آورد و آن را هوای ثابت نامید. ژوزف پریستلی انگلیسی در سال ۱۷۷۴ گاز اکسیژن را ضمن حرارت دادن اکسید قرمز جیوه برای نخستین بار تهیه کرد.

 
هنری کاواندیش دانشمند انگلیسی نیز در سال ۱۷۶۶ هیدروژن خالص را کشف نمود و خواص آن را معلوم و مشخص نمود. برگمان شیمیست سوئدی این نظر را ارائه کرد که هوا مخلوطی از سه گاز است. هوای معیوب (ازت)، هوای خالص (اکسیژن) و اسید هوایی (گاز کربنیک) بالاخره شارک گیوم سئل شیمیست دیگر سوئدی درباره بی اکسید منگنز مطالعاتی کرد و همین موضوع راهنمای او برای تهیه اکسیژن گردید. لاووازیه که در حقیقت بنیانگذار شیمی جدید محسوب می شود گامهای بلندی در راه آزمایش و پژوهش علمی برداشت. کشف گازهای اکسیژن و هیدروژن به لاووازیه این امکان را داد که به تفسیر علمی درستی برای پدیده سوخت و ارتباط آن با هوا نائل آید. لاووازیه ثابت نمود که عمل سوختن ترکیب جسم است با اکسیژن و در این مورد یکی از قوانین اصلی شیمی یعنی اصل بقاء ماده را به شرح زیر وضع کرد:

 
هیچ چیز از بین نمی رود و هیچ چیز خلق نمی شود. در تمام واکنشهای شیمیایی مجموع وزنهای مواد پیش از فعل و انفعال شیمیایی مساوی وزنهای مواد به دست آمده است.

 
در آغاز قرن هجدهم یعنی در سال ۱۸۰۰ میلادی ولتا فیزیکدان انگلیسی نخستین پیل را کشف کرد و از آن پس الکتروشیمی در دسترس جهانیان قرار گرفت. دیوی انگلیسی از تجزیه الکتریکی پتاس مذاب فلز پتاسیم و سپس از سود گداخته فلز سدیم را به دست آورد. او با تجزیه الکتریکی ثابت کرد که برخلاف عقیده لاووازیه که اکسیژن را عامل ترشی می نامید تمام اسیدها اکسیژن ندارند. همچنین وهلر آلمانی در آغاز این قرن با استفاده از پتاسیم موفق به کشف آلومینیوم گردید و از آن پس عناصر یکی پس از دیگری پیدا شدند. در اواخر نوزدهم دیمتری مندلیف شیمیست نابغه روس با تنظیم جدول تناوبی معروف خود عده زیادی از عناصر را از خاصیت تکرار اتمها پیش بینی کرد و با کشف آنها شیمی در ردیف علوم مدرن و درجه اول قرار گرفت. بالاخره در حدود سال ۱۷۶۰ برتلو شیمیست بزرگ فرانسوی توانست از ترکیب مستقیم کربن و هیدروژن استیلن را تهیه نماید. شیمی جدید به عنوان یک علم نظام یافت طی ۲۰۰ سال گذشته شکل گرفت و از همان آغاز به کلی از شیوه های کیمیاگری دور شد. از آغازقرن نوزدهم تا کشف و نوآوری در علم شیمی و کاربردهای آن در تکنولوژی و زندگی با سرعت هرچه تمامتر ادامه دارد.

خواص اتمی و فیزیکی هالوژن ها (1)

در این مطلب با گرایش های فیزیکی و اتمی مانند شعاع اتمی، الکترونگاتیوی، الکترون خواهی و دمای ذوب و جوش در فلوئور، کلر، برم و ید آشنا می شویم.

همچنین در ادامه با آنتالپی پیوند (قدرت) پیوندهای هالوژن – هالوژن و پیوندهای هیدروژن – هالوژن آشنا خواهیم شد.

تغییرات شعاع اتمی:

توضیح علت افزایش شعاع اتمی:

شعاع یک اتم توسط عامل های زیر کنترل می شود: 

• تعداد لایه های الکترون های اطراف هسته
• کششی که الکترون های بیرونی تر از هسته احساس می کنند.

با مقایسه فلوئور و کلر، تعداد الکترون های هر لایه خواهد بود:

در هر مورد، الکترون های خارجی، کشش خالص +7 را از سوی هسته احساس می کنند. بار مثبت بر روی هسته توسط منفی بودن الکترون های داخلی کم می شود.

این روند برای تمام اتم های گروه 7 نیز صادق است.

بنابراین تنها عاملی که اندازه اتم را تحت تأثیر قرار می دهد، تعداد لایه های الکترون های داخلی است که باید در اطراف اتم جا بگیرند. بدیهی است که لایه های بیش تر الکترونی، جای بیش تری اشغال خواهد کرد (چون الکترون ها در این حالت، بیش تر همدیگر را دفع خواهند کرد). این به معنای آن است که با پایین رفتن در این گروه، اتم ها بزرگ تر شوند.

تغییرات الکترونگاتیوی:

الکترونگاتیوی، اندازه گیری تمایل یک اتم برای جذب جفت الکترون های پیوندی است. معمولا از مقیاس پالینگ برای اندازه گیری الکترونگاتیوی استفاده می شود که فلوئور، الکترونگاتیوترین عنصر جدول تناوبی است.

توجه کنید که با پایین رفتن در این گروه، الکترونگاتیوی کاهش پیدا می کند.

توضیح علت کاهش الکترونگاتیوی:

این علت به سادگی از شکل های فلوئورید هیدروژن و کلرید هیدروژن فهمیده می شود:

جفت های پیوندی الکترون ها بین هیدروژن و هالوژن، همان کشش خالص +7 را از هر دو اتم کلر و فلوئور احساس می کند. اما در مورد کلر، هسته دورتر از جفت پیوندی است. این به معنای آن است که کلر به شدت فلوئور، جذب نمی شود.

کشش بزرگ تر از هسته نزدیک تر فلوئور، دلیل الکترونگاتیوتر بودن فلوئور نسبت به کلر است.

همچنان که هالوژن ها بزرگ تر می شوند، هر جفت پیوندی از هسته هالوژن دورتر می شود؛ بنابراین با قدرت کم تری جذب هسته اتم می شود. به بیان دیگر از بالا به پایین، الکترونگاتیوی کم می شود.

تغییرات اولین الکترون خواهی:

اولین انرژی الکترون خواهی، انرژی آزاد شده ای است که 1 مول از اتم های گازی، یک الکترون به دست می آورد تا 1 مول از یون -1 تشکیل دهد:

وقتی این تغییر اتفاق می افتد، انرژی اولین الکترون خواهی، انرژی آزاد شده در هر مول اتم X است.

این انرژی، مقدار منفی دارد. برای مثال، اولین الکترون خواهی کلر، -394 KJ/mol است. طبق قرارداد، علامت منفی نشان دهنده آزاد شدن انرژی است.

توجه کنید که روند تغییرات الکترون خواهی در گروه، منظم نیست. به استثنای فلوئور، مقادیر الکترون خواهی کم تر می شود (گرمای کم تری آزاد می شود).

الکترون خواهی، اندازه گیری جاذبه بین الکترون ورودی به یک اتم و هسته است.جاذبه بیش تر به معنای الکترون خواهی بیش تر است.

در اتم بزرگ تر، جاذبه از هسته ای با بار مثبت بیش تر، توسط الکترون های محافظ خنثی می شود؛ بنابراین هر الکترون ورودی، اثر بار خالص +7 را از مرکز اتم احساس می کند؛ دقیقا مثل حالت شعاع اتمی یا الکترونگاتیوی.

وقتی اتم، بزرگ تر می شود، الکترون ورودی از هسته دورتر می شود و جاذبه کم تری احساس می کند. پس مقدار الکترون خواهی در این گروه از بالا به پایین کاهش می یابد.

اما چرا فلوئور فرق دارد؟

فلوئور، اتم بسیار کوچکی است، پس الکترون ورودی به هسته فلوئور بسیار نزدیک است. پس چرا الکترون خواهی آن از کلر کم تر است؟

در این مورد، عامل دیگری نقش دارد. وقتی الکترون تازه ای به یک اتم اضافه می شود، وارد فضایی با بار منفی زیاد به دلیل الکترون های موجود می شود. بنابراین دافعه ناشی از این الکترون ها مقداری از جاذبه هسته را خنثی می کند.

چون اتم فلوئور بسیار کوچک است، چگالی الکترونی بسیار بالاست. این به معنای آن است که دافعه زیاد است و چاذبه هسته را آن قدر کم می کند که الکترون خواهی فلوئور کم تر از کلر باشد.

هلیم، پس از نئون، کم واکنش ترین گاز نجیب و البته دومین عنصر کم واکنش پذیر در میان همهٔ عنصرها است. این گاز کم واکنش، در همهٔ شرایط استاندارد به صورت تک‌اتمی باقی می‌ماند. هلیم به دلیل داشتن جرم مولی نسبتا پایین، دارای رسانش گرمایی و ظرفیت گرمایی بالایی است و سرعت صدا هم در آن، در حالت گازی، از هر گاز دیگری به جز هیدروژن، بالاتر است. همچنین به دلیل همانند و به دلیل کوچکی اندازهٔ اتم هلیم، نرخ پخش در اجسام جامد، سه برابر بیشتر از نرخ پخش هوا و برابر با ۶۵٪ نرخ پخش هیدروژن است.

هلیم نسبت به دیگر گازهای تک اتمی از همه کمتر در آب حل می‌شود. و نسبت به دیگر گازها، می توان گفت یکی از کم حل شدنی ترین گازها است؛ ضریب حلالیت این گاز 0.70797 x۲/۱۰−۵ است که از CF۴ و SF۶ و C۴F۸ که به ترتیب دارای میزان حلالیت‌های ۰٫۳۸۰۲ و ۰٫۴۳۹۴ و 0.2372 x۲/۱۰−۵اند، بیشتر است (مول). ضریب شکستهلیم بیش از هر گاز دیگری به یک نزدیک است. ضریب ژول-تامسونهلیم در دمای معمولی پیرامونش، منفی است به این معنی که اگر اجازه دهیم این گاز آزدانه افزایش حجم پیدا کند، گرم تر می‌شود. اما اگر هلیم در زیر دمای واژگون ژول-تامسون (در حدود ۳۲ تا ۵۰ کلوین در یک اتمسفر) باشد، اگر اجازه داشته باشد آزادانه افزایش حجم پیدا کند، دمای آن پایین می‌آید. با توجه به این ویژگی اگر دمای هلیم از این دما پایین تر آماده باشد، می توان با افزایش حجم، آن را خنک و مایع کرد.
برخلاف دیگر عنصرها در فشار معمولی، هلیم تا دمای صفر مطلق، همچنان مایع باقی می‌ماند. دلیل این پدیده را می توان با مکانیک کوانتوم توضیح داد: بویژه انرژی نقطهٔ صفر این سامانه بسیار بالا است برای اینکه بخواهد اجازه دهد هلیم جامد شود. هلیم برای جامد شدن باید به دمایی میان ۱ تا ۱٫۵ کلوین (۴۵۷- فارنهایت یا ۲۷۲- سلسیوس) و فشاری نزدیک به ۲٫۵ مگاپاسکال برسد. معمولا شناسایی هلیم جامد از مایع کمی دشوار است چون ضریب شکست هر دو بسیار نزدیک است. هلیم در حالت جامد دارای نقطهٔ ذوب دقیق است، ساختار بلوری دارد و بسیار تراکم پذیر است تا حدی که با وارد کردن فشار بر آن می توان تا بیش از ۳۰ درصد حجم آن را کاهش داد. ضریب کشسانی حجمی آن نزدیک به ۲۷ مگاپاسکال است که تقریبا ۱۰۰ برابر بیشتر از آب تراکم پذیر است. چگالی هلیم جامد در دمای ۱٫۱ کلوین و فشار ۶۶ اتمسفر، ۰٫۲۱۴ ± ۰٫۰۰۶ g/cm۳ و در دمای صفر کلوین و فشار ۲۵ بار (۲٫۵ مگاپاسکال)، ۰٫۱۸۷ ± ۰٫۰۰۹ g/cm۳ است.
هلیم دارای ویژگی‌هاییکتایی است که در بسیاری جاها به آن نیاز است. این ویژگی‌هایهلیم عبارتند از: نقطهٔجوش، چگالی و حل شوندگی پایین، رسانش گرمایی بالا و واکنش ناپذیر بودن آن. از سال ۲۰۰۸ میزان تولید هلیم، ۳۲ میلیون کیلوگرم یا ۱۹۳ میلیون مترمکعب در سال بوده‌است که بیشترین کاربرد آن (نزدیک به ۲۲ درصد کل در سال ۲۰۰۸) در کاربردهای سردکننده بویژه در آهن‌ربایابررسانا‏ در دستگاه‌هایام‌آرآی است. دیگر کاربردهای مهم آن (۷۸ درصد کل در سال ۱۹۹۶) برای ایجاد فشار، هوای پیرامونی کنترل شده و جوشکاریبوده‌است.
هلیم، در فرایند جوشکاری با قوس الکتریکی بر روی موادی که در دمای جوشکاری در اثر تماس با هوا یا نیتروژن دچار آسیب می‌شوند به عنوان لایهٔ محافظ یا پوشش عمل می‌کند. گازهای گوناگونی در جوشکاری با قوس الکتریکی به عنوان گاز محافظ به کار می‌روند که هلیم به جای آرگون ارزان، بویژه برای موادی که رسانش گرمایی بالاتری دارند مانند آلومینیم و مس بکار می‌رود.
هلیم طبیعی در شرایط استاندارد، آسیب رسان نیست. اندازه‌های بسیار اندکی از این ماده در خون انسان پیدا می‌شود. اگر بجای اکسیژن مورد نیاز بدن، هلیم را تنفس کنیم امکان خفگی پیش می‌آید. نکته‌های ایمنی گفته شده دربارهٔهلیم مایع و کار با آن همانند کار با دیگر نیتروژن مایع است. چون دمای آن بسیار پایین است و ممکن است فرد دچار سوختگی در اثر سرما شود.
سرعت صدا در هلیم نزدیک به سه برابر بیشتر از سرعت آن در هوا است. چون بسامد پایه در گاز با سرعت صدا در گاز متناسب است. هنگامی که هلیم را تنفس می‌کنیم در بسامد تولیدی توسط مجرای صوتی، تشدید رخ می‌دهد و کیفیت صدا را تغییر می‌دهد. برعکس این اثر و رسیدن به بسامدهای پایین تر هم ممکن است به شرطی که گازهای سنگین تر مانند هگزا فلوراید گوگرد یا زنون را تنفس کنیم.
تنفس هلیممی‌تواند خطرناک باشد چون این گاز می‌تواند خود را جایگزین اکسیژن مورد نیاز در تنفس معمولی کند. تنفس هلیم به تنهایی هم باعث خفگی در چند دقیقه می‌شود. از این ویژگی در طراحی کیف‌های خودکشی بهره برده می‌شود.
تنفس هلیمی که در کپسول فشرده شده بسیار خطرناک است چون شدت جریان آن بالا است و می‌تواند باعث فشارزدگی گوش میانی و پارگی ناگهانی شش‌ها شود. البته شمار مرگ به خاطر پارگی شش‌ها بسیار کم بوده‌است برای نمونه از سال ۲۰۰۰ تا ۲۰۰۴ تنها دو مورد مرگ در آمریکا گزارش شده‌است. در سال ۲۰۱۰ هم دو مورد مرگ گزارش شده‌است که یکی در آمریکاو دیگری در ایرلند شمالی رخ داده بود
در فشارهای بالا (بیش از ۲۰ اتمسفر یا ۲ مگاپاسکال) آمیخته‌ای از هلیم و اکسیژن (هلیوکس) می‌تواند باعث مشکل در دستگاه عصبی شود (سندرم اعصاب در فشار بالا) که با افزودن مقدار اندکی نیتروژن به این آمیخته می توان مشکل را کاهش داد.
یک کاربرد صنعتی هلیم، تشخیص جای نشت است. چون هلیم توان پخش شدن خوبی از میانهٔبدنهٔ جامد دارد، سه بار تندتر از هوا، برای همین به عنوان گازی که می‌تواند محل نشت را ردیابی کند، بکار می‌رود. برای نمونه می توان از مخزن‌های فشارهای بالا یا ابزارهای سردکننده یاد کرد. برای تشخیص جای نشت یک ابزار، آن را درون یک محفظه که اول کاملا تهی شده و سپس از هلیم پر شده، می‌گذارند. هلیمی که از محل‌های نشت رد شده را با کمک ابزار طیف سنجی جرمی هلیم شناسایی می‌کنند. این ابزار بسیار دقیق است و دقت آن به ۱۰−۹mbar•L/s یا ۱۰−۱۰ Pa•m3/s هم می‌رسد. این فرایند اندازه گیری معمولا به صورت خودکار انجام می‌شود و در اصطلاح به آن helium integral test می گویند. یک فرایند ساده تر شناسایی نشت، پر کردن وسیلهٔ مورد نظر از هلیم است برای این کار پس از پر کردن، باید با ابزارهای دستی محل نشت را جستجو کرد.
هلیمی که از ترک‌های یک وسیله می‌گذرد را نباید با نفوذ گاز از بدنهٔ ماده اشتباه گرفت. ثابت نفوذ هلیم از بدنهٔ مواد (شیشه، سرامیک و مواد آزمایشگاهی)، مشخص است و ضریب گذر آن قابل محاسبه‌است. البته بیشتر گازهای بی اثر مانند گازهای نجیب و نیتروژن و البته هلیم، از بدنهٔ بیشتر مواد نمی‌توانند بگذرند.
چون هلیم از هوا سبکتر است (نزدیک به ۷ درصد شناوری بیشتری دارد)، برای به هوا رفتن کشتی‌های هوایی و بالون‌ها به گاز هلیم رو آورده‌اند. همچنین ویژگی‌هایی چون آتشگیر نبودن و به تاخیر انداختن آتش باعث سازگاری بیشتری هلیم برای این کاربردند. با اینکه کاربرد هلیم در بالون‌ها بسیار شناخته‌است اما این مطلب تنها بخش کوچکی از کاربردهای این گاز است. کاربرد دیگر هلیم در موشک‌هایفضاپیما است. فضای خالی بالای جایی که سوخت قرار دارد را از هلیم پر می‌کنند؛ این کار باعث می‌شود تا هم جابجایی سوخت و اکسیدکننده‌ها آسان تر شود و هم بتوان با آن هیدروژن و اکسیژن را فشرده کرد تا سوخت موشک بدست آید. همچنین برای زدودن سوخت و اکسیدکننده‌ها از ابزارهای پیش از پرواز و پیش خنک کردن هیدروژن مایع در فضاپیما به آن نیاز است. برای نمونه موشک ساترن ۵ در برنامهٔ فضایی آپولو پیش از پرتاب به 370,000 m۳هلیم نیاز داشت.
تا کنون ۸ ایزوتوپ برای هلیم پیدا شده‌است. که از میان آنها هلیم-۳ و هلیم-۴ تنها ایزوتوپ‌های پایدار آن اند. در هواکرهٔ زمین در برابر هر یک اتم هلیم-۳ یک میلیون هلیم-۴ وجود دارد. برخلاف بیشتر عنصرها، فراوانی ایزوتوپ‌هایهلیم بسته به منبع تولید و فرایند پدیداری شان بسیار متفاوت است. فراوان ترین ایزوتوپ آن، هلیم-۴ در زمین از راه واپاشیآلفای عنصرهای پرتوزای سنگین تر تولید می‌شود. پرتوهایآلفای تابیده شده همگی هسته‌هاییونیزهشدهٔ هلیم-۴ اند. هلیم-۴ به طرز غیرمعمولیهستهٔ پایداری دارد چون ذره‌هایهسته‌ای آن از آرایش الکترونی پایداری برخوردازند. این ایزوتوپ‌ها در جریان هسته‌زاییمهبانگ به فراوانی تولید شدند.
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 واکنش‌هایهمجوشیهسته‌ای در ستاره‌ها، گونه‌های تازه‌ای از هلیم ساخته شده‌است.

 "Matthew A. Hunter" در سال ۱۹۱۰ بوسیله حرارت دادن TiCl۴با سدیم در بمب فولادی در دمای ۸۰۰-۷۰۰ درجه سانتی‌گراد برای اولین بار تیتانیم فلزی خالص ( ۹/۹۹% ) تهیه کرد. فلز تیتانیم تا سال ۱۹۴۶ خارج از آزمایشگاه کاربردی نداشت. در این سال ، "William Justin Kroll" اثبات نمود که می‌توان تیتانیم را بوسیله کاهش تتراکلرید تیتانیم با منیزیم بصورت تجاری تولید کرد ؛ ( این روش امروزه همچنان مورد استفاده است(

●پیدایــــــش

فلز تیتانیم در طبیعت بصورت ترکیب با سایر عناصر وجود دارد و این عنصر ، نهمین عنصر فراوان در پوسته زمین محسوب می‌شود ( ۰۶/۰% کل جرم ) و در بیشتر سنگهای آذرین و رسوبات آنها یافت می‌شود. بیشتر در مواد معدنی brookite , ilmenite , leucoxene , perovskite , rutile ، anatase و sphene وجود داشته و نیز در سنگ معدن آهن و titanates دیده می‌شود..

 
از میان این مواد معدنی فقط ilmenite ، leucoxene و rutile از نظر اقتصادی اهمیت دارند. چون تیتانیم به‌راحتی در دماهای زیاد با اکسیژن و کربن واکنش می‌کند، تهیه فلز تیتانیم خالص مشکل است. منابع مهم تیتانیم در استرالیا ، اسکاندیناوی ، آمریکای شمالی و مالزی قرار دارند.  این فلز در شهاب سنگها یافت شده و حضور آن در خورشید و ستارگان M-type نیز شناسایی شده است. سنگهایی که در ماموریت آپولو ۱۷ از ماه آورده شده‌اند، حاوی ۱/۱۲% TiO۲هستند. بعلاوه تیتانیم در خاکستر ذغال سنگ ، گیاهان و حتی بدن انسان یافت شده است

.
●خصوصیات قابل توجه

تیتانیم ، عنصر فلزی است که به سبب مقاومت زیاد خود در برابر فرسودگی ( تقریبا" به مقاومت پلاتینیم ) و استحکامی که نسبت به وزن خود دارد، معروف است. فلزی است سبک ، محکم ، قابل ساخت آسان با جرم حجمی پایین ۴۰% ( هم‌چگال با فولاد ) که به شکل خالص کاملا" چکش خوار ، آسان برای کار ، براق و به رنگ نقره‌ای درخشان می‌باشد. نقطه ذوب نسبتا" زیاد این عنصر ، آنرا به یک فلز دیر گداز مفید تبدیل کرده است.
تالیم به سختی فولاد اما ۴۵% سبکتر از آن است و با اینکه ۶۰% سنگین‌تر از آلومینیوم می‌باشد، دو برابر محکم‌تر از آن است. این خصوصیات ، تیتانیم را در برابر انواع معمولی فرسودگی بسیار مقاوم می‌کند. این فلز در معرض هوا یک لایه اکسید بی‌اثری را تولید می‌کند، اما اگر در محیطهای بدون اکسیژن قرار گیرد، انعطاف‌پذیر است.  این فلز که اگر در هوا گرم شود، شروع به سوختن می‌کند، تنها عنصری است که می‌تواند در گاز نیتروژن خالص بسوزد. تیتانیم در مقابل اسید سولفوریک رقیق ، اسید هیدروکلریک ، گاز کلر ، محلولهای کلرید و بیشتر اسیدهای آلی مقاوم است.
تجربیات نشان داده است که تیتانیم بعد از بمباران با دوترون ، بسیار رادیواکتیو شده و عمدتا" ارسال پوزیترون و اشعه‌های نیرومند گاما می‌کند. این عنصر دارای دو گونه است؛ شکل آلفا چهار ضلعی که در دمای ۸۸۰ درجه سانتی‌گراد به‌آرامی به شکل بتا مکعبی تغییر می‌کند. اگر در اثر حرارت سرخ شود، با اکسیژن ترکیب شده و در حرارت ۵۵۰ درجه سانتی‌گراد با کلر ترکیب می‌گردد.

●کاربردهـــــــــا

۱) تقریبا" ۹۵% تیتانیم به شکل دی‌اکسید تیتانیم ( TiO۲) مصرف می‌شود که رنگدانه سفید ثابتی است با قدرت پوشش خوب در رنگها ، کاغذ و پلاستیکها. رنگهایی که با دی‌اکسید تیتانیم ساخته می‌شوند، منعکس‌کننده‌های بسیار خوب پرتو مادون قرمز هستند و بنابراین منجمان ، بطور گسترده ای از آن استفاده می‌کنند
۲) آلیاژهای تیتانیم به علت استحکام ، سبکی ، مقاومت بسیار زیاد در برابر فرسودگی و توانایی تحمل حرارتهای بسیار زیاد در هواپیما و موشک مورد استفاده قرار می‌گیرند، اگرچه کاربردهای آن در محصولات مصرفی مثل چوب گلف ، دوچرخه و کامپیوترهای laptop نیز در حال رواج است. تیتانیم بیشتر با آلومینیوم ، آهن ، منگنز ، مولیبدنم و مواد دیگر آلیاژ می‌سازد
۳) به‌علت مقاومت زیاد آن در برابر آب دریا ، از آن برای ساخت میله‌های پروانه و وسایل کشتی استفاده می‌شود.
۴) برای ساخت سنگ جواهرهای مصنوعی ظریف بکار می‌رود.
۵) مایع بی‌رنگ تتراکلرید تیتانیم ( TiCl۴ ) برایiridize شیشه مورد استفاده قرار می‌گیرد و چون در هوای مرطوب شدیدا" تولید بخار می‌کند، برای ایجاد پرده دود ( جهت استتار ) نیز کاربرد دارد.
۶) علاوه بر اینکه دی‌اکسید تیتانیم ، رنگدانه بسیار مهمی است، چون خودش توانایی محافظت از پوست را دارد، در کرمهای ضد آفتاب بکار برده می‌شود.
۷) چون این فلز از نظر فیزیولوژیکی بی‌اثر محسوب می‌شود، در پیوندهای جایگزینی مفصل مثل لگن مورد استفاده است
۸) به‌علت بی‌اثری و رنگهای جذاب ، استفاده از آن بعنوان زیورآلات بدن رایج شده است.
۹) یکی از کاربردهای بالقوه تیتانیم ، در کارخانه‌های آب‌ شیرین‌کن است

●تولیـــــــد

فلز تیتانیم بصورت تجاری بوسیله کاهش TiCl۴با منیزیم تولید می‌شود. این فرآیند را William Justin Kroll در سال ۱۹۴۶ ابداع کرد. این فرآیند گروهی ، گران و پیچیده است، اما ممکن است فرآیند جدیدتری که روش "FFC-Cambridge" نامیده می‌شود، جایگزین روش قدیمی گردد. در این روش از ماده خام پودر دی‌اکسید تیتانیم ( که شکل تصفیا شده روتیل است ) برای تولید نهایی که جریان مداومی از تیتانیم مذاب است استفاده می‌شود. از این محصول بلافاصله در ساخت آلیاژهای تجاری بهره می‌برند
امید است با استفاده از روش FFC-Cambridge مقدار بیشتری تیتانیم و با هزینه ای کمتر برای صنعت هوافضا و بازار کالاهای زینتی تهیه شود و شاهد استفاده از این فلز در محصولاتی که در حال حاضر از آلومینیم و انواع خاص فولاد استفاده می‌کنند، باشیم.

●ترکیبــــــــات

اگرچه فلز تیتانیم به‌علت هزینه زیاد استخراج نسبتا" متداول نیست، دی‌اکسید تیتانیم ارزان ، به مقدار زیاد موجود و دارای کاربرد وسیعی به‌عنوان رنگدانه سفید در صنعت رنگسازی ، پلاستیک و سیمان ساختمان می‌باشد. پودرTio۲ از نظر شیمیایی بی‌اثر است، در نور آفتاب رنگ خود را حفظ می‌کند و بسیار مات است. این خصوصیت باعث می‌شود تا مواد شیمیایی خاکستری یا قهوه‌ای که بیشتر پلاستیکهای خانگی را تشکیل می‌دهند، به رنگ سفید خالص درخشانی تبدیل کند. دی‌اکسید تیتانیم خالص دارای ضریب شکست بسیار بالا و تجزیه نوری بیشتر از الماس است. یاقوت کبود ستاره‌ای و یاقوت قرمز درخشندگی خود را از دی‌اکسید تیتانیوم موجود در خود می‌‌گیرند

●ایزوتوپهــــــا

تیتانیم بطور طبیعی دارای ۵ ایزوتوپ پایدار تیتانیم ۴۶ ، تیتانیم۴۷ ، تیتانیم۴۸ ، تیتانیم۴۹ و تیتانیم۵۰ است که فراوانترین آنها تیتانیم ۴۸ ( فراوانی طبیعی ۸/۷۳% ) می‌باشد. ۱۱ رادیوایزوتوپ هم برای این عنصر شناسایی شده است که پایدارترین آنها تیتانیم ۴۴ بانیمه عمر ۶۳ سال ، تیتانیم ۴۵با نیمه عمر ۱۸۴,۸دقیقه ، تیتانیم ۵۱ با نیمه عمر ۵,۷۶ دقیقه و تیتانیم ۵۲ با نیمه عمر ۱,۷دقیقه هستند
سایر ایزوتوپهای رادیواکتیو ، نیمه عمری کمتر از ۳۳ ثانیه دارند که نیمه عمر اکثر آنها کمتر از نیم ثانیه می‌باشد. ایزوتوپهای تیتانیم از نظر وزن اتمی بین amu ۹۹,۳۹ (تیتانیم ۴۰) و amu ۹۶۶,۵۷ (تیتانیم ۵۸) قرار دارند. حالت فروپاشی اولیه قبل از فراوانترین ایزوتوپ (تیتانیم ۴۸) جذب الکترون و حالت اولیه پس از آن ارسال بتا می‌باشد. محصول فروپاشی اولیه قبل از تیتانیم ۴۸ ایزوتوپهای عنصر ۲۱ ( اسکاندیم ) و محصول اولیه پس از آن ایزوتوپهای عنصر ۲۳ ( وانادیم ) می‌باشد

●هشدارهــــــــا

پودر فلز تیتانیم خطر جدی آتش‌زایی دارد، اما نمکهای آنرا در بیشتر موارد نسبتا"بی‌ضرر به حساب می‌آورند. اما ترکیبات با کلر را مثل TiCl۳و TiCl۴ باید خورنده در نظر گرفت. تیتانیم به تجمع در بافتهایی از بدن که دارای سیلیکا است، تمایل دارد؛ اما این عنصر هیچگونه نقش بیولوژیکی شناخته شده ای در انسان ندارد

 هیدروژن ساده ترین عنصر شناخته شده برای انسان است؛ هر اتم هیدروژن تنها یك پروتون و یك نوترون دارد. هیدروژن فراوانترین گاز هستی است. ستاره ها در ابتدا از هیدروژن ساخته شده بودند. انرژی خورشید از هیدروژن به دست می آید. هیدروژن توپ عظیمی از گازهای هیدروژن و هلیوم است. درون خورشید، اتمهای هیدروژن تركیب می شود و اتمهای هلیوم را پدید می آورد. این پدیده گدازه « Pusiun » انرژی پرتوهای خورشید را تولید می كند. انرژی پرتوی خورشید باعث برقراری حیات روی

زمین است. این انرژی به ما نور می دهد، باعث رشد گیاهان می شود، بادها را به جریان می اندازد، باعث بارش باران می شود. این انرژی در سوختهای فسیلی ذخیره شده است. بیشتر انرژی مصرفی ما در حال حاضر از خورشید منشأ می گیرد. هیدروزن گازی (H2) روی زمین وجود ندارد. این عنصر همیشه به صورت تركیبی است. به طور مثال، تركیب با اكسیژن (H2O - آب) تركیب هیدروژن با كربن تركیبات شیمیایی متفاوتی مانند متان (CH4) و زغال و نفت را به دست می دهد . همچنین، هیدروژن در تراكم زیست و مواد عالی یافت می شود. هیدروژن از نظر امروزی بیشترین محتوای انرژی هر سوخت را دارد؛ اما از نظر حجمی، كمترین فشار عادی به صورت گاز وجود دارد. هیدروژن می تواند انرژی را ذخیره كند. بیشتر انرژی كه ما امروزه مصرف می كنیم از سوختهای فسیلی به دست می آید. تنها 6% منابع انرژی از منابع تجدیدپذیرند؛ زیرا این انرژیها تمیزتر و مناسب استفاده تر در طول یك زمان كوتاه اند. منابع انرژی تجدیدپذیر مانند خورشید و باد نمی توانند همه وقت انرژی تولید كند. خورشید همیشه نمی تابد و باد همیشه نمی وزد. منابع تجدیدپذیر در زمان و مكانی كه ما نیاز داریم انرژی تولید نمی كند. ما نمی توانیم منابع انرژی زیادی برای تولید هیدروژن استفاده كنیم؛ هیدروژن می تواند انرژی را در زمان و مكانی كه ما نیاز داریم تأمین کنید. هیدروژن انتقال دهنده انرژی: هر روز ما انرژی برقی بیشتری مصرف می كنیم. برق منبع ثانویه انرژی است؛ منابع ثانویه انرژی كه گاهی به آنها ناقلهای انرژی هم گفته می شود انرژی را به مصرف كننده می رساند. از آنجا كه استفاده و انتقال برق برای ما آسانتر است، ما انرژیها را به انرژی برق تبدیل می كنیم. برق به ما نور، گرما، آب داغ، غذای سرد، تلویزیون، رایانه می دهد. زندگی بسیار سخت می شد، اگر ما مجبور بودیم زغال بسوزانیم، اتم بشكافیم، یا سدهای خود رابسازیم؛ پس انرژی زندگی را ساده تر كرده است. هیدروژن ناقل انرژی برای آینده است. این عنصر سوخت تمیزی است كه می توان آن را در جاهایی جایگزین کرد كه ما بسختی از برق استفاده می كنیم. فرستادن برق در مسیرهایی طولانی 4 برابر بیشتر از حمل دریایی هیدروژن به صورت خطوط لوله ای هزینه دارد. هیدروژن چطور ساخته می شود؟ از آنجا كه هیدروژن گازی در زمین وجود ندارد، ما باید آن را بسازیم. با جدا كردن هیدروژن از آب، تراكم زیست یا گاز طبیعی از منابع محلی هیدروژن می سازیم. دانشمندان حتی كشف كرده اند كه بعضی جلبكها و باكتریها هیدروژن تولید می كنند. تولید هیدروژن در حال حاضر بسیار گران است؛ اما فنون جدیدی برای این كار در حال توسعه است. هیدروژن را می توان برای خدمات رفاهی مركزی بزرگ یا دستگاههای كوچك با كاربرد محلی تولید کرد. از این رو، انعطاف پذیری هیدروژن یكی از امتیازات عمده آن است . كاربردهای هیدروژن: هیدروژن در صنعت به مصرف پالایش و پرداخت فلزات و فراوری غذاها می رسد.NASA اولین كاربر هیدروژن به عنوان ناقل انرژی است كه هیدروژن را برای سالها در برنامه فضایی مورد استفاده قرار داد. تنها محصول فرعی در چنین فرایندهایی آب است كه خدمه موشك از آن برای نوشیدن استفاده می كند. سلولهای سوختی هیدروژن یا باتریهای هیدروژنی برق تولید می كند. آنها كارایی بسیاری دارند، اما ساخت آنها گران است. سلولهای سوختی كوچك می توانند برق مناطق دوردست را تأمین كند. هیدروژن به عنوان سوخت: دستگاههای نیروی هیدروژنی برای مدتی ساخته نخواهند شد؛ زیرا هزینه زیادی به همراه دارد. هیدروژن ممكن است بزودی به گاز طبیعی اضافه شود تا از آلودگی دستگاههای موجود بكاهد. هیدروژن بزودی به گازوئیل اضافه خواهد شد تا آلودگی را كاهش دهد و كارایی را زیاد كند. اضافه كردن تنها 5% هیدروژن به گازوئیل ممکن است به میزان درخور توجهی اكسید نیتروژن را (كه در آلودگی لایه اوزن بسیار مؤثر است) كاهش دهد. موتوری كه هیدروژن خالص می سوزاند تقریباً هیچ آلودگی ندارد. شاید حدود 10 تا 20 سال به استفاده از خودرو شخصی مصرف كننده هیدروژن باقی مانده است. آینده هیدروژن: قبل از اینكه هیدروژن به عنوان سوختی مهم شناخته شود، باید سامانه های جدید زیادی ساخت. ما به سامانه هایی نیاز خواهیم داشت كه هیدروژن بسازند ذخیره كنتور انتقال دهند. ما به خطوط لوله و سلول سوختی اقتصادی نیاز خواهیم داشت و مصرف كنندگان به فناوری و آموزش استفاده از آن نیاز خواهند داشت