شعاع اتمی و یونی

همانطورکه میدانید/بیشتر فضای اتم خالی است.در واقع الکترون هادر محدوده هایی حرکت میکنند که شبیه به ابر به نظر میرسند.

بااین تشبیه می توان تصور کرد که تا چه اندازه/اندازه گیریابعاداتم ها دشوار است/زیرا مرزهای یک توده ابر مانند/نامشخص ومتغیر است.اندازه یک اتم به وسیله شعاع آن تعیین میشود.شعاع کووالانسی و واندروالسی دو نوع شعاع اتمی هستند.روش های تعیین شعاع اتمی عبارت اند از:

شعاع کووالانسی{Rc }

به نصف فاصله بین هسته ای دو اتم مشابه در یک مولکول دو اتمی هم نام/شعاع کووالانسی می گویند.واحد شعاع کووالانسی pm است.{pm=10m1}

در مولکول های تک اتمی مانند گازهای نجیب که اتم ها با یکدیگر پیوند کووالانسی نمی دهند/برای تعیین شعاع اتمی به جای شعاع کووالانسیباید شعاع واندر واندروالسی را اندازه گیری نمود.

شعاع واندروالسی{Rw}

به نصف فاصله بین هسته ای دو اتم مجاور مشابه از دو مولکول مجاور/شعاع واندروالسی میگویند.واحد شعاع واندروالسی pm است.{pm=101}

در مورد یک عنصر/همواره شعاع واندروالسی بزرگتر از شعاع کووالانسی است.

روند تغییر شعاع اتمی در یک گروه:

شعاع اتمی عنصر ها در هر گروه از جدول تناوبی از بالا به پایین به دو دلیل/افزایش میابد:

*از بالا به پایین در یک گروه جدول /به ازای هر تناوب یک لایه الکترونی جدید به تعداد لایه های الکترونی عنصر ها افزوده میشود.با زیاد شدن تعداد لایه های الکترونی/شعاع اتمی نیز افزایش میابد.به عبارت دیگر الکترون ها در فاصله دورتری نسبت به هسته قرار می گیرند.

*دلیل دیگر برای افزایش شعاع اتمی این است که با افزایش عدد اتمی در یک گروه/تعداد اربیتال های پرشده بین هسته و لایه های الکترونی بیرونی اتم افزایش میابد.وجود الکترون ها در اربیتال های درونی و اثرپوششی آنها بر الکترون های بیرونی/باعث افزایش فاصله الکترون های بیرونی از هسته یا به عبارتی افزایش شعاع اتمی میشود.

*بسیاری از دانش آموزان به اشتباه فکر می کنند که دلیل افزایش شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پایین/کاهش بار موثر هسته برالکترون های ظرفیت است.ولی همانطور که در مبحث مربوط به بار{بار موثر هسته} گفته شد/در یک گروه از بالا به پایین/بار موثر هسته افزایش میابد.

توجه داشته باشید که در اعیین فاصله الکترون های بیرونی از هسته اتم و به عبارت دیگر شعاع اتمی/علاوه بر بار موثر هسته/میزان دافعه الکترون های بیرونی با الکترون های درونی نیز تاثیر دارد.به طورکلی می توان گفت مهم ترین عامل در افزایش شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پایین/افزایش تعداد لایه های اصلی الکترونی است.

الکترونگاتیوی یا الکترونگاتیویته یک اتم میزان تمایل نسبی آن اتم برای کشیدن الکترونهای یک پیوند کووالانسی به سمت هستهٔ خود است.
 

الکترونگاتیوی اتم‌ها

اتم وقتی در لایه ظرفیت خود الکترون کمتری داشته باشد تمایلش به گرفتن و یا دادن الکترون بیشتر می‌شود. هرچه عنصری تمایل بیشتری به گرفتن الکترون داشته باشد الکترونگاتیوتر است.

اگرچه الکترونگاتیویته، قطبیتپیوندهای شیمیایی بین اتم‌های یک مولکول را تعیین می‌کند اما عامل تعیین کننده قطبیت کلی مولکول نیست چون مولکول می‌تواند دارای مرکز تقارن باشد. در این حالت قطبیت پیوندها نسبت به هم به گونه‌ای خنثی می‌شود که قطبیت کلی مولکول را صفر در نظر می‌گیرند. بنابراین در مولکول هایی که فاقد مرکز تقارن مولکولی هستند می‌توان قطبیت کلی مولکول را با تعیین جهت بردار ممان دو قطبی در آنها نتیجه گرفت.

  تنها در مقايسه‌هاي كيفي بين عناصر قابل استفاده‌اند. روشي ساده و مستقيم براي اندازه‌گيري الكترونگاتيوي وجود ندارد و روشهاي گوناگون براي اندازه‌گيري آن پيشنهاد شده است.

پائولينگ در سال 1932 ميلادي براي اولين بار اين مفهوم را معرفي نمود. هر چند از آن زمان مقياسهاي متفاوتي براي الكترونگاتيوي تعريف شده است ولي معمولاً از مقياس پائولينگ براي مشخص كردن تمايل اتمها براي جذب كردن الكترون در پيوند استفاده مي‌شد.

الكترونگاتيوي يكي مفهوم نسبي است و براي مشخص كردن ميزان قطبيت پيوند به كار مي‌رود. عناصر كوچكتر با نسبت بالاي بار به شعاع داراي الكترونگاتيوي بزرگتري هستند. به همين دليل عناصر بالا و سمت راست جدول (به استثناي گازهاي نجيب) الكترونگاتيوتر و عناصر پايين و سمت چپ جدول تناوبي كه بزرگترين حجم و كوچكترين نسبت بار به شعاع را دادند الكتروپوزتيوتر هستند، لذا پيوند بين اين دو دسته عناصر يعني فلزات و غيرفلزات از نوع يوني است. بنابراين الكترونگاتيوي عناصر در جدول تناوبي، در يك دوره از چپ به راست و در يك گروه از پايين به بالا افزايش مي‌يابد.

  نسبی بودن الکترونگاتیوی

الکترونگاتیوی بایک مقیاس نسبی سنجیده می‌شود. دراین مقیاس برای اجتناب از درج اعداد منفی، به اتم فلوئور به عنوان الکترونگاتیوترین عنصر، الکترونگاتیوی ۴ نسبت داده شده است و مقادیر الکترونگاتیوی برای عنصرهای دیگر نسبت به این مقدار محاسبه می‌شود. در این محاسبات، گازهای نجیب را در نظر نمی‌گیرند، زیرا این عناصر به تعداد کافی ترکیب‌های شیمیایی تشکیل نمی‌دهند. به طور کلی مقادیر الکترونگاتیوی در یک گروه از عناصراز بالا به پایین کاهش و در یک دوره از جدول تناوبی از چپ به راست افزایش می‌یابد. بنابراین کم‌ترین مقدار الکترونگاتیوی را می‌توان سزیم در پایین و سمت چپ جدول و بیش‌ترین مقدار الکترونگاتیوی (با چشم پوشی از گازهای نجیب) را به اتم فلوئور در بالا و سمت راست جدول نسبت داد.

 منیزیم عنصری فلزی به رنگ سفید نقره ای است که در گروه 2 جدول تناوبی قرار دارد . این عنصر در سال 1808توسط Humphrey Davy دانشمند انگلیسی کشف گردید . از الکترولیز نمک کلرید منیزیم و همچنین از آب دریا بدست می آید .
منیزیم و ترکیبات آن مدت زمان مدیدی است که شناخته شده هستند. منیزیم هشتمین عنصر از نظر فراوانی در پوسته زمین به حساب می آید. این عنصر در نهشته های عظیم در کانیهای مگنزیت ، دولومیت و دیگر کانیها یافت می شود.
این عنصر از الکترولیز کلرید منیزیم ناشی از آبهای نمک دار، چاهها و آب دریاها حاصل می شود.
منیزیم عنصری سبک به رنگ سفید نقره ای است این عنصر به راحتی در درجه حرارت بالا می سوزد و شعله سفید رنگ و تابناکی در موقع سوختن نمایان می کند.
موارد استفاده این عنصر شامل مواد محترقه و منفجره شامل بمبهای آتش زامی باشد. حدود یک سوم ترکیبات آلومینیومی و آلیاژهای ضروری برای هواپیماها و موشکها از این عنصر استفاده می شود. این عنصر دارای خاصیت جوش خوردگی بهتر از آلومینیوم می باشد که برای عناصر آلیاژی مورد استفاده قرارمی گیرد. همچنین برای تولید گرافیتها ی حلقه ای چدنی کاربرد دارد.
همچنین این عنصر یک عامل کاهنده در تولید اورانیوم خالص و نمکهای فلزی است. هیدروکسید، کلرید ، سولفات و سیترات منیزیم در دندانپزشکی استفاده می شود. به علت اشتعال پذیری بالای این عنصر برای سوخت کوره های کارخانه ها استفاده می شود.
ترکیبات آلی منیزیم نقش حیاتی در زندگی گیاهی و جانوری دارند. کلرفیل گیاهان دارای منیزیم است.
به علت اشتعال پذیری بالای منیزیم موقع استفاده از این عنصر باید دقت لازم را به عمل بیاوریم. در موقع سوختن منیزیم نباید از آب استفاده کرد.

اثرات منيزيم بر سلامتي انسان
پودر منيزيم براي انسان خطرناک نميباشد و خواص سمي آن پايين ميباشد. با تنفس منيزيم ممکن است ذرات حاصل از منيزيم باعث آسيب به مخاط دهان و قسمتهاي فوقاني دستگاه تنفس ميشود. منيزيم باعث آسيبهاي شديد در چشم ميشود. شعله حاصل از منيزيم تحت نام Welder's flash ناميده ميشود شعله سفيد رنگ شديدي است که مشاهده آن بدون استفاده از عينک باعث آسيب شديد چشها ميشود. دستگاه گوارش: بلع مقدار قابل توجهي از پودر منيزيم باعث مسموميت شديد ميگردد.
تاکنون طعم منيزيم امتحان نشده است، اما به نظر ميرسد که سرطانزا نباشد و به جنين آسيب نرساند. پرتودهي بخار اکسيد منيزيم باعث سوختگي ميشود. جوشکاري و فلزات مذاب سبب بروز تب بخار فلز شده و علائمي مانند، تب و لرز، استفراغ، تهوع و دردهاي عضلاني را به همراه دارد. اين علائم بعد از 4 تا 12 ساعت پس از پرتودهي منيزيم بروز ميکند و تا 48 ساعت طول ميکشد. بخار اکسيد منيزيم از سوختن منيزيم بدست مي آيد.
خطرات فيزيکي: اگر منيزيم به شکل پودر يا ذره در محيط وجود داشته باشد ممکن است با هوا وارد واکنش شود و انفجار اتفاق افتد. اين انفجار تحت نام انفجار غبار يا Dust explosion شناخته شده است. در شرايط خشک ، جابجايي ها، جريان هوا و ريختن منيزيم ميتواند خطرناک باشد.
خطر شيميايي: منيزيم در تماس با هوا يا محيط مرطوب خودبخود آتش ميگيرد و بخارهاي سمي و آزاردهنده توليد ميکند. در اين حالت منيزيم با اکسيدکننده هاي قوي به شدت واکنش ميدهد. همچنين منيزيم با بسياري مواد به شدت وارد واکنش ميشود و خطر انفجار و آتش سوزي را به همراه دارد. منيزيم با انواع اسيدها و آب واکنش داده و گاز قابل اشتعال هيدروژن را تشکيل ميدهد و سبب خطر آتش سوزي و انفجار ميشود.
کمکهاي اوليه: در صورت تنفس منيزيم، هواي محيط را بايد تغيير داده و امکان ورود هوا تازه را بايد فراهم کرد. در صورتي که منيزيم وارد چشم شود، چشمها را بايد با آب شستشو داده و سپس به پزشک مراجعه کرد. در صورتيکه پوست با منيزيم تماس پيدا کند محل برخورد با منيزيم را بايد با آب و صابون شستشو داد و ذرات منيزيم را از آن خارج کرد. در صورتي که مقدار قابل توجهي از منيزيم بلع شود، استفراغ نموده و سپس به پزشک مراجعه کنيد.
پزشکان بايد توجه کنند که براي منيزيم هيچگونه روش درماني يا پادزهري وجود ندارد. درمان بايد از روي علائمي که بيمار از خود نشان ميدهد، صورت گيرد.

اثرات منيزيم بر محيط زيست
از تاثير بخار اکسيد منيزيم بر محيط زيست اطلاعات اندکي در دست است. اگر ساير پستانداران بخار اکسيد منيزيم را تنفس کنند، علائم مشابه علائم انسان، از خود نشان ميدهند.
از لحاظ زيست محيطي، طيف بخار اکسيد منيزيم بين 0 تا 3 ميباشد اما مقدار پذيرفته شده آن 0.8 است. عدد 3 بيانگر خطرات بسيار بالا براي محيط زيست است و عدد 0 نماينده مقدار ناچيز منيزيم و پايين بودن ميزان خطر است. عواملي که براي اين تقسيم بندي در نظر گرفته شده است شامل سمي بودن ماده و يا نبود مسموميت، اندازه گيري توانايي ميزان فعاليت ماده در محيط زيست و تجمع منيزيم در ارگانيسمهاي موجود زنده است.
به نظر ميرسد که پودر منيزيم براي محيط زيست خطرناک نميباشد. مقدار منيزيمي که محيطهاي آبي ميتوانند تحمل کنند، 1000 ppm ميباشد.



خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر منیزیم :
عدد اتمی: 12
جرم اتمی: 24.3050
نقطه ذوب C°650
نقطه جوشC°1090
شعاع اتمیÅ 1.72
رنگ: سفید نقره ای
حالت استاندارد: جامد دیامغناطیس
نام گروه: 2-قلیایی خاکی
انرژی یونیزاسیون Kj/mol 737.7
شکل الکترونی: 11s2 2s2p6 3s2
شعاع یونیÅ: 0.72
الکترونگاتیوی:1.31
حالت اکسیداسیون:2
دانسیته:
گرمای فروپاشی Kj/mol 8.954
گرمای تبخیر Kj/mol:127.4 l
مقاومت الکتریکی Ohm m 4.48
گرمای ویژه: J/g Ko 1.02
دوره تناوبی: 3

شماره سطح انرژی : 3
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 2
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
  Mg-24 پایدار
  Mg-25 پایدار
  Mg-26 پایدار
  Mg-27 9.45 دقیقه
  Mg-28 21.0 ساعت

اشکال دیگر :
اکسید منیزیم MgO
هیدرید منیزیم  MgH2
کلرید منیزیم MgCl2 

منابع : آب دریا و کانی مگنزیت
کاربرد : در ساخت آلیاژهای مورد نیاز هواپیما ، موشک ، دوچرخه های مسابقه و لوازمی که نیاز به فلز سبک دارند به کار می رود همچنین در کوره های آجر پزی ، لامپ فلاش دوربین و فیلتر به کار می رود .

چگونگی ساخته شدن اولین جدول تناوبی

از چند قرن پیش که کم کم بشر عناصر را شناخت و تعداد عناصر شناسایی شده افزایش یافت نیاز به طبقه بندی آنها احساس گردید به طوری که در ابتدا عناصر را به دو دسته فلزات و نافلزات

تقسیم بندی نمودند و بعد بر اساس ترکیباتی که تشکیل می دادند آنها را تقسیم بندی کردند. دانشمندان زیادی در دو قرن اخیر جدول های طبقه بندب عنصرها را به شکل های مختلف ارائه

داده اند اما در بین آنها کار دانشمندی روسی به نام دیمتری مندلیف اعتبار و شهرت زیادی پیدا کرده طوری که هم اکنون نیز جدول تناوبی اصلاح شده ی مندلیف در کتب درسی مورد مطالعه

قرار می گیرد

مندلیف چگونه جدول تناوبی عنصرها را تنظیم کرد؟

در سال 1869 که دیمیتری مندلیف روی طبقه بندی بهتر عنصرها تحقیق می کرد فقط ۶۳عنصر شناخته شده بود او ۶۳ کارت تهیه

کرد و روی هر کارت علاوه بر نام عنصر برخی خواص شناخته شده ی آن عنصر را نوشت مثل دمای ذوب و جوش و جرم اتمی

و ... بعد این کارت ها را به ترتیب افزایش ویژگی های مختلف کنار هم قرار میداد مثلا یکبار به ترتیب افزایش دمای ذوب و بار

دیگر به تریب افزایش ویژگی دیگر . وقتی مندلیف عنصرها را به ترتیب افزایش جرم اتمی کنار هم به صورت یک ردیف ۶۳ تایی چید به نکته جالبی بر خورد او دید که ویژگی های نوشته شده روی کارت ها ۸ تا ۸ تا تکرار می شود یعنی ویژگی های روی کارت اول مشابه کارت نهم و هفدهم و ... و کارت دوم مشابه کارت دهم و هجدهم و ...

است. کار جالبی که مندلیف انجام داد این بود که ضمن رعایت افزایش تدریجی جرم اتمی عنصرها کارت هایی که ویژگی های مشابهب داشتند را زیر هم در یک ستون قرار داد تا چیزی شبیه یک جدول درست شود به نحوی که عنصرها به ترتیب افزایش جرم اتمی کنار هم قرار گرفته اند و عنصرهای یک ستون نیز خواص مشابهی دارند. این اساس کار مندلیف برای تنظیم جدول تناوبی بود. در جدول تناوبی مندلیف فقط ۶۳ عنصر قرار داشت بنابراین بدیهی است که انتظار داشته باشیم برخی از جاهای جدول او نسبت به جدول امروزی خالی باشد در واقع مندلیف برای نظم دادن به  جدول خود مجبور بود برخی از خانه های جدول را خالی نگه دارد تا عنصر هاي مشايه زير هم قرار گيرند او تصور مي كرد اين جاهاي خالي مربوط به عنصرهايي است كه هنوز كشف نشده اند و حتي توانست براي آنها برخي خواصشان را پيش بيني كند چون بايد خواصي بينابين عنصر بالاتر و پایین تر از خود در یک ستون داشته باشد.او همچنین از روی این جدول توانست وجود بعضی از عناصر را که تا آنروز کشف نشده بود حدس بزند و همين امر و پيش بيني هاي او كه درست از آب در مي آمد سبب شهرت زياد او نسبت به ساير دانشمندان هم دوره اش گرديد

واژه خاكي از نظر تاريخي براي بيان اين مطلب بوده است كه بسياري از تركيبهاي اين عنصرها در آب انحلال پذيرند.

چند مورد از كاربردهاي و ويژگي هاي منيزيم از اين قرار است:

منيزيم به طور گسترده به صورت كربنات و دولوميت و همچنين به صورت سيليكات در كانيهايي چون ازبست (يعني پنبه سوز) در آب دريا وجود دارد. منيزيم از آب دريا بدست ميايد. يون منيزيم به ميزان31/. درصد در آب دريا وجود دارد. اين يون را ابتدا توسط آب آهك بصورت منيزيم هيدروكسيد رسوب مي دهندوبعد آن را در هيدروكلريك اسيد حل مي كنند. از تغليظ محلول اخيرنمك منيزيم متبلور مي شود. از الكتروليز مذاب اين دولوميت كلسينه شده با آلياژ آهن -سيليسيم در دماي 1150 مي باشد. منيزيم با آب سرد واكنش نمي دهدولي بااب گرم واكنش مي دهد . آلياژچرخ هاي اتومبيل هاي مسابقات اتومبيل راني تركيبي است از آلياژفلزهاي منيزيم و آلومينيم و علت آن هم سبك بودن و محكم بودن و مقاوم بودن اين آلياژ است. اگر سطح فلز منيزيم درمجاورت هوا قرار گيرداين فلز با اكسيژن وارد واكنش شده و منيزيم اكسيدتشكيل مي شود . فلز منيزيم ازجمله فلز هاي سبك ومقاوم است و به اين دليل از آلياژهاي آن با آلومينيم در ساخت بدنه هواپيماها و موشك ها استفاده مي شود.منيزيم در مجاورت شعله با نور خيره كننده اي مي سوزد و به همين دليل در تهييه ي فشفشه ها و مواد آتش بازي كاربرد دارد و همچنين از گرد يا نوار آن در عكاسي به عنوان منبع نور شديداستفاده مي شود. امّا فلزّات قلیایی خاکی چه خصوصیاتی دارند؟ این گروه شامل: بریلیم(Be),منیزیم(Mg),کلسیم(Ca),استرانسیم(Sr),باریم(Ba),رادیم(Ra)می باشد.آرایش الکترونی تمام عناصر این گروه به nsختم میشود.در این گروه فلزّاتی قرار دارند که نسبت به گروه اوّل سخت تر وچگال تر و نقطه ذوب بالاتری دارند امّا واکنش پذیری کمتری دارند. حال می خواهم در موردخواص یکی از این عناصر به نام باریم به تفصیل توضیح دهم. باریم مشخصات فيزيکی و مکانيکی باريم اكسيد باريم، Baryta نام دارد و به صورت اوليه در كاني باريت BaSO4 يافت مي شود اما هرگز به شكل خالص ديده نمي شود، زيرا باريم در هوا بسيار واكنش پذير مي باشد. باريت (Barite & Baryte) يا سولفات باريم طبيعي BaSO4 از واژه يوناني) (Barus & Barys به معني سنگين يا چگال گرفته شده است(به اين کاني Heavy spar و گاهي Tiff نيز مي گويند). باريم چهاردهمين عنصر فراوان در پوسته زمين است که در حدود 050/0% پوسته زمين و 425 گرم در تن سنگ هاي رسوبي پوسته را مي سازد. باريم فلزي است قليايي(آلكالن)خاكي به رنگ سفيد- نقره اي با نماد Ba، عدد اتمي 56، وزن اتمي 327/137، وزن مخصوص 59/3 گرم بر سانتي متر مکعب، سختي 25/1 در مقياس موس، نرم، سنگين، نقطه جوش 1898 درجه سانتي گراد و نقطه ذوب بالا 729 درجه سانتي گراد. باريم در گروه 2(II) جدول تناوبي به عنوان فلز قليايي(آلكالن)خاكي Alkali Earth Metals بوده و در دوره 6 قرار دارد. باريت عموما"حاوي ناخالصيهايي است كه باعث كاهش وزن مخصوص آن مي گردد. علاوه برآن وجود ادخلها درباريت طبيعي نيز مي تواند وزن مخصوص آن را به نحو چشمگيري كاهش دهد. سختي باريت بين 3 تا 5/3 است. از لحاظ اقتصادي با توجه به ميزان سهولت در آسيب پذيري باريت، اصطلاحات " سخت " و " نرم " به آن نسبت داده مي شود. رنگ خاكه آن اكثرا"سفيد مي باشد و گاهي در اثر مالش يا خراشيده شدن، بودار مي شود كه برخي اين بو را مربوط به حضور مواد كربناته مي دانند. اگر باريت كاملا"خالص باشد به صورت بي رنگ و شفاف است، ولي باريت خالص بندرت يافت مي شود ودر اغلب موارد، وجود ادخل ها و ناخالصي ها در باريت باعث ايجاد رنگهاي متنوع درآن مي شود. به عنوان مثال در اثر وجود ادخلهاي گاز يا مايع به رنگ سفيد، حضور ادخلهاي آهن به رنگ قرمز و وجود ادخلها هيدروكسيد آهن باعث ايجاد رنگ زرد يا قهوه اي در اين كاني مي شود، علاوه برآن وجود مواد آلي ( مواد هيدروكربن يا بيتومينه ) آنرا به رنگ تيره يا سياه در مي آورد. در صورت وجود ادخال يا ناخالصي اين كاني در مقابل نور كدر بوده و درصورت داشتن رنگ سفيد با مرمر سفيد و خاكي شباهت پيدا مي كند. جلاي اين كاني شيشه اي تا چرب و گاهي مرواريدي است. اين كاني داراي سه سيستم رخ (كليواژ ) مي باشد كه كاملترين آنها به موازات {001} است. باريت در بيشتر موارد شكننده و داراي سطح شكست ناصاف است. اين كاني اغلب همراه با كانيهاي كالكوپيريت، كلسيت، پيريت، كوارتز، وانادينيت، سروسيت و فلوئورين يافت مي شود.

اسید ها

اسيدها: بيشتر اسيدها مزه ترشي دارند بعضي اسيدها سمي هستند بعضي باعث سوختگي هاي شديد مي شوند و تعدادي نيز كاملاً بي ضرر به شمار مي آيند بعضي اسيدها نيز خوراكي و بسيار مفيد هستند ما اسيد سيتريك را از پرتقال و ليموترش به دست مي آوريم بدنمان هم اسيدهايي را مي سازند كه به گوارش غذا كمك مي كنند .

اسيد سولفوريك يكي از قوي ترين و مهم ترين اسيدها است كه به مقدار فراوان در توليد انواع كود ، فرآورده هاي نفتي و آهن و فولاد بكار گرفته مي شوند آب باتري اتومبيل ها اسيد سولفوريك رقيق شده با آب خالص است ساير اسيدهاي قوي عبارتند از:  اسيد نيتريك و اسيد كلريد ريك .

بازها يا قلياها موادي هستند كه مخالف و ضد اسيدها به شمار مي آيند گرچه بعضي بازها از قبيل آهك (هيدروكسيد كلسيم) و سود سوز آور همانند اسيدها خيلي فعال و خورنده هستند از بازها در فرآيند هاي صنعتي استفاده مي شوند هيدروكسيد منيزيم (مايع يا پودر سفيدي كه براي برطرف كردن درد ناشي از حالت اسيدي معده مصرف مي كنيم) نمونه اي از يك باز ملايم است بازي كه در آن قابل حل مي باشد ، قليا ناميده مي شود وقتي يك اسيد و يك باز به نسبت مناسب با هم مخلوط مي شوند يكديكر را خنثي مي كنند براي مثال اگر اسيد كلريد ريك با سود سوز آور مخلوط شود حاصل واكنش آنها نمك معمولي و آب خواهد بود بعضي مواد وقتي با اسيد و بازها تماس پيدا مي كنند تغيير رنگ مي دهند اين مواد را معرف يا شناساگر مي نامند تعنسل در محلول اسيدي از آبي به قرمز تغيير رنگ مي دهند و در محلولهاي قليايي از قرمز به آبي مي گرايد .

اسيد سولفوريك : اسيد سولفوريك احتمالاً مهمترين تركيب شيميايي موجود است . و دهها مورد استفاده دارد كه از توليد كود و پارچه تا ساخت دارو و مواد منفجره را شامل مي شود اين اسيد در انباره كه نوعي باطري است معمولاً در موتور اتومبيل مورد استفاده قرار مي گيرد  نيز وجود دارد اسيد سولفوريك را به روش تماسي تقليد مي كنند كانه  هوايي كه محتوي سولفيد هاي فلزي يا گوگرد هستند در هوا سرخ يا برشته مي شوند تا دي اكسيد گوگرد به دست مي آيد سپس اين گاز را در مجاورت يك كاتاليزور (يكي از اسيد هاي فلز و و اناديم) حرارت مي دهند تا آن را به واكنش بيشتر با هوا وارد و تري اكسيد گوگرد حاصل شود درمرحله بعد تري اكسيد را در اسيد سولفوريك غليظ حل مي كنند تا اسيدي به نام اولنوم به دست آيد. كه سپس به دهقا با افزودن آب رقيق مي شود و مقدار زيادي اسيد سولفوريك برجاي مي ماند نمكهاي اسيد سولفوريك را سولفات مي نامند كه تركيبات بسيار مفيدي را شامل مي شوند و در صنايع مختلف از قبيل كود سازي داروسازي رنگ سازي مورد استفاده قرار مي گيرند اسيد سولفوريك ، بيش از هر نوع اسيد ديگري در جهان توليد مي شود و كاربرد دارد اسيد سولفوريك را با فرمول شيميايي HSO نشان مي دهند ميل شيميايي شديدي به آب (HO) دارد اين خاصيت باعث مي شود كه اسيد سولفوريك بتواند هيدروژن و اكسيژن را از بسياري از مواد از جمله پوست جذب كند به همين دليل كار كردن با آن خطرناك و نياز به مراقبت دارد اسيد كلريد مايع بي رنگ و بسيار خطرناك است كه در مجاورت هوا دود مي كند بوي تحريك كننده اي دارد بسيار خرنده است و باعث سوختگيهاي شديد مي شود اين اسيد را با حل كردن گاز كلريد هيدروژن در آب به دست مي آيد اسيد كلريدريك غليظ حاوي سه قسمت كلر،  يد ، هيدروژن و هفت قسمت آب است كلريد هيدروژن از تركيب گازهاي كلر و هيدروژن به دست مي آيد راه ديگر توليد اين گاز تركيب كلر يد سديم نمك معمولي با اسيد سولفوريك است اسيد كلريك يا بازها واكنش مي كند و نمكهايي به نام كلريد را به وجود مي آورد و در صنايع اين اسيد را براي توليد مواد شيميايي ديگر يا آماده سازي بعضي از غذاها به كار مي گيرند معده انسان نيز اسيد كلريد ريك ضعيف توليد مي كند يا طي عمل گوارش به شكسته شدن غذا ها كمك مي كند اسيد لاكتيك مايع بي رنك يا زرد رنگ است كه معمولاً در شير ترشيده و ساير محصولات لنبي ترش شده يا بريده شده ديده مي شود كه اسيد در سركه نيز وجود دارد و حاصل تخمينه قند است روش تجاري اسيد لاكتيك را از تخمينه به دست   مي آورند و در دباغي و پارچه بافي و همچنين براي طعام بعضي غذاهاي آماده مورد استفاده  قرار مي دهند .

اسيد لاكتيك معمولاً در خون انسان و ساير جانوران وجود دارد به طور معمول وقتي ماهيچه هاي ما به انرژي نياز دارند اين انرژي در اثر شكسته شدن كربو هيدرات به وسيله اكسيژن توليد مي شود اما وقتي به تمرين ها و ورزش هاي سخت مي پردازيم خون نمي تواند اكسيژن لازم را براي اين عمل به بافت هاي ماهيچه اي برساند و در نتيجه كربو هيدرات به شكل بي هوازي بدون اكسيژن شكسته مي شوند و اسيد لاكتيك به وجود مي آيد. اين اسيد مي تواند درد خاصي را در ماهيچه ايجاد كند كه درد ناگهاني ناميده مي شود .

هنگام ورزشهاي آرام ، كلوكز موجود در ماهيچه ها به مصرف مي رسد تا انرژي توليد شود اين فرآيند با توليد دي اكسيد كربن و آب همراه است در ورزشهاي سخت ممكن است اكسيژن لازم براي شكسته شدن كلوكز تأمين  نشود  در اين حالت كلوكز و اسيد لاكتيك تبديل مي شود وقتي ميزان اكسيژن  در خون بالا مي رود اسيد لاكتيك دوباره به گليكوژن به كلوگز تبديل مي شود اسيد نيتريك مايعي دود كننده بي رنگ و بسيار خورنده است مايع خورنده       مي تواند با مواد واكنش انجام دهد و باعث خوردگي آنها شود اسيد نيتريك از تركيب شدند هيدروژن ، نيتروژن و اكسيژن به وجود مي آيد و براي توليد كودها مواد منفجره (نظير نيتر و گليسيرين ) مورد استفاده قرار مي گيرد.

اسيد نيتريك از قرنها پيش شناسايي شده است . در آغاز قرن بيستم اين اسيد را از حرارت دادن اسيد سولفوريك و نيترات سديم به دست آوردند نيترات سيدم ماده اي طبيعي است كه در آمريكاي جنوبي يافت مي شود وقتي جنگ جهاني دوم آغاز شد مقدار زيادي اسيد نيتريك براي توليد مواد منفجره لازم بود با تمام شدن ذخاير نيترات سديم در آلمان يك شيميدان آلماني به نام (فريتزهابر) روشي براي توليد اسيد نيتريك با استفاده از آمونياك و هوا ابلاغ كرد در اين روش هيدروژن و نيتروژن آمونياك و اكسيژن هوا بادها تركيب مي شوند و اسيد نيتريك را به وجود مي آورند

شناساگر

براي شناسايي اسيد ها و باز ها روشهاي متفاوتي وجود دارد :

روش اول : برخي از بازها و اسيد هاي خوراكي را با توجه به مزه آنها مي توان از هم تشخيص داد.

روش دوم:استفاده از شناساگر ( معرف ) ها ، شناساگرها مواد طبيعي يا شيمايي هستند كه با تغيير رنگ خود در محيط اسيدي و در محيط بازي اين دو دسته از مواد را از يكديگر متمايز مي سازنند.

شناساگر هاي طبيعي : در گذشته از عصاره گل يا  ميوه گياهان براي شناسايي اسيد ها و بازها از يكديگر استفاده مي كردند.مثلا از عصاره كلم سرخ ، گلبرگ هاي گل بنفشه ، گلبرگ هاي گل سرخ  ، كه آنها را روي يك قطعه اي از يك كاغذ كشيده تا قرار گيرد  و با پاشيدن مقداري از اسيد يا باز تغيير رنگ ايجاد مي شد كه اين عامل شناسايي مواد از يكديگر بود.

                                                  

شناساگرهاي شيميايي: از شناساگرهاي شيمايي مي توان ليتموس (تورنسل) ، فنول فتالئين و متيل اورانژ(متيل نارنجي) را را نام برد.

روش سوم: استفاده از عامل PH ( پي اچ). PH مقياسي است كه در ماي اتاق گستره اي از صفر تا 14 را در بر مي گيرد با اين عامل هم اسيد ي يا بازي بودن محلول ها و هم ميزان اسيدي يا بازي بودن را مي توانيم مشخص كنيم.  PH در واقع منفي لگاريتم غلظت يون هيدرونيوم است كه توسط دانشمندي به نام سورن پيتر لاريتس سورن سن  زيست شيمي دان دانماركي نهاده شد .

PH = - Log[ H3O+]

آب خالص ومحلول ها خنثي مانند آب نمك ،آب قند داراي PH برابر 7 اند و محلول هاي اسيدي PH كمتر از 7 و محلول هاي بازي PH بيشتر از 7 را دارند. در اسيدها هرچه مقدار PH كمتر باشد قدرت اسيدي بيشتر و در بازها هر چه PH بيشتر باشد قدرت بازي بيشتر است.

                                

PH محلول ها را مي توان به كمك كاغذ هاي PH  سنج يا به كمك دستگاه PH سنج ديجيتالي سنجيد.

همانطور که لایه‌های ابر مانع نفوذ کامل نور خورشید به سطح زمین است، لایه‌های الکترونی نیز از نفوذ اثر جذب هسته بر هر یک از الکترونها می‌کاهند. اثر کاهش‌دهنده سایر الکترونهای اتم را بر بار هسته مؤثر بر یک الکترون، اثر پوششی یا اثر حایل و یا اثر S، می‌نامند. می‌توان بار مؤثر هسته Z* را که بر یک الکترون معین وارد می‌شود، از کم کردن اثر حایل برای سایر الکترونها از کل بار هسته (عدد اتمیZ ) بدست آورد. مقدار ‌Z* همیشه از ‌Z کمتر است.

 
مثال

 
محاسبه بار مؤثر هسته بر سطحی‌ترین الکترون در پتاسیم.
 

این مقادیر برای الکترون 4s در پتاسیم عبارت است از:

 

‌Z*=Z - S

 

Z=19        S=16.8

 

بنابراین بار مؤثر هسته (Z*) که روی الکترون 4s در پتاسیم اثر می‌گذارد برابر 19–16.8=2.2 است. به عبارت دیگر، الکترون 4s در پتاسیم وجود 2/2 پروتون و نه 19 پروتون را احساس می‌کند!

 
چون بار مؤثر هسته در بسیاری از بررسیهای کمی به ویژه، تعیین شعاع اتمی و یونی، انرژی الکترون، انرژی یونیزاسیون، الکترونگاتیوی عناصر، دخالت داشته و در روند تغییرات این خواص نقش اساسی دارد. با وجود این، برای محاسبه آن روش کاملاً دقیقی وجود ندارد. البته دو روش برای محاسبه آن ارائه شده است که نتایج حاصل از آنها کم یا بیش تقریبی است.

 
روش اسلیتر

 
این روش که توسط اسلیتر در سال 1930 ارائه شد، روشی قدیمی، تجربی و تقریبی است. نتایج حاصل از این روش، فقط در مورد اتم هلیم دقیق است و برای عناصر دوره دوم نسبتاً دقیق ولی برای عناصر دوره سوم به بعد تقریبی است. از این رو،‌ فقط در بررسیهای کیفی و مقایسه‌ای و توجیه روند تغییرات خواص عناصر، می‌توان از این روش استفاده کرد. در مورد تقریبی بودن نتایج این روش، می‌توان دو علت زیر را برشمرد:

 
1ـ اسلیتر، نقش الکترونهایی را که در تراز بالاتر از الکترون مورد نظر، قرار دارند، از نظر اثر پوششی نادیده گرفته بود.

 
2ـ وی فقط عدد کوآنتومی اصلی (n) به بیانی دیگر فقط ترازهای اصلی انرژی اتم را مورد توجه قرار داد. یعنی، بین الکترونهای ترازهای فرعی مربوط به یک تراز اصلی انرژی تفاوتی قایل نشد. مثلاً، برای تمام الکترونهای ترازهای فرعی 3s، 3p و 3d، ثابت پوششی برابری در نظر گرفته بود.

 
اسلیتر برای محاسبه بار مؤثر هسته، قواعدی به شرح زیر وضع کرده بود:
 

آرایش الکترونی را به ترتیب گروهبندی زیر می‌نویسیم:

 

(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(5s,5p)...

 

I: اگر الکترون مورد نظر در ترازهای s یا p قرار داشته باشد، برای هر الکترون پوشش دهنده که:

 
1ـ نسبت به الکترون مورد نظر، در تراز بالاتری قرار دارد، ثابت پوششی برابر صفر است.
 

2ـ در همان تراز اصلی الکترون مورد نظر قرار دارد، ثابت پوششی برابر 35/0 است (مگر در مورد تراز 1s که برابر 30/0 در نظر گرفته می‌شود)

 
3ـ در تراز اصلی ماقبل تراز اصلی الکترون مورد نظر قرار دارد، ثابت پوششی برابر 85/0 است.

 
4ـ در ترازهای اصلی پایین‌تر از تراز ماقبل تراز الکترون مورد نظر قرار داشته باشد، ثابت پوششی برابر واحد است.

 
II: اگر الکترون مورد نظر در ترازهای d و f قرار داشته باشد،‌

 
با رعایت قاعده 1 از بند I:
 

1ـ برای هر الکترون پوشش دهنده که در همان تراز فرعی d)یا f) قرار دارد، ثابت پوششی 35/0 در نظر گرفته می‌شود.

 
2ـ برای هر یک از الکترونهای باقیمانده دیگر،‌ مقدار ثابت پوششی برابر واحد منظور می‌شود.

خارج كردن يك الكترون از اتم و ايجاد يون.

انرژي يونش (IE):

 

انرژي لازم براي فرآيند يونش يك مول اتم گازي.

 

انرژي نخستين يونش (IE1):

 

انرژي لازم براي خارج كردن يك مول از سست ترين الكترون ها از يك مول اتم گازي و توليد يك مول يون يك بار مثبت گازي.

 

X(g) + IE1 → X+(g) + e-

 

انرژي دومين يونش (IE2):

 

انرژي لازم براي خارج كردن يك مول از سست ترين الكترون ها از يك مول يون يك بار مثبت گازي و توليد يك مول يون دو بار مثبت گازي.

 

X+(g) + IE2 → X2+(g) + e-

 

يكا:

 

كيلو ژول بر مول (kJ/mol).

 

نكته:

 

يك اتم به تعدادِ الكترون هاي خود، داراي انرژي هاي يونش متوالي مي باشد. مثلا اتم سديم كه 11 الكترون دارد، داراي 11 انرژي يونش متوالي مي باشد (IE1 ، IE2 ، IE3 تا … IE11 ).

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

IE123< …

 

علت: با جدا شدن هر الكترون، بر جاذبه ي مؤثر هسته (بر روي الكترون هاي باقي مانده) افزوده مي شود، لذا جدا كردن الكترون بعدي سخت تر مي گردد و نياز به وارد كردنِ انرژي بيشتري مي باشد.

 

مثال:

 

در مورد اتم سديم (Z = 11) داريم:

 

IE123< … 11

 

نكته:

 

همواره بيش ترين انرژي يونش در يك اتم، آخرين انرژي يونش (IEZ) در آن اتم مي باشد. مثلا بيش ترين انرژي يونش در اتم سديم، IE11 است.

 

جهش بزرگ:

 

اگر الكترون بعدي، از يك لايه ي نزديك تر به هسته جدا شود، انرژي يونش آن به شدت و به طور ناگهاني افزايش مي يابد و در اين حالت به اصطلاح گويند كه جهش بزرگ در انرژي يونش رخ داده است. (جهش بزرگ، شاهدي بر وجود لايه هاي الكتروني در اتم است.)

 

مثال:

 

در مورد اتم آلومينيم (Z = 13) داريم:

 

IE123<<IE4< … 11<<IE1213

 

يعني هنگامي كه سه الكترون از اتم آلومينيم جدا مي شود، با جدا كردن چهارمين الكترون، اولين جهش بزرگ در انرژي يونش رخ مي دهد. هم چنين هنگامي كه يازده الكترون از اتم آلومينيم جدا مي گردد، با جدا كردن دوازدهمين الكترون، دومين جهش بزرگ در انرژي يونش رخ مي دهد، و علت اين است كه هر بار يك لايه به هسته نزديك تر شده ايم.

 

نكته:

 

همواره در يك اتم، تعداد جهش هاي بزرگ در انرژي يونش، يكي كم تر از تعداد لايه هاي الكتروني آن اتم است:

1– n = تعداد جهش بزرگ

 

مثال:

 

در مورد اتم آلومينيم كه 3 لايه ي الكتروني دارد، 2 تا جهش بزرگ در انرژي يونش آن مشاهده مي گردد.

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

1 + تعداد جهش بزرگ = شماره ي دوره ي تناوب (n)

 

تعداد الكتروني كه بايد جدا كنيم تا به اولين جهش بزرگ برسيم = شماره ي گروه

 

مثال:

 

اتم X داراي 3 جهش بزرگ در انرژي هاي يونش خود مي باشد، چنانچه اولين جهش بزرگ در اين اتم، از IE2 به IE3 باشد، موقعيت اتم X در جدول تناوبي را تعيين كنيد.

 

پاسخ:

 

4 = 1 +  3 = شماره ي دوره ي تناوب (n)

 

IIA)) 2 = شماره ي گروه

 

يعني عنصر X در دوره ي چهارم و گروه دوم اصلي جاي دارد و با توجه به جدول تناوبي عنصر X همان كلسيم Ca با عدد اتمي 20 مي باشد.

 

تمرين:
 

در مورد عنصر شماره ي 53 جدول تناوبي:

 آ ) چند جهش بزرگ در انرژي هاي يونش آن وجود دارد؟

ب) اولين جهش بزرگ در اين عنصر، ميان كدام انرژي هاي يونش آن رخ مي دهد؟


تغييرات انرژي يونش در جدول تناوبي:

 

به طور كلي انرژي يونش (در يك دوره) از چپ به راست، تقريبا افزايش و (در يك گروه) از بالا به پايين، كاهش مي يابد.

 
انرژي يونش در عناصر واسطه

انرژي يونش عناصر واسطه در يك دوره به سرعت مشابه با عناصر نماينده افزايش پيدا نمي‌كند. انرژي يونش عناصر واسطه دروني، كم و بيش ثابت مي‌ماند. در اين دو دسته عناصر، الكترون متمايز كننده به پوسته‌هاي دروني اضافه مي‌شود. افزايش اثر پوششي حاصل، وضعيت انرژي يونش در عناصر واسطه و واسطه دروني را توجيه مي‌كند.
همچنين در مورد عناصر واسطه، روند تغييرات انرژي يونيزاسيون، از نظم كمتري برخوردار است. زيرا، اگرچه بار مؤثر هسته اتم آنها در طول هر دوره، به تدريج و به طور منظم افزايش مي‌يابد، ولي شعاع فلزي آنها، با نظم مشخصي افزايش يا كاهش نمي‌يابد، بلكه، مثلاً در مورد عناصر واسطه دوره چهارم (عناصر واسطه سري اول)، مطابق شكل زير شعاع فلزي ابتدا كاهش يافته، در عناصر مياني سري به كمترين مقدار خود مي‌رسد و سپس، در عناصر آخر سري، رو به افزايش مي‌گذارد.
همانطور كه نمودار شكل زير نشان مي‌دهد، انرژي يونيزاسيون اتم روي از يك طرف نسبت به اتم عناصر واسطه ديگر سري و از طرف ديگر، نسبت به اتم عنصر اصلي بعد از خود يعني گاليم، بطور غيرمنتظره‌اي بالا است.

به فلزها


خواص تناوبی عنصرها

مندلیف پس از سالها مطالعه متوجه شده که اگر عنصرها را بر حسب افزایش تدریجی جرم آنها در ردیفهای کنار یکدیگر بگذارد و آنهایی را که خواص فیزیکی و شیمیایی نسبتاً مشابه دارند در یک گروه زیر یکدیگر قرار دهد، عنصرها به ترتیبی سازماندهی می شوند که خواص آنها با نظم و ترتیب خاص تغییر می کند. اما در جدول مندلیف در چند مورد نیز بی نظمی هایی مشاهده می شد، زیرا او مجبور بود در مواردی در یک ستون قرار دادن عنصرهایی با خواص مشابه . ترتیب قرار گرفتن عنصرها بر اساس افزایش جرم نادیده بگیرد.



جدول تناوبی امروزی عنصرها

هنری موزلی عنصرها را براساس افزایش عدد اتمی مرتب کرد، به این جدول ، جدول تناوبی عنصرها می گویند. این جدول براساس قانون تناوبی عنصرها استوار است. بر طبق این قانون هر گاه عنصرها را بر حسب افزایش عدد اتمی در کنار یکدیگر قرار دهیم خواص شیمیایی و فیزیکی آنها بصورت تناوبی تکرار می شود. مهمترین نکته در جدول تناوبی تشابه آرایش الکترونی عنصرهای یک خانواده در بسیاری از گروههای این جدول است .

ویژگی های گروهی عنصرها

عنصرها به چهار دسته تقسیم می شوند.

فلزها: مانند عنصرهای قلیایی ، قلیایی خاکی ، واسطه و ... با خواص رسانایی برق و الکتریسته و چکش خواری و شکل پذیری و دارا بودن سطح براق

نافلزها :

بر خلاف فلزات رسانا نیستند و چکش خوار نیستند و شکننده اند مثل گوگرد.

برخی نافلزها مثل اکسیژن و نیتروژن در فشار atm ۱ و دمای اتاق به صورت گاز هستند.

شبه فلزها:

اگر یک عنصر را نتوان جزو فلزها یا نافلزها طبقه بندی کرد ، آن را جزو شبه فلزها قرار می دهیم مثل سیلیسیم.



گروهای عناصر

گروه اول – فلزهای قلیایی

این عنصرها همگی فلزهایی نرم و واکنش پذیر هستند. سطح آنها براق است و در مجاورت هوا به سرعت، با اکسیژن هوا ترکیب می شوند. این فلزها دارای خواص شیمیایی و فیزیکی مشابه هستند. آرایش الکترونی آنها، بعد از گاز نجیب ماقبلشان به صورت ۱ ns است و بشدت تمایل دارند که تنها الکترون لایه آخرشان را از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب ماقبلشان برسند



Li

Na

K

Rb

CS

Fr



گروه دوم – فلزهای قلیایی خاکی

این عنصرها نسبت به گروه فلزهای قلیایی سفت تر و چگالتر هستند و نقطه ذوب بالاتری دارند.

واکنش پذیری شیمیایی آنها نسبت به فلزهای قلیایی کمتر است. آرایش الکترونی آنها بعد از گاز نجیب ماقبلشان به صورت۲ ns است و تمایل دارند که دو الکترون لایه آخرشان را از دست بدهند تا به آرایش گاز نجیب ماقبلشان برسند.



Be

Ng

Ca

Sr

Ba

Ra



گروههای سوم تا دوازدهم – عنصرهای واسطه

این عنصرها همگی فلز هستند. بجز جیوه ، این فلزها از فلزهای قلیایی و قلیایی خاکی سخت تر ،چگال تر و دیر ذوب تر هستند. اوربیتالهای زیر لایه ی d آنها در حال پرشدن است.

دو دسته دیگر از عنصرها که عنصرهای واسطه داخلی نامیده می شوند لانتانیدها و آکتینیدها هستند.

لانتانیدها فلزهایی براق با واکنش پذیری بالا هستند. اکتینیدها هسته ی ناپایدار دارند و به این علت از جمله عنصرهای پرتوزا بشمار می روند. مشهورترین اکتنیدها اورانیم است.



گروههای سیزدهم تا هجدهم

این عنصرها برخی فلزها، نافلزها، شبه فلزها و گازهای نجیب را شامل می شود. اوربیتال P در حال پرشدن است. از میان آنها گروه هفدهم و هجدهم نامهای اختصاصی هالوژنها و گازهای نجیب را دارند.

هالوژن ها واکنش پذیرترین نافلزها هستند. آرایش الکترونی آنها به صورت ۵ np است و به شدت تمایل دارند که یک الکترون گرفته و به آرایش گاز نجیب بعد از خودشان برسند. هالوژن در زبان لاتین به معنای نمک ساز است.



F

Ci

Br

I

As



گازهای نجیب یا گازهای بی اثر معمولاً در واکنشهای شیمیایی شرکت نمی کنند. همه اوربیتالهای S و P آنها در لایه ظرفیت پرهستند.



He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn



به این ترتیب مشاهده می شود که در هر تناوب از چپ به راست خواص فلزی کاهش یافته و خواص نافلزی افزایش می یابد. در انتهای هر تناوب نیز یک گاز نجیب وجود دارد.

روند تغییر شعاع اتمی در جدول تناوبی عنصرها

با حرکت از بالا به پائین در یک گروه جدول به ازای هر تناوب یک لایه الکترونی جدید به تعداد لایه های الکترونی عنصرها افزوده می شود. بنابر این شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پائین افزایش می یابد.



در هر تناوب از چپ به راست شعاع اتمی کاهش پیدا می کند چون نیروی جاذبه ی هسته ( بار موثر هسته) بر الکترونهای لایه آخر افزایش می یابد. در حالیکه به دلیل ثابت بودن تعداد لایه های الکترونی اثر پوششی الکترون های درونی تقریباً ثابت است.



روند تناوبی تغییر انرژی یونش عنصرها

در یک گروه از بالا به پائین با افزایش اندازه اتم انرژی یونش کم می شود. در هر تناوب از چپ به راست انرژی یونش افزایش می یابد زیرا در این جهت بار موثر هسته رو به افزایش است.



روند تناوبی تغییر الکترو نگاتیوی عنصرها

الکترونگاتیوی یک اتم میزان تمایل نسبی آن اتم برای کشیدن الکترونهای یک پیوند کووالانسی به سمت هسته ی خود است. مقادیر الکترو نگاتیوی در یک گروه از بالا به پائین کاهش و در یک دوره از چپ به راست افزایش می یابد. بنابر این فلوئور بیشترین الکترونگاتیوی و سزیم کمترین الکترونگاتیوی را داراست. (در این بررسی گازهای نجیب را در نظر نمی گیریم زیرا این عنصرها به تعداد کافی ترکیبهای شیمیایی تشکیل نمی دهند)

فلز ها

 

معمولا نقطه ی ذوب و جوش بالایی دارند.

سطح براق و درخشانی دارند.

چکش خوارند و با خم کردن و کشیدن شکل می گیرند.

جریان برق و گرما را به خوبی از خود عبور می دهند.

 


نافلز ها

بیش تر آن ها نقطه ی ذوب و جوش پایینی دارند.

سطح کدر و گرفته ای دارند.

در حالت جامد شکننده اند.

عایق جریان برق و گرما هستند.
+ نوشته شده در  یکشنبه هشتم فروردین 1389ساعت 23:58  توسط نگین نظری  |  7 نظر
نکاتی درباره ی جدول تناوبی

۱ـ اولین بار دانشمندی به نام مندلیف این جدول را پیشنهاد کرد.


۲ـ عناصر این جدول بر حسب افزایش جرم اتمی کنار هم چیده شده اند.

۳ـ بیش از ۸۰٪ عناصر جدول را فلزات تشکیل می دهند.

۴ـ نا فلزات جدول ۱۸ تا هستند که همگی یا گازند یا جامد تنها نافلز مایع برم

Br می باشد.

۵ـ فلزات جدول همگی جامدند جز جیوه

Hg که مایع است.

به ردیف ها ی افقی جدول دوره ی تناوب گفته میشود.

۶ـ جدول ۷ دوره دارد.

۷ـ به ستون های عمودی جدول گروه یا خانواده می گویند.

۸ـجدول ۱۸ گروه دارد.

۹ـ به عناصر گروه اول فلزات قلیایی گفته می شوند مانند K

. این عناصر بسیار واکنش پذیرندو باید آنها را زیر نفت نگهداری کرد.

۱۰ـبه عناصر گروه دوم فلزات قلیایی خاکی گفته می شود که آن ها نیز واکنش پذیرند و به غیر از

Be وMg بقیه ی آنها را زیر نفت نگه می دارند.

۱۱ـ به عناصر گروه ۱۷ که همگی نافلز هستند هالوژن گفته می شود.

۱۲ـ به عناصر گروه ۱۸ گازهای نجیب یا نادر گفته می شود که همیشه تک اتمی هستند.

۱۳ـ چگالی فلزات بیش از نافلزات است.

جدول تناوبی مندلیف

چند میلیارد سال پیش با انفجار بزرگ (BIG BANG) جهان بوجود آمد. جهانی که در ابتدا بسیار داغ بود (107K) اجازه به هم پیوستن ذرات اتم و ایجاد اتمها را نمی داد اما کم کم اتمهای اولیه که بیشتر شامل هیدروژن (89%) و هلیم (11%) بودند تشکیل شدند که با سرد شدن تدریجی دمای جهان و به هم پیوستن این اتمها به هم و ایجاد سحابی ها و ستاره ها این اتمها در واکنشهای هم جوشی با آزاد کردن مقادیر بسیار زیادی انرژی به عناصر سنگین تر تبدیل شدند.
از چند قرن پیش که کم کم بشر عناصر را شناخت و تعداد عناصر شناسایی شده افزایش یافت نیاز به طبقه بندی آنها احساس گردید به طوری که در ابتدا عناصر را به دو دسته فلزات و نافلزات تقسیم بندی نمودند و بعد بر اساس ترکیباتی که تشکیل می دادند آنها را تقسیم بندی کردند.
دانشمندان زیادی در دو قرن اخیر جدول های طبقه بندب عنصرها را به شکل های مختلف ارائه داده اند اما در بین آنها کار دانشمندی روسی به نام دیمتری مندلیف اعتبار و شهرت زیادی پیدا کرده طوری که هم اکنون نیز جدول تناوبی اصلاح شده ی مندلیف در کتب درسی مورد مطالعه قرار می گیرد.

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 JohannWolfgang D?einer بود. او متوجه تعدادی تثلیث از عناصر مشابه شد:

نمونه تثبیت ها

و به دنبال او، شیمیدان انگلیسی جان الکساندر رینا نیولندز (John Alexander ReinaNewlands) 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 لوتار میر (Lothar Meyer) و شیمیدان روسی دیمتری ایوانوویج مندلیف (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.


تعداد لایه الکترون در یک اتم تعیین کننده ردیفی است که در آن قرار می گیرد. هر لایه به زیرلایه های متفاوتی تقسیم می شود، 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 می شوند. از آنجائیکه الکترونهای خارجی ترین لایه، خواص شیمیایی را تعیین می نمایند، 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 می باشند. عناصر همجوار با یکدیگر در یک ردیف دارای جرم های مشابه ولی خواص متفاوت می باشند.
برای مثال، عناصر بسیار نزدیک به نیتروژن (N) در ردیف دوم کربن (C) و اکسیژن (O) می باشند. 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 می توان 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 می تواند 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 می باشند: 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.
مندلیف و لوتار میر در مورد خواص عنصرها و ارتباط آنها بررسی های دقیق تری انجام دادند و در سال ۱۸۶۹م به این نتیجه رسیدند که خواص عنصرها تابعی تناوبی از جرم آنهاست.
به این معنا که اگر عنصرها را به ترتیب افزایش جرم اتمی مرتب شوند نوعی تناوب در آنها اشکار میگرددوپس ازتعداد معینی از عنصرها عنصرهایی با خواص مشابه خواص پیشین تکرار می شوند .
مندلیف در سال ۱۸۶۹ بر پایه ی قانون تناوب جدولی از ۶۳عنصر شناخته شده ی زمان خود منتشر کرد .در فاصله ی بین سالهای ۱۸۶۹ تا ۱۸۷۱م مندلیف هم مانند لوتار میر با بررسی خواص عنصرها و ترکیب های آنها متوجه شد که تغییرهای خواص شیمیا یی عنصرها مانند خواص فیزیکی آنها نسبت به جرم اتمی روند تناوبی دارد.از این رو جدول جدیدی در ۸ ستون و۱۲سطر تنظیم کرد.او با توجه به نارسایی های جدول نیو لندز و لوتار 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 دوبرایزتوانست خواص آنها را پیش بینی کند.برای نمونه مندلیف در جدولی که در سال ۱۸۶۹ 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 آن 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 آن 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 ۱۸۹۴ گاز ارگون را کشف کردند و تا سا ل ۱۹۰۸ م گازهای نجیب دیگرکشف شد و ظرفیت شیمیایی آنها ۰ در نظر گرفته شدو به گازهای بی اثر شهرت یافتند.

آسانسورمندلیف به سوی آسمان شیمی
جدول مندلیف در تنظیم و پایدار کردن جرم اتمی بسیاری از موارد مندلیف نادرست 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 آنها شد.

مجتمع نیمه تمام
جدول تناوبی با نارسایی هایی همراه بود که عبارتند از :
4- 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 پا
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 آنها 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 آنها .
4- سال پس از نشر جدول مندلیف بوابو در ات به روش طیف نگاری اکا الومینیوم را کشف کرد و گالیم نامید و ۴ 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
۱- 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.
۲- 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.
۳- 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.
۴- 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 .
۵- 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 .
۶- تغییرتعداد الکترونهای لایه ظرفیت و عدد 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.
۷- تغییرات پتانسیل الکترودی : در ازای هردوره با افزایش عدد اتمی توانایی کاهندگی عنصرها کاهش می یابد و توانایی اکسیدکنندگی آنها 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.
۸- 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.
۹-تغییرات دما و ذوب یا جوش : 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.

(داخل پرانتز)
مندلیف چگونه جدول تناوبی عنصرها را تنظیم کرد؟
(در سال 1869 که دیمتری مندلیف روی طبقه بندی بهتر عنصرها تحقیق می کرد فقط ۶۳ عنصر شناخته شده بود او ۶۳ کارت تهیه کرد و روی هر کارت علاوه بر نام عنصر برخی خواص شناخته شده ی آن عنصر را نوشت مثل دمای ذوب و جوش و جرم اتمی و ... بعد این کارت ها را به ترتیب افزایش ویژگی های مختلف کنار هم قرار میداد مثلا یکبار به ترتیب افزایش دمای ذوب و بار دیگر به تریب افزایش ویژگی دیگر . وقتی مندلیف عنصرها را به ترتیب افزایش جرم اتمی کنار هم به صورت یک ردیف ۶۳ تایی چید به نکته جالبی بر خورد او دید که ویژگی های نوشته شده روی کارت ها ۸ تا ۸ تا تکرار می شود یعنی ویژگی های روی کارت اول مشابه کارت نهم و هفدهم و ... و کارت دوم مشابه کارت دهم و هجدهم و ... است. کار جالبی که مندلیف انجام داد این بود که ضمن رعایت افزایش تدریجی جرم اتمی عنصرها کارت هایی که ویژگی های مشابهب داشتند را زیر هم در یک ستون قرار داد تا چیزی شبیه یک جدول درست شود به نحوی که عنصرها به ترتیب افزایش جرم اتمی کنار هم قرار گرفته اند و عنصرهای یک ستون نیز خواص مشابهی دارند. این اساس کار مندلیف برای تنظیم جدول تناوبی بود.
در جدول تناوبی مندلیف فقط ۶۳ عنصر قرار داشت بنابراین بدیهی است که انتظار داشته باشیم برخی از جاهای جدول او نسبت به جدول امروزی خالی باشد در واقع مندلیف برای نظم دادن به جدول خود مجبور بود برخی از خانه های جدول را خالی نگه دارد تا عنصر های مشایه زیر هم قرار گیرند او تصور می کرد این جاهای خالی مربوط به عنصرهایی است که هنوز کشف نشده اند و حتی توانست برای آنها برخی خواصشان را پیش بینی کند چون باید خواصی بینابین عنصر بالاتر و پایین تر از خود در یک ستون داشته باشد.  او همچنین از روی این جدول توانست وجود بعضی از عناصر را که تا آنروز کشف نشده بود حدس بزند و همین امر و پیش بینی های او که درست از آب در می آمد سبب شهرت زیاد او نسبت به سایر دانشمندان هم دوره اش گردید.)

جدول تناوبی امروزی
در جدول تناوبی که امروزه ما می بینیم ساختار کلی همان است که در جدول مندلف وجود داشت اما عناصر بجای جرم اتمی بر اساس عدد اتمی در جدول قرار می گیرند. البته با این تصحیح جای عنصرها عوض نمی شود
ردیفهای افقی جدول را تناوب، و ردیفهای عمودی آن را گروه می نامند و عناصر بر اساس اربیتالی از آنها که آخرین الکترون اتم در آن جا گرفته است به چهار بلوک s,p,d و f طبقه بندی می شوند. عناصر دو بلوک s و p عناصر اصلی، عناصر بلوک d عناصر واسطه و عناصر بلوک f لانتانیدها و اکتینیدها می باشند. شماره گذاری گروهها از یک تا 18 و شماره گذاری تناوب ها از یک تا 7 می باشد.


چگونه از جدول تناوبی استفاده نمائیم؟
یک جدول تناوبی می تواند شامل اطلاعات متفاوت و متنوعی باشد که بسته به نوع کاربردی که از آن متصور است طراحی می شود، در یک جدول معمولی می توان علامت اختصاری عناصر، عدد اتمی و جرم اتمی آنها را یافت. همچنین از روی گروهی که آن عنصر به آن وابسته است خصوصیات شیمیایی آنرا حدس زد.
مثلا در گروه 1 که فلزات قلیایی جای دارند عناصر وابسته به آن فلزاتی هستند به شدت واکنش پذیر که در طبیعت بطور خالص یافت نمی شوند و برای تهیه آنه معمولا از روشهای مشکل الکترولیز استفاده میشود که در این روشها ممکن است از نمک هالوژن مذاب آنها استفاده کنند. این فلزات با آب به شدت واکنش پذیرند و تعدادی از آنها در واکنش با آب تولید مقادیر زیادی حرارت و گاز هیدروژن میکنند که گاز تولید شده در اثر حرارت آتش میگیرد و واکنش با شعله همراه خواهد بود.
همانطور که می بینید یک گروهبندی ساده خواص بسیار زیادی از مواد را در اختیار ما قرار داد.
در بعضی جدولهای تناوبی نام انگلیسی عنصر مورد نظر و (یا) آرایش الکترونی عنصر آن نیز نمایش داده شده است. بعضی از آنها شامل نیمه عمر عناصر رادیو اکتیو هستند، بعضی ممکن است شکل بلوری نقطه ذوب و جوش و خواص دیگر فیزیکی عنصر را به همراه داشته باشند.

اورانیم یا یورانیم[۳] یکی از عنصرهایشیمیایی است که عدد اتمی آن ۹۲ و نشانه آن U است و در جدول تناوبی جزو آکتنیدها قرار می‌گیرد. ایزوتوپ ‎۲۳۵U اورانیم در نیروگاه‌های انرژی هسته‌ای به عنوان سوخت و در سلاح‌های‌اتمی به عنوان ماده منفجره استفاده می‌شود.

اورانیم به طور طبیعی فلزی است سخت، سنگین، نقره‌ای رنگ و پرتوزا. این فلز کمی نرم تر از فولاد بوده و تقریبآ قابل انعطاف است. اورانیم یکی از چگالترین فلزات پرتوزا است که در طبیعت یافت می‌شود. چگالی آن ۶۵٪ بیشتر از سرب و کمی کمتر از طلا است.

سال‌ها از اورانیم به عنوان رنگ دهنده لعاب سفال یا برای تهیه رنگ‌های اولیه در عکاسی استفاده می‌شد و خاصیت پرتوزایی (رادیواکتیو) آن تا سال ۱۸۶۶ میلادی ناشناخته ماند و قابلیت آن برای استفاده به عنوان منبع انرژی تا اواسط قرن بیستم میلادی مخفی بود.

اورانیم یکی از سنگین‌ترین و چگالترین 18,97 g/cm³عنصری است که در طبیعت یافت می‌شود (هیدروژن سبکترین عنصر طبیعت است Platin 21,45 g/cm³ .)

اورانیم خالص حدود ‎۱۸/۷ بار از آب چگالتر است و همانند بسیاری از دیگر مواد پرتوزا در طبیعت بصورت ایزوتوپ یافت می‌شود.

اورانیم شانزده ایزوتوپ دارد. حدود ‎۹۹/۳ درصد از اورانیمی که در طبیعت یافت می‌شود ایزوتوپ ۲۳۸ (U-۲۳۸) است و حدود ‎۰/۷ درصد ایزوتوپ ۲۳۵ (U-۲۳۵). دیگر ایزوتوپ‌های اورانیم بسیار نادر هستند.

در این میان ایزوتوپ ۲۳۵ برای بدست آوردن انرژی از نوع ۲۳۸ آن بسیار مهم‌تر است چرا که U-۲۳۵ (با فراوانی تنها ‎۰/۷ درصد) آمادگی آن را دارد که در شرایط خاص شکافته شود و مقادیر زیادی انرژی آزاد کند. به این ایزوتوپ «اورانیم شکافتنی» (Fissil Uranium) هم گفته می‌شود و برای شکافت هسته‌ای استفاده می‌شود.

گاز نجیب
 
گازهای نجیب[۱] (یا گازهای کمیاب یا گازهای بی‌اثر) که بی بو، و بی رنگ هستند، به عنصرهای هلیوم، نئون، آرگون، کریپتون، گزنون، رادون و آن‌ان‌اکتیوم گفته می‌شود که همه در دمای اتاق گازی هستند.


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.

 

تمامی این گازها تک اتمی بوده و به مقادیر کم در اتمسفر یافت می شود (تنها حدود یک درصد حجم هوا را تشکیل می دهند). در بین گازهای بی اثر، رادون رادیواکتیو خطرناک می باشد. گازهای بی اثر بیشترین انرژی یونیزاسیون را داشته و الکترونگاتیویته آنها بسیار کم و ناچیز می باشد. این گازها نقطه ذوب پایینی داشته (هلیم کمترین مقدار نقطه ذوب را دارد) و همگی در هوای اتاق به شکل گاز می باشند.

گازهای نجیب در حال تابش

 
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 ﻭ ...

 انرژی لازم برای جداکردن الکترون از یک ذره گازی شکل است .

اما انرژی n امین یونش ، انرژی لازم برای جداکردن یک مول الکترون از ذره گازی گازی شکل و تشکیل یون است . در یک شکل ساده می توان انرژی نخستین یونش را تعریف می کنیم : انرژی لازم برای جدا کردن یک مول الکترون از یک مول اتم گازی شکل و تشکیل یک مول یون یک با ر مثبت گازی شکل 

اگر بخواهیم روند تغییرات انرژی نخستین یونش را در هر تناوب از جدول بررسی کنیم ، در هرتناوب در حالی که لایه انرژی برای عناصر جدول تناوبی واقع در یک تناوب ثابت است با افزایش پروتون های هسته ، جاذبه هسته بر الکترون لایه ظرفیت بیشتر شده و در نتیجه شعاع اتمی کاهش می یابد در نتیجه انرژی لازم برای جدا کردن الکترون بیشتر خواهد بود . اما در بررسی این روند در دو مورد به بی نظمی یا استثنا برخورد می کنیم .

1 – انرژی نخستین یونش در بریلیم  بیشتر از بور می باشد . در بریلیم ، الکترون از یک زیر لایه پایدارتر و آرایش الکترونی متقارن تر باید جدا شود و این باعث می شود که برای جدا کردن الکترون از اتم بریلیم انرژی بیشتری

باید صرف شود .    ولی در آرایش الکترونی بور:  می بینیم که الکترون از زیر لایه پر انرژی و ناپایدار 2P باید جدا شود .

2 – انرژی نخستین یونش در نیتروژن بیشتر از اکسیژن می باشد .بررسی آرایش الکترونی اتم های نیتروژن و اکسیژن نشان می دهد که در نیتروژن ، الکترون باید از یک آرایش الکترونی پایدارتر و متقارن تر باید جدا شود و این با صرف انرژی بیشتری همراه است .        ولی آرایش الکترونی اکسیژن :   در رسم نموداری آرایش الکترونی آن می بینیم که در بین دو الکترون با دافعه وجود داشته و در نتیجه جداکردن الکترون با راحت تر خواهد بود . اما در نیتروژن ،پایداری الکترون با بیشتر می باشد .

در تناوب سوم نیز دقیقا به همین دلیل  ، این به هم ریختگی درروند انرژی نخستین یونش وجود دارد به طور که انرژی نخستین یونش : و خواهد بود .

اما در تناوب چهارم  به دلیل این که عناصر 21 تا 30 ( اولین سری واسطه های خارجی ) در زیر لایه d الکترون گیری کرده و درون سازی می کنند ، مشاهده می کنیم که این بی نظمی در بین کلسیم و گالیم وجود دارد .اما در بین سلنیم و آرسنیک به چشم نمی خورد . ( انرژی نخستین یونش :       ،   )

در بین انرژی های یونش یک اتم ، دچار تفاوت عمده و کوچکی می شویم که از تفاوت عمده ، تحت نام « جهش بزرگ » و از تفاوت کوچک با نام « جهش کوچک » انرژی یونش یاد می کنیم

جهش بزرگ انرژی یونش زمانی رخ می دهد که لایه انرژی عوض شده و بخواهیم از لایه ای نزدیک تر به هسته e جداکنیم که در این حالت مجبوریم با صرف انرژی بیشتری عمل یونش الکترون را انجام دهیم . با یک قاعده سر انگشتی می توان گفت که اگر انرژی یونش الکترونی حداقل 2/5 الی 3 برابر انرژی یونش قبلی شود گوییم که دچار جهش بزرگ انرژی یونش شده است .( بیان این که تعداد ارقام انرژی یونش تغییر کند ، چیز جالبی نیست و به بن بست می خورد . ) اما در خصوص جهش کوچک ، می توان دو حالت را در نظر گرفت : آ ) تغییر زیر لایه باعث ایجاد جهش کوچک انرژی می شود . یعنی الکترون را از 3P کندیم و بخواهیم الکترون بعدی را از 3S جداکنیم . از آن جایی که می دانیم پایداری 3S از 3P بیشتر است ، این اختلاف پایداری باعث تفاوت در یونش الکترون واقع در آن می شود .

ب ) اگر بخواهیم الکترون را از یک آرایش الکترونی پایدارتر جداکنیم ، این می تواند باعث بروز جهش کوچک در انرژی یونش شود ( مثال در اتم اکسیژن که بین  و  جهش کوچک انرژی دارد )

روند تغییرات انرژی یونش در یک گروه از جدول تناوبی : در هرگروه از جدول ، با زیاد شدن لایه های الکترونی و زیاد شدن اثر پوششی الکترون های درونی ، جاذبه هسته بر الکترون ها کمتر می شود و از طرفی دافعه الکتروستاتیک الکترون ها بر یکدیگر باعث می شود که الکترون لایه ظرفیت به راحتی یونش یابد . پس انرژی نخستین یونش در هرگروه از بالا به پایین کاهش می یابد .

در هر گروه و حتی در هر تناوب بزرگترین انرژی یونش مربوط به آخرین عنصر خواهد بود چون که تعداد پروتون های بیشتری دارد و جاذبه هسته روی تک الکترون باقی مانده بیشتر خواهد بود . در کل در مقایسه انرژی نخستین یونش ، سعی کنید که با مقایسه شعاع اتمی انرژی های یونش را مقایسه کنید به طوری که هر چه شعاع کمتر ، انرژی نخستین یونش بیشتر خواهد بود تا جایی که می توان گفت انرژی نخستین یونش لیتیم بر خلاف تصور ظاهری ، کمتر از انرژی نخستین یونش آلومینیم خواهد بود . در صفحه 21 کتاب درسی چاپ 91 ، نمودار انرژی های یونش اتم منیزیم ارائه شده است . وحود دو جهش بزرگ A و C بیانگر تغییر لایه انرژی است که باعث ایجاد تفاوت بزرگ بین دو انرژی یونش متوالی می شود . البته نا گفته نماند که جهش در نقطه A باید بزرگ تر از نقطه B باشد چون که هرچه به هسته نزدیک تر می شویم جداکردن الکترون سخت تر خواهد شد . ذکر یک نکته دیگر ضروری است که در نقطه B جهش کوچک انرژی رخ خواهد داد که در نمودار مشخص نشده است ، هر چند کم ولی شیب نمودار در نقطه B باید از شیب دو نقطه یا الکترون قبل از خود بیشتر باشد . حالا شاید در چاپ های بعدی این کتاب اصلاح شود !!!

چند استثنا در الگوی کلی انرژی اولین یونش

شکل 1 انرژی اولین یونش عناصر در ردیف دوم جدول تناوبی را نشان می دهد. اگرچه انرژی اولین یونش در حالت کلی با حرکت از چپ به راست جدول تناوبی افزایش دارد، اما در این الگو دو تناقض مشاهده می شود:

انرژی اولین یونش بور از بریلیوم کوچک تر است و اکسیژن نیز اولین انرژی یونش کم تر از نیتروژن دارد.

شکل 1: مقادیر انرژی یونش بر حسب تغییرات عدد اتمی

این اثر می تواند با آرایش الکترون در این عناصر توضیح داده شود. زمانی که یک اتم بریلیوم یونیزه می شود، الکترون از اوربیتال 2s بیرون کشیده می شود، اما زمانی که اتم بور یونیزه می شود، الکترون اوربیتال 2p بیرون می آید:

Be: [He] 2s²

B: [He] 2s² 2p¹

زمانی که نیتروژن و اکسیژن یونیزه می شوند، الکترون ها باز هم از اوربیتال 2p بیرون کشیده می شوند:

N: [He] 2s² 2p³

O: [He] 2s² 2p⁴

اما تفاوت مهمی در نحوه ی توزیع الکترون ها در این اتم ها وجود دارد. قاعده ی هوند پیش بینی می کند که هر 3 الکترون در اوربیتال 2p اتم نیتروژن، باید اسپین یکسانی داشته باشند اما در یک اتم اکسیژن، الکترون اضافی در یکی از اوربیتال های 2p جفت می شوند:

قاعده ی هوند می تواند از این فرض که الکترون ها سعی دارند تا حد ممکن از هم دور باشند تا نیروی دافعه ی بین این دو ذره، کم ترین مقدار را داشته باشد، بهتر درک شود. بنابراین، 3 الکترون در اوربیتال های 2p نیتروژن، وارد اوربیتال های متفاوتی می شوند و اسپین آن ها در جهت یکسانی قرار می گیرد. در اکسیژن، ابتدا 3 الکترون مانند حالت نیتروژن در اوربیتال های متفاوت قرار می گیرند ولی الکترون چهارم باید یکی از اوربیتال های 2p اشغال شده را انتخاب کند.

نیروی دافعه بین این دو الکترون، زمانی کم ترین مقدار را خواهد داشت که این دو الکترون در یکی از اوربیتال ها با هم جفت شوند. با این وجود، هنوز هم مقداری دافعه ی اضافی بین این دو الکترون وجود دارد که این عامل باعث می شود برداشتن یک الکترون از یک اتم خنثای اکسیژن، اندکی راحت تر باشد و این نتیجه با انتظار ما از مؤثر بودن تعداد پروتون های هسته ی اتم مطابقت ندارد.

تاریخچه

 

به سال ۱۸۲۶ بالار کشف جدید ی را اعلام کرد، مایعی بود به رنگ سرخ تیره، با بویی بسیار زننده که از تأثیر کلر بر آبهای شور مونت پلیه به دست می‌آمد. در این ناحیه قبلاً نمک را نخستین بار استخراج کرده بودند

ریشه نام

بالار آن را Muride نامید و علت آن وجود این عنصر در آب شور بود به هر حال، این نام را شیمی دانان نپیرفتند.زیرا نامش با اسید موریاتیک و کلرید‌ها اشتباه می‌شد این نام را به Brome (که واژه‌ای فرانسوی است) که از واژه یونانی bromos به معنی بوی زننده گرفته شده‌است تغییر دادند پسوند ine که در واژه انگلیسی قابل ملاحظه‌است در هالوژن‌ها به کار می‌رود

مشخصات

برم عنصر غیر فلز هالوژن با عدد اتمی ۳۵ است که در گروه VIIA و دردوره چهارم جدول تناوبی قرار دارد.جرم اتمی آن ۷۹٫۹۰۷ است. دارای ظرفیت‌های ۱، ۳، ۵و۷ می‌باشد دارای دو ایزتوپ پایدار است.

خواص

مایع قهوه‌ای متمایل به سرخ و تیره رنگ است. دود کننه با بوی زننده و خفقان آور است. دود آن محرک و سوزش آور است.در حلالهای آلی معمولی حل می‌شود ؛بسیار جزئی در آب حل می‌شود. از هالوژنهاست و بر بیشتر فلز‌ها مانند پلاتین و پالادیم اثر می‌گذارد ؛ با آلومینیوم به شدت واکنش می‌دهد و با پتاسیم واکنش انفجاری است. برم خشک بر سرب، نیکل، منیزیوم، تانتالیم، آهن، روی و سدیم در زیر ۳۰۰ درجه سانتی گراد اثر نمی‌کند. نقطه جوش آن ۵۸٫۸ درجه ؛ نقطه انجماد آن -۷٫۳ است جرم حجمی ۳٫۱۱ است ؛گرمای ویژه آن ۰٫۱۰۷ کالری بر گرم است ؛ضریب شکست آن ۱٫۶۴۷ و ثابت دی الکتریک آن ۳٫۲ است.

طرز تهیه

از آب دریا و آب نمک طبیعی به کمک اکسایش نمکهای برم با کلر ؛تبخیر خورشیدی؛از بسترهای خشک شده رودخانه‌های نمک و دریاهای خشک شده به دست می‌آید

 

احتیاط

بلع و تنفس آن به شدت سمی است؛سوزش بسیار شدید پوستی ایجاد می‌کند؛و مجاورت آن با پوست سبب تاولهای شدیدی می‌شود. خورنده آن ۰٫۱ ppm در هوا

کاربرد

در ساختن و تهیه در برومید اتیلن سنتز مواد آلی ؛رنگ بری؛خالص سازی آب؛ حلال؛مایع آتش خاموش کن؛کند کننده آتش برای پلاستیکها؛رنگها؛مواد دارویی؛گندزدایی؛صنایع فیلم و عکاسی

معنی دیگر در زبان پارسی

بَرم (BARM) به معنی بستن آب و جلوگیری از حرکت آب در مسیر و هدایت آن در مسیر دلخواه است. این واژه هنوز در زبان سیوندی (بازمانده از هزاران سال پیش) کاربرد دارد.

برم به زبانی دیگر

برم

این عنصر که از بسیاری از جنبه ها غیرعادی بود،اخرین هالوژن طبیعی بود که کشف شد (البته اگر که بپذیریم که فلوئور در 1771 توسط شل کشف شد).

در یک روز پییزی در 1852،رویداد زیر در ازمایشگاه ال.گملین(L.Gemlin) یک استاد پزشکی و شیمی در دانشگاه هایدلبرگ (Heidelberg)پیش امد.دانشجویی به نام سی.لوویک یک بالن با دیواره ی ضخیم دارای مایع قرمز با بوی بد را برای معلمش اورد.لوویک به گملین گفت که در شهر محل تولدش (کرایزناخ)(kreiznach) وی روی ترکیب اب یک چشمه ی معدنی بررسیهایی انجام داد و دریافت که کلر گازی، اب ان چشمه را به رنگ قرمز درمی اورد.وی به وسیله ی اتر، ماده ای را که موجب ایجاد رنگ محلول میشد، خارج کرد.این ماده ی خارج شده یک مایع قهوه ای قرمز بود که بعدها به برم معرفی شد.

گملین به کارهای شاگردش علاقه ی زیادی نشان داد و وی را تشویق کرد تا مقدارهای بیشتری از ماده تهیه کند و خواص ان را به تفصیل مورد بررسی قرار دهد.این یک تشویق معقول بود.زیرا لوویک به عنوان یک ازماشگر،تجربه ی اندکی داشت،اما این گاز به زمان نیاز داشت و عامل زمان بر علیه این دانشجو عمل کرد.زمانی که وی با جدیت مشغول تهیه ی مقدار دیگری از مایع قهوه ای قرمز بدبو بود،مقاله ای طولانی در ((سالنامه ی شیمی و فیزیک)) انتشار یافت.عنوان این مقاله ((یادداشتی درباره ی ماده ویژه ای که در اب دریا وجود دارد)) بود که به وسیله ی آ.بالار (A. Balard) نوشته شد.وی یک دستیار ازمایشگاه در مدرسه ی دارویی واقع در شهر مونپلیه فرانسه بود.معلوم شد که خواص ان ((ماده ی ویژه)) وی کاملا مشابه با مایع قهوه ای قرمز به دست اده توسط لوویک است.بالار نوشت که وی در 1824 بررسی درباره ی رویش گیاهان در مردابهای نمکی را اغاز کرد و برای یافتن ترکیبهای مفید،علفهای مرداب را تحت تاثیر واکنشگرهای شیمیایی مختلف قرار داد.محلولی استخراج کرد که در اثر برخی واکنشگرها مانند کلر به رنگ قهوه ای برمیگشت.بالار سپس محلول قلیایی به دست امده از خاکستر جلبک دریایی را مورد بررسی قرار داد. به محض این که اب کلر و نشاسته به محلول اضافه میشد، محلول به صورت دولایه در می امد.لایه ی پایینی ابی و لایه بالایی قهوه ای قرمز بود.بالار معتقد شد که لایه زیری حاوی ید است که نشاسته را ابی کرد.پس لایه بالایی جیست؟بالار گمان کرد که لایه بالایی حاوی ترکیبی از کلر با ید است.وی کوشید تا ان را خارج کند.اما موفق نشد.تنها پس از این رویداد،این دستیار ازمایشگاها مونپلیه جرات کرد که بگوید علت رنگ قهوه ای قرمز مربوط به یک عنصر شیمیایی جدید است.بالار این مایع قهوه ای قرمز را جدا کرد که شبیه جسمی بود که چندین ماه پیش توسط یک دانشجوی ناشناس به نام لوویک جدا شده بود.وی بعدها یک عضو اکادمی و استاد ئر سورین شد.

بالار یک نام نه چندان مناسب ((مورید))(Muride) از واژه لاتین موریا (Muria) به معنی ابنمک را به این عنصر جدید داد.وی همچنین نظر نه چندان مناسبی درباره ی ماهیت این عنصر داست و معتقد بود که این عنصر مانند جیوه فلزی تنها مایع غیر فلزی است که در دمای اتاق در همان شرایط مایع است.

مقاله بالار،با بی توجهی روبه رو نشد،با وجود این دوستانش به وی توصیه کردند که یک گزارش به فرهنگستان علوم پاریس بفرستد.بالار این توصیه را پذیرفت و در 30 نوامبر 1825 اطلاعیه ای از مقاله با عنوان ((یادداشتی درباره جسم ویژه ای که در اب دریا موجود است))به فرهنگستان علوم پاریس فرستاد.مهمترین چیزی که در این مکاتبه وجود داشت،مشاهده تشابه مورید با کلر و ید بود.اعضای فرهنگستان،درستی این گونه گزارش ها را نمی پذیرفتند و یک کمیته ویژه برای بررسی ازمایشهای بالار از گیلوساک و کلن و تنار تشکیل شد که همه نتایج به دست امده توسط بالار را تاکید کردند و تنها نام این عنصر موجب اعتراض انها قرار گرفت.کمیته ان را برم نامید که از واژه یونانی برموس (Bromos) به معنی((بدبو)) گرفته شده است.این کمیته در 14 اوت 1826 رای خود را مبنی بر این که کشف برم برای شیمی بسیار مهم بود،صادر کرد.

تنها یک دانشمند نسبت به خبر این کشف با خشم برخورد کرد. وی ژ.لیبیک بود.زیرا چندین سال پیش لیبیک از یک شرکت المانی یک شیشه مایع دریافت کرد و از وی خواسته شد که این مایع را شناسایی کند.این دانشمند انرا کاملا تجزیه نکرد و سک نتیجه شتابزده ای به دست اورد مبنی بر این که ان مایع ترکیبی از ید با کلر است.هنگامی که لیبیک از کشف بالار اگاه شد،مایع باقی مانده،در شیشه را تجزیه کرد و معلوم شد که ان مایع برم است.معاصرین وی گزارش دادند که لیبیک با لحنی تند گفت ((این بالار نبود که برم را کشف کرد بلکه برم بود که بالار را کشف کرد.))

 يونش:

 

خارج كردن يك الكترون از اتم و ايجاد يون.

 

انرژي يونش (IE):

 

انرژي لازم براي فرآيند يونش يك مول اتم گازي.

 

انرژي نخستين يونش (IE1):

 

انرژي لازم براي خارج كردن يك مول از سست ترين الكترون ها از يك مول اتم گازي و توليد يك مول يون يك بار مثبت گازي.

 

X(g) + IE1 → X+(g) + e-

 

انرژي دومين يونش (IE2):

 

انرژي لازم براي خارج كردن يك مول از سست ترين الكترون ها از يك مول يون يك بار مثبت گازي و توليد يك مول يون دو بار مثبت گازي.

 

X+(g) + IE2 → X2+(g) + e-

 

يكا:

 

كيلو ژول بر مول (kJ/mol).

 

نكته:

 

يك اتم به تعدادِ الكترون هاي خود، داراي انرژي هاي يونش متوالي مي باشد. مثلا اتم سديم كه 11 الكترون دارد، داراي 11 انرژي يونش متوالي مي باشد (IE1 ، IE2 ، IE3 تا … IE11 ).

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

IE123< …

 

علت: با جدا شدن هر الكترون، بر جاذبه ي مؤثر هسته (بر روي الكترون هاي باقي مانده) افزوده مي شود، لذا جدا كردن الكترون بعدي سخت تر مي گردد و نياز به وارد كردنِ انرژي بيشتري مي باشد.

 

مثال:

 

در مورد اتم سديم (Z = 11) داريم:

 

IE123< … 11

 

نكته:

 

همواره بيش ترين انرژي يونش در يك اتم، آخرين انرژي يونش (IEZ) در آن اتم مي باشد. مثلا بيش ترين انرژي يونش در اتم سديم، IE11 است.

 

جهش بزرگ:

 

اگر الكترون بعدي، از يك لايه ي نزديك تر به هسته جدا شود، انرژي يونش آن به شدت و به طور ناگهاني افزايش مي يابد و در اين حالت به اصطلاح گويند كه جهش بزرگ در انرژي يونش رخ داده است. (جهش بزرگ، شاهدي بر وجود لايه هاي الكتروني در اتم است.)

 

مثال:

 

در مورد اتم آلومينيم (Z = 13) داريم:

 

IE123<<IE4< … 11<<IE1213

 

يعني هنگامي كه سه الكترون از اتم آلومينيم جدا مي شود، با جدا كردن چهارمين الكترون، اولين جهش بزرگ در انرژي يونش رخ مي دهد. هم چنين هنگامي كه يازده الكترون از اتم آلومينيم جدا مي گردد، با جدا كردن دوازدهمين الكترون، دومين جهش بزرگ در انرژي يونش رخ مي دهد، و علت اين است كه هر بار يك لايه به هسته نزديك تر شده ايم.

 

نكته:

 

همواره در يك اتم، تعداد جهش هاي بزرگ در انرژي يونش، يكي كم تر از تعداد لايه هاي الكتروني آن اتم است:

1– n = تعداد جهش بزرگ

 

مثال:

 

در مورد اتم آلومينيم كه 3 لايه ي الكتروني دارد، 2 تا جهش بزرگ در انرژي يونش آن مشاهده مي گردد.

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

1 + تعداد جهش بزرگ = شماره ي دوره ي تناوب (n)

 

تعداد الكتروني كه بايد جدا كنيم تا به اولين جهش بزرگ برسيم = شماره ي گروه

 

مثال:

 

اتم X داراي 3 جهش بزرگ در انرژي هاي يونش خود مي باشد، چنانچه اولين جهش بزرگ در اين اتم، از IE2 به IE3 باشد، موقعيت اتم X در جدول تناوبي را تعيين كنيد.

 

پاسخ:

 

4 = 1 +  3 = شماره ي دوره ي تناوب (n)

 

IIA)) 2 = شماره ي گروه

 

يعني عنصر X در دوره ي چهارم و گروه دوم اصلي جاي دارد و با توجه به جدول تناوبي عنصر X همان كلسيم Ca با عدد اتمي 20 مي باشد.

 

تمرين:

 

در مورد عنصر شماره ي 53 جدول تناوبي:

 آ ) چند جهش بزرگ در انرژي هاي يونش آن وجود دارد؟

ب) اولين جهش بزرگ در اين عنصر، ميان كدام انرژي هاي يونش آن رخ مي دهد؟

 

تغييرات انرژي يونش در جدول تناوبي:

 

به طور كلي انرژي يونش (در يك دوره) از چپ به راست، تقريبا افزايش و (در يك گروه) از بالا به پايين، كاهش مي يابد.

 

 در صفحه 33: داده های جدول در دمای نزدیك به دمای اتاق است.

در صفحه 38 :لانتانیدها خانه های 57 - 70 و آكتنیدها خانه های 89-102 جدول را دربر می گیرند.

 باید توجه داشته باشید كه علت قرار گرفتن لانتانیم در دسته ی d یا f جزو اهداف آموزشی كتاب درسی نیست .

همچنین تمامی رفتار عنصرهای ردیف ششم و هفتم شناخته نشده است و تحقیقات علمی گسترده ایی در حال انجام است.

منبع: وبسایت دفتر برنامه ریزی و تالیف کتب درسی

 معرفی گروه چهاردهم: گروه کربن یکی ازگروه هایجدول تناوبی عناصر است کهشامل کربن(C), سیلیسیوم (Si), ژرمانیوم(Ge), قلع(Sn), سرب(Pb)، و آن ان کوادیوم(Uuq) است.......

معرفی کربن:                                                                                

• کربن عنصری شیمیائی درجدول تناوبی است، با نشان C و عدد اتمی ۶. کربن عنصری غیر فلزی و فراوان، چهارظرفیتی ودارای سه آلوتروپ می‌باشد:
• الماس (سخت‌ترین کانی شناخته شده)
• گرافیت(یکی از نرم‌ترین مواد)
• Covalend bound sp1 orbitals are of chemical interest only

فولریت (فولرین ها، مولکول‌هایی در حد بیلیونیوم متر هستند که در شکل ساده آن، ۶۰ اتم کربن یک لایه گرافیتی با ساختمان ۳ بعدی منحنی، شبیه به روروئک (روروئکی که قسمت جلوی آن مانند چوب اسکی خم شده)، تشکیل می‌دهند.

دوده چراغ از سطوح کوچک گرافیت تشکیل شده. این سطوح بصورت تصادفی توزیع شده، به همین دلیل کل ساختمان آن همسنگرد (ایزوتروپیک) است.

چنین کربنی همسانگرد و مانند شیشه محکم است. لایه‌های گرافیت آن مانند کتاب مرتب نشده‌اند، بلکه مانند کاغذ خرد شده می‌باشند.

الیاف کربن شبیه کربن شیشه‌ای می‌باشند. تحت مراقبتهای ویژه (کشیدن الیاف آلی و کربنی کردن) می‌توان لایه‌های صاف کربن را در جهت الیاف مرتب کرد. هیچ لایه کربنی در جهت عمود بر محور الیاف قرار نمی‌گیرد. نتیجه الیافی با استحکام بیشتر از فولاد می‌باشد. کربن در تمامی جانداران وجود داشته و پایه [شیمی آلی] را تشکیل می‌دهد. همچنین این غیرفلز ویژگی جالبی دارد که می‌تواند با خودش و انواع زیادی ازعناصر دیگر پیوند برقرار کند(تشکیل دهنده بیش از ده میلیون ترکیب). در صورت ترکیب بااکسیژن تولید دی اکسید کربن می‌کند که برای رویش گیاهان، حیاتی می‌باشد. در صورت ترکیب با هیدروژن ترکیبات مختلفی بنام هیدروکربنها را بوجود می‌آورد که به شکل سوختهای فسیلی، در صنعت بسیار بنیادی هستند. وقتی هم با اکسیژن و هم باهیدروژن ترکیب گردد، گروه زیادی از ترکیبات را از جمله اسیدچرب را می‌سازند که برای حیات و استر، که طعم دهنده بسیاری از میوه‌ها است، ضروری است.ایزوتوپ c14 به طور متداول در سن یابی پرتوزایشی کاربرد دارد.

معرفی سلیسیم:

سیلیسیم با نماد Si عنصری شیمیایی از خانوادهٔ شبه فلز است که در گروه چهارم و دورهٔ سوم جدول تناوبی عنصرها جای دارد.عدداتمی این عنصر ۱۴ است و چهار الکترون در لایهٔ ظرفیت دارد. جرم اتمی سیلیسیم ۲۸٫۰۸۶ است و دارای سه ایزوتوپ پایدار می‌باشد. واکنش پذیری این عنصر کمتر ازکربن نافلز هم گروه و بالاسری خود است ولی واکنش پذیری آن ازژرمانی شبه فلز پایین دستی اش بیشتر است. ستیز بر سر ویژگی‌های سیلیسیم به روز نخست که آن را پیدا کردند باز می‌گردد. نخستین بار سیلیسیم در سال ۱۸۲۴ به صورت پالوده (خالص) فراوری شد. نام آن از واژهٔ لاتین silicis به معنی سنگ چخماق گرفته شده‌است و-ium که در انتهای آن گذاشته شده برای اشاره به ویژگی‌های فلزی آن است، پسوندی که در بسیاری زبان‌های غیر انگلیسی کاربرد دارد. البته نامی که در انگلیسی برای آن بکار می‌رود Silicon است که برای همانندی با دیگر نافلزها مانندکربن برگزیده شده‌است. این تغییر نام در سال ۱۸۳۱ پیشنهاد شد.

سیلیسیم از دید فراوانی برپایهٔ جرم، هشتمین عنصر فراوان در جهان است. البته به سختی می توان آن را به صورت خالص و آزاد در طبیعت پیدا کرد. سیلیسیم را بیشتر می توان درگردوغبار،ماسه، سیارک هاوسیارهها و در قالب سیلیسیم دی اکسید(سیلیس) و یاسیلیکات ها پیدا کرد. بیش از ۹۰٪ پوستهٔ زمین ازکانی سیلیکات ساخته شده‌است به همین دلیل سیلیس پس ازاکسیژن فراوان ترین ماده در پوستهٔ زمین است (نزدیک به ۲۸٪ بر پایهٔ جرم)

بیشتر سیلیسیمی که به صورت تجاری کاربرد دارد بدون هیچ گونه جداسازی مورد بهره برداری قرار می‌گیرد و خیلی کم بر روی ترکیب طبیعی آن فراوری صورت می‌گیرد. در بخش صنعت ساختمان و تولید سرامیکهم هنگام کاربرد رس، ماسه و سنگ‌های سیلیسی همین رویکرد وجود دارد. سیلیکات‌ها برای ملات واندودگچ وسیمان به سیمان پورتلند می‌روند و پس از آنکه باشن و ماسه‌های سیلیسی آمیخته شدند از آن‌هابتن ساخته می‌شود. کاربرد دیگر ماده درسرامیک برخی ابزارهای خانگی مانندپرسلان،شیشه های سنتی آهک سوددار با پایهٔ کواتز و... است. سیلیسیم کاربید از ترکیب‌های امروزی تر سیلیسیم است که از آن سرامیک‌های پرمقاومت ساخته می‌شود. پلیمرهای با پایهٔ سیلیسیم راسیلیکون می‌نامند.

بیشتر سیلیسیم آزاد در صنعت‌های پالایش فولاد، ریخته گری آلومینیم و بسیاری صنعت‌های حساس شیمی (مانندسیلیس دودی) کاربرد دارد. کمتر از ۱۰ درصد سیلیسیم در ساخت نیمه رساناها به کار می‌رود. این سیلیسیم که بسیار پالوده شده (درجهٔ خلوص بالا دارد) شاید مهم ترین نقش را در اقتصاد دنیا داشته باشد چون صنعت الکترونیک، ساخت تراشه های مدار و درنتیجه ساخت بیشتر رایانه‌ها وابسته به آن است.

سیلیسیم در زیست شناسی هم عنصری بسیار مهم است هرچند که به نظر می‌رسد اندازه‌های بسیار کمی از آن در بدن جانوران مورد نیاز باشد. بسیاری از گونه‌های اسفنج های دریایی برای ساختار بدنشان نیازمند سیلیسیم اند همچنین سیلیسیم وسیلیسیکاسید در سوخت و ساز بدن گیاهان بویژه بسیاری از علف‌ها نقشی حیاتی دارند.

معرفی ژرمانیم:

ژرمانیومسی و دومین عنصر جدول تناوبی است. ژرمانیوم یکی از اعضای مهم خانواده نیمه رساناها میباشد و در صنعت نیمه‌هادی کاربرد فراوان دارد. نام این عنصر لاتین واژه ژرمن (آلمان) است.

معرفی قلع:

قلع (به فارسی «اَرزيز») عنصری است شیمیایی با علامت اختصاری Sn و با شماره ۵۰ در جدول اتمی. این فلز نقره‌ای رنگ خاصیت چکش خواری خوبی دارد و به سادگی اکسید نمی‌شود و در برابرخوردگی مقاوم است. قلع در بسیاری از آلیاژها مورد استفاده قرار می‌گیرد.

مقاومت خوب این فلز نسبت به زنگ‌زدگی و فرسایش باعث شده تا از آن به عنوان روکشی برای فلزات دیگر برای جلوگیری از زنگ‌زدگی استفاده شود، از جمله قلع‌اندود کردن ظروف مسی و به خاطر جلوگیری از زنگ زدن مس و ورود اکسید سمی مس در غذا از قدیم الایام رواج داشته‌است. برنز نخستین آلیاژ قلع است که حدود ۵ هزار سال پیش از ترکیب مس و قلع ساخته شد و آغازگر دورانی به نام عصربرنز در تاریخ بشر شد.مسوار یکی از آلیاژهای قلع است که از عصر برنز تا قرن بیستم برای ساخت ظروف و صفحات تخت و مسطح از آن استفاده می‌شد. قلع بیش از ۸۵ درصد حجم مسوار را تشکیل داده و بقیه از مس، سرب یا سرمهتشکیل می‌شود. یکی از آلیاژهای دیگر قلع که به عنوان لحیم استفاده می‌شود از ترکیب بیش از ۶۰ درصد قلع و بقیه سرب تشکیل می‌شود. همچنین بخش عمده‌ای از مصرف قلع نیز برای روکش کردن فولاد به منظور جلوگیری از زنگ زدن است. سمیت پائین قلع باعث می‌شود تا ظروف فلزی با روکش قلع برای نگهداری مواد غذایی استفاده فراوانی داشته باشند.

قلع فلزی است چکش خوار، قابل انعطاف، شدیدا" بلورین وسفید نقره‌ای که ساختار بلوری آن هنگام خم شدن قطعه‌ای از قلع صدای خاصی ایجاد می‌کند( علت آن شکست بلورها است).این فلز دربرابر فرسایش ناشی از آب تقطیر شده دریا و آب لوله کشی مقاومت می‌کند اما بوسیله اسیدهای قوی و موادقلیایی و نمکهای اسیدی مورد حمله قرار می‌گیرد. هنگامیکه اکسیژن بصورت محلول است قلع بعنوان کاتالیزور عمل کرده و واکنشهای شیمیایی را تسریع می‌کند. درصورتیکه آنرا درحضور آزمایش‌های مربوط به هوا حرارت دهند Sn۲ حاصل می‌شود. Sn۲ اسید ضعیفی بوده و با اکسیدهای بازی تولید نمکهای قلع می‌کند.قلع را می‌توان به مقدار زیادی جلا داد و بعنوان پوشش سایر مواد جهت ممانعت از فرسودگی یا واکنشهای شیمیایی دیگرمورد استفاده قرار می‌گیرد.این فلز مستقیما" با کلر و اکسیژن ترکیب می‌شود و و جایگزین هیدروژن اسیدهای رقیق می‌گردد.قلع در دماهای معمولی انعطاف پذیر است اما در صورتیکه گرم شود شکننده می‌شود.

معرفی سرب:

سرباز عنصرهای شیمیاییواسطه درجدول تناوبی است. سرب همچنین در رده فلزها قرار دارد. این فلز تشعشعات هسته‌ای را عبور نمی‌دهد. سرب در طبیعت به شکل کانی به نام گالن (سیستم تبلور کوبیک یا مکعبی) یافت می‌گردد.

سرب عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Pb و عدد اتمی ۸۲ وجود دارد. سرب عنصری سنگین، سمی و چکش خوار است که دارای رنگ خاکستری کدری می‌باشد. هنگامیکه تازه تراشیده شده سفید مایل به آبی است اما در معرض هوا به رنگ خاکستری تیره تبدیل می‌شود. از سرب در سازه‌های ساختمانی،خازنهای اسید سرب، ساچمه و گلوله استفاده شده و نیز بخشی از آلیاژهای لحیم، پیوتر وآلیاژهایگدازپذیر می‌باشد. سرب سنگین‌ترین عنصرپایدار است.

سرب فلزی است براق، انعطاف پذیر، بسیار نرم، شدیداً چکش خوار و به رنگ سفید مایل به آبی که از خاصیت هدایت الکتریکیپایینی برخوردار می‌باشد. این فلز حقیقی به شدت در برابر پوسیدگی مقاومت می‌کند و به همین علت از آن برای نگهداری مایعات فرسایشگر (مثل اسید سولفوریک) استفاده می‌شود. با افزودن مقادیر خیلی کمی آنتیموان یا فلزات دیگر به سرب می‌توان آنرا سخت نمود.

جدول مندليف:

- نخستين بار مندليف (Mendeleev) به وجود خصلت تناوبي در ميان عنصرها پي برد.

- مندليف بر اساس دو اصل زير، جدول تناوبي خود را تنظيم كرد:

1ـ قرار دادن عنصرها در رديف هايي كنار يك ديگر، بر حسب افزايش جرم اتمي.

2ـ قرار دادن عنصرها در گروه هايي زير يك ديگر، بر حسب تشابه خواص آن ها.

- مندليف براي رعايت اصل تشابه خواص، برخي خانه هاي جدولش را خالي گذاشت.

- مندليف خواص10 عنصر كشف نشده(در خانه هاي خالي جدولش) را پيش بيني كرد.

- خواص 8 عنصر از10 عنصر پيش بيني شده توسط مندليف، (پس از كشف) درست بود.

- اِكاآلومينيم، اِكابور و اِكاسيليسيم از جمله پيش بيني هاي درست مندليف بودند كه پس از كشف، به ترتيب: گاليم، اسكانديم و ژرمانيم ناميده شدند.

- مندليف براي رعايت اصل تشابه خواص،  Iرا بعد از Te  و  Ni را بعد از Co قرار داد، با آن كه جرم اتمي I از Te و هم چنين Ni از Co كم تر است.

- مندليف معتقد بود كه بي نظمي هاي فوق، به دليل وجود خطا در اندازه گيري جرم اتمي اين عنصر ها است. (البته بعداً  معلوم شد كه جرم اتمي ها، درست بوده اند!)

جدول تناوبي امروزي:

- مـوزلـي، مبنـاي تنـظيم عنصـر ها كه قبـلاً بر اسـاس «افزايش جرم اتمي» بود ، به «افزايش عدد اتمي» تغييرداد و در نتيجه بي نظمي هاي جدول مندليف قابل توجيه شد.

- مثلاً I داراي عدد اتمي 53 و Te داراي عدد اتمي 52 مي باشد، بنابراين I بايد بعد ازTe  قرار گـيرد (گر چه جرم اتمي I از Te كم تر اسـت) ، هم چنين Ni با عدد اتمي 28  بايد بعد از Co با عدد اتمي 27 قرار گيرد (گر چه جرم اتمي Ni كم تر از Co است).

- قانون تناوبي: اگر عنصر ها را بر حسب افزايش عدد اتمي در كنار هم قرار دهيم، خواص فيزيكي و شيميايي آن ها، به صورت تناوبي تكرار مي شود.

- مهـم تـرين نكـته در جـدول تنـاوبي، تشـابه آرايش الكـتروني عنصـرهاي يك گـروه (خانواده)، در اغلـب گروه ها مي باشـد. مثلاً تمـام عنصـر هاي گروه 1 (IA) به آرايش الكترونيns1 ختم مي شوند (n عدد كوانتومي اصلي يا شماره دوره ي تناوب است). بنابـراين دليـل تشـابه خواص شـيميايي عنصـر هاي هم گـروه، شباهـت آرايش هاي الكتروني آن ها به يك ديگر مي باشد.

- جدول تناوبي امروزي ، داراي 18 گروه (ستون) و 7 دوره ي تناوب (رديف) مي باشد.

بخش هاي مهم جدول تناوبي:

براي سرعت عمل بيش تر، لازم است كه موارد زير از جدول تناوبي حفظ شوند:

1- گروه هاي اصلي (IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,VIIIA) از بالا به پايين.

2- عنصرهاي واسطه ي دوره ي چهارم (n=4) يعني از 21Sc تا 30Zn با شماره ي گروه.

3- عدد اتمي و نام عنصرهاي 1 تا 36 .

4- عدد اتمي و نام و موقعيت عنصرهاي گروه VIIIA يا 18 (گازهاي نجيب).

5- عدد اتمي و نام و موقعيت عنصرهاي لانتان ₅₇La و اكتينيم ₈₉Ac.

6- عنصرهاي شبه فلز (B,Si,Ge,As,Sb,Te).

7- عنصرهاي مايع (در دماي اتاق): شامل فلز جيوه Hg و نافلز برم Br.

8- عنصرهاي گاز (در دماي اتاق): شامل H، N، O، F، Cl و عنصرهاي گروه VIIIA.

9- تعداد كل عنصرها: 109 عنصر.

10- تعداد عنصرهايي كه در طبيعت يافت مي شوند: حدود 91 عنصر.

11- درصد فلزها در جدول تناوبي: حدود 80% عنصرها.

12- تعداد عنصرها در هر دوره ي تناوب:

13- تعداد عنصرها در هر گروه:

طولاني ترين گروه جدول تناوبي، گروه 3 يا IIIB مي باشد. طولاني ترين گروه اصلي جدول تناوبي، گروه 1 يا IA مي باشد.

14- تعداد عنصرهاي موجود در هر دسته (s=14 ، p=30 ، d=37 و f=28).

نتيجه:

آ- آرايش الكتروني لايه ي ظرفيت عنصرها در گروه هاي اصلي (A):

خواص

این عناصر ها بشدت با آب و هوا واکنش نشان می‌دهند و به همین علت آنهارا در نفت یا پارافین نگهداری می‌کنند.این عناصر بترتیب تمایل واکنش پذیری -کمبود الکترون در لایه آخر-واکنش پذیری بیشتری را دارا هستند وبه همین ترتیب نرم تر می‌شوند، و به همین ترتیب واکنش پذیریشان هم بیشتر می شوند.

********************************************************

نگاه کلی

عناصر گروه اول جدول تناوبی که به فلزات قلیایی معروفند، در لایه ظرفیت الکترونی دارای آرایش 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.این فلزها آن چنان نرم هستند که با چاقو بریده می‌شوند و دارای سطح براقی هستند.

********************************************************

منابع فلزات قلیایی

این فلزات بدلیل واکنش‌پذیری زیاد بطور آزاد در طبیعت یافت نمی‌شوند و معمولاً 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. چگالی پایینی دارند، بطوریکه چگالی K و Na و Li از چگالی آب پایین‌تر است. آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمتری دارند. به علت داشتن فقط یک الکترون در لایه ظرفیت معمولاً 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 نسبتاً دور از هسته‌است.

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 به‌طرف 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 به‌عنوان 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 جمله‌است.

*******************************************************