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

جابر بن حیان

این دانشمند بزرگ از شاگردان معروف امام صادق (ع) بود. گویند وی اهل طوس یا طراطوس بود. محل وفاتش احتمالا در لرستان می باشد. در کتابخانه های معتبر جهان 22 رساله علمی به نام جابر وجود دارد. اکتشافات بسیاری را در شیمی به جابر نسبت می داده اند که معروفترین آن ها جوهر گورگد(اسید سولفوریک)، جوهر شوره(اسید نیتریک) و سنگ جهنم (نیترات نقره) می باشد. در حدود هزار و دویست سال پیش جابر بن حیان شیمیدان عرب اسیدی کشف کرد که آن را تیزاب سلطانی می نامیم. تیزاب سلطانی که ترکیب است از اسید نیتریک و اسید کلریدریک، فلزهایی مانند نقره و طلا را در خود حل می کند مه قوی ترین اسید جهان است. او اطلاعاتی در زمینه ی ترکیب و ذوب مواد معدنی داشته است. کلود لویی برتوله Claude Louis Berthollet ، 1748-1822 میلادی) شیمیدان فرانسوی درباره جابر می گوید:

«جابر در علم شیمی همان مقامی را دارد که ارسطو در علم منطق داشت»

معرفی : لانتانیدها عنصرهای 58 تا 71جدول تناوبی را تشکیل می‌دهند و جزو عناصر واسطه داخلی می‌باشند. وجه تسمیه لانتانیدها از عنصر 57 جدول یعنی لانتان(La) گرفته شده است. باید توجه داشت که خواص شیمیایی این دسته از عناصر مشابه خواص لانتان می‌باشد همچنین به این گروه از عناصر ، عناصر خاکهای کمیاب "Rare-earth elements"نیز اطلاق می‌شود. در واقع اطلاق نام خاکهای نادر یا کمیاب ، از آنجائیکه این عناصر نه کمیابند و نه به آن دسته از اکسیدهای خاکی مانند (اکسیدهای) آلومینا، زیرکونیا و ایتریا تعلق دارند، غلط مصطلح است. زمانیکه نخستین اعضای این گروه برای اولین بار کشف شد، بصورت اکسید مجتمع گردیده بودند و از آنجائیکه این اکسیدها تا اندازه‌ای به اکسیدهای کلسیم ، منیزیم و آلومینیوم که بعدها به آنها عنوان اکسیدهای خاکی اطلاق گردید، شباهت دارند، لذا این عناصر به نام خاکهای کمیاب معروف گردیدند. در هر صورت باید توجه داشت که سریم در پوسته زمین بسیار فراوان تر از سرب بوده و نیز ایتریم از قلع بسیار فراوان‌تر است و حتی باید اذعان نمود که کمیاب ترین خاکهای کمیاب ، به استثنای پرومتیم ، بسیار از عناصر گروه پلاتین فراوان‌ترند.

 
معرفی : لانتانیدها عنصرهای 58 تا 71جدول تناوبی را تشکیل می‌دهند و جزو عناصر واسطه داخلی می‌باشند. وجه تسمیه لانتانیدها از عنصر 57 جدول یعنی لانتان(La) گرفته شده است. باید توجه داشت که خواص شیمیایی این دسته از عناصر مشابه خواص لانتان می‌باشد همچنین به این گروه از عناصر ، عناصر خاکهای کمیاب "Rare-earth elements"نیز اطلاق می‌شود. در واقع اطلاق نام خاکهای نادر یا کمیاب ، از آنجائیکه این عناصر نه کمیابند و نه به آن دسته از اکسیدهای خاکی مانند (اکسیدهای) آلومینا، زیرکونیا و ایتریا تعلق دارند، غلط مصطلح است. زمانیکه نخستین اعضای این گروه برای اولین بار کشف شد، بصورت اکسید مجتمع گردیده بودند و از آنجائیکه این اکسیدها تا اندازه‌ای به اکسیدهای کلسیم ، منیزیم و آلومینیوم که بعدها به آنها عنوان اکسیدهای خاکی اطلاق گردید، شباهت دارند، لذا این عناصر به نام خاکهای کمیاب معروف گردیدند. در هر صورت باید توجه داشت که سریم در پوسته زمین بسیار فراوان تر از سرب بوده و نیز ایتریم از قلع بسیار فراوان‌تر است و حتی باید اذعان نمود که کمیاب ترین خاکهای کمیاب ، به استثنای پرومتیم ، بسیار از عناصر گروه پلاتین فراوان‌ترند.

اگرچه لانتانیدها بصورت بسیار گسترده در طبیعت پخش می‌باشند، لکن بطور کلی در غلظتهای کم یافت می‌شوند. همچنین در برخی از مواد کانی بصورت مخلوط و در غلظتهای زیاد ملاحظه شده اند. جدول زیر نمایانگر برخی از کانیهای معروف لانتانیدها می‌باشد. 

مهمترین کانی‌های خاکهای کمیاب عبارتند از:مونازیت ، زنوتیم ، بستناسیت. معمولا این مواد بوسیله اعمال مکانیکی مانند شناورسازی و یا استفاده از روشهای مغناطیسی تغلیظ می‌شوند. سپس لانتانیدها در حالتیکه بصورت کانیهای فسفات یا سیلیکات می‌باشند، بوسیله اسید مورد شستشو قرار می‌گیرند. برخی از کانیها مانند کولومبوتانتالاتها با کربن حرارت داده شده و یا تحت تاثیر کاستیک قوی قبل از سنگ شویی قرار داده می‌شوند. 

تجزیه و جداسازی

لانتانیدهای مخلوط شده را می‌توان از محلولهای اسیدی با استفاده از رسوب اگزالات جدا کرد. اشتعال اگزالات باعث تولید اکسیدهای لانتانیدهای مخلوط خواهد گردید. سپس این اکسیدها غالبا با استفاده از روشهای تبادل یونی و استفاده از خیساندن در اسید تغلیظ می‌شوند. در این حال لانتانیدها در محلول بصورت یونهای سه ظرفیتی هیدراته که دارای خواص بسیار مشابه می‌باشند، درمی‌آیند. بنابراین آنها تمایل به تشکیل رسوبهای بلوری مخلوط یا محلولهای جامد نشان می‌دهند. استفاده از یک ماده شیمیایی واحد به منظور افزایش غلظت یکی از عناصر خاکهای کمیاب لزوم تکرار عملیات را ایجاب می‌نماید. یکی از روشهایی که در گذشته و حال مورد استفاده بوده و هست، استفاده از فرایندهای جزء به جزء مانند تبلور جزء به جزء و یا تجزیه جزء به جزء به منظور خالص کردن عناصر می باشد. در این شرایط ، مقدار کار بسیار زیاد به منظور جداکردن مقدار بسیار کمی از عناصر ، باعث بالارفتن هزینه های خلوص خاکهای کمیاب و برشمردن آنها بدین صنعت خواهد بود. اکنون نیز از روشهای جزء به جزء هنوز در زمینه جداسازی این خاکها در حالت خام و بویژه عناصر لانتان و سریم استفاده می‌شود، زیرا سریم را می توان از لانتان با استفاده از حالت چهار ظرفیتی سریم جدا کرد. در حال حاضر سایر اعضای خانواده خاکهای کمیاب را با استفاده از فرآیندهایی تبادل یونی خالص می نمایند مضافا چنانچه درجه خلوص بالا مدنظر نباشد، می توان از روش استخراج مایع- مایع بدین منظور استفاده کرد. 

خواص لانتانیدها

لانتانیدها فلزهایی براق هستند و واکنش پذیری شیمیایی قابل توجهی دارند. خواص شیمیایی این دسته از عناصر مشابه خواص لانتان با عدد اتمی 57 می باشد. کلیه این عناصر قادر به تشکیل املاح سه ظرفیتی می باشند و زمانیکه این املاح در آب حل می شوند، خواص شیمیایی بسیار مشابه از خود نشان می دهند. لانتانیدها ، نظر به وضعیت جدو!ل تناوبی، بدین صورت هستند که همچنانکه عدد اتمی آنها افزوده می شود، بار افزوده شده روی هسته آنها بوسیله پر شدن لایه های ناقص داخلی آنها با الکترونها ، موازنه می‌شود. ولی به هر حال باید توجه داشت که این لایه ها نقشی در نیروهای والانس ما بین اتمها ایفا نمی نمایند. لانتانیدها به علت برخوردار بودن از خواص اختصاصی دارای پتانسیل باارزشی در زمینه استفاده بعنوان عوامل آلیاژی میباشند. این عناصر با استفاده از احیاء گرمایی بوسیله اثر کلسیم ، لیتیم و یا سایر فلزات قلیایی برهالید بی آب آنها و سپس ذوب مجدد در خلا به منظور تبخیر نشانه های باقیمانده از مواد احیا کننده، احیا می شوند. همچنین می‌توان آنها را بصورت الکترولیتی از حمامهای ملح ذوب شده مانند آنچه در زمینه سریم و میش متال (مخلوط فلزات خاکهای کمیاب ، اساسا سریع با مقدار بسیار کمی از آهن) صورت می پذیرد، احیا کرد. باید توجه داشت که مواد جامد بدون آب همچنین نشان دهنده تغییر زیادتری در خواص ما بین عناصر نسبت به املاح هیدراته هستند. خاکهای کمیاب با بعضی از ترکیبات آلی ، املاح آلی تشکیل می‌دهد. این کیلیت ها که در اطراف این یونها ، آب جایگزین می نمایند، باعث زیاد شدن تغییر در خواص ما بین هر یک از خاکهای کمیاب می‌شوند. سودمندی این تکنیک در روشهای جدید تبادل یونی ، در زمینه جداسازی این عناصر کاملا قابل ملاحظه است. 

موارد کاربرد

• فلزات خاکهای کمیاب تمایل بسیار شدید برای ترکیب با ناخالصیهای غیر فلزی مانند اکسیژن ، نیتروژن ، کربن و هیدروژن دارند. لذا با توجه به خاصیت فوق ، مقدار قابل ملاحظه ای از مخلوط فلزات خاکهای کمیاب بعنوان مواد تصفیه کننده (getler) در صنایع متالوژی مورد استفاده واقع می شود.
• عناصر خاکهای کمیاب ، هنگامیکه تحت تاثیر حرارت واقع می گردند نمایانگر طیف بسیار پیچیده ای بوده و نور شدید سفید زدگی از آنها ساطع می شود، بنابراین از آنها در صنایع تصاویر متحرک و لامپ های تصویر تلویزیون های رنگی استفاده می گردد.
• مصارف صنعتی فراوانی نیز برای هر یک از این عناصر متصور می باشد از جمله از برخی از آنها در سوزاندن سموم ناشی از راکتورهای هسته ای استفاده می شود.

 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

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 .

ثابت تعادل شیمیایی (ثابت تعادل k) ثابت تعادل شیمیایی (ثابت تعادل k) تمام فرآیندهای برگشت پذیر ، تمایل رسیدن به یک حالت تعادلی را دارند. برای یک واکنش برگشت پذیر ، حالت تعادل وقتی برقرار می‌شود که سرعت واکنش رفت برابر با سرعت برگشت باشد. در یک واکنش تعادلی ، از تقسیم ثابت سرعت واکنش رفت Kf بر ثابت واکنش برگشت ، Kr ، ثابت دیگری بدست می‌آید که ثابت تعادل شیمیایی ، K ، نامیده می‌شود. مقدار عددی ثابت تعادل مقدار عددی K با دما تغییر می‌کند. تعداد مجموعه غلظتها برای سیستمهای تعادلی این واکنش ، بی نهایت زیاد است. ولی در هر صورت برای کلیه سیستمهای تعادلی در دمای معین وقتی که غلظتهای A2 ، B2 ، AB در رابطه بالا قرار گیرند، همواره به یک مقدار K منجر می‌شوند. بطور کلی ، برای هر واکنش برگشت پذیر: wW + xX ↔ yY + zZ عبارت ثابت تعادل به صورت زیر است: K = {Y}y{Z}z/{W}w{X}x بطور قرار دادی ، جملات غلظت مواد طرف راست معادله شیمیایی در صورت کسر عبارت ثابت تعادل نوشته می‌شود. ثابت تعادل Kc ثابت تعادلی که در آن غلظتهای مواد بر حسب مول بر لیتر بیان می‌شوند، گاهی به صورت Kc نشان داده می‌شود. برای واکنش: (H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g مقدار Kc برای سیستمهای تعادلی در 425 درجه سانتیگراد عبارت است از: Kc = {HI}2/{H2} {I2} = 54/5 مقدار عددی ثابت تعادل از طریق آزمایش تعیین می‌شود. اگر غلظتهای مواد (برحسب mol/lit) موجود در هر مخلوط تعادلی در 425 درجه سانتیگراد در عبارت Kc منظور شوند، نتیجه برابر با 54/5 خواهد شد. مخلوط تعادلی را می‌توان هم از موادی که در سمت راست معادله شیمیایی قرار دارند و هم از مواد سمت چپ این معادله و هم از مخلوط آنها تهیه کرد. وضع تعادل و Kc مقدار ثابت تعادل معیاری برای تشخیص وضع تعادل است. توجه داشته باشید که جملات مربوط به غلظت مواد طرف راست معادله شیمیایی در صورت کسر عبارت ثابت تعادل نوشته می‌شود. نکات اساسی مربوط به عبارت ثابت تعادل جملات غلظت مواد سمت راست معادله شیمیایی در صورت عبارت Kc و جملات غلظت مواد سمت چپ معادله در مخرج عبارت Kc نوشته می‌شود. جملات غلظت مواد مایع و جامد خالص در عبارت ثابت تعادل نوشته نمی‌شود. ولی مقدار Kc این جملات را در بردارد. اگر در یک تعادل معین دما تغییر نکند، Kc ثابت می‌ماند ولی در دماهای مختلف، مقدار c تغییر می‌کند. مقدار Kc برای هر تعادل معینی، وضع آن تعادل را نشان می‌دهد. اگر مقدار Kc بزرگ باشد، واکنش از چپ به راست تقریبا کامل است و اگر مقدار Kc کوچک باشد، واکنش از راست به چپ کامل است. چنانچه مقدار Kc بسیار بزرگ و نه بسیار کوچک باشد، وضع تعادل بینابینی است. ثابت تعادل Kp فشار جزئی یک گاز ، اندازه‌ای از غلظت آن است. از اینرو ، ثابتهای تعادل واکنشهایی را که دارای مواد گازی هستند، می‌توان بر حسب فشارهای جزئی گازهای واکنش دهنده نوشت. اینگونه ثابت تعادلی را با Kp نشان می‌دهیم. برای تعادل: (N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g Kp = {PNH3}2 / {PN2} {PH2}3 رابطه بین Kpو Kc Kp = Kc (RT)∆n واحدهای Kpو Kc برای کارهای دقیق بایستی از ثابت های تعادل که از اندازه گیریهای ترمودینامیکی بدست می‌آیند، استفاده شود. ثابتهای تعادل ترمودینامیکی بر حسب فعالیت و نه بر حسب غلظت (mol/L برای Kc) یا فشار (atm برای Kp) بیان می‌شود. ولی در غلظتهای پایین و در فشارهایی تا چند اتمسفر می‌توان غلظتها و فشارها را با دقت قابل قبولی بکار برد. در ضمن توجه شود که فعالیت دارای واحد نیست. زیرا فعالیت از تقسیم کردن غلظت یا فشار واقعی یک ماده بر غلظت یا فشار آن ماده در حالت استاندارد بدست می‌آید. در نتیجه ثابتهای تعادل ترمودینامیکی ، کمیتهای بدون واحد هستند. به همین علت ، تمام ثابتهای تعادل غالبا بدون واحد بیان می‌شوند.

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)