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.))

قانون سرعت


معادله سرعت (به انگلیسی: Rate Equation) یا قانون سرعت معادله‌ای است که سرعت یک واکنش شیمیایی را به غلظت گونه‌های واکنشگر و پارامترهای مستقل از غلظت مانند درجهٔ جزئی واکنش و ضریب سرعت ارتباط می‌دهد. برای نمونه در واکنش A + B → C معادلهٔ سرعت بصورت زیر بیان می‌شود [۱]:

R; =; k [ A ]^{m}[ B ]^{n}

که در آن [X] غلظت واکنشگر X، ‏ k ثابت سرعت یا ضریب سرعت و m و n به ترتیب درجهٔ جزئی واکنش نسبت به واکنشگر A و B هستند.

سرعت واکنش مقدار پیشرفت واکنش بر حسب زمان است که معمولاً بصورت تغییرات غلظت یکی از گونه‌های درگیر واکنش بر حسب زمان بیان می‌شود. بنابراین دیمانسیون سرعت بایستی بر حسب غلظت بر زمان (مول/لیتر.ثانیه یا مول/لیتر.دقیقه و ...) باشد. سینتیک شیمیایی بخشی از علم شیمی است که سرعت واکنش‌ها و عوامل موثر بر آن را بررسی می‌کند. [۱]
تعریف

به عنوان نمونه، در واکنش زیر:

aA + bB → cC + dD

که در آن حروف کوچک (a، b، c و d) نشانگر ضرایب استوکیومتری و حروف بزرگ (A، B، C و D) نمایندهٔ واکنشگرها و محصولات هستند. سرعت واکنش (R) در سیستم بسته بصورت زیر بیان می‌شود

R = - frac{1}{a} frac{d[A]}{dt} = - frac{1}{b} frac{d[B]}{dt} = frac{1}{c} frac{d[C]}{dt} = frac{1}{d} frac{d[D]}{dt}

عوامل موثر بر سرعت :

نوع مواد شرکت کننده در واکنش یا ماهیت مواد شرکت کننده در واکنش :  

توجه داریم که سرعت واکنش سدیم با آب به مراتب از واکنش آهن با آب بیشتر است . چنین تفاوتی در سرعت واکنش ها را به تفاوت در ماهیت یا خواص این مواد نسبت می دهیم .

حالت فیزیکی :  

می دانیم که حالت فیزیکی یک ماده به دما بستگی دارد و برای یک ماده معین با افزایش دما تغییر حالت از جامد به مایع و سرانجام به گاز صورت می گیرد  لذا بدیهی است که سرعت واکنش در حالت گازی نسبت به حالت های متراکم ماده بیشتر باشد .  

اما در دمای ثابت می توان با انحلال مواد در حلال مناسب امکان برخورد مناسب تر ذرات با یکدیگر را فراهم نمود و سرعت واکنش را افزایش داد .

غلظت :  

معمولا افزایش غلظت موجب افزایش سرعت واکنش های شیمیایی می شود زیرا افزایش غلظت باعث افزایش تعداد برخورد ها می گردد . در بسیاری از واکنش ها دو برابر شدن غلظت هر یک از واکنش دهنده ها با دوبرابر شدن سرعت واکنش همراه است ولی این موضوع کلی نمی باشد . زیرا افزایش تعداد برخورد همواره موجب افزایش سرعت نمی شود . دلیل این امر آنست که لازمه انجام واکنش داشتن یک حداقل انرژی (همان انرژی  فعالسازی ) ذرات واکنش دهنده است . که با افزایش تعداد ذرات متفاوت است .  

برای درک بهتر چگونگی وابستگی سرعت واکنش با غلظت واکنش دهنده ها ضروری است به رابطه ی قانون سرعت برای واکنش مورد نظر واقف باشیم . این رابطه نیز به نوبه ی خود از طریق تجربه و آزمایش قابل حصول است .   

واکنش فرضی :

 aA + bB → cC را در نظر می گیریم رابطه قانون سرعت برای این واکنش به صورت زیر نوشته می شود :   
R= k[A]n[B]m

 در این رابطه:  

 k ثابت سرعت بوده  وکمیتی تجربی است،  n و m رابه ترتیب مرتبه سرعت نسبت به هر یک  از گونه های A و B  گویند . لازم به ذکر است که  n و m ارتباطی به ضرایب استوکیومتری نداشته و از طریق تجربه و آزمایش تعیین می شوند .  

افزایش فشار یک گاز یا افزایش مساحت سطح یک واکنش دهنده ناهمگن موجب افزایش سرعت واکنش می گردد .   

چرا افزایش فشار اثر مشابه افزایش غلظت بر سرعت یک واکنش گازی دارد ؟  

رابطه ی قانون سرعت ٬ چگونگی وابستگی سرعت واکنش به غلظت واکنش دهنده ها  و مرتبه ی واکنش;

مثال :

رابطه ی قانون سرعت را برای واکنش داده شده نوشته و سپس :

HgCl2(aq)+C2O42--> 2Cl-(aq)+2CO2(g)+Hg2Cl2(s)

1) مرتبه واکنش را نسبت به هر جز تعیین نمایید ؟

2) مرتبه کلی واکنش را تعیین نمایید ؟

3) اگر غلظت همه ی واکنش دهنده ها بطور همزمان دو برابر شود سرعت واکنش چند برابر خواهد شد ؟

آزمایش
    

 [C2O42-]
    

  [HgCl2]
    

سرعت اولیه واکنش (مول بر لیتر بر دقیقه)

1
    

.125M
    

  .204M
    

2.4x10-5

2
    

.25M
    

.204M
    

9.6x10-5

3
    

  .25M
    

     .102   
    

 4.7x10-5
 

چگونگی اثر دما و کاتالیزگر بر سرعت واکنش های شیمیایی : (رابطه آرنیوس)  

 افزایش دما معمولا به افزایش سرعت واکنش می انجامد زیرا تعداد برخوردها زیاد می شود و بیشتر برخورد ها از انرژی کافی برای تشکیل پیچیده ی فعال (کمپلکس فعال ) برخوردارند .

برای بررسی اثر دما و کاتالیزگر بهتر است با رابطه ی آرنیوس که چگونگی وابستگی ثابت سرعت با دما و انرژی فعالسازی را نشان می دهد آشنا شویم :  

     Ea/RT -

k = A e              

 
دما و کاتالیزگر با تغییر ثابت سرعت ؛ سرعت واکنش را تغییر میدهد :

1) همچنانکه در منحنی مشاهده می شود افزایش دما باعث افزایش مقدار عددی ثابت سرعت می شود .

2) استفاده از کاتالیزگر باعث می شود انرژی فعالسازی واکنش کاهش یافته و ثابت سرعت افزایش یابد .  

اگر چه ممکن است تغییر انرژی در بسیاری از واکنش های شیمیایی منفی باشد ، ولی اغلب این واکنش ها به مقداری انرژی ورودی اولیه نیاز دارند تا بتوانند پیچیده ی فعال تشکیل دهند این انرژی مورد نیاز را انرژی فعالسازی گویند .  به بیان دیگر :

انرژی فعالسازی حداقل انرژی لازم برای شروع واکنش است .


کاتالیزگر : کاتالیزور ماده ای است که سرعت واکنش را زیاد می کند و خود دچار تغییر دائم نمی شود .

 کاتالیز گر ماده ای است که سبب افزایش سرعت یک واکنش می شود بدون آنکه خود  بدون آنکه مقدار اولیه آن تغییری کند کاتالیزگر تاثیر خود را برسرعت یک واکنش از طریق کاهش انرژی فعالسازی اعمال میکند به عبارت کاملتر کاتالیزگر راه تازه ای برای انجام یک واکنش باز میکند و واکنش را از مسیرو مکانیسمی  هدایت میکند که سبب کاهش انرژی فعالسازی می شود یعنی در یک واکنش کاتالیز شده انرژی فعالسازی کمتر از انرژی فعالسازی همان واکنش بدون دخالت کاتالیزگراست و از آنجائی که انرژی فعالسازی با انرژی یک واکنش رابطه معکوس دارد بکارگیری کاتالیزگر سبب افزایش سرعت واکنش می شود نمودار زیر این تاثیر را نشان می دهد  

با مطالعه نمودار به 2 نکته اساسی پی میبریم :

1) کاتالیز گردر واقع سطح انرژی پیچیده فعال را کاهش می دهد بنابراین هم موجب کاهش انرژی فعالسازی واکنش رفت می شود و هم انرزی فعالسازی واکنش برگشت را کاهش می دهد از این رو سرعت واکنش های رفت و برگشت را یه یک نسبت افزایش می دهد به همین دلیل در واکنشهای رفت و برگشتی از یک نوع کاتالیزگر استفاده می شود مثلا واکنش هیدروژن دار کردن اتیلن در مجاورت کاتالیزگر نیکل صورت میگیرد ودر مقابل واکنش هیدروژن زدایی از اتان وتهیه اتیلن نیز با همان نیکل کاتالیز میشود                                                                                     

۲) کاتالیزگر  بر آنتالپی واکنش هیچ تاثیری ندارد شکل زیر نمودار توزیع  انرژی مولکولی را برای یک واکنش براساس قانون توزیع ماکسول وبولتزمن به خوبی نمایش می دهد . چنانچه پیداست در شرایط کاتالیز شده حداقل انرژی لازم برای شروع واکنش کمتر از انرژی لازم برای یک واکنش بدون حضور کاتالیزگر است به طوری که در حضور کاتالیزگر کسر بیشتری از مولکولها انرژی کافی برای انجام واکنش را دارا هستند بر اساس معادله زیربه لحاظ ریاضی  نیز می توان نتیجه گرفت که کاتالیزگراز طریق کاهش انرژی فعالسازی سبب افزایش ثابت سرعت  می سود کاتالیزگر ها را به دو نوع همگن و ناهمگن تقسیم می کنند کاتالیزگر نا همگن ، با مواد واکنش دهنده دردو فاز جدا گانه قرار دارد مانند :

 این نوع از  کاتالیزگزها سطحی رابرای انجام واکنش فراهم میکنند به طوریکه واکنش در سرحد یک فاز روی میدهد کاتالیزگزهای ناهمگن  به طور معمول از طریق جذب سطحی مواد واکنش دهنده به واکنش سرعت می بخشند در جذب سطحی فیزیکی معمولی ، مولکولها به وسیله نیروهای واندر والسی به سطح ماده جاذب ، گیر میکنند بنابراین مولکولهایی از گاز که جذب سطحی میشوند تاهمان حد تحت تاثیر قرار می گیرند که گویی مایع میشوند در جذب سطحی شیمیایی مولکولهای جذب شده ، با پیوند هایی که قابل مقایسه با پیوند های شیمیایی است ، به سطح ماده کاتالیزگر میچسبند . در فرایند تشکیل پیوند با ماده جاذب ، مولکولهایی که به طور شیمیایی جذب می شوند دچار تغییر آرایش الکترونی شده و پیوندهای بعضی از مولکولها کشیده وضعیف و حتی پیوند بعضی از آنها شکسته میشود . بنابراین لایه ای از مولکولها که به طور شیمیایی جذب شده اند به صورت یک پیچیده فعال عمل میکنند

 شکل زیر تاثیر کاتالیز گر طلا را برای مکانیسم تجزیه N2O  نشان میدهدهمانطور که مشخص است ذرات N2O برسطح طلا به طور شیمیایی جذب میشوند و واکنشهایی زیر بر این سطح صورت میگیرد کاتالیزگر همگن ، نوعی از کاتالیزگر ها هستند که در واکنش درگیر میشوند یعنی در ساز وکار چند مرحلهای یک واکنش ابتدا وارد واکنش می شوند ولی در پایان دوباره تولید می گردند به طوریکه تغییر غلظت انان صفر می شود. دخالت کاتالیز گر در سازو کار (مکانیسم ) واکنش موجب هدایت واکنش در مسیری می شود که انرژی فعالسازی کمتری دارد به طور مثال دیدیم که واکنش تجزیه گاز N2O  با کاتالیز گر ناهمگن  Au سرعت میگیرد . این واکنش با گاز کلر Cl2 در نقش کاتالیز گر همگن نیز دچار افزایش سرعت میشود

 

 برای این واکنش مکانیسم زیر پیشنهاد شده اشت :

 
چنانچه روشن است کاتالیز گر در مرحله اول مصرف ودر مرحله آخر دوباره تولید شده است در این مکانیسم ClO نقش ذره حد واسط دارد چون ابتدا تولید و سپس مصرف می شود

چگالی و غلظت


چگالی
در علوم پایه چگالی را مقدار جرم موجود در واحد حجم ماده می‌دانند. و آن را با علامت اختصاری ρ نشان می‌دهند که از رابطه ρ=m/V به دست می‌آید. در صورتی که در علوم پیشرفته، این تعریف از چگالی صحیح نیست و دقیقا تعریف جرم واحد حجم یا جرم مخصوص یا همان دانسیته می‌باشد. در علم کل، وزن مخصوص یک ماده به وزن آب هم‌حجم آن را در شرایط استاندارد، چگالی می‌گویند و ان را با S نشان می‌دهند.

در رابطهٔ ذکر شده، ρ چگالی ماده، m جرم جسم و V حجم اشغال شده توسط آن ماده‌است. همچنین، بین چگالی و وزن مخصوص باید تفاوت قائل شد. چگالی مقدار جرم موجود در واحد حجم است، ولی وزن مخصوص به معنی وزن واحد حجم ماده‌است.
جرم مخصوص یا دانسیته جرم واحد حجم است. جرم مخصوص را با ρ نشان می‌دهند.
برای تعریف جرم مخصوص در یک نقطه، حجم کوچکی در اطراف نقطه در نظر گرفته و جرم سیال را داخل آن حجم تقسیم نموده و حد این نسبت را وقتی تغییرات حجم به اپسیلون میل می‌کند می‌گیریم. درخور ذکر است که اپسیلون در اینجا درست است که واحد بسیار کوچکی است، اما از فاصلهٓ متوسط مولکول‌های جسم، بزرگ‌تر است.
غلظت
غلظت یک محلول شیمیایی به مقدار ماده‌ی حل شده‌ای که در ما‌ده‌ی حل شونده، حل شده است، ربط دارد. تصور ما بر این است که جامدی به یک حل کننده اضافه می‌شود (مثلاً نمک به آب) اما ماده‌ی حل‌شده در فاز دیگری است. برای مثال، اگر مقدار کمی اتانول به آب اضافه کنیم، اتانول، ماده‌ی حل‌شده است و آب حلال. اگر مقدار کم‌تری آب به مقدار بیش‌تری اتانول اضافه کنیم، آب نقش ماده‌ی حل‌شده را خواهد داشت.
غلظت مولی
بيشتر واکنشهاي شيميايي در محلولها و بخصوص محلولهاي آبي صورت مي گيرند. استوکيومتري واکنشها بر حسب مول تفسير مي شود. بنابر اين در محاسبه هاي استوکيومتري محلولها از «غلظت مولي» استفاده مي کنيم. غلظت مولي يا مولاريته عبارت است از تعداد مولهاي حل شده از يک ماده در ليتر محلول.
رابطه ی غلظت مولی یک ماده خالص با چگالی و جرم مولی آن
از تقسیم کردن چگالی یک ماده خالص ( با یکای گرم بر لیتر ) بر جرم مولی آن ، غلظت مولی آن به دست می آید.
اگر یک ماده خالص حالت جامد یا مایع داشته باشد چگالی و جرم مولی آن مقداری معین وثابت است ( در دمای معین ). به همین دلیل است که غلظت یک ماده خالص دارای حالت مایع یا جامد ، مقداری ثابت و معین است.

 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.

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

 پيوندهاي شيميايي

 

1ـ پيوند يوني (الكترو والانسي):

 

پيوندي است كه بر اثر جاذبه ي ميان يون هايي با بار نا هم نام تشكيل مي شود.

اين پيوند معمولا بين يك فلز و يك نافلز به وجود مي آيد. فلز به صورت كاتيون (+) و نافلز به صورت آنيون (-)، يك ديگر را جذب مي كنند.

 

در پيوند يوني به جاي كاتيون فلزي، كاتيون آمونيوم NH4+ نيز مي تواند قرار گيرد.

 

اين جاذبه محدود به يك كاتيون و يك آنيون نيست بلكه در تمام جهت ها و ميان همه ي يون هاي نا هم نام مجاور وجود دارد و به همين دليل يك آرايش منظم از يون ها (شبكه ي بلور) به وجود مي آيد.

 

به آرايش سه بُعدي و منظم اتم ها يا مولكول ها يا يون ها در يك بلور، شبكه ي بلور گفته مي شود. تشكيل شبكه ي بلور با آزاد شدن انرژي همراه است.

 

انرژي شبكه، مقدار انرژي آزاد شده به هنگام تشكيل يك مول جامد يوني از يون هاي گازي سازنده ي آن است.

 

در يك تركيب يوني هر چه انرژي شبكه بيش تر باشد، قدرت پيوند يوني بيش تر است و در نتيجه از نقطه ي ذوب و جوش بالاتري برخوردار است.

 

انرژي شبكه با بار يون رابطه ي مستقيم و با شعاع يون رابطه ي عكس دارد.

 

مثال:

 

از نظر ميزان انرژي شبكه و قدرت پيوند و نقاط ذوب و جوش:

 

    AlF3<MgF2<NaF       و      NaI>NaBr>NaCl>NaF

 

به تعداد نزديك ترين يون هاي نا هم نام موجود در اطراف هر يون عدد كوئورديناسيون گويند.مثلا عدد كوئورديناسيون يون سديم (Na+) در سديم كلريد (NaCl) برابر 6 و عدد كوئورديناسيون يون كلريد (Cl -) نيز درآن 6 مي باشد.

 

مقدار كل بارهاي مثبت و منفي در يك تركيب يوني هميشه با هم برابر است و لذا تركيب يوني (يا نمك) تركيبي خنثي است.

 

تركيب هاي يوني در حالت جامد رسانايي الكتريكي ندارند، چون يون ها در اين حالت نمي توانند آزادانه حركت كنند ولي در حالت مذاب و يا محلول رساناي خوبي براي جريان برق مي باشند.

 

تركيب هاي يوني سخت هستند، زيرا براي شكستن همه ي پيوند هاي ميان يون ها انرژي بسيار زيادي لازم است.

 

تركيب هاي يوني شكننده هستند، زيرا در اثر ضربه، بار هاي هم نام كنار هم قرار مي گيرند و دافعه ي حاصل، موجب در هم ريختن شبكه ي بلور مي گردد.

 

2ـ پيوند كووالانسي:

 

پيوند كووالانسي هنگامي تشكيل مي شود كه اتم ها به تعداد برابر، الكترون به اشتراك بگذارند.

 

اين پيوند معمولا بين دو نافلز به وجود مي آيد.

 

پيوند كووالانسي گاهي مي تواند از پيوند يوني قوي تر باشد ولي اغلب تركيب هاي كووالانسي به صورت مولكول هاي مجزا مي باشند و از آن جا كه نيروهاي جاذبه ي ميان مولكول ها نسبتا ضعيف اند، لذا تركيب هاي كووالانسي (تركيب هاي مولكولي) از نقاط ذوب و جوش پايين تري نسبت به تركيب هاي يوني برخوردارند.

 

تركيب هاي كووالانسي (مولكولي) نه در حالت جامد و نه در حالت مذاب، رسانايي الكتريكي ندارند.

 

در تركيب هاي كووالانسي (مولكولي)، ذره هاي سازنده ي بلور، مولكول هاي بدون بار و مستقل (مجزا) مي باشند.

 

پيوند كووالانسي نتيجه ي تأثير نيروهاي جاذبه اي و دافعه اي بر يك ديگر است. در هنگام تشكيل پيوند كووالانسي، اثر نيروهاي جاذبه اي (ميان هسته ي هر اتم با الكترون هاي اتم ديگر) بسيار بيش تر از مجموع نيروهاي دافعه اي (ميان هسته هاي اتم ها و ميان الكترون هاي اتم ها) است.

 

پس از تشكيل پيوند كووالانسي، نيروهاي جاذبه و دافعه برابر مي شوند و اتم ها در فاصله اي تعادلي (توأم با نوسان فنر مانند) نسبت به هم قرار مي گيرند.

 

به فاصله ي تعادلي ميان هسته هاي دو اتم (در گير در پيوند) طول پيوند گويند.

 

طول پيوند نشان دهنده ي جايگاه اتم ها در پايين ترين سطح انرژي يا پايدارترين حالت است. اگر دو اتم از اين فاصله (طول پيوند) به يك ديگر نزديك تر يا دورتر شوند، در وضعيتي ناپايدار قرار خواهند گرفت.

 

طول پيوند با انرژي پيوند نسبت عكس دارد، لذا هر چه طول يك پيوند بلندتر باشد، انرژي آن پيوند (يا قدرت آن پيوند) كم تر و ضعيف تر مي باشد.

 

به جفت الكترون به اشتراك گذاشته شده در يك پيوند كووالانسي، جفت الكترون پيوندي گويند.

 

به جفت الكتروني كه در تشكيل پيوند كووالانسي شركت نمي كند و فقط به يكي از اتم ها تعلق دارد، جفت الكترون ناپيوندي گويند.

 

پيوند كووالانسي قطبي نوعي پيوند كووالانسي است كه در آن الكترون هاي پيوندي به وسيله ي يكي از اتم هاي متصل به هم، بيش تر جذب مي شود.

 

پيوند كووالانسي ناقطبي نوعي پيوند كووالانسي است كه در آن الكترون هاي پيوندي به طور يكسان بين دو اتم متصل به هم، توزيع شده باشند.

 

پيوند ساده (يگانه) نتيجه ي به اشتراك گذاشتن يك جفت الكترون بين دو اتم است.

 

پيوند دوگانه نتيجه ي به اشتراك گذاشتن دو جفت الكترون بين دو اتم است.

 

پيوند سه گانه نتيجه ي به اشتراك گذاشتن سه جفت الكترون بين دو اتم است.

 

نكته:

 

از نظر طول پيوند:     A º A  >  A = A  >  A – A

بنابراين از نظر انرژي پيوند:     A º A  <  A = A  <  A – A

 

پيوند داتيو (پيوند كووالانسي كوئوردينانسي) نوع خاصي از پيوند كووالانسي است كه در آن، فقط يكي از اتم ها هر دو الكترون پيوندي را به اشتراك مي گذارد و اتم ديگر هيچ الكتروني به اشتراك نمي گذارد. اين نوع پيوند هنگامي به وجود مي آيد كه دو اتم تشكيل دهنده ي پيوند، يكي داراي جفت الكترون ناپيوندي (اضافي) و ديگري داراي اوربيتال خالي باشد.

 

مثال:

 

بين اتم نيتروژن(درNH3:) كه داراي جفت الكترون ناپيوندي است

واتم بور(در□BF3) كه داراي اوربيتال خالي است، يك پيوند داتيو تشكيل مي شود.

 

مثال:

 

بين اتم نيتروژن(درNH3:) كه داراي جفت الكترون ناپيوندي است

و □H+ كه داراي اوربيتال خالي است، يك پيوند داتيو تشكيل مي شود (NH4+).

 نام گذاري و فرمول نويسي تركيب هاي شيميايي

عنصرهاي شيميايي را مي توان به دو دسته ي  فلزها  و  نافلزها  تقسيم نمود. فلزها، داراي ويژگي هايي مانند چكش خواري، رسانايي الكتريكي و گرمايي، چگالي زياد، جلا پذيري و… مي باشند ولي نا فلزها چنين ويژگي هايي را ندارند.

برخي فلزهاي معروف:

Li ليتيم، Na سديم، K پتاسيم، Mg منيزيم، Ca كلسيم، Cr كروم، Mn منگنز، Fe آهن، Coكبالت، Ni نيكل، Pt پلاتين، Cuمس، Ag نقره، Au طلا، Znروي،  Hgجيوه، Al آلومينيم، Sn قلع، Pb سرب و...

 

برخي نافلزهاي معروف:

H هيدروژن،Bبور، C كربن، Si سيليسيم، N نيتروژن،P فسفر،O اكسيژن، S گوگرد،F فلوئور، Cl كلر، Br برم، I يد و…

يون:

يون به ذره هاي باردار گفته مي شود. اتم يا مولكولي كه الكترون از دست بدهد، به يون مثبت (كاتيون) تبديل مي شود.

اتم يا مولكولي كه الكترون بگيرد، به يون منفـي (آنيـون) تبديل مي شود.

نكته:

معمولا فلزها ميل زيادي به از دست دادن الكترون و تبديل شدن به كاتيون(+) دارند ولي اغلب نافلزها ميل زيادي به گرفتن الكترون دارند و به آنيون(-) تبديل مي شوند. هيدروژن با آنكه نافلز است مي تواند مانند فلزها، با از دست دادن  يك الكترون، به كاتيون H+  تبديل شود.

هم چنين تركيبي از دو نافلز نيتروژن و هيدروژن به صورت NH4+ وجود دارد كه شبيه يك كاتيون فلزي يك ظرفيتي است و نام آن، آمونيوم مي باشد.

 

انواع تركيب ها و روش نام گذاري آن ها:

 

بطور كلي مي توان تركيب هاي شيميايي را (از نظر نام گذاري) به 5 دسته ي زير تقسيم نمود :

1 ـ نمك ها

2 ـ بازها

3 ـ اسيدها

4 ـ اكسيدها

5 ـ تركيب نافلز با نافلز

 

1ـ نمك ها

 

نمك ها از 2 بخش «كاتيون و آنيون» تشكيل مي شوند و در فرمول آن ها، كاتيون (+) در سمت چپ و آنيون (- ) در سمت راست نوشته مي شود.

مثال :از كنار هم قرار گرفتن يك كاتيون سديم (Na+) و يك آنيون كلريد (Cl-)، نمك NaCl حاصل مي شود.

 

توجه:

 

در نمك ها، كاتيون مورد نظر نبايد هيدروژنH+  و آنيون مورد نظر نبايد اكسيد O2-و هيدروكسيد  OH-  باشد.

هم چنين در نمك ها ، تعداد كاتيون ها و تعداد آنيون ها بايد طوري انتخاب شوند كه كاملاً (ازنظر باري) يكديگر را خنثي كنند.

 

مثال:

 

براي خنثي شدن يك كاتيون كلسيم Ca2+، نياز به 2 تا آنيون كلريد Cl- مي باشد، تا نمك CaCl2 حاصل گردد.

 

مثال:

 

براي آن كه بتوانيم كاتيون منيزيم  Mg2+  را در كنار آنيون نيتريد N3-  قرار دهيم، بايد 3 تا كاتيون Mg2+ و 2 تا آنيون N3-  انتخاب كنيم تا ميزان بار مثبت آنها با ميزان بار منفي آنها برابر شود (يعني 6 تا بار مثبت در مقابل 6تا بار منفي قرار گيرد تا كاملاً يكديگر را خنثي كنند): Mg3N2 .

 

روش نام گذاري نمك ها:

 

ابتدا نام كاتيون و سپس نام آنيون را مي آوريم.

مثال : نام NaCl  «سديم كلريد» و نام CaCl2  «كلسيم كلريد» و نام  Mg3N2  «منيزيم نيتريد» مي باشد.

 

2ـ بازها

 

بازها نيز از 2 بخش «كاتيون و آنيون» تشكيل مي شوند و در فرمول آن ها ، كاتيون (+) در سمت چپ و آنيون (-) كه هميشه در بازها بصورت (OH-) هيدروكسيد  است، در سمت راست نوشته مي شود.

 

توجه:

 

در بازها، كاتيون مورد نظر، نبايد كاتيون هيدروژن H+ باشد.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون سديم (Na+)  و آنيون هيدروكسيد((OH-، باز NaOH  حاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون منيزيم (Mg2+) و آنيون هيدروكسيد (OH-)، باز Mg(OH)2 حاصل مي شود.

 

روش نام گذاري بازها:

 

ابتدا نام كاتيون و سپس كلمه ي «هيدروكسيد» را مي آوريم.

مثال : نام  NaOH «سديم هيدروكسيد» و نام  Mg(OH)2  «منيزيم هيدروكسيد» مي باشد.

3ـ اسيدها

 

اسيدها از كنار هم قرار گرفتن يك كاتيون هيدروژن H+ و يك آنيون (-) حاصل مي شوند.

 

توجه:

 

در اسيدها ، آنيون نبايد  H-، OH-، O2-، N3-، P3-، C4- باشد.

اسيدها را نمي توان تركيبات يوني دانست، زيرا كاتيون و آنيون در آن ها به صورت مجزا وجود ندارد و فقط در آب (يا حلال هاي مناسب ديگر) مي توانند به صورت يوني تفكيك شوند و كاتيون H+  در محلول توليد كنند.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون هيدروژن (H+)  و آنيون كلريد  (Cl-)، اسيد  HCl حاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون هيدروژن (H+)  و آنيون نيتريت (NO2-)، اسيد HNO2 حاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون هيدروژن (H+)  و آنيون كربنات (CO32-)، اسيد H2CO3 حاصل مي شود.

 

روش نام گذاري اسيدها:

 

اگر نام آنيون آن به  « يد»  ختم شده باشد:

1) هيدرو     2) نام آنيون بدون « يد»     3) پسوند« يك»     4) اسيد

 

اگر نام آنيون آن به « يت» ختم شده باشد:

1) نام آنيون بدون « يت»   2) پسوند« و»     3) اسيد

 

اگر نام آنيون آن به « ا ت» ختم شده باشد:

1) نام آنيون بدون «ا ت»   2) پسوند« يك»    3) اسيد

 

مثال:

 

نام  HCl «هيدرو كلريك اسيد» و نام  HNO2 «نيترو اسيد» و نام H2CO3«كربنيك اسيد» مي باشد.

 

توجه:

 

اگر نام آنيون مربوطه «سولفيت يا سولفات» باشد و بخواهيم «يت يا ا ت» را از آن حذف كنيم ، باقي مانده را بايد به صورت «سولفور» بنويسيم ( نه به صورت «سولف» ). اگر نام آنيون مربوطه «فسفيت يا فسفات» باشد و بخواهيم «يت يا ا ت» را از آن حذف كنيم،  باقي مانده را بايد به صورت «فسفر» بنويسيم ( نه به صورت «فسف» ).

 

4 ـ اكسيدها

 

بطور كلي مي توان اكسيدها را به 2 دسته ي «اكسيدهاي فلزي» و «اكسيدهاي نا فلزي» تقسيم نمود.

 

آ) اكسيدهاي فلزي

 

اكسيدهاي فلزي نيز از 2 بخش «كاتيون و آنيون»  تشكيل مي شوند و در فرمول آن ها، كاتيون (+) در سمت چپ و آنيون (-) كه هميشه در اكسيدهاي فلزي بصورت اكسيد O2-مي باشد در سمت راست نوشته مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون سديم (Na+) و آنيون اكسيد ( (O2-  ، اكسيد فلزي  Na2Oحاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن كاتيون منيزيم (Mg2+) و آنيون اكسيد ((O2- ، اكسيد فلزي MgO حاصل مي شود.

 

روش نام گذاري اكسيدهاي فلزي:

 

ابتدا نام كاتيون و سپس كلمه ي «اكسيد» را مي آوريم.

 

مثال:

 

نام Na2O  «سديم اكسيد»  و نام MgO  «منيزيم اكسيد» مي باشد.

ب) اكسيدهاي نافلزي

 

بر خلاف تركيبات قبلي، اكسيد هاي نافلزي از كاتيون و آنيون تشكيل نمي شوند، بلكه از دو بخش «نافلز» و «اكسيژن» تشكيل مي گردند.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن نافلز «كربن» و عنصر «اكسيژن»، اكسيدهاي نافلزي CO و CO2 حاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن نافلز «گوگرد» و عنصر «اكسيژن»، اكسيدهاي نافلزي SO2 و SO3حاصل مي شود.

 

روش نام گذاري اكسيدهاي نافلزي:

1) تعداد نافلز «با اعداد يوناني» (به جز حالت «منو»)

2) نام نافلز

3) تعداد اكسيژن «با اعداد يوناني»

4) كلمه ي «اكسيد»

 

اعداد يوناني:

منو (يك)، دي (دو)، تري (سه)، تترا (چهار)، پنتا (پنج)، هگزا (شش)، هپتا (هفت)

 

مثال:

 

نام CO «كربن منو اكسيد»  و نام  CO2 «كربن دي اكسيد»  و نام SO2 «گوگرد دي اكسيد» و نام SO3 «گوگرد تري اكسيد» مي باشد.

 

5 ـ تركيب نافلز با نافلز

 

اين تركيبات نيز از كاتيون و آنيون  تشكيل نمي شوند، بلكه  از كنار هم قرار گرفتن  عناصر نافلزي، حاصل مي گردند.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن نافلز «كربن» و نافلز «كلر»، تركيب  CCl4حاصل مي شود.

 

مثال:

 

از كنار هم قرار گرفتن نافلز «سيليسيم» و نافلز «فلوئور»، تركيب SiF4حاصل مي شود.

 

روش نام گذاري تركيبات نافلز با نافلز:

1) تعداد نافلز سمت چپي «با اعداد يوناني» (به جز حالت «منو»)

 دانشمندان و مدل هاي اتمي

1ـ دموكريت: تشكيل مواد از ذره هاي كوچك و تجزيه ناپذير به نام اتم.

2ـ تالس: معرفي آب به عنوان عنصر اصلي سازنده ي جهان.

3ـ ارسطو: افزودن 3 عنصر هوا ، خاك و آتش در كنار آب.

4ـ بويل: معرفي عنصر (ماده ي غير قابل تبديل به مواد ساده تر)

 5ـ دالتون: ارائه ي نظريه ي اتمي در 7 بند:

-------------------------------------------------------

1) ماده از ذره هاي تجزيه ناپذيري به نام اتم ساخته شده است.

2) همه ي اتم هاي يك عنصر مشابه يكديگرند.

3) اتم ها نه به وجود مي آيند و نه از بين مي روند.

4) اتم عنصرهاي مختلف، جرم و خواص شيميايي متفاوتي دارند.

5) اتم هاي مختلف به هم متصل مي شوند و مولكول ها را به وجود مي آورند.

6) در هر مولكول همواره نوع و تعداد نسبي اتم هاي سازنده ي آن يكسان است.

7) واكنش شيميايي ، جابه جايي يا تغيير در اتصال اتم ها در مولكول هاست.

-------------------------------------------------------

6ـ فارادي: وقوع واكنش به هنگام برقكافت (زمينه ي كشف الكترون).

7ـ تامسون: آزمايش بر روي لوله پرتوي كاتدي و 3 نتيجه گيري:

1) پرتوهاي كاتدي به خط راست حركت مي كنند.

2) پرتوهاي كاتدي داراي بار الكتريكي منفي هستند.

3) همه ي مواد داراي الكترون هستند.

هم چنين اندازه گيري نسبت بار به جرم الكترون.

8ـ ميليكان: اندازه گيري مقدار بار الكترون.

9ـ رونتگن: كشف پرتوهاي ايكس X .

10ـ بكرل: كار روي خاصيت فسفرسانس و كشف خاصيت پرتوزايي.

11ـ ماري كوري: كار روي مواد پرتوزا وكشف عنصر راديم.

12ـ تامسون: ارائه ي مدل اتمي هندوانه أي با 4 ويژگي:

-------------------------------------------------------

1) الكترون ها (با بار منفي) درون ابري كروي (با بار مثبت) پراكنده شده اند.

2) اتم در مجموع خنثي است (مساوي بودن مقدار بار مثبت با منفي در اتم).

3) ابر كروي مثبت ، جرم ندارد و جرم اتم به تعداد الكترون هاي آن بستگي دارد.

4) جرم زياد اتم ، از وجود تعداد بسيار زياد الكترون در آن ناشي مي شود.

-------------------------------------------------------

13ـ رادرفورد: انجام 2 آزمايش مهم و كشف عدد اتمي.

آزمايش اول) عبور  پرتوهاي  مواد پرتوزا (راديو اكتيو)

از ميان صفحه هاي باردار  وجداسازي 3 پرتو

آلفا (با بار +) ، بتا (با بار -) و گاما (خنثي).

آزمايش دوم) بمباران ورقه ي نازكي از طلا با ذره هاي آلفا

و مشاهده ي عبور بخش عمده ي آن ها (بدون انحراف)

و انحراف تعداد زيادي از آن ها با زاويه ي كم

و بازگشت (انحراف با زاويه ي بيش از 90 درجه) تعداد بسيار اندكي از آن ها

(زمينه ي كشف پروتون)

هم چنين ارائه مدل اتمي هسته دار (بر اساس آزمايش دوم):

-------------------------------------------------------

1) بيش تر حجم اتم را فضاي خالي تشكيل مي دهد.

2) يك ميدان الكتريكي قوي در اتم وجود دارد.

3) اتم ها هسته أي بسيار كوچك با جرم بسيار زياد دارند.

-------------------------------------------------------

14ـ چادويك: كشف نوترون (ذره ي خنثي در هسته ي اتم).

15ـ موزلي: مطالعه روي توليد پرتوهاي ايكس X .

16ـ بونزن: اختراع چراغ بونزن، دستگاه طيف بين، طيف نشري خطي.

17ـ آنگستروم: كشف 4 خط طيف نشري هيدروژن و طول موج آنها.

18ـ بور: ارائه ي مدل اتمي سياره اي براي اتم هيدروژن، با 6 ويژگي:

-------------------------------------------------------

1) الكترون در اتم هيدروژن در مسيري دايره أي به دور هسته گردش مي كند.

2) انرژي اين الكترون با فاصله ي آن از هسته رابطه ي مستقيم دارد.

3) اين الكترون فقط مي تواند در فاصله هاي معيني به دور هسته گردش كند و تعداد كمي از اين مدارهاي مجاز (ترازهاي انرژي) در اتم موجود است.

4) اين الكترون معمولاً در پايين ترين تراز انرژي ممكن (حالت پايه) قرار دارد.

5) مقدار معيني انرژي، اين الكترون را به تراز بالاتر (حالت برانگيخته) مي فرستد.

6) الكترون درحالت برانگيخته ناپايدارست وبادادن انرژي به حالت پايه برمي گردد.

-------------------------------------------------------

19ـ شرودينگر: ارائه ي مدل اتمي كوانتمي با ويژگي هاي زير:

-------------------------------------------------------

1) مبناي اين مدل، رفتار دوگانه ي الكترون (با تأكيد بر رفتار موجي) مي باشد.

2) الكترون در فضايي 3بعدي به نام اوربيتال (به جاي مدار دايره أي) حضور دارد.

3) هر اوربيتال در اتم با سه عدد كوانتمي   n  و  l  و  ml  مشخص مي شود.

4)دراين مدل واژه ي لايه هاي الكتروني به جاي ترازهاي انرژي به كارمي رود.

-------------------------------------------------------

20ـ پائولي: ارائه ي اصلي معروف به اصل طرد پائولي:

هيچ اوربيتالي در اتم نمي تواند بيش از دو الكترون در خود جاي دهد يا در يك اتم، دو الكترون نمي توان يافت كه هر چهار عدد كوانتمي آنها برابر باشد.

21ـ هوند: ارائه ي قاعده أي معروف به قاعده ي هوند:

يك زيرلايه ، ابتدا نيمه پر مي شود و سپس شروع به كامل شدن مي نمايد.

 ترکیبات یونی و تاریخچه کشف این ترکیبات
 

در مورد تاریخچه باید گفت که همواره انسان از نمک که متداولترین ترکیب یونی است استفاده می کرده و تاریخی نمی توان برای آن ذکر کرد اما اینکه چه زمانی نام ترکیبات یونی برای این دست از مواد برگزیده شد، این نامگذاری و نامگذاری دیگر ترکیبات به عنوان کووالانسی و فلزی ... به بعد از نظریه شرودینگر یعنی کمتر از 100 سال قبل برمی گردد که لایه های الکترونی و اوربیتالها و ... برای اتمها تعریف شد اما در مورد ترکیبات یونی بسیاری از بلورها ، بلور یونی هستند یعنی ذرات تشکیل دهنده ی بلور آنها از نوع یونهای غیرهمنام می باشند.

بلور به ساختاری سه بعدی و منظم از آرایش اتمها گفته می شود. یعنی یك ساختار سه بعدی مانند مكعب را در نظر بگیرید، كه میلیاردها مكعب كنار یكدیگر قرار داده شود، در این صورت یك شبكه ی بلور به دست می آید. پس هر بلور از یك واحد ساختمانی به وجود آمده است. هفت نوع سلول واحد وجود دارد. انواع این واحدها عبارتند از واحد (سلول) مكعبی. حال این مكعب می تواند ساده باشد، یعنی تنها در هر گوشه ی این مكعب یك یون قرار گرفته باشد، یا مكعب مركز پر باشد، یعنی علاوه بر گوشه ها، یك یون نیز در مركز قرار گرفته باشد، یا مراكز وجوه پر باشد، یعنی علاوه بر گوشه ها، در مركز هر وجه نیز یك یون قرار گرفته باشد.

انوع دیگر سلولهای واحد عبارتند از شش گوشه ای، لوزوجهی، راستگوشه، تك شیب، سه شیب و چهار گوشه. در انواع مختلف این سلولها، زاویه بین محورهای سلول واحد و نیز طول محورهای سلول واحد با یكدیگر فرق دارند. هر یك از اینها نیز می توانند ساده، مركز پر یا مراكز وجوه پر باشند.

به عنوان مثال سدیم كلرید NaCl , MgO, SrO, MgS, CaS و ده ها تركیب دیگر در سیستم مكعبی مركز و مراكز وجوه پر متبلور می شود.

سزیم كلرید CsCl , CsBr, CsI, NH4Cl, NH4Br,در سیستم مكعبی ساده متبلور می شود.

ورتزیت روی سولفید ZnS در سیستم هگزاگونال یا شش گوشه ای متبلور می شود.

تیتان دی اكسید یا روتیل TiO2 در سیستم چهار گوشه متبلور می شود.

جامدهای یونی خواص مشترک و متمایزی از انواع دیگر جامدهای بلوری (جامدهای فلزی، جامدهای کووالانسی، جامدهای مولکولی) دارند که مهمترین آنها عبارت است از:

1) در شرایط معمولی همگی جامدند و از ترکیب یک فلز و یک نافلز به وجود می آیند. البته نافلز مورد استفاده در جامدهای یونی، نافلزی از گروههای هفتم، ششم و تا حدی نیتروژن می باشد. در این دسته از جامدها، واحدهای مجزایی به صورت مولکول یا جفتهای یونی مثلاٌ در مورد سدیم کلرید، واحدهایی به صورت NaCl وجود ندارد، بلکه یونها با آرایش فضایی خاصی، شبکه ی عظیم توده یونی را به وجود می آورند.

2) جامدهای یونی در حالت جامد رسانای جریان برق نیستند و ولی در حالت مذاب و یا به صورت محلول، قابلیت رسانای الکترکی دارند.

3) دارای نقطه های ذوب و جوش نسبتاٌ بالایی هستند. زیرا نیروی جاذبه ی الکتروستاتیکی بسیار قوی بین ذرات تشکیل دهنده بلور آنها اعمال می شود.

4) جامدهای یونی جزء مواد بسیار سخت هستند. این سختی را می توان به قدرت پیوند یونی (نیروی جاذبه ی الکتروستاتیکی) و انرژی شبکه بلور که نسبتاٌ زیاد است ، نسبت داد.

در مورد سختی جامدهای یونی می توان سه قاعده ی زیر را بیان کرد:

آ) در مورد جامدهای یونی که ساختار بلوری یکسان دارند و بار یونهای آنها برابر است، هر چه فاصله بین یونها کمتر باشد، بر میزان سختی بلور افزوده می شود

ب) در مورد جامدهای یونی که ساختار یکسان و فاصله ی بین یونی نزدیک به هم دارند، با افزایش بار آنیون و کاتیون، سختی بلور افزایش می یابد.

ت) جامدهای یونی که که در آنها یونها دارای آرایش گاز بی اثرباشند، نسبت به جامدهای یونی دیگر که در آنها یونها دارای آرایش گاز بی اثر نیستند، در صورتی که عوامل موثر دیگر (بار، فاصله ی بین یونی، ساختار بلوری) یکسان باشد، درجه سختی بالاتر است.

5) جامدهای یونی برخلاف جامدهای فلزی و کووالانسی، ترد و شکننده هستند. یعنی بر اثر وارد شدن ضربه یا فشار می شکنند و یا خرد می شوند. علت را می توان اینگونه توجیه کرد که بر اثر فشار یا ضربه، یونها در بلور جابجا می شوند و یونهای همنام در مجاورت یکدیگر قرار می گیرند و بر اثر دافعه ی شدید بین آنها، موجب پاشیده شدن ساختار بلور و یا گسستن پیوند بین ذرات می شود.

جامدهای یونی در حلالهای قطبی به ویژه در آب به خوبی حل می شوند ولی در حلالهای غیر قطبی حل نمی شوند.

از جامدهای یونی به طور وسیع در زندگی و صنعت استفاده می گردد. بارزترین آنها نمک سدیم کلرید است که برای حیات انسان و موجودات ضروری است. در زیر به چند ترکیب یونی و طرز تهیه و کاربرد آنها اشاره شده است:

آمونیوم نیترات NH4NO3 یكی از تركیبات یونی چند تایی است. این ماده از اثر نیتریك اسید بر گاز آمونیاك تولید می شود. فرمول این واكنش به صورت زیر می باشد:

HNO3 + NH3 --> NH4NO3

این ماده یك كود شیمیایی مهم است.

این ماده در ساختن مواد منفجره و وسایل آتش بازی نیز به كار می رود.

در مورد ترکیبات یونی می توانید به تمام کتب شیمی عمومی، شیمی معدنی و به طور تخصصی تر برخی کتب که در مورد ترکیبات یونی نگارش شده اند، مراجعه نمایید.