هیدروژن

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. 
 
  
خصوصیات قابل توجه

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز،H۲، دو اتمی با نقطه جوش ۲۰.۲۷° K و نقطه ذوب ۱۴.۰۲° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در می آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشار های بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم های مجزا در آمده ؛ ابرهای   تشکیل می شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط می باشد

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

کاربردها

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

هیدرودیلکیلاسیون  (hydrodealkylation)، هیدرودیسولفوریزاسیون (hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)

تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوختهای موشک و احیاء سنگ معدن فلزی هیدروژن مایع در تحقیقات سرما شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می رود. تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می گیرد.

هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا بعنوان عامل بالا برنده در بالونها و کشتیهای هوایی مورد استفاده قرار می گرفت تا وقتیکه فاجعه هیندنبرگ ثابت کرد که استفاده از این گاز برای این منظور بسیار خطرناک است.

دوتریوم بعنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت های هسته ای مورد استفاده قرار می گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست شناسی در مطالعاتتاثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می شوند.

تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست شناسی است که بعنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد. هیدروژن می تواند در موتورهای درون سوز سوخته شود و در برهه کوتاهی اتومبیلهایی با سوخت هیدروژنی توسط شرکت Chrysler-BMW تولید شدند. پیل های سوختی هیدروژنی، بعنوان راه کاری برای تولید توان بالقوه ارزان و بدون آلودگی، مورد توجه قرار گرفته است.

تاریخچه

هیدروژن «فرانسه به معنی سازنده آب و واژه یونانی hudôr یعنی "آب" و gennen یعنی "تولید کننده") برای اولین بار در سال ۱۷۷۶ بوسیله هنری کاوندیش بعنوان یک ماده مستقل شناخته شده، آنتونی لاوازیه نام هیدروژن را برای این عنصر انتخاب کرد.

 
پیدایش
هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است بطوریکه ۷۵% جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از ۹۰% اتمهای تشکیل دهنده آنها اتم های هیدروژن است.

این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(۱ ppm برحسب حجم). متعارف ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H۲O) ساخته شده است.

منابع دیگر عبارتند از بیشترین اشکال مواد آلی که در اندام تمام موجودات زنده شناخته شده وجود دارند، زغال،سوخت فسیلی و گاز طبیعی. متان ( CH۴)، که یکی از محصولات فرعی فساد ترکیبات آلی است که اهمیت منابع آن رو به افزایش است.

هیدروژن از چندین راه مختلف بدست می آید، عبور بخار از روی کربن داغ، تجزیه هیدروکربن بوسیله حرارت، واکنش هیدروکسید سدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم، الکترولیز آب یا از جابجائی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.

 هیدروژن تجاری در حجمهای زیاد معمولا بوسیله تجزیه گاز طبیعی تولید می شود.

ترکیبات

هیدروژن سبک ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته ۲.۲ است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده ها هیدریدها نامیده می شوند، که هیدروژن یا بصورت یونهای H- یا بصورت حل شده در عنصر دیگر وجود خواهد داشت (مانند هیدرید پالادیوم). در حالت دوم (ترکیب با فلز) هیدروژن تمایل برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد، چون یونهای H+ بصورت یک اتم عریان فاقد الکترون در می آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می توان یونهایی مثل H۳O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می کند، H۲O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می کند که، باعث انفجار در هوا میگردد. به اکسید دوتریوم یا D۲O، که معمولا آب سنگین گفته می شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گستردهای را بوجود می آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می شود.

حالتها

در شرایط عادی گاز هیدروژن ترکیبی از دو نوع متمایز مولکول است که با هم از نظر جهت چرخش الکترونها و هسته تفاوت دارند. این دو شکل به نام ارتو- و پارا- هیدروژن معروفند. (این مورد با ایزوتوپها فرق می کند به پاراگراف بعد توجه کنید.) در شرایط استاندارد هیدروژن معمولی ترکیبی از ۲۵% شکل پاراو ۷۵% شکل ارتو است. شکل ارتو را نمی توان بصورت حالت خالص آن تهیه کرد. این دو مدل هیدروژن از نظر انرژی با هم متفاوتند که این مسئله موجب می گردد، تا خصوصیات فیزیکی آنها کمی متفاوت باشد. مثلا نقطه ذوب و جوش پاراهیدروژن تقریبا ۰.۱ K ° پائین تر از ارتوهیدروژن است.

ایزوتوپها

پروتیوم ، معمولی ترین ایزوتوپ هیدروژن فاقد نوترون است گرچه دو ایزوتوپ دیگر به نام دوتریوم دارای یک نوترون و تریتیوم رادیو اکتیویته دارای دو نوترون، وجود دارند. دو ایزوتوپ پایدار هیدروژن پروتیوم(H-۱) و دیتریوم(D ، H-۲) می باشند. دیتریوم شامل ۰.۰۱۸۴-۰.۰۰۸۲%درصد کل هیدروژن است «IUPAC)؛ نسبتهای دیتریوم به پروتیوم با توجه به استاندارد مرجع آب VSMOW اعلام میگردد. تریتیوم(T یا H-۳)، یک ایزوتوپ رادیواکتیو دارای یک پرتون و دو نوترون می باشد. هیدروژن تنها عنصری است که ایزوتوپ های آن اسمی مختلفی دارند.

هشدارها

هیدروژن گازی است با قدرت اشتعال فوق العاده زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می هد. D۲O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.

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

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.

 "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

 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 .

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.

تاریخچه

 

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

ریشه نام

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

مشخصات

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

خواص

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

طرز تهیه

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

 

احتیاط

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

کاربرد

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

معنی دیگر در زبان پارسی

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

برم به زبانی دیگر

برم

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

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

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

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

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

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

 يونش:

 

خارج كردن يك الكترون از اتم و ايجاد يون.

 

انرژي يونش (IE):

 

انرژي لازم براي فرآيند يونش يك مول اتم گازي.

 

انرژي نخستين يونش (IE1):

 

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

 

X(g) + IE1 → X+(g) + e-

 

انرژي دومين يونش (IE2):

 

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

 

X+(g) + IE2 → X2+(g) + e-

 

يكا:

 

كيلو ژول بر مول (kJ/mol).

 

نكته:

 

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

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

IE123< …

 

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

 

مثال:

 

در مورد اتم سديم (Z = 11) داريم:

 

IE123< … 11

 

نكته:

 

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

 

جهش بزرگ:

 

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

 

مثال:

 

در مورد اتم آلومينيم (Z = 13) داريم:

 

IE123<<IE4< … 11<<IE1213

 

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

 

نكته:

 

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

1– n = تعداد جهش بزرگ

 

مثال:

 

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

 

نكته:

 

همواره در يك اتم داريم:

 

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

 

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

 

مثال:

 

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

 

پاسخ:

 

4 = 1 +  3 = شماره ي دوره ي تناوب (n)

 

IIA)) 2 = شماره ي گروه

 

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

 

تمرين:

 

در مورد عنصر شماره ي 53 جدول تناوبي:

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

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

 

تغييرات انرژي يونش در جدول تناوبي:

 

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

 

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):

 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.