معرفی عناصر جدول مندلیف

[ghasem motamedi]

هيدروژن

هیدروژن یا آبزا، یک عنصر شیمیایی در جدول تناوبی است كه با حرف H و عدد اتمی ۱ نشان داده شده است. هیدروژن عنصری بی رنگ، بی بو، غیر فلز، یک ظرفیتی و گازی دو اتمی، با خاصیت شعله وری فوق العاده بالا است. هیدروژن سبک‌ترین و فراوانترین عنصر در جهان بوده و در آب و نیز در تمامی ترکیبات آلی و موجودات زنده یافت می‌شود. هیدرژن قابلیت واکنش شیمیایی با بیشتر عناصر را دارد. ستارگان در توالی اصلی خود به وفور از هیدروژن در حالت پلاسمایی تشکیل شده اند. این عنصر در تولید آمونیاک، به‌عنوان یک گاز بالا برنده، یک سوخت جایگزین و اخیرا به‌عنوان منبع انرژی مورد استفاده پیلهای سوختی قرار می‌گیرد.
در آزمایشگاه، از واکنش اسیدها بر فلزهایی مثل روی، بدست می‌آید. اما برای تولید در حجم زیاد از الکترولیز آب که معمول‌ترین روش است، استفاده می‌شود. اکنون دانشمندان سعی دارند تا روش‌های جدیدی را بوجود آوردند که از جلبک‌های سبز برای تولید هیدروژن استفاده نمایند.
ویژگی‌های درخور نگرش
هیدروژن سبک‌ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول‌ترین 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 می‌آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشارهای بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می‌شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم‌های مجزا در آمده؛ابرهای H۲ (هیدروژنی) تشکیل می‌شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط است.
این عنصر نقش بسیار حیاتی در تأمین 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 می‌کنند.) jhvgvhgv
کاربردها



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

• آلکیل زدایی آبی (هیدرودیلکیلاسیون hydrodealkylation)، گوگردزدایی آبی (هیدرودیسولفوریزاسیون، hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)
• تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوخت‌هایموشک و احیاء سنگ معدن فلزی
• هیدروژن مایع در تحقیقات سرما‌شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می‌رود.
• تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می‌شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا به‌عنوان عامل بالا برنده در بالون‌ها و کشتی‌های هوایی مورد استفاده قرار می‌گرفت تا وقتیکه فاجعه هیندنبرگ ثابت کرد که استفاده از این گاز برای این منظور بسیار خطرناک است.
• دوتریوم به‌عنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت‌های هسته‌ای مورد استفاده قرار می‌گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست‌شناسی در مطالعات تأثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می‌شوند.
• تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست‌شناسی است که به‌عنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.

هیدروژن می‌تواند در موتورهای درون سوز سوخته شود و یا در پیلهای هیدروژنی انرژی بصورت برق تولید کند.تاکنون چند خودرو آزمایشی توست شرکتهای مختلف اتومبیل سازی از جمله BMW(موتور گرمایی) و Mercedes Benz ،Toyota ،Opel و ... (پیل هیدروژنی) تولید شدند. پیل‌های سوختی هیدروژنی، به‌عنوان راه کاری برای تولید توان بالقوه ارزان و بدون آلودگی، مورد توجه قرار گرفته است.
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 اتم‌های هیدروژن است.
این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می‌شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(۱ ppm برحسب حجم). متعارف‌ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H۲O) ساخته شده است.
منابع دیگر عبارت‌اند 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 می‌آید، عبور بخار از روی کربن داغ، تجزیه هیدروکربن به‌وسیله حرارت، واکنش هیدروکسیدسدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم، الکترولیز آب یا از جابجایی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.
هیدروژن تجاری در حجمهای زیاد معمولاً به‌وسیله تجزیه گاز طبیعی تولید می‌شود.
ترکیبات
هیدروژن سبک‌ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می‌آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته ۲.۲ است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می‌سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده‌ها هیدریدها نامیده می‌شوند، 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 می‌آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می‌کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می‌توان یونهایی مثل H۳O+ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.
هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می‌کند، H۲O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می‌کند که، باعث انفجار در هوا می‌گردد. به اکسید دوتریوم یا D۲O، که معمولاً آب سنگین گفته می‌شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گسترده‌ای را بوجود می‌آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می‌نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می‌شود.
هشدارها
هیدروژن گازی است با قدرت افروزش بسیار زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می‌هد. D۲O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه‌های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.

[ghasem motamedi]

هليم
اطلاعات اولیه

هلیم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان He و عدد اتمی 2 وجود دارد. هلیم که گاز بی‌اثر بی‌رنگ و بی‌بویی است، دارای پایین‌ترین نقطه جوش در میان عناصر است و تنها تحت فشار بسیار زیاد به حالت جامد در می‌آید. این عنصر بصورت گاز تک‌اتمی یافت می‌شود، از نظر شیمیایی خنثی می‌باشد و بعد از هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان به حساب می‌آید.

هلیم در جو زمین به میزان بسیار کم براثر فرسایش مواد معدنی خاصی یافت شده ، در بعضی از آبهای معدنی هم وجود دارد. هلیم در گازهای طبیعی خاصی بصورت مقادیر قابل تهیه تجاری وجود دارد و از آن بعنوان گاز بالابرنده در بالونها ، مایع سردکننده سرمازا در آهنرباهای ابر رسانا و گاز وزن افزا در غواصی در آبهای عمیق استفاده می‌گردد.
تاریخچــــــــه

هلیم ( از واژه یونانی helios به معنی خورشید ) درسـال 1868 توسط "Pierre Janssen" فرانســوی و "Norman Lockyer" انگلیسی که مستقل از هم فعالیت می‌کردند، کشف شد. هر دوی آنها هنگام یک خورشید گرفتگی در همان سال ، مشغول مطالعه بر روی نور خورشید بودند و بطور طیف‌نمایی متوجه خط انتشار عنصر ناشناخته ای شدند. "Eduard Frankland" ضمن تایید یافته‌های Janssen ، نام این عنصر را با توجه به نام خدای خورشید در یونان ،Helios پیشنهاد کرد و چون انتظار می‌رفت این عنصر جدید ، فلز باشد، پسوند ium – را به آن افزود.

"William Ramsay" سال 1895 این عنصر را از clevite جدا نمود و در نهایت متوجه غیر فلز بودن آن گشت، اما نام این عنصر تغییری نکرد. "Nils Langlet" و "Per Theodor Cleve" شیمیدانان سوئدی که بطور مستقل از Ramsay کار می‌کردند، تقریبا" در همان زمان موفق به جداسازی هلیم از Clevite شدند.

سال 1907 "Thomas Royds" و "Thomas Royds" موفق به اثبات این واقعیت شدند که ذرات آلفا ، هسته‌های اتم هلیم می‌باشند. "Heike Kamerlingh Onnes" فیزیکدان آلمانی درسال 1908 اولین مایع هلیم را بوسیله سرد کردن این گاز تا 9K بدست آورد و به سبب این کار بزرگ ، جایزه نوبل را به او اهداء کردند.

سال 1926، یکی از شاگردان او به نام "Willem Hendrik Keesom " برای اولین بار هلیم را بصورت جامد تبدیل نمود.
پیدایــــــــش

هلیم بعد از هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است و تقریبا" 20% ماده ستارگان را تشکیل می‌دهد. این گاز همچنین دارای نقش مهمی در واکنشهای پروتون – پروتون و چرخه کربن در ستارگان است که تشکیل دهنده بیشترین انرژی آنها می‌باشد. فراوانی هلیم بیشتر از آن است که با تولید توسط ستارگان توجیه شود، اما با مدل انفجار بزرگ (Big Bang ) سازگار است و اکثر هلیم موجود در جهان در سه دقیقه اول شکل‌گیری جهان بوجود آمده‌اند.

این عنصر در جو زمین و به مقدار 1 در 000 00 2 وجود داشته ، بعنوان یک محصول فروپاشی در کانی‌های رادیواکتیو گوناگونی یافت می‌شود؛ بخصوص این عنصر در کانی‌های اورانیوم و توریم مانند clevites ، pitchblende، carnotite ، monazite و beryl ، بعضی از آبهای معدنی ( در بعضی از چشمه های ایسلند به میزان 1 در 1000 هلیم وجود دارد )، در گازهای آتشفشانی و در گازهای طبیعی خاصی در آمریکا (که بیشتر هلیم تجاری جهان از این منطقه بدست می‌آید) دیده می‌شود.

هلیم را می توان از طریق بمباران لیتیم با بور بوسیله پروتونهای سریع تولید نمود.
خصوصیات قابل توجه

هلیم در دما و فشار طبیعی بصورت گازی تک‌اتمی وجود دارد و فقط در شرایط بسیار غیر عادی متراکم می‌شود. هلیم دارای پایین‌ترین نقطه ذوب در میان عناصر است و تنها مایعی است که با کاهش دما به جامد تبدیل نمی‌شود و در فشار استاندارد تا دمای صفر مطلق به حالت مایع باقی می‌ماند؛ (تنها با افزایش فشار می‌توان آنرا به جامد تبدیل نمود.)

در واقع دمای بحرانی که بالاتر از آن بین حالات مایع و گاز هیچ تفاوتی وجود ندارد، تنها 19,5K است. He-4 و He-3 جامد از این نظر که یک محقق می‌تواند با استفاده از فشار حجم آنها را بیش از 30% تغییر دهد، منحصر به فرد هستند. ظرفیت گرمایی ویژه گاز هلیم بسیار زیاد است و بخار آن بسیار متراکم می‌باشد، بطوری‌که در صورت گرم شدن در دمای اطاق سریعا" منبسط می‌گردد.

هلیم جامد فقط در فشار بالا و در تقریبا" 100 مگا پاسکال در 15- درجه کلوین است که بین دمای پایین و بالا یک جابجایی انجام می‌دهد که در آن ، اتمها دارای آرایشهای به‌ترتیب مکعبی و شش‌ضلعی می‌شوند. در یک لحظه از این دما و فشار ، حالت سومی بوجود می‌آید که در آن ، اتمها آرایشی مکعبی به خود می‌گیرند، در حالیکه جرم آن در مرکز قرار دارد.

تمامی این حالات از نظر انرژی و چگالی مشابه هستند و دلایل این تغییرات به جزئیات چگونگی شکل‌گیری اتم‌ها بر می‌گردد.
کاربردهـــــــا

هلیم بیشتر بعنوان گازی بالابرنده در بالونها استفاده می‌شود که از آنها به‌ترتیب برای تبلیغات ، تحقیقات جوی ، شناسایی‌های نظامی و بعنوان یک چیز بدیع استفاده می‌شود. بعلاوه هلیم دارای قدرت بالابرندگی 92,64% هیدروژن است، اما بر خلاف آن قابل اشتعال نبوده ، بنابراین ایمن‌تر از هیدروژن به‌حساب می‌آید.
سایر کاربردهای آن

• هلیم – اکسیژن برای تنفس در محیطهای پرفشار مثل لباس غواصی یا زیردریائیها بکار می‌رود، چون هلیم ساکن است و کمتر از نیتروژن ، در خون قابل حل می‌باشد و 2,5 مرتبه سریعتر از نیتروژن منتشر می‌شود. این مسئله موجب کاهش مدت زمان لازم برای از بین بردن گاز در هنگام فشارزدایی می‌شود و خطر خواب نیتروژنی را از بین می‌برد و احتمال تمرکز آن مثل حبابهای متصل وجود ندارد.
• دارای پایین‌ترین نقطه ذوب و جوش در میان عناصر است که این خصوصیت ، مایع هلیم را به خنک کننـده ای ایده‌آل برای مقاصدی که دمای بسیار پایین نیاز دارند، تبدیل می‌کند، از جمله آهنرباهای ابررسانا و تحقیقات سرما شناسی که در آنها دمای نزدیک به صفر مطلق نیاز است.
• هلیم بعنوان یک خنثی و حامل بعنوان مثال در گاز رنگ‌کاری)) مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• همجوشی هیدروژن به هلیم انرژی لازم برای بمبهای اتمی را تامین می‌کند.
• از هیدروژن همچنین برای موشکهای با سوخت مایع فشرده ، بعنوان حفاظ گاز در جوشکاری برقی ، بعنوان گازی محافظ برای تولید بلورهای سیلیکون و ژرمانیم ، بعنوان عامل خنک کننده برای رآکتورهای اتمی و برای تونلهای بادی فراصوتی استفاده می‌شود.
• همزمان با پیشرفت تکنولوژی MRI) magnetic resonance imaging) در مصارف پزشکی ، استفاده از هلیم مایع در MRI رو به افزایش است.

ترکیبات

هلیم اولین عنصر در گروه گازهای بی‌اثر است و برای بسیاری از اهداف عملی واکنش‌ناپذیر می‌باشد. اما در اثر تخلیه الکتریکی یا بمباران الکترونی ، ترکیباتی را با تنگستن ، ید ، فلوئور ، گوگرد و فسفر بوجود می‌آورد.
ایزوتوپهــــــــــا

معمولترین ایزوتوپ هلیم ، He-4 می‌باشد که هسته آن ، دارای دو پروتون و دو نوترون است. چون تعداد نوکلئونها عجیب است، این یک آرایش اتمی غیرعادی پایدار به‌حساب می‌آید، یعنی نوکلئونها در لایه‌های کامل آرایش یافته‌اند. بسیاری از هسته‌های سنگین‌تر بر اثر انتشار هسته‌های He-4 متلاشی می‌شوند، فرآیندی که فروپاشی آلفا نامیده شده ، به همین علت هسته‌های هلیم را ذرات آلفا می‌نامند و بیشتر هلیم زمین با این فرآیند تولید می‌شود.

دومین ایزوتوپ هلیم ، He-3 است که هسته آن تنها دارای یک نوترون می‌باشد. علاوه بر اینها هلیم چندین ایزوتوپ سنگین تر رادیواکتیو دارد. He-3 عملا" در سطح زمین ناشناخته است، چون منابع درونی هلیم ، زمانیکه ذرات آلفا و هلیم اتمسفری در دوران زمین شناسی نسبتا" کوتاهی وارد فضا می‌شوند، فقط ایزوتوپ He-4 تولید می‌کنند.

He-3و He-4 هر دو در انفجار بزرگ (Big Bang) تولید شده‌اند و بعد از هیدروژن ، فراوانترین عنصر موجود در طبیعت هلیم است. هلیم اضافی بوسیله همجوشی هیدروژن درون هسته‌های اختری و از طریق فرآیندی که زنجیره پروتون – پروتون نامیده می‌شود، تولید می‌گردد.
گونه‌هــــــــا

هلیم مایع ( He-4) به دو صورت یافت می‌شود : He-4II و He-4I که در نقطه تحول فعالی در دمای 1768,2K و در فشار بخار آن مشترک هستند. He-4I ( بالای این نقطه) مایعی نرمال است، اما He-4II ( پایین این نقطه) شبیه هیچ یک از مواد شناخته شده نمی‌باشد.
وقتی در دمای بالاتر از 1768,2K و در فشار بخار خود ( به اصطلاح نقطه لامدا ) سرد شد، تبدیل به یک ابر شار به نام هلیم مایع II می‌گردد ( برعکس هلیم مایعI که نرمال است) که به علت تاثیرات کوانتومی ، ویژگیهای غیر عادی زیادی داشته ، یکی از اولین نمونه‌های مشاهده شده از اثرات کوانتومی است که درمقیاس macroscopic عمل می‌کند.

چون این تاثیر متکی به تراکم بوزونها( bosons ) است، این تحولات در He-3 در دمایی پایین‌تر از He-4 رخ می‌دهد، اما هسته‌های He-3 فرمیونها ( fermions ) هستند که نمی‌توانند جداگانه متراکم شوند، ولی در جفتهای بوزونی باید اینگونه باشند. چون این دگرگونی منظم است، بدون گرمای نهان در نقطه لامدا این دو نوع مایع هرگز همزیستی نمی‌کنند.

هلیم II دارای ویسکوزیته صفر است و خاصیت هدایت حرارتی آن از تمام مواد دیگر بیشتر است. بعلاوه هلیم II پدیده ترمومکانیکال را بروز می‌دهد؛ اگر دو ظرف حاوی هلیمII بوسیله یک لوله بسیار باریک به هم متصل باشند و یکی از آنها را گرم کنیم، جریانی از هلیم II به طرف ظرف گرم شده بوجود می‌آید. بر عکس در پدیده مکانیک حرارتی ، سرد کردن هلیم II که در حال خارج شدن از لوله باریک است، باعث ایجاد جریان اجباری هلیم II در لوله ای باریک می‌شود.

تغییرات حرارتی وارده بر هلیم II ، همانند آنچه که در تغییرات تراکم صدا وجود دارد ( پدیده ای که " صدای دوم " نامیده می‌شود ) سرتاسر این مایع انتشار می‌یابد.سطوح سختی که با هلیم II در تماسند، بوسیله لایه نازکی به قطر 50 تا 100 اتم پوشیده می‌شوند که در طول آن می‌تواند جریان بدون اصطکاک این مایع انجام پذیرد؛ در نتیجه نگهداری هلیم II در ظرف باز ، بدون خارج شدن این مایع از لبه آن امکان پذیر نیست.

جابجائی‌های فراوان هلیم II بوسیله لایه آن با سرعت ثابت انجام می‌شود که فقط به دما بستگی دارد. در آخر اینکه یک حجم زیادی از هلیم II بصورت یک واحد گردش نخواهد داشت. در عوض تلاش برای گردش آنها منجر به vortice های کوچک بدون اصطکاکی در این مایع خواهد شد.
هشدارهـــــا

محفظه‌هایی که با هلیم گازی در دمای 5 تا 10 کلوین پر شده‌اند، باید طوری نگهداری شوند که گویی دارای هلیم مایع هستند، چون گرم شدن این گاز در دمای اطاق منجر به افزایش شدید فشار آن می‌گردد.

[ghasem motamedi]

سرب

سرب یکی از عنصرهای شیمیایی واسطه در جدول 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 و آلیاژهای گدازپذیر می‌باشد.سرب سنگین ترین عنصر پایدار است.


سرب فلزی است براق ،انعطاف پذیر، بسیار نرم ، شدیداً چکش خوار و به رنگ سفید مایل به آبی که از خاصیت هدایت الکتریکی پایینی 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.
فهرست مندرجات

• <LI class=toclevel-1>۱ کاربردها <LI class=toclevel-1>۲ جداسازی <LI class=toclevel-1>۳ ایزوتوپها
• ۴ هشدارها

کاربردها

کاربردهای اولیه سرب عبارت بودند از:سازه‌های ساختمانی ، رنگدانه‌های مورد استفاده در لعاب سرامیک و لوله‌های انتقال آب. کاخها و کلیساهای بزرگ اروپا دروسایل تزئینی ، سقفها ، لوله‌ها و پنجره‌ها یشان دارای مقادیر قابل توجهی سرب هستند.این فلز ( در حالت عنصری) پس از آهن ، آلومینیم ، مس و روی بیشترین کاربرد را دارد.موارد استفاده معمولی سرب به شرح زیر است : در باطریهای اسید سرب ، در اجزای الکترونیکی ، روکش کابل ،مهمات ، در شیشه CTR‌ها، سرامیک ،شیشه‌های سربدار( به glass making مراجعه شود) ، لوله‌های سربی ( اگرچه استفاده از اتصالات سربی در لوله‌های آب آشامیدنی در دهه ۹۰ در آمریکا قانونی شد، امروزه کاربرد آنچنانی ندارند) در رنگها( از سال ۱۹۷۸ در آمریکا وبه تدریج از دهه ۶۰ تا دهه ۸۰ در انگلستان ممنوع شد اگرچه رنگ سطوح قدیمی می‌توانست تا ۵۰٪ وزن از سرب باشد) آلیاژها،پیوتر، اتصالات و مواد پر کننده دندان.همچنین در بامها به‌عنوان درزگیر برای محافظت اتصالات در برابر باران مورد استفاده قرار می‌گیرد.در گازوئیل ( بنزین) به‌عنوان تترا اتیل و تترا متیل سرب برای کاهش صدای موتور کاربرد دارد(pre-detonation ، pre-ignitionو pinking هم نامیده می‌شود) فروش بنزین سربدار در آمریکا از سال ۱۹۸۶ و در اتحادیه اروپا از سال ۱۹۹۹ ممنوع شد. سرب یک ابررسانا با دمای بحرانی K=۲۰/۷ c T ( ۹۵/۲۶۵ – درجه سانتیگراد)؟ می‌باشد.

به علت فراوانی سرب ( هنوز هم اینگونه‌است) ، تهیه آسان، کارکردن آسان با آن ،انعطاف پذیری و چکش خواری بالا و پالایش راحت ، حداقل از ۷۰۰۰ سال پیش مورد استفاده بشر می‌باشد.در کتاب خروج ( بخشی از انجیل) به این عنصر اشاره شده‌است.کیمیاگران می‌پنداشتند سرب قدیمی ترین فلز بوده و به سیاره زحل مربوط می‌شود.لوله‌های سربی که نشانه‌های امپراتوری روم را حمل می‌کردند هنوز هم بکار می‌روند.نشان Pb برای سرب خلاصه نام لاتین آن plumbum است. در اواسط دهه ۸۰ تغییر مهمی در الگوهای پایان استفاده از سرب بوجود آمده بود.بیشتر این تغییر ناشی از پیروی مصرف کنندگان سرب آمریکا از قوانین زیست محیطی بود که بطرز قابل ملاحظه‌ای استفاده از سرب را درمحصولات بجز باطری از جمله گازوئیل، رنگ،اتصالات و سیستم‌های آبی کاهش داده یا حتی حذف کرد.

جداسازی

سرب محلی در طبیعت یافت می‌شود اما کمیاب است.امروزه معمولاً سرب در کانیهایی همراه با روی ، نقره و ( بیشتر) مس یافت می‌شود و به همراه این مواد جدا می‌گردد.ماده معدنی اصلی سرب گالن(PbS) است که حاوی ۶/۸۶٪ سرب می‌باشد.سایرکانیهای مختلف و معمول آن سروسیت ( PbCO۳ ) و انگلسیت (PbSO۴) می‌باشند.اما بیش از نیمی از سربی که امروزه مورد استفاده قرار می‌گیرد بازیافتی می‌باشد. سنگ معدن به‌وسیله مته یا انفجار جداشده سپس آنرا خرد کرده و روی زمین قرار می‌دهند.بع از آن سنگ معدن تحت تأثیر فرآیندی قرار می‌گیرد که در قرن نوزدهم در Broken Hill استرالیا بوجود آمد.یک فرآیند شناورسازی ، سرب و دیگر مواد معدنی را از پس مانده‌های سنگ جدا می‌کند تا با عبور سنگ معدن ، آب و مواد شیمیایی خاص از تعدادی مخزن که درون آنها دوغاب همیشه مخلوط می‌شود ، عصاره‌ای بوجود آید.درون این مخزنها هوا جریان یافته و سولفید سرب به حبابها می‌چسبد و بصورت کف بالا آمده که می‌توان آنرا جدا نمود.این کف ( که تقریباً دارای ۵۰٪ سرب است) خشک شده سپس قبل از پالایش به منظور تولید سرب ۹۷٪ سینتر می‌شوند. بعد ازآن سرب را طی مراحل مختلف سرد کرده تا ناخالصیهای(ریم) سبک تر بالا آمده و آنها را جدا می‌کنند.سرب مذاب با گداختن بیشتر به‌وسیله عبورهوا از روی آن وتشکیل لایه‌ای از تفاله فلز که حاوی تمامی ناخالصیهای باقی مانده می‌باشد تصفیه شده و سرب خالص ۹/۹۹٪ بدست می‌آید.

ایزوتوپها

سرب بطور طبیعی دارای چهار ایزوتوپ پایدار است : Pb-۲۰۴(۱٫۴٪)-Pb-۲۰۶(۲۴٫۱٪)-Pb-۲۰۷(۲۲٫۱٪)-Pb-۲۰۸(۵۲٫۴٪).سرب ۲۰۶-۲۰۷ و۲۰۸ همگی پرتوزاد بوده و محصولات پایانی زنجیره فروپاشی پیچیده‌ای هستند که به ترتیب درU-۲۳۸ ،U-۲۳۵ وTh-۲۳۲ رخ می‌دهند.نیمه عمرهای مساوی این آرایشهای فرسایشی بسیار متغیر است به ترتیب: ۹ ۱۰ ،۰۴/۷ X ۸ ۱۰X ۴۷/۴ و۴/۱ X ۱۰ ۱۰سال .هر کدام از آنها به نسبت Pb-۲۰۴ تنها ایزوتوپ پایدار غیر پرتوزاد گزارش می‌شود.ترتیب نسبتهای ایزوتوپی برای بیشتر مواد معدنی طبیعی ۰/۳۰ –۰۰/۱۴ برای Pb-۲۰۶/Pb-۲۰۴، ۱۵-۱۷ برای Pb-۲۰۷/Pb-۲۰۴ و ۵۰-۳۵ برای Pb-۲۰۸/Pb-۲۰۴ می‌باشد اگرچه نمونه‌های بسیار زیادی خارج از این حوزه در نوشته‌ها به چشم می‌خورد.

هشدارها

سرب فلز سمی است که به پیوندهای عصبی آسیب رسانده ( بخصوص در بچه‌ها) و موجب بیماریهای خونی و مغزی می‌شود.تماس طولانی با این فلز یا نمکهای آن ( مخصوصاً نمکهای محلول یا اکسید غلیظ آن PbO۲) می‌تواند باعث بیماریهای کلیه و دردهای شکمی شود.

[ghasem motamedi]

آرسنیک

سنگی حاوی مقدار زیادی آرسنیک

آرسِنیک یا ارسنیک که در فارسی به آن زرنیخ گفته می‌شود، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با علامت As مشخص است و دارای عدد اتمی ۳۳ است. آرسنیک شبه فلز سمی معروفی است که به سه شکل زرد، سیاه و خاکستری یافت می‌شود. آرسنیک و ترکیبات آن به‌عنوان آفت کش بکار می‌روند: علف‌کش، حشره‌کش و آلیاﮊهای مختلف.


فهرست مندرجات

• 1-ویژگی های فیزیکی 2- ویژگیهای درخور نگرش 3- تاریخچه ۵- پیدایش۶- هشدارها
• ۷ منابع

ویژگی های فیزیکی

• عدد اتمی: ۳۳
• جرم اتمی:۷۴٫۹۲۱۶۰
• نقطه ذوب : C°۸۰۸
• نقطه جوش : C°۶۰۳
• شعاع اتمی : Å ۱٫۳۳
• رنگ: خاکستری

ویژگیهای درخور نگرش

آرسنیک از نظر شیمیایی شبیه فسفر است تا حدی که در واکنشهای بیو شیمیایی می‌تواند جایگزین آن شود ازاینرو سمی است. وقتی به آن حرارت داده شود بصورت اکسید آرسنیک در می‌آید (اکسیده می‌شود) که بوی آن مانند سیر است. آرسنیک و ترکیبات آن همچنین می‌توانند بر اثر حرارت به گاز تبدیل شوند. این عنصر به دو صورت جامد جامد وجود دارد: زرد و خاکستری فلز مانند با جاذبه‌هایی به ترتیب ۹۷/۱ و ۷۳/۵.


در سده بیستم آرسنِت سرب به‌عنوان آفت کش برای درختان میوه به خوبی مورد استفاده قرار گرفت (استفاده از آن در افرادی که به این کار اشتغال داشتند ایجاد آسیب‌های عصب‌شناسی کرد) و آرسنیت مس در سده نوزدهم به‌عنوان عامل رنگ کننده در شیرینی‌ها بکار رفت. سایر کاربردها:
سموم کشاورزی و حشره کشهای مختلف آرسنید گالیم یک نیمه رسانای مهمی است که در IC‌ها بکار می‌رود.مدارها یی که از این ترکیب ساخته شده‌اند نسبت به نوع سیلیکونی بسیار سریعتر هستند (البته گرانتر هم هستند) آرسنید گالیم بر خلاف سیلیکون آن band gap مستقیم است پس می‌تواند در دیودها ی لیزری وLED‌ها برای تبدیل مستقیم الکتریسیته به نور بکار رود. تری اکسید آرسنیک در خون‌شناسی برای درمان بیماران سرطان خون حاد که در برابر ATRA درمانی مقاومت نشان می‌دهند بکار می‌رود. همچنین در برنز پوش کردن و ساخت مواد آتش بازی و ترقه مورد استفاده قرار می‌گیرد.

تاریخچه

آرسنیک (واﮊه یونانی arsenikon به معنی اریپمنت زرد) در دوران بسیار کهن شناخته شده است. از این عنصر به کرات برای قتل استفاده شده ِ علائم مسمومیت با این عنصر تا قبل از آزمایش مارش تا حدی نا مشخص بود. آلبرتوس مگنوس را اولین کسی می‌دانند که در سال ۱۲۵۰ این عنصر را جدا کرد. جوان شرودر در سال ۱۶۴۹ دو روش برای تهیه آرسنیک منتشر کرد.

-
همچنین از زرنیخ برای ساخت مواد بهداشتی همچون داروی نضافت بدن(موبر)(واجبی) استفاده می‌شود واجبی از آهک و زرنیخ ساخته تشکیل یافته است. گفتنیست حتی پایه اصی کرم ها و اسپری های موبر از همین دو ماده می‌باشد

پیدایش

آرسوپیزیت (سنگ آرسنیک) میس پیکل Mispickel هم نامیده می‌شود.(سولفور) که بر اثر حرارت ِ بیشترِن مقدار آرسنیک از سولفید آهن آن جدا می‌شود.مهم‌ترین ترکیبات آرسنیک عبارت است از: آرسنیک سفید، سولفید آن ِ گرد حشره کش ِ آرسنیت کلسیم و آرسنیت سرب. از گرد حشره کش ِ آرسنیت کلسیم و آرسنیت سرب به‌عنوان سموم و حشره‌کش‌ها در کشاورزی استفاده می‌شود .این عنصر گهگاه بصورت خالص یافت می‌شود ولی معمولاً بصورت ترکیب با نقره، کبالت، نیکل، آهن - آنتیموان یا سولفور وجود دارد.

هشدارها

آرسنیک و بسیاری از ترکیبات آن سمی هستند. آرسنیک با مختل کردن وسیع سیستم گوارشی و ایجاد شوک منجر به مرگ می‌شود.

[ghasem motamedi]

Bi بيسموت( Bismuth ) :

نمايي از عنصر Bi بیسموت عنصر فلزی است که با ساختاررومبوئدرال متبلور می شود که می تواند به صورت آزاد در طبیعت و یا در کانیهائی نظیربیسموتین ( Bi2O3 ) یافت شود . در زمانهای گذشته این کانی با قلع و سرب اشتباهگرفته می شد. این عنصر در سال 1735 توسط Claude Geoffroy شناخته شد.این فلز به رنگسفید، بلوری، شکننده با رنگ کمی متمایل به صورتی می باشد. بیسموت عنصری با خاصیتدیامغناطیس در بین همه فلزات است و تنها فلزی است که رسانایی گرمایی پایینی در بینفلزات به جز جیوه دارد.
مقاومت الکتریکی این عنصر بالاست و بالاترین فلزی است کهدارای اثر هال است. از مهمترین کانیهایی که این عنصر در آن وجود دارد بیسموتینیت یابیسموت گلاس است. از مهمترین کشورهای تولید کننده بیسموت در دنیا پرو، ژاپن، مکزیک،بولیوی و کانادا هستند. بیشترین تولید کننده بیسموت در دنیا آمریکا است. این عنصربه صورت یک فراورده مصنوعی از استحصال سنگهای معدن سرب، مس، قلع، نقره و طلا تولیدمی شود. حدود 3.32 درصد از این عنصر در طبیعت به صورت جامد وجود دارد.
اینخصوصیت باعث می شود که آلیاژهای بیسموت برای قالبهای با حرارتهای بالا استفاده شود. این عنصر با فلزات دیگر مثل کادمیم و قلع آلیاژ می شود. آلیاژهای بیسموت دارای نقطهذوب پایین هستند که کاربردهای گسترده ای در تجهیزات ایمنی برای آتش سوزی و سیستمهایفروکش کردن آتش دارند. بیسموت برای تولید محصولات آهنی چکش خوار و تشخیصکاتالیزورها برای ساخت الیافهای پلاستیکی کاربرد دارد.وقتی که بیسموت گرم می شود درهوا با شعله سفید آبی می سوزد و دود زرد رنگی را به فرم اکسید بیسموت از خود متصاعدمی کند. از این فلز برای ترموکوبلها و سوخت راکتورهای اتمی ایزوتوپهای اورانیم 235U , 233U کاربرد دارد. از اکسی کلرید بیسموت استفاده گسترده ای در صنعت لوازم آرایشمی شود. ساب نیترات و ساب کربنات بیسموت نیز در صنعت داردوسازی کاربرد دارد. ساختاربلوري عنصر Bi اثرات بیسموت بر روی سلامتیبیسموت و نمکهای آن باعث آسیب کلیه می شوداگرچه میزان آسیب خفیف است. دوز بالای آن کشنده است.
از نظر صنعتی بیسموت دربین فلزات سنگین کمترین سمیت را دارد. در اثر جذب دوز بالایی از بیسموت در محیطهایبسته عوارضی شدید و گاهی اوقات کشنده ایجاد می شود. ممکن است عوارض سمی دیگری ماننداحساس سردرگمی، وجود آلبومین و پروتئینهای دیگر در ادرار، اسهال و واکنشهای پوستیایجاد شود.
راههای ورود به بدن: تنفس، پوست و خوردنعوارض: تنفس: سمی است. گرد وغبار آن باعث سوزش مجاری تنفسی می شود. باعث ایجاد مزه فلز و تورم لثه می شود. خوردن: سمی است. باعث حالت تهوع، بی اشتهایی و کاهش وزن، بیقراری، ادرار آلبومینی،اسهال، واکنشهای پوستی، ورم دهان و لثه، سردرد، تب، بی خوابی، افسردگی و روماتیسممی شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه به وجود آید. پوست: باعث سوزش می شود. چشم: باعث سوزش می شود.
اثرات مزمن: تنفس: عملکرد کبد و کلیهرا تحت تاثیر قرار می دهد. خوردن: عملکرد کبد و کلیه را تحت تاثیر قرار می دهد. باعث کم خونی می شود و ممکن است در اثر رسوب سولفید بیسموت روی لثه، خطی سیاه بهوجود آید و زخم قرنیه تشکیل شود. پوست: باعث تورم پوست می شود. چشم: هیچ عوارضمزمنی ثبت نشده است. بیسموت در انسان سرطان زا نیست. اثرات زیست محیطی بیسموتفلزبیسموت در محیط زیست سمی نیست و برای محیط حداقل تهدید را دارد. ترکیبات بیسموتانحلال پذیری بسیار اندکی دارد اما باید مراقب بود زیرا در مورد اثرات آن روی محیطزیست اطلاعات اندکی موجود است.

عنصر Bi در طبيع تخواصفیزیکی و شیمیایی عنصر بیسموت :
عدد اتمی :
83جرم اتمی : 208.9804
نقطه ذوب: C° 271.4
نقطه جوش : C° 564
شعاعاتمی :
Å 1.63ظرفیت :
3رنگ : سفید کدر
حالت استاندارد : فلز جامد
نامگروه : 15
انرژی یونیزاسیون :
Kj/mol 7.289شکل الکترونی : Xe6s24f145d106p3
شعاع یونی :
Å 1.03 الکترونگاتیوی : 2.02
حالتاکسیداسیون : 3.5
دانسیته : 9.75
گرمای فروپاشی : Kj/mol 11.3
گرمای تبخیر : Kj/mol 104.8
مقاومت الکتریکی : Ohm m 0.00000115
گرمای ویژه: J/g Ko 0.12
دوره تناوبی : 6
شماره سطح انرژی : 6
اولین انرژی : 2
دومین انرژی : 8
سومین انرژی : 18
چهارمین انرژی : 32
پنجمین انرژی : 18
ششمینانرژی : 5
ایزوتوپ :ایزوتوپ نیمه عمرBi-202 1.7 ساعتBi-204 11.2 ساعتBi-205 15.3 روزBi-206 6.24 روزBi-207 32.0 سالBi-208 368000.0 سالBi-209 پایدارBi-210 5.0 روزBi-210m 3000000.0 سالBi-211 2.1 دقیقهBi-212 1.0 ساعتBi-213 45.6 دقیقهBi-214 19.9 دقیقهBi-215 7.0 دقیقه اشکال دیگر :هیدرید بیسموت BiH3اکسید بیسموت Bi2O3تریکلرید بیسموت BiCl3 و تترا کلرید بیسموت BiCl4
منابع :کانی بیسموتین کاربرد :درداروسازی ، در ساخت مواد منفجره ، پاک کننده ها ، شیشه ، سرامیک ، در تولید سوهانوبه عنوان کاتالیزور در تهیه لاستیک بکار می رود .

[ghasem motamedi]

ليتيم
تاریخچــــــــــــه

لیتیم را (واژه یونانی lithos به معنی سنگ) ، "Johann Arfvedson" در سال 1817 کشف کرد. "Arfvedson" این عنصر جدید را هنگامیکه در سوئد مشغول تجزیه و تحلیل بود، با مواد معدنی اسپادومین و لپدولیت دریک کانی پتالیت کشف نمود. "Christian Gmelin" در سال 1818 ، اولین کسی بود که شاهد قرمزرنگ شدن نمک لیتیم در شعله آتش بود. اما هر دوی این افراد ، در جداسازی این عنصر از نمکش ناکام ماندند.

این عنصر را برای اولین بار "W.T. Brande" و "Humphrey Davy" با استفاده از الکترولیز اکسید لیتیم جدا کردند. تولید تجاری فلز لیتیم در سال 1923 بوسیله شرکت آلمانی Metallgesellschaft AG و با استفاده از الکترولیز کلرید لیتیم و کلرید پتاسیم مذاب محقق گشت. ظاهرا" نام لیتیم به این علت انتخاب شد که این عنصر در یک ماده معدنی کشف شد، در حالیکه سایر فلزات قلیایی اولین بار در بافتهای گیاهی دیده شده‌اند.

اطلاعات کلی

لیتیم ، عنصر شیمیایی است، با نشان Li و عدد اتمی 3 که در جدول تناوبی به همراه فلزات قلیایی در گروه 1 قرار دارد. این عنصر در حالت خالص ، فلزی نرم و به رنگ سفید خاکستری می‌باشد که به‌سرعت در معرض آب و هوا اکسید شده ، کدر می‌گردد. لیتیم ، سبک‌ترین عنصر جامد بوده ، عمدتا" در آلیاژهای انتقال حرارت ، در باطری‌ها بکار رفته ، در بعضی از تثبیت‌کننده‌های حالت mood stabilizers مورد استفاده قرار می‌گیرد.

خصوصیات قابل توجه

لیتیم ، سبکترین فلزات و دارای چگالی به اندازه نصف چگالی آب است. این عنصر همانند همه فلزات قلیایی به‌راحتی در آب واکنش داده ، به سبب فعالیتش هرگز در طبیعت بصورت آزاد یافت نمی‌شود. با این وجود ، هنوز هم واکنش‌پذیری آن از سدیم کمتر است. وقتی لیتیم روی شعله قرار گیرد، رنگ زرشکی جالبی تولید می‌کند، اما اگر به شدت بسوزد، شعله‌هایی سفید درخشان ایجاد می‌کند. هنچنین لیتیم ، عنصری تک‌ظرفیتی است.

کاربردهــــــــا

لیتیم ، به‌علت گرمای ویژه‌ اش ( بالاتر از تمامی جامدات) در انتقال حرارت مورد استفاده قرار می‌گیرد. به‌علت خاصیت electrochemical ، ماده مهمی در آند باطریها محسوب می‌شود. سایر کاربردها:

• نمکهای لیتیم ، مثل کربنات لیتیم ( Li2CO3 ) و سیترات لیتیم ، تثبیت‌کننده‌های حالت هستند که در درمان بیماریهای متضاد نقش دارند.
• لیتیم کلرید و لیتیم برمید ، به‌شدت رطوبت را جذب می‌کنند، لذا در خشک کننده‌ها به‌کرات کاربرد دارند.
• استارات لیتیم ، یک ماده لیز کننده کلی در دمای بالا و برای تمامی مقاصد به شمار می‌رود.
• لیتیم ، عاملی آلیاژ ساز است که در تولید ترکیبات آلی مورد استفاده قرار گرفته ، نیز دارای کاربردهای اتمی می‌باشد.
• گاهی اوقات از لیتیم در ساخت شیشه و سرامیک استفاده می‌گردد، مانند شیشه‌های 200 اینچی تلســـــکوپ در Mt. Palomat.
• در فضاپیماها و زیردریائی ، برای خارج کردن دی‌اکسید کربن ازهوا از هیدروکسید لیتیم استفاده می‌شود.
• از آلیاژ این فلز با آلومینیوم ، کادمیم ، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپیماهای بلند پرواز استفاده می‌گردد.

پیدایـــــــــش

لیتیم بسیار پراکنده است، اما به‌علت واکنش‌پذیری زیادی که دارد، در طبیعت بصورت آزاد وجود ندارد و همیشه بصورت ترکیب با یک یا چند عنصر یا ترکیب دیگر دیده می‌شود. این فلز بخش کوچکی از کلیه سنگهای آذرین را تشکیل داده ، نیز در بسیاری از شورابهای طبیعی وجود دارد.


تولید لیتیم از پایان جنگ جهانی دوم به‌شدت افزایش یافت. این فلز در سنگهای آذرین از سایر عناصر جدا می‌شود و از آب چشمه‌های معدنی هم بدست می‌آید. لپدولیت ، اسپادومین ، پتالیت و امبلی گونیت ، مهمترین مواد معدنی حاوی لیتیم هستند.
در آمریکا ، لیتیم را از شورابهای واقع در Searles Lake خشکیده در کالیفرنیا ، مناطقی از Nevada و نقاط دیگر بازیافت می‌کنند. این فلز که همانند سدیم ، پتاسیم و سایر اعضاء گروه فلزات قلیایی ، ظاهری سیمگون دارد، با روش الکترولیز از یک مخلوط لیتیم و کلرید پتاسیم گداخته تولید می‌شود. قیمت هر پوند لیتیم در سال 1997 ، 300 دلار آمریکا بود. جداسازی آن بصورت زیر است:


کاتد: *Li+* + e → Li
آند: -Cl-* → 1/2 Cl2 (gas) + e

ایزوتوپهـــــــــا

لیتیم ، بطور طبیعی متشکل از 2 ایزوتوپ پایدار Li-7 و Li-6 است که Li-7 فراوان‌تر است ( وفور طبیعی 5/92%). 6 رادیوایزوتوپ هم برای آن وجود دارد که پایدارترین آنها ، Li-8 با نیمه عمر 838 هزارم ثانیه و Li-9 با نیمه عمــــــــــــــــر 3/178 هزارم ثانیه می‌باشد. مابقی ایزوتوپهای رادیواکتیو ، نیمه عمرهایی کمتر از 8,5 هزارم ثانیه داشته یا ناشناخته‌اند.

ایزوتوپهای لیتیم طی یک سری فرآیندهای طبیعی مختلف از جمله تشکیل مواد معدنی ( رسوب شیمیایی) ، متابولیسم ،(جابجائی یونی ،(در برخی از خاکهای معدنی که Li-6 به Li-7 ترجیح داده شده است در مکانهای octahedral ، لیتیم جایگزین منیزیم و آهن می‌شود) ، hyperfiltration و دگرگونی صخره‌ها ، بطور اساسی شکسته می‌شوند.

هشدارهــــــــا

لیتیم همانند فلزات قلیایی دیگر در حالت خالص ، شدیدا" آتش زا و در معرض هوا و مخصوصا" آب تا حدی انفجاری است. این فلز همچنین خورنده بوده ، لذا باید توجه خاص داشت و از تماس آن با پوست بدن اجتناب کرد. در صورت ذخیره ، باید آنرا در هیدروکربن مایع قابل اشتعالی مانند نفت نگهداری نمود. لیتیم ، هیچگونه نقش بیولوژیکی نداشته ، تا حدی سمی محسوب می‌شود.

[ghasem motamedi]

بریلیم


اطلاعات اولیه
بریلیم ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Be نشان داده شده و دارای عدد اتمی 4 است. بریلیم عنصری است دو ارزشی و سمی ، خاکستری متمایل به آبی ، محکم ، سبک ولی شکننده. این عنصر ، فلز قلیایی خاکی است که عمدتا" بعنوان عامل استحکام در آلیاژها بکار می‌رود.
تاریخچـــــــــــــه

کلمه بریلیم از واﮊه یونانی beryllos ، beryl گرفته شده است. زمانی بریلیم را گلوسینیم می‌نامیدند ( از واﮊه یونانی glykys به معنی شیرین ) که علت آن طعم شیرین نمکهای آن بود. در سال 1798 "ونکولین" این عنصر را بصورت اکسید در سنگ زمرد کشف کرد. در سال 1828 "فردریک وهلر" و "آ.آ. بوسی" ( A.A.Bussy ) بطور جداگانه این فلز را از طریق واکنش پتاسیم بر روی کلرید بریلیم بدست آوردند.
پیدایـــــــــش

بریلیم در 30 کانی مختلف یافت می‌شود که مهمترین آنها ، برتراندیت ، زمرد ، بریل زرد و فناکیت هستند. اشکال ارزشمند بریل ،‌ زمرد کبود و زمرد است .


مهمترین منابع تجاری بریلیم و ترکیبات آن ، بریل و برترندیت (Bertrandite) می‌باشد. اخیرا" با روش کاهیدن فلورید بریلیم با فلز منیزیم تولید کلان این فلز انجام می‌شود. فلز بریلیم تا سال 1957 به‌آسانی بدست نمی‌آمد.


خصوصیات قابل توجه

بریلیم ، یکی از فلزات سبکی است که نقطه ذوب بسیار بالایی دارد. ضریب کشش این فلز سبک تقریبا 3/1 بزرگتر از فولاد است. دارای خاصیت هدایت گرمایی خوب ، غیر مغناطیسی و مقاوم در برابر اسید نیتریک غلیظ می‌باشد. نسبت به اشعه X بسیار نفوذ پذیر است و نوترونها در اثر برخورد ذرات آلفا ( مثلا" از رادیوم یا پلونیوم ) آزاد می‌شوند. ( تقریبا" 30 نوترون / میلیون ذرات آلفا ).

در شرایط فشار و حرارت استاندارد ، بریلیم در معرض هوا در برابر اکسیداسیون مقاومت می‌کند. ( اگرچه توانایی آن در خراشیدن شیشه احتمالا" به‌علت تشکیل لایه نازکی از اکسید است. )
کاربـــــــــــردها

• بریلیم در تولید بریلیم - مس بعنوان عامل آلیاﮊ ساز بکار می‌رود. این عنصر ، قابلیت جذب حرارت زیادی دارد. آلیاﮊ بریلیم - مس به‌علت خصوصیات هدایت برقی و حرارتی ، استقامت و سختی زیاد ، غیرمغناطیسی بودن ، مقاومت در برابر زنگ خوردگی و فرسایش ، کاربردهای زیادی دارد. از جمله این کاربردها تولید : الکترودهای جوش نقطه‌ای ، فنر ، ابزارهای فاقد جرقه و اتصالهای برقی است.
• آلیاﮊ بریلیم - مس به‌جهت مقاومت چند جانبه ، سبکی و خمش ناپذیری در حرارتهای متغیر ، در صنایع دفاعی و هوافضا مثل سازه‌های بخشهای سبک‌وزن در هواپیماهای با سرعت بالا ، موشکها ، ماشینهای فضائی و ماهواره‌های ارتباطی بکار می‌رود.
• ورقه‌های نازک بریلیم در عکسبرداری با اشعه X ، نورهای مرئی را ***** کرده و باعث آشکار شدن تنها اشعه Xِ می‌شود.
• بریلیم در زمینه پرتو نگاری با اشعه X جهت بازساخت مدارهای یکپارچه میکروسکپی مورد استفاده قرار می‌گیرد.
• چون از نظر جذب نوترون حرارتی واکنش سنجی پایینی دارد، در صنعت نیروی هسته‌ای از این عنصر در رآکتورهای اتمی بعنوان بازتابنده و کندساز استفاده می‌شود.
• همچنین بریلیم در ساخت ترازنما ، تجهیزات کامپیوتری مختلف ، فنرهای ساعت و وسایلی که نیازمند مقاومتهای چندجانبه ، سبکی و استحکام است، بکار می‌رود.
• اکسید بریلیم برای مصارف بسیاری که نیازمند هدایت حرارت خوب ، مقاومت زیاد ، استحکام و نقطه ذوب بالا هستند کاربرد دارد و از اکسید بریلیم بعنوان عایق استفاده می‌کنند.
• ترکیبات بریلیم ، زمانی در لامپهای فلورسنت کاربرد داشتند، اما ادامه این کاربرد به‌‌علت بریلوز ( بیماری ناشی از مسمومیت توسط بریلیم ) در بین کارگران سازنده این لامپها متوقف شد.

ایزوتوپها

بریلیم تنها یک ایزوتوپ پایدار دارد: (Be-9). بریلیم کیهانی (Be-10) توسط پراش ذرات اتمی اکسیژن و نیتروﮊن بوسیله اشعه کیهانی در جَو حاصل می‌شود. چون بریلیم تمایل دارد در محلولهایی با PH زیر 5,5 باشد ( بیشتر بارانها PH زیر 5 دارند ). این عنصر می‌تواند از طریق حل شدن در آب باران در زمین جابجا شود. وقتی باران بیشتر قلیایی شود، بریلیم از محلول خارج می‌شود.

Be-10 کیهانی با این روش در سطح خاک جمع می‌شود و نیم عمر نسبتا" طولانی آن (1,5 میلیون سال ) امکان می‌دهد تا قبل از فرسایش بصورت B-10 ( بور-10 ) مدت زیادی در سطح خاک باقی بماند. Be-10 و محصولات جانبی آن برای سنجس فرسایش خاک ، شکل‌گیری خاک از سنگپوش ، گسترش خاکهای لاتریک ، همچنین گوناگونیهای فعالیت خورشیدی و عمر Ice core بکار می‌رود.

این واقعیت که Be-7 و Be-8 ناپایدارند، پیامدهای اساسی بدنبال دارد، به این معنی که عناصر سنگینتر از بریلیم با همجوشی هسته‌ای در انفجار بزرگ (big Bang ) حاصل نشده‌اند. بعلاوه ، سطوح انرﮊی هسته‌ای بریلیم 8 به گونه ای است که کربن می‌تواند در ستاره‌ها تولید شود. پس وجود حیات را ممکن می‌سازد.
هشدارهـــــــــا

بریلیم و نمک آن ، موادی سمی و احتمالا" سرطان‌زا هستند. بریلوز یک بیماری مزمن ریوی است که در اثر تماس بریلیم ایجاد می‌شود. بیماری حاد بریلیم به صورت آماس ریه برای اولین بار در سال 1993 در اروپا و در سال 1943 در آمریکا گزارش شد. موارد بریلوز حاد ، اولین بار در سال 1946در بین کارگران کارخانجات لامپهای فلورسنت در ماساچوست دیده شد.

این بیماری از بسیاری جهات شبیه بیماری سارکوئیدز است و تمایز علائم آنها اغلب دشوار است. گرچه سال 1949 استفاده از ترکیبات بریلیم در لامپهای فلورسنت متوقف شد، مواجهه با این عنصر در صنایع هسته‌ای و هوافضا ، تصفیه فلز بریلیم ، ذوب آلیاﮊهای حاوی بریلیم ، تولید محصولات الکترونیکی و پرداختن با سایر مواد حاوی بریلیم همچنان وجود دارد.

در گذشته ، محققین ، بریلیم و ترکیبات آنرا می‌چشیدند تا در صورت طعم شیرین ، وجود این عنصر را تایید کنند. امروزه با ایجاد تجهیزات مدرن برای تشخیص این عنصر ، دیگر نیازی به انجام این کار خطرناک نیست و نباید چشیدن این ماده را امتحان کرد. با بریلیم و ترکیبات آن ، باید با کمال احتیاط رفتار شود و هنگام انجام هرگونه فعالیتی که احتمال آزاد شدن گرد بریلیم هست، احتیاط خاصی بکار رود. ( احتمال سرطان ریه در صورت تماس طولانی با بریلیم وجود دارد.)

در صورت بکاربردن روشهایی می‌توان از این عنصر بطور ایمن استفاده کرد. قبل از آشنایی با روشهای استفاده صحیح از این عنصر ، نباید به فعالیت با آن بپردازیم.
تاثیرات سلامتی

استنشاق بریلیم خطرناک است. تاثیر آن به میزان و زمان مواجهه با این عنصر بستگی دارد. اگر بریلیم موجود در سطح هوا افزایش یابد، ( بیشتر از μg/m 1000 ) وضعیت بحرانی بوجود خواهد آمد. این وضعیت همانند آماس ریه است و بیماری بریلیم حاد نامیده می‌شود. استانداردهای هوای محیط کار و اجتماع در جلوگیری از بیماریهای حاد ریوی موثرند.

تعدادی از مردم به بریلیم حساسیت دارند ( 1 تا 15 درصد ). این افراد ممکن است واکنشهای التهابی را در دستگاه تنفسی خود احساس کنند. این حالت بیماری بریلیم حاد (CBD) ، ممکن است سالها پس از مواجهه با سطح بالاتر از استاندارد بریلیم در افراد بوجود آید ( بیشتر از μg/m 2 ). این بیماری باعث احساس ضعف ، خستگی و مشکلات تنفسی می‌شود. همچنین می‌تواند باعث بی‌اشتهایی ، کاهش وزن ، بزرگی بخش راست قلب و در موارد پیشرفته بیماریهای قلبی شود.

حساسیت به بریلیم در بعضی افراد ممکن است فاقد علامت باشد. عموم مردم مستعد ابتلا به به بریلیم حاد نیستند، چون میزان بریلیم در سطح هوا بطور طبیعی بسیار پایین است( μg/m 00002/0- 00003/0 ). در بلع بریلیم هیچگونه عارضه ای ثبت نشده است، چون روده و معده انسان مقدار بسیار کمی از این عنصر را جذب می‌کنند. زخم معده در سگهایی که در غذایشان بریلیم بوده ، دیده شده است.

بریلیم در صورت تماس با پوستی که دارای بریدگی یا خراش است، ممکن است است ایجاد زخم یا لک نماید. تماس طولانی با بریلیم نیز ممکن است باعث ابتلا به سرطان گردد. سازمان بهداشت و خدمات انسانی آمریکا و آژانس بین‌المللی تحقیقات سرطان این کشور ، سرطان‌زایی بریلیم را تایید کرده‌اند. نمایندگی حفاظت از محیط زیست آمریکا(EPA) برآورد کرده است که تماس با بریلیم در مدت عمر با میزان μg/g 4 می‌تواند یک نفر از هر هزار نفر را به سرطان مبتلا کند.

هیچ مطالعه ای درباره تاثیر بریلیم روی بچه‌هایی که در معرض آن هستند، صورت نگرفته است، اما به نظر می‌رسد تاثیرات سلامتی بریلیم روی بچه‌ها همانند بزرگسالان باشد. نمی‌دانیم آیا بچه‌ها در آسیب‌پذیری نسبت به بریلیم با بزرگسالان تفاوت دارند. نمی‌دانیم آیا مواجهه با بریلیم ، تاثیری بر نارسائیِ جنین یا سایر تاثیرات پیشرفته در مردم خواهد داشت. بررسی اثرات پیشرفته در حیوانات قاطع نیستند.

میزان بریلیم را می‌توان در ادرار یا خون اندازه گیری کرد. اما میزان بریلیم موجود در خون یا ادرار نشان دهنده میزان یا مدت تماس با این عنصر نیست. میزان بریلیم همچنین می‌توان در نمونه‌های ریه یا پوست اندازه گیری کرد. این آزمایشات را معمولا"در مطب دکتر نمی‌توان انجام داد، اما دکتر می‌تواند نمونه‌ها را به آزمایشگاهی که انجام دهنده اینگونه آزمایشات است، ارسال کند. یکی دیگر از آزمایشات خون ، آزمایش تکثیر لنفوسیت بریلیم خون است که نشان دهنده حساسیت به بریلیم است و دارای ارزش پیش‌بینی برای CBD است.

میزان عادی بریلیم که احتمالا" صنایع به هوا می‌فرستند، دارای ترتیب μg/m 1 بطور میانگین دوره 30 روزه یا μg/m 2 در هوای اطاق کار برای 8 ساعت شیفت کاری می‌باشد.

[ghasem motamedi]

نیکل ( Nickel ) :

نیکل فلزی سخت ، چکش خوار، براق با ساختار بلورین مکعبی بهرنگ سفید- نقره ای است . این عنصر در سال 1751 توسط Axel Cronstedt دانشمند سوئدیکشف گردید .
از نظر خواص مغناطیسی وفعالیت شیمیایی شبیه به آهن وکبالت است . کانیهای اصلی نیکل پنتلاندیت ، پیروتیت (سولفید های نیکل- آهن) و گارنییریت (سیلیکات نیکل- منیزیم ) هستند.

نیکل یکی از اجزا اصلی بیشتر شهابسنگها بهشمار می آید. شهابسنگهای آهن و سیدریت شامل آلیاژهای آهن حدود 5 تا 20 درصد نیکل میباشد. نیکل تجاری به فرمهای پنتلاندیت و پیروتیت می باشد که این معادن در ایالتانتاریو یافت می شود که این ناحیه حدود 30 درصد از نیکل دنیا را تامین می کند. دیگرمعادن این عنصر در کالندونیا، استرالیا، کوبا، اندونزی و در مناطق دیگر یافت میشود.
این عنصر رسانای جریان بر ق است و سطح آن براق و صیقلی می باشد. اینعنصراز گروه عناصر آهن و کبالت می باشد و آلیاژهای آن قیمتهای بالایی دارند.
اینعنصر کاربردهای فراوانی در طبیعت دارد و برای ساخت فولاد ضدزنگ و دیگر آلیاژهای ضدزنگ و خوردگی مثل اینوار و مانل که الياژى از نيکل و کبالت که در برابر خوردگىمقاوم است و و اینکونل و Hastelloys کاربرد دارد. برای ساخت لوله های نیکلی و مسی وهمینطور برای نمک زدایی گیاهان و تبدیل آب شور به آب مایع استفاده می شود. نیکلاستفاده های فراوانی برای ساخت سکه ها و فولاد نیکلی برای زره ها و کلید ها کار برددارد و همینطور از نیکل می توان آلیاژهای نیکروم و پرمالوی و آلیاژی از مس را تهیهکرد.
از نیکل برای ساخت شیشه های به رنگ سبز استفاده می شود. صفحات نیکلی میتواند نقش محافظت کننده برای دیگر فلزات را داشته باشد. نیکل همچنین کاتالیزوریبرای هیدروژن دار کردن روغنهای گیاهی است. همچنین صنعت سرامیک و ساخت آلیاژی از آهنو نیکل که خاصیت مغناطیسی دارد و باتری های قوی ادیسون کاربرد دارد.
از ترکیباتمهم نیکل می توان سولفات و آکسید را نام برد. نیکل طبیعی مخلوطی از 5 ایزوتوپپایدار است . همچنین 9 ایزوتوپ ناپایدار دیگر نیز شناخته شده است.
نیکل هم بهصورت فلز و هم به صورت ترکیب محلول می تواند وجود داشته باشد. بخار سولفید نیکلسرطان زا می باشدکه در موقع استفاده از آن باید دقت لازم را به عمل آورد.


اثرات نيکل بر سلامت انسان
مقدارنيکل در طبيعت بسيار کماست. انسان در زمينه هاي مختلف از نيکل استفاده ميکند. يکي از عمده ترين کاربردهاينيکل، در صنعت فولاد است. از نيکل به عنوان يکي از اجزا سازنده فولاد و سايرمحصولات فلزي استفاده ميشود. حتي از نيکل در جواهرات هم استفاده ميشود.
موادغذايي به طور طبيعي داراي مقداري نيکل هستند. شکلات و چربي ها داراي مقدار بسيارزيادي نيکل هستند. در صورتيکه افراد از سبزيجات حاصل از مناطق آلوده به نيکل تغذيهکنند، مقدار زيادي نيکل وارد بدنشان ميشود. نيکل در بافت گياهان تجمع مي يابد و درنتيجه مقدار نيکل در سبزيجات افزايش پيدا ميکند. در ششهاي افراد سيگاري مقدار زيادينيکل وجود دارد. همچنين نيکل در شوينده ها نيز مورد استفاده قرار ميگيرد.
راههايورود نيکل به بدن انسان از طريق هوا، آشاميدن آب، خوردن غذا و کشيدن سيگار است. ممکن است بر اثر تماس پوست با خاک يا آب آلوده به نيکل، مقداري نيکل وارد بدن انسانشود. مقدار اندک نيکل براي انسان ضروري است اما اگر مقدار آن افزايش يابد، برايسلامت انسان خطرناک است.
نتايج مصرف بالاي نيکل به شرح زير است:
شانس مبتلاشدن به سرطان ريه، سرطان بيني، سرطان حنجره و سرطان پروستات را افزايش ميدهد.
پس از اينکه فرد در معرض گاز نيکل قرار گرفت، دچار کسالت و سرگيجه ميشود.
آب آوردن ريه ها
مشکلات تنفسي
کاهش توانايي توليد مثل
آسم و برونشيتمزمن
حساسيتهايي از قبيل خارش پوست (به خصوص در هنگام استفاده ازجواهرات)
نارسايي قلبي
بخارات نيکل به دستگاه تنفس و ريه ها آسيب ميرساند. نيکل و ترکيبات آن باعث آماس پوست ميشوند که تحت نام " خارش نيکل" ناميده ميشود ومعمولاً در افراد با حساسيت پوستي بالا مشاهده ميشود. اولين علامت، خارش است کهمعمولاً هفت روز قبل از از بين رفتن پوست رخ ميدهد. اولين علائم تخريب پوستي التهابپوست يا پوسته پوسته شدن پوست است. سپس در پوست زخمهايي نمودار ميشود.
از لحاظتقسيم بندي برنامه سمشناسي ملي آمريکا (NTP)، نيکل و ترکيبات آن جزعوامل سرطانزامحسوب ميشوند و از نظر طبقه بندي آژانس بين المللي تحقيقات سرطان (IARC) ترکيباتنيکل در گروه يک قرار ميگيرند. گروه يک شامل عناصري ميباشد که شواهد کافي در موردسرطانزايي آنها وجود دارد. در اين تقسيم بندي عنصر نيکل در گروه 2B قرار دارد. گروه 2B عناصري هستند که ممکن است در انسان سرطان ايجاد کنند.

تاثيرات زيستمحيطي نيکل
کارخانه ها و سوزاندن زباله ها دو عامل اصلي در توليد نيکل و ورودآن به هوا ميباشند. مقدار نيکلي که در هوا وجود دارد به مراتب از نيکل موجود درزمين بيشتر است. مدت زمان از بين رفتن نيکل موجود در هوا زياد است. زمانيکه هرزآبهاجريان پيدا ميکنند، مقداري نيکل را وارد آبهاي سطحي ميکنند.
بخش اعظم ترکيباتنيکل در طبيعت جذب ذرات خاک و رسوبات شده و در نهايت به صورت غير متحرک درمي آيند. در زمينهاي اسيدي نيکل بسيار متحرک ميشود و معمولاً در آبهايزيرزميني شسته ميشود.
شواهد چنداني درباره تاثير نيکل بر ساير موجودات زنده به غير از انسان وجودندارد. در حال حاضر دانشمندان مي دانند که غلظت بالاي نيکل در خاکهاي ماسه اي بهگياهان صدمه ميزند و همچنين غلظت بالاي نيکل در آبهاي سطحي سبب کاهش تعداد و رشدجلبکها ميشود. رشد موجودات ذره بيني نيز در حضور نيکل کاهش پيدا ميکند، اما معمولاًبا گذشت زمان در برابر نيکل مقاوم ميشوند.
مقدار اندک نيکل بايد در غذايجانوران وجود داشته باشد. اما زمانيکه مقدار نيکل از حد مجاز خود فراتر رود،ميتواند براي جانوران مضر و خطرناک باشد. جانوراني که در نزديکي پالايشگاه زندگيميکنند، بر اثر دريافت مقدار زياد نيکل به انواع مختلف سرطان مبتلا ميشوند.
ازآنجاييکه نيکل در بافتهاي گياهي و جانوري نميتواند تجمع پيدا کند، اثري در زنجيرهغذايي ندارد.

[ghasem motamedi]

تیتانیم
تیتانیوم فلزی ارزشمند
بسیاری از مهندسین و طراحان هنوز تیتانیوم را فلزی گران و ناشناخته قلمداد می کنند؛ اما پیشرفت های اخیری که در زمینه تولید این فلز صورت گرفته است، نشان می دهد که تیتانیوم ماده ای بسیار فوق العاده برای استفاده های مهندسی است و از بسیاری از مواد مشابه مورد استفاده در این صنعت ارزان تر است.
یکی از ویژگی های مهم تیتانیوم چگالی پایین آن (۵۵/۴ گرم بر سانتی متر مکعب) است. این ویژگی، همراه با استحکام و مقاومت بالا در برابر خراشیدگی، تیتانیوم را به فلزی بسیار ایده آل تبدیل کرده است. تیتانیوم عمدتاً در صنایع هوا – فضا و همینطور در کارخانه ها و تجهیزات صنایع شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرد. این فلز همچنین در ساخت عینک ها، مهندسی های ظریف، اندازه گیری، مهندسی کنترل و فن آوری پزشکی مخصوصاً مواردی که حد تحمل بیولوژیک از اهمیت زیادی برخوردار است، مورد استفاده قرار می گیرد.



مهم ترین مورد مصرف فلز تیتانیوم که در تلاقی با زندگی روزمره ما قرار می گیرد، بیشتر در اشیای قیمتی نظیر ساعت های مچی، عینک ها و جواهرات است. این کاربرد ها به این تصور هرچه بیشتر دامن زده اند که تیتانیوم فلزی گران است.
از طرف دیگر انتخاب فلز مورد استفاده در طراحی های مختلف از اولین مراحل ساخت اشیا به شمار می رود و در این مرحله بسیاری از فلزاتی که به نظر می آید باید گران قیمت باشند، بدون انجام تحلیل اقتصادی از میان گزینه های احتمالی حذف می گردند. در نگاه اولیه به درستی تیتانیوم در صدر لیست فلزات گران قیمت و دارای استفاده های خاص قرار دارد. اما این مسئله اشتباهی است که بسیاری از طراحان در همان مرحله اول طراحی مرتکب می شوند. آن ها در محاسبات مقدماتی، وزن فولاد مورد استفاده در طراحی خود را با وزن تیتانیوم مورد نیاز، بدون آن که به حجم آن توجه داشته باشند جایگزین می کنند و مسلم است که یک کیلوگرم تیتانیوم بسیار گران تر از یک کیلوگرم فولاد است. در حالیکه این مقدار تیتانیوم، چندین برابر همان مقدار فولاد کاربری دارد.
عده بسیار کمی از مردم به مقایسه وزن دو قطعه مشابه که یکی از فولاد و دیگری از تیتانیوم ساخته شده است توجه دارند. هنگامی که از لحاظ هندسی، این دو قطعه دارای حجم مشابه باشند، نسبت بهای قطعه تیتانیومی به بهای قطعه فولادی با آلیاژ درجه بالا به عدد ۵/۲ تا ۳ می رسد.
مواد تیتانیومی از قدرت تحمل بسیار بالایی برخوردارند و همچنین نقطه تسلیم آن ها در برابر نیروی کششی وارد شده بسیار بالا است. مقاومت بیشینه آلیاژ تیتانیوم ۳۳ که در آن از فلزات آلومینیوم، انادیوم و قلع استفاده شده، در برابر نیروی کششی، معادل یک هزار و ۲۰۰ نیوتون بر متر مربع است و این در حالیست که تیتانیوم خالص هم می تواند فشار ناشی از نیروی کششی را تا حد ۷۴۰ نیوتن بر متر مربع تحمل کند؛ با این وجود همچنان می توان این فلز را سخت تصور کرد. (با توجه به این که حد شکست در برابر کشیدگی آن حداقل ۸ درصد است)
در حال حاضر تعداد طراحانی که در زمینه ساخت اشیاء متحرک به استفاده از این فلز علاقه نشان داده اند رو به فزونی گذاشته است. یکی از کاربردهای جدید تیتانیوم، استفاده از آن در توربین های بخار است. تیتانیوم مهندسان را قادر می سازد تا طول پره های توربین را زیاد کرده و بدین ترتیب نسبت نیروی تولید شده را افزایش دهند.
از دیگر کاربردهای رو به افزایش تیتانیوم، استفاده از آن در موقعیت هایی است که نیاز به مقاومت بالا در برابر برش احساس شده و یا ترکیبی از دو نیروی برشی و کششی دیده می شود. در این حالت خاص از نوع ویژه ای از تیتانیوم استفاده می شود که بر روی آن پوششی از نیترید قرار دارد. این پوشش از حرارت دادن فلز در فضای نیتروژنی بدست می آید.
همینطور در صنایع خودرو سازی، کاربردهای جدید و جالبی برای تیتانیوم پیدا شده است. به عنوان مثال جایگزین کردن تیتانیوم با فولاد، در موتور مولد قطار، باعث کاهش ۶۰ درصدی وزن این وسیله شده است. از دیگر کاربردهای تیتانیوم در این صنعت، استفاده در میل لنگ، مفتول های اتصالی و سیستم اگزوز خودرو است. مهم ترین حوزه های رشد استفاده از تیتانیوم در حال حاضر صنایع هوا – فضا، نیروگاه ها و دستگاه های شیرین کننده آب هستند.
یکی دیگر از خواص مهم تیتانیوم، قابلیت قرارگیری آن به عنوان فلز واسط میان دو فلز دیگر است. به عنوان مثال از تیتانیوم در صفحات انتقال دهنده گرما در کارخانه های شیمیایی یا شیرین کننده آب استفاده می شود.
یکی از دلایل مقاومت بالای تیتانیوم در برابر خراشیدگی و عدم انفعال این عنصر در برابر دیگر مواد شیمیایی، پوسته ای است که بر روی فلز تشکیل می شود. هنگامی که تیتانیوم با اکسیژن تماس پیدا می کند، سطح آن به سرعت واکنش نشان داده و اکسیده می شود. در اثر این فعل و انفعال شیمیایی، پوسته ای بسیار مقاوم تشکیل می شود که جلوی هرگونه فعل و انفعال دیگری را می گیرد. اگر به این پوسته آسیبی برسد، در صورت حضور اکسیژن و یا حتی آب، تیتانیوم مجدداً اکسیده شده و در محل خراش، پوسته جدیدی تشکیل می شود. این مکانیزم بسیار به آلومینیوم شباهت دارد. با این تفاوت که پوسته تشکیل شده بر روی تیتانیوم، ضخیم تر و پایدار تر از پوسته آلومینیوم است. این لایه محافظ علاوه بر ایجاد مقاومت در برابر خراشیدگی، حد تحمل بیولوژیک فلز را افزایش می دهد. با این وجود بعضی از ترکیبات شیمیایی نظیر فلئورین می توانند این پوسته محافظ را تخریب کنند.
با توجه به کاربردهای فراوان تیتانیوم، این فلز در گروه فولادهای آلیاژی و یا آلیاژهای نیکل قرار می گیرد، اما به خاطر سختی و قدرت تحمل آن در برابر کشش و برش، نیروی بیشتری برای شکست این فلز نسبت به فلزات آهنی لازم است. یکی از دلایل این که هزینه تولید تیتانیوم بسیار بالا است، استفاده از فن آوری موجود جهت تولید محصولات با کیفیت بسیار بالاست که بتواند نیازهای صنایع حساسی مانند هوا – فضا را پاسخگو باشد. مقید بودن به تولید محصولات با کیفیت بسیار بالا، مسلماً موجب ایجاد هزینه های اضافی می گردد، اما اگر حوزه های جدیدی برای مصرف این فلز که نیاز به کیفیت بسیار بالا هم نداشته باشد، ایجاد گردد؛ این امکان وجود دارد که فن آوری های جایگزینی برای تولید ساخته شوند تا هزینه ها را کاهش دهند. صنایع ساختمانی و خودرو سازی، از جمله صنایعی هستند که اگر به صورت عمده وارد بازار مصرف شوند، به ساخت فن آوری ارزان قیمت تر کمک خواهند کرد.
تا زمانی که تیتانیوم به عنوان فلزی گران قیمت تلقی می شود، این چرخه ادامه دارد و آثار آن مثل تقاضای محدود و مصرف پایین باعث می شود تا تولیدکنندگان هیچ علاقه ای به توسعه فن آوری های ارزان تر و ساده تر نداشته باشند.
یکی از شرکت هایی که در زمینه تولید تیتانیوم فعال بوده و پیشرفت های مهمی هم داشته است، شرکت دویچه تیتان (Deutsche Titan) از زیر مجموعه های گروه تیسن کراپ (Thyssen Krupp) در آلمان است. این شرکت به همراه شرکت ایتالیایی تیتانیا، گروه تیتانیوم را تشکیل داده اند.
دویچه تیتان، تیتانیوم اسفنجی مورد نیاز خود را از کشورهای روسیه، قزاقستان، اوکراین، ژاپن و چین خریداری می کند و سالانه ظرفیت تولید ۴ هزار تن شمش را دارا می باشد. این شمش ها می توانند تا ۱۳ تن وزن داشته باشند. دویچه تیتان طیفی از محصولات نیمه تمام را با استفاده از تأسیسات خود شرکت، گروه تیسن کراپ و همینطور کوره های ذوب دیگر تولید می کند. محصولات این شرکت در غالب شمش، اسلب، ورق، کلاف، صفحه، لوله جوش کاری شده و مفتول عرضه می شوند.

[ghasem motamedi]

كربن
( Carbon ) :

نمايي از عنصر کربن

کربن عنصری غیرفلزی است که از قبل از تاریخ شناخته شده است از سوختن مواد ارگانیکی در صورت وجود اکسیژن به مقدار کافی ، تولید می شود . آخرین آلوتروپ کربن ، به نام فلورنس Fullerenes ، در دهه 1980 به وسیله بمباران مولکولی تولید شد . دهها میلیون ترکیب کربنی که بسیاری از آنها حیاتی هستند وجود دارند ، ترکیبات کربنی اهمیت اقتصادی فراوانی دارند ( جزء اصلی ترکیبات هیدرو کربنی هستند )این عنصر همچنین در خورشید ، ستارگان و جو بسیاری از سیارات وجود دارد . در برخی از متئوریتها الماسهای میکروسکوپی دیده شده است . در جو زمین هم یافت می شود ، محلول در ترکیبات آبی می باشد ، ترکیب اصلی سنگهای کربناته ( سنگ آهک ، دولومیت ومرمر ) می باشد . از ترکیب کربن و هیدروژن زغال سنگ ، نفت و گاز طبیعی بدست می آید .

کربن به صورت وسیعی در طبیعت پراکنده شده است. این عنصر به وفور در خورشید ستاره ها، ستاره های دنباله دار و در اتمسفر بیشتر سیاره ها یافت می شود.
الماس طبیعی در کیمبرلیتها ، ستونهای آتشفشانی قدیمی در جنوب آفریقا و آرکانساس یافت می شود. حدود 30 درصد از کل کاربردهای الماس در آمریکا مورد استفاده قرار می گیرد.
کربن در طبیعت به صورت سه آلوتروپ یافت می شود: گرافیت، الماس و فولرین.
گرافیت یکی از نرمترین مواد در طبیعت و الماس یکی از سخترین آنها می باشد.

عنصر کربن در طبيعت

گرافیت به دو فرم می تواند وجود داشته باشد آلفا و بتا. این دو فرم دارای خصوصیات فیزیکی یکسان ولی ساختار بلوری متفاوت هستند. 30 درصد از گرافیت در طبیعت به فرم بتا و بقیه آن به فرم آلفا یافت می شود. فرم آلفا گرافیت با ساختار بلوری هگزاگونال می باشد این دو فرم آلفا و بتا می توانند با حرارت 1000 درجه سانتیگراد به هم تبدیل شوند.
ترکیبات
کربن در طبیعت به صورت اکسید در اتمسفر زمین و به صورت محلول در آبهای طبیعی یافت می شود. یکی از عناصر اصلی در ترکیب کربنات کلسیم و منیزیم و آهن ، زغال سنگ، نفت و گازهای طبیعی به خصوص هیدروکربناتها ، کربن می باشد.
کربن در بین دیگر عناصر دارای ترکیبات مختلفی است و به طور وسیعی در طبیعت پراکنده شده است.

نمايي ديگر از عنصر کربن در طبيعت

اثرات کربن در سلامتي انسان
کربن اثرات سمي کمي دارد. اطلاعاتي که درباره تاثير کربن برسلامت انسان بيان ميشود درباره کربن سياهرنگ است نه درباره عنصر شيميايي کربن. تنفس کربن سياه به طور موقتي و دائم سبب آسيبهاي ريوي و قلبي ميشود.
در کارگراني که به توليد کربن سياه ميپردازند، بيماري Pneumoconiosis مشاهده شده است. همچنين کربن سياه سبب مشکلات پوستي مانند سوختن فوليکولهاي مو و ليزين مخاط دهان ميشود.
کربن سياه خاصيت سرطانزايي دارد. کربن سياه در ليست آژانس بين المللي تحقيقات سرطان (IARC) در گروه 3 قرار دارد (اين عنصر در انسان باعث بيماري سرطان نميشود).
کربن 14 يکي از انواع راديونوکليدها ميباشد و در آزمايشهاي اتمسفري تسليحات هسته اي که در سال 1945، در آمريکا آغاز شد و در سال 1980 در چين به پايان رسيد، به کار برده شد. کربن 14 جزء راديونوکليدهاي با عمرهاي طولاني که محسوب ميشود و باعث افزايش خطر سرطان طي دهه ها و قرنها شده است. کربن 14 ميتواند از جفت عبور کند و در سلولهاي پيوندي جنين وارد ميشود و بنابراين جنين را تحت خطر سرطان قرار ميدهد.

اثرات زيست محيطي کربن
تاکنون اثرات منفي از کربن در محيط زيست گزارش نشده است.



تجهیزات آزمایشگاهی مورد استفاده در تجزیه
اسپکترومتر جرمی ، میکروسکوپ ، کرماتوگرافی مایع و گازی ، اشعه x ، جذب اتمی ، مادون قرمز ، کروماتوگرافی مایع با عملکرد بالا و اسپکترومتر نشری


خواص فیزیکی و شیمیایی عنصر کربن :
عدد اتمی:6
جرم اتمی: 12.011
نقطه ذوب : C°3550
نقطه جوش : C°3806
شعاع اتمی : pm 77
ظرفیت: 2,4
رنگ: مشکی
حالت استاندارد: جامد
نام گروه: 14
انرژی یونیزاسیون : Kj/mol 1086.5
شکل الکترونی: 1s2 2s22p2
الکترونگاتیوی: 2.55
حالت اکسیداسیون: 2, 4, -4
دانسیته: 2.26
گرمای تبخیر : Kj/mol 355.8
مقاومت الکتریکی : Ohm m 1.37×10- 5
گرمای ویژه: J/g Ko 0.710
دوره تناوبی:2

شماره سطح انرژی : 2
انرژی اولیه : 2
انرژی ثانویه : 4
درجه اشتعال : در حالت جامد قابل اشتعال
شماره ایزوتوپ : 3
ایزوتوپ :
ایزوتوپ نیمه عمر
C-11 20.3 دقیقه
C-12 پایدار
C-13 پایدار
C-14 5730.0 سال
C-15 2.5 ثانیه

اشکال دیگر :
هیدرید کربن CH4
کلرید کربن CCl4
دی اکسید کربن و مونوکسید کربن CO CO2


منابع : نفت ، گاز طبیعی و زغال
کاربرد : ترکیب اصلی چرخه حیات است که بدون آن حیات ممکن نیست . کاربرد مهم اقتصادی کربن در تشکیل هیدرو کربنها بویژه گاز متان و نفت خام میباشد . کربن به عنوان برقگیر در راکتورهای هسته ای به کار می رود . گرافیت شکل دیگری از کربن است که به همراه رس در ساخت مداد به کار می رود الماسها کربن خالص هستند که زیبای و اهمیت بی نظیری دارند و به عنوان جواهر به کار می روند . از ترکیب کربن با آهن فولاد بدست می آید .داروهای زغالی در پزشکی برای جذب سم از دستگاه گوارش بکار می روند . همچنین در صنایع استیل و *****ها نیز کاربرد دارد .

روش شناسایی:
GR :Gravimetry
VOL:Volumetry