کیمیاگران

تقريباْ ۵۰ درصد وزن پوسته زمين و در حدود ۲۱٪ حجم هواکره از اکسيژن تشکيل شده است. زندگی تمام موجودات زنده به وجود اين عنصر گازی شکل وابسته است و بدون اکسيژن حيات معنی نخواهد داشت. شيمی معدنی عمدتاْ به ترکيبات اکسيژن و مهمترين ترکيب آن يعنی آب مربوط می شود. اين گاز بسيار فعال با تمام عناصر به جز Ne, He و احتمالاً Arتركيب مي شود. و به طور مستقيم حتي در دماهاي معمولي نيز با اغلب عناصر به جز گازها و فلزات بسيار نجيب و هالوژنها وارد واكنش مي شود.

اكسيژن به عنوان اولين عنصر گروه ششم از قاعده هشت تايي پيروي مي كند و مانند نيترو‍ژن مي تواند به آرايش گاز نجيب برسد. با توجه به آرايش الكتروني 1s2,2s2 2p4 آن اين اتفاق در پنج حالت زير رخ مي دهد:

1- دريافت دو الكترون و تشكيل ^2-O

2- تشكيل دو پيوند ساده R-O-R

3- تشكيل يك پيوند دوگانه R=O=R

4- تشكيل يك پيوند ساده به همرام دريافت يك الكترون ^-OH

5- تشكيل سه يا چهار پيوند كووالانسي ( ⁺R2OH )

تركيبات دوتايي زيادي از اكسيژن وجود دارد كه خواص آنها بسيار متفاوت است. دامنه خواص فيزيكي تركيبات دوتايي اكسيژن يا همان اكسيدها به انواع پيوند آنها بستگي دارد. پيوند اين گونه تركيبات از حالت اساساً يوني تا حالت اساساً كووالانسي تغيير مي كند.

تشكيل يون اكسيد O-2 از اكسيژن مولكولي O2 همراه با جذب تقريباً 1000kj/mol ممكن است. و با اينكه در تشكيل يك اكسيد يوني مقداري انرژي براي تبخير و يونش اتمهاي فلز بايد مصرف شود، اما تعداد زيادي اكسيد يوني با پايداري زياد وجود دارند. زيرا در اين تركيبات انرژي شبكه به واسطه كوچك بودن شعاع يوني يون اكسيد بسيار زياد است. و گاهي اين انرژي شبكه انقدر زياد مي شود كه قادر است اتمهاي فلز را به حالتهاي اكسايش غير عادي برساند. بسياري از فلزات اكسيدهايي را تشكيل مي دهند كه حالت اكسايش اين تركيبات فقط در فلوئوريدها يا بعضي تركيبات پيچيده مشاهده مي شود. MnO2, AgO و PrO2 مثالهايي از اكسيدهاي نا استوكيومتري اكسيژن هستند. در مواقعي كه انرژي شبكه براي يونش كامل كافي نباشد، تركيباتي با خصلت كووالانسي قابل ملاحظه مانند BaO يا B2O3 تشكيل مي شود.

هم چنين اكسيدهاي زيادي وجود دارند كه اصولاً به صورت تركيبات مولكولي كووالانسي هستند. مانند CO2, SO2, SO3 و اكسيدهاي نيتروژن و فسفر چنين تركيباتي به صورت گاز، مايع يا جامد فرار وجود دارند.

در محلول هاي آبي اكسيدها را طبق خصلت بازي يا اسيدي آنها طبقه بندي مي كنند:

اكسيدهاي بازي: مطالعات اشعه x نشان مي دهند كه يونهاي مجزاي اكسيد و همچنين يونهاي پراكسيدو سوژر اكسيد وجود دارند، ولي اين يونها به دليل واكنشهاي هيدروليزي در هر غلظتي نمي توانند در محلول آبي وجود داشته باشند. بنابراين فقط آن دسته از اكسيدهاي يوني كه در آب نامحلول هستند بر آب بي اثرند. و بقيه اكسيدهاي يوني كه در آب نامحلول هستند بر آب بي اثرند. و بقيه اكسيدهاي يوني به صورت انيدريد بازي عمل مي كنند. اكسيدهاي يوني نامحلول در آب معمولاً در اسيدهاي رقيق حل مي شوند. هرچند در بعضي موارد كه اكسيدها از اشتعال فلز به دست مي آيند، بسيار بي اثر بوده و در مقابل حمله اسيدها نيز مقاومت مي كنند. مانند منيزيم اكسيد.

اكسيدهاي اسيدي: اکسیدهای کووالانسی غیرفلزات معمولاْ اسیدی هستند و بعد از انحلال در آب محلول اسیدی تولید می کنند. این اکسیدها را انیدرید می نامند. اکسیدهای اسیدی و بازی در صورت واکنش مستقیم با هم خنثی شده و نمک و آب تولید می کنند.

اکسيدهای آمفوتر: این اکسیدها در برابر بازهای قوی رفتار اسیدی دارند و در برابر اسیدهای قوی مانند یک باز عمل می کنند.

ساير اکسيدها: اکسيدهايی وجود دارند که بعضی از آنها نسبتاْ بی اثر هستند و در اسيدها و بازها حل نمی شوند. به عنوان مثال N2O, CO و MnO2 را مي توان ذكر كرد.هنگامي كه MnO2 يا PbO2 با اسيد، براي مثال HCl غليظ تركيب شود واكنش از نوع اكسايش- كاهش است نه اسيدي و بازي.

دقت شود كه اگر يك عنصر معين چندين اكسيد تشكيل دهد، اكسيدي كه در آن عنصر بالاترين حالت اكسايش قراردادي را دارد، قدرت اسيدي ببيشتري دارد. بنابراين، در مورد كروم CrO اكسيد بازي، Cr2O3 آمفوتر و CrO3 اكسيد كاملاً اسيدي است.

يون هيدروكسيد: يون هيدروكسيد فقط در محلول آبي هيدروكسيدهاي فلزات الكتروپوزيتيو مانند فلزات قليايي و قليايي خاكي مشاهده مي شود. محلول مورد نظر يك محلول بازي شديد است.

- شيمي فضايي اكسيژن:

در اغلب ترکیبات اکسیژن مانند آب، الكلها، اترها و انواع ديگر اكسيدهاي كووالانسي، اكسيژن داراي عدد كوئوردينانس ۲ است. در اين تركيبات اتم اكسيژن دو پيوند ساده با ساير اتمها تشكيل مي دهد و دو زوج الكترون آزاد در لايه والانس دارد. در موقعیتهای ساده با عدد کوئوردینانس ۲، كه ما داراي دو پيوند سيگما هستيم و پيوند پاي تأثير زيادي در ساختار مولكول ندارد، گروه X-O-X هميشه خميده است و دامنه زاويه از 104.5 درجه در H2O تا 111 درجه در CH3-O-CH3 تغيير مي كند.

كوئوردينانسيون 3 براي اكسيژن در وضعيت هندسي هرمي و مسطح وجود دارد. و عدد كوئوردينانسيون 4 چندان متداول نيست ولي مثالهايي وجود دارد كه چنين عدد كوئوردينانسي را كاملاً تأييد مي كنند. به عنوان مثال ما در اكسيد يوني مانند PbO به طور جزئي شاهد چنين عدد كوئوردينانسي هستيم.

- ايزوتوپ هاي اكسيژن:

اكسيژن داراي سه ايزوتوپ طبيعي 16، 17 و 18 مي باشد، كه به ترتيب فراواني آنها 759/99% ، 0.0374% و 0.2039% است. ايزوتوپهاي كمياب به خصوص ايزوتوپ 18 را مي توان از تقطير جزء به جزء آب به دست آورد، مخلوط حاصل شامل حداكثر 97 درصد اتم اكسيژن 18 و تا حدود 4 درصد اتم اكسيژن 17 و ساير تركيبات نشان دار كه به طور تجارتي در دسترس هستند، مي باشد.

از اكسيژن 18 به عنوان ردياب براي مطالعه مكانيسم واكنشهاي مربوط به اكسيژن استفاده مي شود. هرچند كه اكسيژن 17 داراي اسپين هسته اي 2/5 است ولي كم بودن فراواني آن باعث محدوديت در فعاليت هاي تحقيقاتي بر روي اين ايزوتوپ است، اما مطالعات سودمندي در اين زمينه انجام شده است.

- آلوتروپ هاي اكسيژن:

عنصر اكسيژن داراي دو آلوتروپ است، O2 و O3 كه به ترتيب اكسيژن و اوزون ناميده مي شوند.

O₂ در حالتهاي گاز، مايع و جامد پارامغناطيس بوده وانرژي تفكيك آن نسبتاً بالا وبرابر 496kg/mol مي باشد. طبق نظريه پيوند والانس ساختمان الكتروني اكسيژن در حالت عادي به صورت زير است، كه مبين وجود پيوند قوي در اين مولكول است درحالي كه خاصيت پارامغناطيس اكسيژن براساس آن غير قابل توجيه است.

در بررسي هاي اربيتالهاي مولكولي مي توان توضيح داد كه يك الكترون از هر اكسيژن وارد اربيتالهاي ضد مولكولي مي شوند .

O₂ در حالت جامد ومايع آبي كم رنگ است.

اوزن را معمولاً دراثر تخليه الكتريكي آرام در‌O₂ تهيه مي كنند ، با اين روش مي توان O₃ رابا غلظت %10 به دست آورد. گاز اوزن بوي بسيار تندي داشته وبه رنگ آبي تند بوده وديامغناطيس است. اوزن خالص را مي توان به روش ميعان جزبه جزء مخلوطهاي O₃-O₂ تهيه كرد. دراين روش ما با دو فاز سرو كار داريم يك فاز با %25 اوزن كه پايدار است و فاز ارغواني تيره با 70% اوزن، مانند مايع خالص آبي تيره بانقطه جوش 112 كه قابل انفجار است. اوزن در دماي 193 – منجمد مي شود كه حاصل انجماد، جامدي بنفش متمايل به سياه است.

اوزن درارتفاع حدود 25 كيلومتري اتمسفر داراي بيشترين غلظت است وبه عنوان يك لايه محافظ زمين در مقابل اشعه هاي ماوراء بنفش تابيده از فضا عمل مي كند. در اتمسفر اوزن از تابش اشعه هاي ماوراء بنفش يا تخليه الكتريكي رعد وبرق درهوا توليد مي شود. توليد اوزن بسيار گرماگير است.

زاويه پيوند بين اتمهاي اكسيژن بسيار شديدتر است. هر چند كه O₂ عملاً با كليه عناصر به طور مستقيم تركيب مي شود ولي در اكثر موارد اين اتفاق فقط در دماهاي بالا اتفاق مي افتد. اما اوزن يك اكسيد كننده قوي است وبا بسياري از اجسام تحت شرايط عادي وارد واكنش مي شود. براي اندازه گيري كمي اوزن يك نمونه از واكنش زير استفاده مي شود:

O₃+2KI+H₂O----> I2+2KOH+O₂

از اوزن در اكسايش تركيبات آلي نيز استفاده مي شود.

در محلول هاي اسيدي قدرت اكسيد كنندگي O₃ از فلوئور، يون پرگزنات ، اكسيژن اتمي ، راديكال OH وچند نمونه از اين قبيل ، بيشتر است .

سرعت تجزيه اوزن سريعاً در محلولهاي قلياني كم مي شود، بطويكه نيمه عمر در محلول NaOH، 1 نرمال در 25 حدود 2 دقيقه ، در 5 نرمال حدود 40 دقيقه ودر 20 نرمال 83 ساعت است.

اكسيژن به آساني در حلالهاي آلي حال مي شود وتنها ظرف به ظرف كردن اين حلالها در مجاورت هوا باعث اشباع شدن آنها از اكسيژن مي شود. اين موضوع را بايد به هنگام تعيين واكنش پذيري مواد حساس نسبت به هوا كه به صورت محلول در حلالهاي آلي هستند در نظر گرفت .

تركيبات اكسيژن :

فلوئور از اكسيژن الكترونگاتيوتر است، بنابراين تركيبات دوتايي اكسيژن با فلوئور را فلوئوريدهاي اكسيژن مي نامند. فلوئوريدهاي اكسيژن به طور وسيعي به عنوان اكسيد كننده‌هاي سوخت موشك مورد استفاده ومطالعه قرار گرفته اند.

- اكسيژن دي فلوئورايد (OF₂ ):

گازي است سمي، زرد رنگ، با نقطه جوش 145 – سانتيگراد، اين جسم از عبور سريع فلوئور از محلول سديم هيدروكسيد 2% ، از الكتروليز محلول آبي HF-KF يا از اثر F₂ برKF مرطوب تهيه مي شود .اكسيژن دي فلوئوريد جسمي نسبتاً غير فعال است ومي تواند بدون انجام واكنش با H₂ ,CH₄يا CO مخلوط شود، اگر چه يك جرقه كوچك مي تواند باعث انفجار شديد شود.

مخلوط OF₂ باCl₂،Br₂ يا I₂ در دماي معمولي منفجر مي شود. اكسيژن دي فلوئوريد با آب به كندي تركيب مي شود در حاليه با بخار آب منفجر مي شود.

- دي اكسيژن دي فلو يوريد(O₂F₂ ):

جسم جامد ي به رنگ پرتقال مايل به زرد است كه در دماي 109/7 kذوب مي شود .اين جسم هنگام تخليه الكتريكي با ولتاژ زياد در مخلوطي از O₂وF₂ در فشار 20-10 ميليمتر ودماي 77-90k به دست مي آيد. اين جسم به O₂ وF₂ تجزيه مي شود. بسياري از اجسام در معرض اكسيژن دي ًفلوئوريد در دماي پايين منفجر مي شوند .

- كاتيون دي اكسيرنيل :

تركيباتي با يونهاي مجزاي O₂ شناخته شدهاند .از اين رو PtF₄ با O3 تركيب شده وجسم جامد پرتقالي رنگ O₂PtF₆ را مي دهد. يون O₂+ همانطور كه انتظار مي شود پارامغناطيس مي باشد.

هيدروژن پراكسيد را مي توان به روش الكتروليز كه همراه با تشكيل يون پروكسودي سولفات هيدروليز بعدي آن به دست آورد. سو لفوريك اسيد يا محلولهاي سولفوريك اسيد-آمونيم سولفات را با شدت جريان زياد (1atm/dm²) در الكترودها كه معمولاً از جنس Pt مي‌باشد الكتروليز مي كنند. مكانيزم اين واكنشها معلوم نيست ولي از نظر استوكيومتري مي‌توان نوشت:

S₂O^2-₈+ 2H⁺+ 2e^- ----> 2HSO₄

S₂O^2-₈ + 2e^- ----> 2SO₄^2-

براي به حداقل رساندن واكنش هيدروليز:

H₂S₂O₈ + H₂O ----> H₂SO₅ + H₂SO₄

_{پروكسو مونو سولفوريك اسيد} _{پروكسودي سولفوريك اسيد}

_{(كارواسيد )}

در سلول از واكنشهاي تجزيه:

2H₂O₂----> 2H₂O + O₂

H₂SO₅ + H₂O₂----> H₂SO₄ + H₂O + O₂

كه موجب از بين رفتن محصول مي شوند بايد جلوگيري نمود. دماي مورد نظر براي اين واكنشها 20 درجه سانتيگراد مي باشد. محلول پروكسودي سولفوريك اسيد به نوبه خود هيدروليز شده وH₂O₂ توليد مي كند.

(سريع ) H₂S₂O₈ + H₂O ----> H₂SO₅ + H₂SO₄

(آهسته ) H₂SO₅ + H₂O ---->H₂O₂ + H₂SO₄

H₂O₂ را به وسيله تقطير در دماي بالا وفشار پايين به سرعت جدا مي كنند. سپس محلول هاي دقيق H₂O₂ را كه از اين روش به دست آمده اند در خلا تقطير نموده وتا 35-28 تغليظ مي‌كنند. در تجارت براي به دست آوردن H₂O₂ با غلظت بيشتر 99 -90 % تقطير جزء به جزء چند مرحله اي به كار برده مي شود. براي جلوگيري از تجزيه سريع آب اكسيژنه به آن بازدارنده‌اي مانند سديم پيروفسفات يا استانات افزوده و آن را در ظروف آلوميينمي خالص 6/99% نگهداري مي كنند.

هم چنين H₂O₂ را مي‌توان از محلول آلي اكسيژندار شده به وسيله ستونهاي با جريان معكوس استخراج نمود‌. محصول آلي به دست آمده حدود %20 ، H₂O₂ دارد.

دراين روش فقط H₂،اكسيژن اتمسفر و آب به عنوان مواد خام لازم بوده و اين روش از الكتروليز ارزانتراست.

H₂O₂ خالص آبي كم رنگ ومايعي شربتي شكل است. در 1/152 درجه سانتيگراد مي جوشد و در89- درجه منجمد مي شود. بسياري از خواص فيزيكي آن شبيه آب است .

در 25 درجه ثابت دي الكتريك مايع خالص 93 و ثابت دي الكتريك محلول 65% آن در آب 120 است .

ادامه دارد....

بررسی عناصر جدول تناوبی

kimiagar85 — Fri, 03 Aug 2007 06:24:18 GMT

بسمه تعالی

در سال ۱۸۷۱ دیمتری ایثوانوویچ مندلیف (۱۹۰۷- ۱۸۳۴) دانشمند نابغه روسی طرح جدول تناوبی خود را مطرح نمود.جدول تناوبی مندلیف بر پایه ویژگی های شیمیایی و فیزیکی ۶۳ عنصر کشف شده تا آن زمان استوار بود. قبل از مندليف دانشمنداني چون دوبرنير، نيولندز و مي ير نيز سعي كرده بودند تا عنصرهاي كشف شده را به صورتي طبقه بندي نمايند كه از روي موقعيت آنها در جدول تناوبي بتوان خواص شان را پيشگويي نمود. اما دسته بندي مندليف به دليل ابتكاراتي كه مندليف در تهيه آن بكار برده بود بسيار موفق تر از ساير دسته بندي ها بود.

مندليف با بررسي عناصر مختلف متوجه شد كه يك نظام و الگوي مشخص در تكرار تناوبي خواص عناصر وجود دارد. اين نظام كه بر پايه آن گفته مي شد، هرگاه عنصرها را بر اساس افزايش جرم اتمي مرتب نماييم، خواص شيميايي و فيزيكي آن ها به طور تناوبي تكرار مي شود، اساس طبقه بندي مندليف گرديد.

مندليف در تنظيم جدول خود از دو اصل زير استفاده نمود:

۱- عنصرها برحسب افزايش تدريجي جرم اتمي آن ها در رديف هايي كنار يكديگر قرار مي گيرند.

۲- عنصرهايي كه در يك گروه قرار مي گيرند، بايد خواص مشابهي داشته باشند.

وي در مواردي مجبور شد برخي از خانه هاي جدول تناوبي خود را خالي بگذارد، تا ساير عناصر با خواص مشابه در يك گروه قرار بگيرند. در توجيه اين مسئله مندليف معتقد بود كه هنوز تعدادي از عناصر كشف نشده اند. او خواص اين عناصر را پيش از كشف آنها پيش بيني نمود و همين مسئله ساير دانشمندان را در كشف اين عناصر مشتاق كرد. از جمله عناصري كه مندليف جاي آنها را خالي گذاشت مي توان به عناصري با عدد جرمي ۴۴، ۶۸و ۷۲ اشاره كرد، كه بعدها اين عناصر كشف شده و باعث شهرت و اعتبار هرچه بيشتر مندليف شدند.

علاوه بر سه عنصر فوق مندلیف خواص ۷ عنصر دیگر را نیز به همین ترتیب پیشگویی کرده بود که بعدها یکی پس از دیگری کشف شده و باعث شهرت یافتن جدول تناوبی مندلیف شدند.

از دیگر خلاقیت هایی که مندلیف در تنظیم جدول خود بکار برد می توان به ترجیح دادن شباهت خواص عناصر یک گروه بر افزایش تدریجی جرم اتمی اشاره نمود. وی در مورد عناصری مانند تلور با عدد جرمی ۱۲۷.۶۰ و ید با عدد جرمی ۱۲۶.۹ با اینکه می بایست ید را را در گروه ششم و قبل از تلور قرار می داد با توجه به خواص آنها برعکس عمل نموده و ید را علیرغم کم بودن جرم اتمی آن بعد از تلور در گروه هفتم قرارا داد. او در مورد کبالت(۵۸.۹۳) و نیکل (۵۸.۶۹) و همچنین آرگون (۳۹.۹۵) و پتاسیم ( ۳۹.۱) نیز اصل شباهت خواص را بر افزایش جرم اتمی ترجیح داد تا اینکه عناصر دارای خواص شیمیایی و فیزیکی مشابه در یک گروه قرار بگیرند.

در سال ۱۹۱۳ میلادی ازمایش های هنری موزلی با رتوی تازه کشف شده X نشان داد که در هسته هر اتم تعدادی بار مثبت وجود دارد که همان عدد اتمی یک عنصر می باشد. عدد اتمی هر عنصر مقداری معین و ثابت بوده و برخلاف جرم اتمی اعشار ندارد.

هم چنین معین شد که عدد اتمی ید از تلور، نیکل از کبالت و تاسیم از آرگون بزرگتر است. بنابراین مبنای اصلی جدول مندلیف از جرم اتمی به عدد اتمی تغییر یافته و جایگاه هر عنصر در جدول تناوبی بر اساس یک قانون علمی به نام قانون تناوبی معین گردید.

بر اساس قانون تناوبی، هرگاه عنصرها را بر اساس افزایش عدد اتمی آنها مرتب نماییم، خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.

جدول تناوبی امروزی بر ایه قانون تناوبی استوار است. در این جدول عنصرها به ترتیب افزایش عدد اتمی در ردیف های افقی قرار گرفته اند. این جدول ۱۸ ستون عمودی و ۷ سطر افق دارد. هر ستون را یک گروه یا خانواده و هر ردیف را یک دوره یا تناوب می نامند.بنابراین ما در جدول تناوبی ۱۸ گروه داریم که ۲ گروه سمت چپ و ۶ گروه سمت راست را گروههای اصلی و ۱۰ گروه میانی را گروه عناصر واسطه یا گروههای فرعی می نامند.

در روشهای قدیمی عناصر واسطه را به ۸ گروه تقسیم می کردند به همین جداول قدیمی ۱۶ گروه داشتند. ولی در روش جدید ۱۸ گروه در جدول وجود دارد.

بسیاری از خواص فیزیکی و شیمیایی یک عنصر را تعداد الکترون های لایه ظرفیت اتم آنها تعیین می کند. لذا از آنجایی که در یک گروه آرایش الکترونی لایه ظرفیت تمام اعضا مشابه است بنابراین خواص شیمیایی و فیزیکی عناصر یک گروه مشابه یکدیگر می باشد. به کمک آرایش الکترونی یک اتم می توان شماره گروه و تناوب آن را تعیین نمود. در اتم عنصرهای متعلق به گروههای اصلی تعداد الکترون های لایه ظرفیت با شماره گروه و شماره بیرونی ترین لایه الکترونی، نشان دهنده شماره تناوب عنصر است.

برای تعیین موقعیت عناصر واسطه در جدول تناوبی بایستی تعداد الکترونهای s و d لایه های آخر را باهم جمع کنیم، چنانچه مجموع الکترونها کمتر از ۸ باشد، شماره گروه عنصر را معین می کند. چنانچه مجموع الکترونها برابر با ۸، ۹ و یا ۱۰ باشد، عنصر به گروه VIIIB متعلق است. و اگر مجموع الکترونها برابر با ۱۱ یا ۱۲ باشد عنصر به ترتیب به گروه IB و IIB تعلق دارد. در عناصر واسطه شماره زیر لایه s بیرونی ترین لایه الکترونی، شماره تناوب عنصر را معین می کند.

از میان ۱۰۹ عنصری که تا به حال خواص آنها به طور کامل مورد بررسی قرار گرفته استُ ۹۱ عنصر به طور طبیعی در طبیعت یافت شده و بقیه طی واکنشهای هسته ای در آزمایشگاهها ساخته شده اند.

فلزها بیش از ۸۰ درصد عناصر جدول را به خود اختصاص می دهند. بیشتر عناصر اصلی و تمام عناصر واسطه و واسطه داخلی فلز هستند. این عناصر در دمای اتاق جامد بوده ( بجز جیوه که مایع است.) و نقطه ذوب و جوش اغلب آنها زیاد است. سطح فلزات براق بوده و گرما و جریان الکتریسیته را به خوبی از خود عبور می دهند. چکش خوار، تورق پذیر و شکل پذیر هستند.

نافلزها اغلب در دمای اتاق یا جامد هستند و یا گاز (بجز برم که مایع است.) سطح نافلزها براق نبوده و رسانای خوبی برای برق و گرما نیستند. برخلاف فلزها، شکننده بوده و قابلیت چکش خواری و مفتول شدن را ندارند.

تعدادی از عناصر جدول برخی از خواص فلزات و برخی از خواص غیرفلزات را توأمان دارند، به این عناصر شبه فلز می گویند که نقش بسیار مهمی در صنایع الکترونیک دارند. از جمله شبه فلزات مهم می توان به سیلیسیم اشاره نمود.

بررسی عناصر گروه اول (IA) یا فلزات قلیایی:

این گروه شامل فلزات لیتیم(Li)، سدیم(Na)، پتاسیم(k)، روبیدیم(Rb)، سزیم(Cs)، و فرانسیم (Fr) است که به آنها گاهی فلزات قلیایی نیز گفته می شود. فرانسیم از سری عناصر تجزیه رادیواکتیو طبیعی بوده و بر اثر واکنش های هسته ای به طور طبیعی تشکیل می شود. تمام ایزوتوپ های فرانسیم طول عمر کوتاهی دارند.

ادامه مطلب را اینجا بخوانید.

- بررسی عناصر گروه دوم (IIA) یا فلزات قلیایی خاکی:

عناصر گروه دوم به دلیل داشتن فعالیت شیمیایی نسبتاْ زیاد در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شوند. آرایش الکترونی لایه ظرفیت این گروه ns2 بوده و به دلیل شرکت دو الکترون در پیوند فلزی بین اتمها، پیوند آنها با هم قویتر از پیوند فلزی گروه اول می باشد. به همین دلیل عناصر گروه دوم سخت تر از فلزات قلیایی بوده و دمای ذوب و جوش آنها هم بالاتر است.

ادامه مطلب را اینجا بخوانید.

- بررسی عناصر گروه سوم (IIIA):

بور اولین عضو این گروه است که یک شبه فلز می باشد و تفاوت زیادی با سایر هم گروهی های خود دارد. آلومینیم و عناصر پایین تر از آن Ga,In,Tl به طور قابل ملاحظه ای بزرگتر از بور بوده و از این رو خیلی بیشتر دارای خاصیت فلزی و یونی می باشند.

آلومینیم کاملاً فلزی است ولی با این وجود در ترکیبات خود در مرز بین یونی و کووالانسی قرار می گیرد. و Ga,In,Tl نیز تاحدودی این وضعیت را دارند.

ادامه مطلب را اینجا بخوانید.

- بررسی عناصر گروه چهارم (IVA):

در این گروه کربن یک غیرفلز مسلم است، سیلیسیم که خصلت شیمیایی آن را می توان تاحدی از کربن استنباط نمود اصولاً غیرفلز بوده و ژرمانیم نیز یک شبه فلز است. قلع و به ویژه سرب را جزو فلزات طبقه بندی می کنیم.

ادامه مطلب را اینجا بخوانید.

بررسی عناصر گروه پنجم (VA):

خاصیت فلزی عناصر به طور عمومی در یک گروه از بالا به پایین به دلیل افزایش شعاع و کاهش بار مؤثر هسته بر الکترونهای لایه آخر افزایش می یابد. اما گروه پنجم در نمایش این پدیده سهم به سزایی را بر عهده دارد. در این گروه دو عنصر ابتدایی از غیرفلزات مطرح می باشند، آرسنیک و آنتیوان را جزو شبه فلزات طبقه بندی کرده و بیسموت فلزی سرخگون است.

ادامه مطلب را اینجا بخوانید.

ادامه دارد......

شیمی عناصر گروه پنجم(V):

kimiagar85 — Sun, 03 Jun 2007 09:02:18 GMT

بسمه تعالی

شیمی عناصر گروه پنجم(V):

عناصر این گروه برای رسیدن به آرایش الکترونی گاز بی اثر سه الکترون کم دارند. لذا می توان انتظار داشت که با گرفتن سه الکترون یون های با سه بار منفی تشکیل دهند. نیتروژن در ترکیبات خود به راحتی تشکیل یون -N3اما فسفر تمایل زیادی به تشکیل -P3ندارد. و با آنکه آرسنیدها، آنتیموانیدها و بیسموتیدهای زیادی شناخته شده اند، اما این عناصر نیز میل به تشکیل یون سه بار منفی نداشته و بیشتر در ترکیبات کووالانسی شرکت می کنند.

پدیده از دست دادن الکترون و تشکیل یون مثبت در عناصر سنگین این گروه مشاهده می شود. اما به دلیل بالا بودن انرژی یونش این عناصر توانایی از دست دادن هر پنج الکترون لایه ظرفیت خود را نداشته و عدد اکسایش ۵+ فقط در ترکیبات کووالانسی آنها مشاهده می شود. از آنتیوان و بیسموت ترکیباتی که یونهای +Sb3و +Bi3 در انها شرکت داشته باشند شنماخته شده اند که در آنها لایه آخر به آرایش s2 می رسد.

ترکیبهای Sb2(SO4)3, BiF3,Bi(ClO4)3.5H2O جزو ایندسته از ترکیبات یونی هستند. یونهای سه مثبت آنتیوان و بیسموت با آب واکنش داده و یونهای آنتیمونیل (+SbO) و بیسموتیل (+BiO) تشکیل می دهند. از نیتروژن، فسفر و آرسنیک کاتیونهای ساده شناخته شده ای وجود ندارد.

خصلت اسیدی اکسیدهای گروه پنجم با افزایش خاصیت فلزی آنها کمتر می شود. N2O3, P4O6 , As4O6 اکسیدهای اسیدی اند اما Sb4O6 یک آمفوتر بوده و Bi2O3 خاصیت بازی دارد. اکسیدهای با عدد اکسایش ۵+ این گروه همگی خاصیت اسیدی داشته و خصلت اسیدی آنها از بالا به پایین کاهش می یابد.

در اغلب گروهها میان اولین عنصر و سایر اعضای گروه تفاوتهایی مشاهده می شود که این تفاوت ها در گروه VA بسیار آشکارتر است. گاز نیتروژن به طور چشمگیری واکنش ناپذیر است که این پایداری به وجود پیوند سه گانه بین دو اتم نیتروژن نسبت داده می شود. انرژی این پیوند در حدود 941 کیلو ژول بر مول است. نیتروژن در لایه ظرفیت خو فاقد زیر لایه d است، بنابراین توانایی تشکیل حداکثر 4 پیوند کووالانسی را دارد. مانند یون آمونیم +NH4. اما سایر عناصر این گروه دارای زیر لایه d در آخرین لایه الکترونی خود هستند که آمادگی تشکیل پیوندهای کووالانسی را برای این عناصر ایجاد می کند. فسفر، آرسنیک، آنتیموان و بیسموت ترکیبات کووالانسی ای تشکیل می دهند که تعداد پیوندهای آنها به شش هم می رسد. مثلاً ^-PCl4 PF5, AsF^-5 , SbCl^-4, BiF^-4 .

برای فسفر چند آلوتروپ وجود دارد. فسفر سفید یک جسم جامد شبیه موم است که بر اثر سرد شدن بخار فسفر ایجاد می شود. فسفر سفید از مولکولهای چهار اتمی P4 با ساختمان 4 وجهی تشکیل شده است. هر اتم یک جفت الکترون مزدوج غیر پیوندی دارد و از طریق ایجاد سه پیوند کووالانسی با سه اتم مجاور ارتباط پیدا می کند. زاویه پیوند در فسفر سفید حدود 60 درجه است که با زاویه 109.5 درجه ای ساختار چهار وجهی بسیار متفاوت است به همین دلیل در این عنصر نیرویی به نام فشار زاویه ای باعث کاهش پایداری ترکیب شده و واکنش پذیری آنرا افزایش می دهد به طوری که فسفر سفید در مجاورت هوا خود بخود مشتعل شده و به شدت می سوزد. در حالیکه گاز نیتروژن با پیوند سه گانه به هیچ وجه چنین تمایل شدیدی را از خود نشان نمی دهد. فسفر سفید در بنزول یا کربن دی سولفید و دیگر حلالهای غیرقطبی به راحتی حل می شود. و در دمای بالاتر از 800 درجه سانتیگراد به مولکولهای P2 با ساختاری شبیه گاز نیتروژن تجزیه می شود.

فسفر سفید بسیار سمی و آتشگیر است. به دلیل اینکه به راحتی در حلالهای غیرقطبی حل می شود آنرا در زیر آب نگه داری می کنند. این آلوتروپ وانش پذیرترین آلوتروپ فسفر می باشد.

فسفر قرمز از حرارت دادن فسفر سفید در محیط بدون هوا تا دمای 250 درجه سانتیگراد بدست می آید. پیوندهای P4 بر اثر حرارت شکسته شده و یک شبکه اتمی بی قاعده ایجاد می گردد. به همین دلیل فسفر قرمز یک پلیمر بی ریخت (آمورف) است. فسفر قرمز در حلالهای معمولی حل نمی شود و سمی نیست. چنانچه فسفر قرمز را به مدت یک یا دوهفته در دمای 550 درجه سانتیگراد نگهداری نماییم، اتمهای آن رفته رفته در قالب یک اتصال بلوری مرتب شده و فسفر بنفش یا هیتروف به دست می آید که ساختار پلیمری پیچیده ای دارد.

فسفر سیاه از تحت فشار قرار دادن فسفر سفید به دست می آید. هم چنین اگر فسفر مایع در حضور جیوه به طور آهسته متبلور شود فسفر سیاه ایجاد می گردد. اتمها در فسفر سیاه در قالب لایه های موجدار و متوازی و مطبق به یکدیگر متصل شده اند. در یک لایه اتمها با نیروهای کووالانسی به هم متصل هستند در حالیکه در بین لایه ها فقط نیروهای ضعیف لاندن وجو دارد. فسفر سیاه انحلال ناپذیر بوده و نسبت به سایر آلوتروپ های فسفر از کمترین مقدار واکنش پذیری برخوردار است.

شکل هایی از ساختمان فسفر سیاه

آرسنیک نیز دو آلوتروپ دارد. آرسنیک زرد بر اثر سرد کردن ناگهانی بخارات آرسنیک در نیتروژن مایع بدست می آید که مانند فسفر سفید از مولکولهای As4 تشکیل شده و به راحتی در کربن دی سولفید حل می شود. اما این آلوتروپ بسیار ناپایدار بوده و به سرعت به آرسنیک خاکستری تبدیل می شود که آلوتروپ پایدار است.

آرسنیک خاکستری ساختار لایه های داردُ اما ساختمان لایه های این ماده با ساختمان لایه های فسفر سیاه متفاوت است. مشابه این ساختمان را در آنتیموان و بیسموت نیز داریم. آرسنیک خاکستریُ آنتیموان و بیسموت هرسه شکننده اند، جلای فلزی دارند و جریان الکتریکی را هدایت می کنند.

Bi	Sb	As	P	N	عنصر
بیسموت	آنتیموان	آرسنیک	فسفر	نیتروژن	نام
Bi_n	Sb_n	As_n As4	P4 Pn	N2	فرمول مولکولی
سرخگون	خاکستری	خاکستری زرد	سفید سرخ سیاه	بی رنگ	رنگ
271	630.5	814	44 سفید	210-	نقطه ذوب ^oC
1560	1325	633	280 تصعید	196-	نقطه جوش^oC
152	141	121	110	74	شعاع کووالانسی (pm)
103	76	-	185	146	شعاع یونی (pm)

تصویر

روش تهیه عناصر گروه VA :

گاز نیتروژن همراه با اکسیژن و مقداری از گازهای دیگر از روش تقطیر هوای مایع به دست می آید. نیتروژن مایع برای سرد کردن و یا به صورت گاز فشردهدر کپسولهای سبز رنگ داد وستد می شود. در آزمایشگاه از گرم کردن محلول آبی آمونیم کلرید و سدیم نیتریت به دست می آید. هم چنین از تجزیه سدیم آزید یا باریم آزید(Ba(N3)2) می توان نیتروژن بسیار خالص به دست آورد.

فسفر را به روشهای فنی از کانه های فسفری تهیه می کنند. این کانی ها همراه با شن و ماسه SiO2 و کک در یک کوره الکتریکی در دمای 1500 درجه سانتیگراد تجزیه می شوند. سپس کلسیم سیلیکات در ضمن یک واکنش گرماگیر به وجود می آید و در حالت مذاب و به صورت کف تا بخشهای زیرین کوره رانده می شود. محصولهای گازی P4 و CO از آب عبور داده شده و ضمن این عمل فسفر به صورت یک ماده سفید جامد در آب رسوب می کند.

آرسنیک، آنتیموان و بیسموت را از طریق کاهش اکسیدهای این عنصرها با کربن (کک یا زغال چوب) تحت دمای بالا بدست می آورند. این اکسیدها در کانیهایی مانند کانی های مس و سرب وجود دارند.

- نیتریدها و فسفریدها:

نیتروژن با لیتیم تولید Li3N مي كنى و با Be, Mg,Ca,Sr, Ba, Zn و Cd نیز نیتریدهایی با فرمول عمومی M3N2 می دهد که در تمام آنها نیتروژن به صورت یون سه منفی شرکت می کند. این ترکیبات با آب واکنش داده و آمونیاک تولید می نمایند.

فسفر نیز در ترکیباتی مانند Li3P, Na3P و K3P با یون -P3 ظاهر می شود. و همچنین با فلزات قلیایی خاکی به فرمول عمومی M3P2 ترکیب می شود که در آنها نیز فسفر با یون سه بار منفی ظاهر می شود. فسفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی با آب واکنش داده و تولید گاز فسفین PH3 می کنند. فسفین گازی سمی بوده و بسیار زود مشتعل می شود، این گاز بی رنگ بوی سیر می دهد.

فسفیدهای عنصرهای گروه سوم BP, AlP و GaP ساختار شبکه ای فضایی داشته و در آنها پیوندها از نوع کووالانسی است. این نوع ترکیبات نیمه رسانا هستند. گالیم آرسنید GaAs یک نیمه رساناست که از آن در ساخت پیلهای خورسیدی استفاده می شود.

گالری عکس ها

kimiagar85 — Sun, 27 May 2007 06:08:18 GMT

بسمه تعالی

مسابقات ابر حباب

شیمی نیتروژن:

kimiagar85 — Thu, 19 Apr 2007 06:30:18 GMT

بسمه تعالی

- بررسی خواص شیمیایی و ترکیبات نیتروژن:

حدود ۷۸٪ حجم گازهای اتمسفر زمین از گازی بی بو، بی رنگ و نسبتاً بی اثر به نام نیتروژن تشکیل شده است. این گاز که در واکنش های کمی شرکت می نماید، به ظاهر بی اثر و بدون استفاده است. ولی اهمیت آن موقعی برای ما آشکار می شود که اکسیژن خالص را تنفس کنیم در این حالت ریه های ما سوخته و از بین می روند. اگر در موتور اتومبیل فقط اکسیژن خالص وارد نماییم با اولین استارت موتور منفجر می شود. حال با این دو مثال می توان به اهمیت گاز نسبتاً در اتمسفر زمین پی برد. نیتروژن در اغلب فرآیندهای احتراق و سوخت و ساز به عنوان گاز بی اثر وارد راکتور شده و نقش کنترل کننده را در این گونه واکنش ها به عهده می گیرد که نقشی بسیار حیاتی است. آرایش الکترونی اتم نیتروژن در حالت اصلی آن 1s2 2s2 2p3 است که ۳ الکترون ۲p در اوربیتالهای py ، px و pz با اسپینهای موازی توزیع شده اند. نیتروژن بعد از فلوئور و اکسیژن یکی از الکترونگاتیوترین عناصر است. در ترکیبات زیادی شرکت می کند که اکثر آنها ترکیبات آلی هستند.

اتم نیتروژن از چند راه می تواند آرایش هشت الکترونی خود را کامل کند:

۱- کسب الکترون و تشکیل یون نیترید (3-N)، که این یون فقط در نمک های عناصر بسیار الکتروپوزتیو مانند Li3N یافت می شود. هم چنین نیتریدهای غیر یونی بسیاری نیز وجود دارند.

۲- تشکیل پیوند کووالانسی مانند NH3, NF3 و N2 یا ترکیبات آزو -N= N -

۳- تشکیل پیوند کووالانسی به همراه دریافت الکترون مانند یون آمید NH^-₂یا یون ایمید NH^-2 .

۴- تشکیل پیوندهای کووالانسی به همراه از دست دادن الکترون مانند NH⁺₄.

هر چند نمونه های بسیار پایداری نیز مشاهده شده اند که در آنها آرایش هشت الکترونی نیتروژن رسماً کامل نیست. مانند NO و NO2 .

نیتروژن مانند سایر عناصر مجاور خود کربن و اکسیژن می تواند پیوندهای چندگانه تشکیل دهد و از این لحاظ با عناصر هم ستون سنگینتر از خود از قبیل P, As, Sb, Bi تفاوت دارد. به همین دلیل نیتروژن ترکیبات زیادی تشکیل می دهد که نظیر آنها را نمی توان در بین ترکیبات عناصر سنگین تر این گروه پیدا کرد. در حالیکه فسفر، آرسنیک و آنتیموان مولکولهای چهار وجهی (P4, As4, Sb4) ، نیتروژن مولکول دو تمی با پیوند سه گانه تشکیل می دهد که در آن فاصله بین دو هسته فوق العاده کوتاه و قدرت پیوند بسیار بالاست.

ترکیباتی از نیتروژن که در آنها یک پیوند یگانه ساده و یک پیوند دوگانه وجود دارد مانند X-N=Y خطی نیستند و این مسئله را می توان با توجه به زوایای پیوندی هیبریداسیون sp2 توجیه نمود.

به دلیل ضعیف بودن پیوند ساده N-N، نیتروژن مانند کربن تمایل به زنجیری شدن ندارد. و فقط چند نوع ترکیب شامل زنجیرهایی از سه یا تعداد بیشتری اتم نیتروژن با تعدادی پیوند چندگانه وجود دارند. هم چنین تعدادی ترکیبات حلقوی شامل حلقه هایی تا 5 اتم نیتروژن متوالی نیز یافت شده اند. چون نیتروژن یکی از الکترونگاتیوترین عناصر است مانند فلوئور و اکسیژن و به میزان کمتر کلر، در ترکیبات هیدروژن دار خود به طور وسیعی در تشکیل پیوند هیدروژنی هم به صورت دهنده پروتون و هم به صورت گیرنده پروتون وارد می شود.

نقطه ذوب گاز نیتروژن حدود ۲۱۰- و نقطه جوش آن ۱۹۵- درجه سانتیگراد می باشد. نیتروژن موجود در طبیت دارای دو ایزوتوپ ۱۴N و ۱۵N با نسبت مطلق ۱۴N/۱۵N = ۲۷۲ است. که ۱۵N اغلب به عنوان یک ردیاب ایزوتوپی به کار می رود. و می توان نیتریک اسیدی را که بیش از ۸/۹۹ درصد ۱۵N دارد نیز تهیه نمود.

قدرت زیاد پیوند سه گانه اساساْ باعث بی اثر بودن N2 از نظر شیمیایی می شود. نیتروژن را در صنعت از میعان و تقطیر هوا بدست می آورند، که در این روش معمولاً مقدار جزئی آرگون و تاحدود 30ppm اکسیژن با نیتروژن همراه است.

نیتروژن با فلزاتی مانند Mg, Ca, Ba, Sr, Zn, Cd, Li و Th نیتریدهای یونی و همچنین با ترکیباتی مانند بور، گوگرد و فسفر نیتریدهای کووالانسی مانند BN , S4N4 و P4N5 تشکیل می دهد.

فلزات واسطه نیتریدهایی تشکیل می دهند که از نظر ساختمان و خواص شبیه بوریدها و کاربیدهای فلزات واسطه هستند. اتمهای نیتروژن اغلب منافذ بین شبکه را در ساختمان انباشته فلز اشغال می کنند. این نیتریدها اغلب دقیقاً استوکیومتری نبوده و کمبود نیتروژن دارند. ظاهر آنها سخت بوده و رسانای جریان الکتریسیته هستند. چون ساختمان دریای الکترونی فلز پایدار می ماند. همانند کاربیده و بوریدها از نظر شیمیایی بسیار بی اثر بوده و معمولاً فوق اعاده سخت می باشند. همچنین دمای ذوب آنها بسیار بالاست. این نیتریدها معمولاً از حرارت دادن فلز در آمونیاک در دمای 1100 تا 1200 درجه سانتیگراد تهیه می شود. به عنوان مثال سختی VN بین 9 تا 10 بوده و در 2570 درجه سانتیگراد ذوب می شود.

از معروفترین هیدرید های نیتروژن آمونیاک می باشد که در مقیاس صنعتی آن را از فرآیند هابر Haber مطابق واکنش زیر بدست می آورند:

N2(g) + 3H2(g) <====> 2NH3(g)

این واکنش در حضور کاتالیزور و تحت فشار 100 تا 1000 اتمسفر و دمای 400 تا 550 درجه سانتیگراد انجام می شود. هرچند که در دمای پایین تر، این تعادل مطلوبتر است، اما در مجاورت بهتری کاتالیزور هم دمایی بالا مورد نیاز است تا سرعت تبدیل به حد مطلوب برسد. بهترین کاتالیزور آهن آلفا می باشد که شامل مقداری اکسید برای بزرگ شدن شبکه و افزایش سطح فعال باشد.

آمونیاک گازی است، بیرنگ با بوی تند و زننده، نقطه جوش آن 33/35- درجه ونقطه انجمادش 77/8- درجه سانتیگراد می باشد. در بین مولکولهای آمونیاک پیوند هیدروژنی برقرار بوده و به همین دلیل گرمای تبخیر آن زیاد است. و در آب نیز محلول است.

یکی از ترکیبات جالب نیتروژن آمونیم نیترات است که در دمای متوسط بطور برگشت پذیر تبخیر شده ولی در دمای بالا بطور برگشت ناپذیر تجزیه می شود و عمدتاً N2O تولید می کند. در تجارت از این واکنش برای تولید N2O استفاده می شود. آمونیم نیترات در صورتیکه عمل انفجار به وسیله یک ماده منفجره دیگر آغاز شود، می تواند باعث انفجار گردد. مخلوط آمونیم نیترات و TNT یا سایر مواد منفجره در تهیه بمب ها به کار می رود. تجزیه آمونیم نیترات مایع نیز می تواند با انفجار شدید همراه باشد. گاهی اوقات در پی آتش گرفتن توده ای ار آمونیم نیترات انفجار مصیبت باری به وجود می آید. هم چنین از آمونیم پرکلرات در سوخت های جامد موشک ها به عنوان یک اکسنده استفاده می شود.

هیدرازین از دیگر ترکیبات نیتروژن است که می توان آنرا مشتقی از آمونیاک تصور کرد. N2H4 بی آب مایعی بیرنگ و دود کننده است که در هوا می سوزد و چون گرمای بسیار زیادی آزاد می کند اغلب به عنوان سوخت موشک به کار می رود. دمای ذوب آن 2 درجه و دمای جوشش 114 درجه سانتیگراد است.

نیتروژن دارای اکسیدهایی با فرمول مولکولی متفاوت است که از آن جمله می توان به NO, N2O, N2O3, NO2, N2O4, N2O5 اشاره نمود. NO نیتروژن مونوکسید یا اکسید نیتریک نامیده می شود که از واکنش های کاهش نیتریک اسید و محلولهای نیترات و نیتریت بدست می آید. به صورت گاز بیرنگ بوده ولی در حالت مایع و جامد آبی رنگ است. این اکسید نیتروژن نسبتاً فعال است. N2O دی نیتروژن مونوکسید یا اکسید نیترو بیرنگ بوده و نسبتاً غیرفعال است، از تجزیه حرارتی آمونیم نیترات مذاب تهیه می شود. دی نیتروژن تریوکسید N2O3 در حالت خالص به صورت جامد آبی رنگ یافت می شود و در حالت مایع نیز پر رنگ تر می شود. دو اکسید NO2 و N2O4 هم به صورت محلول و هم در فاز گازی با هم در تعادل هستند که این تعادل شدیداً به دما بستگی دارد.

2NO2 <==> N2O4

NO2 قهوه ای و پارامغناطیس بوده و N2O4 بی رنگ و دیا مغناطیس می باشد.

دی نیتروژن پنتا اکسید N2O5 به صورت بلورهای بیرنگ از آبگیری نیتریک اسید با P2O5 به دست می آید و کاملاً پایدار نبوده و حتی گاهی منفجر هم می شود.

پایان

پاسخ سئوال مسابقه بزرگ کیمیاگران

kimiagar85 — Tue, 03 Apr 2007 09:02:18 GMT

بسمه تعالی

- سئوال: چرا در دستگاه اشعه کاتدی در فشار ۰.۰۱ اتمسفر گاز درون لوله و در فشار ۰.۰۰۰۱ اتمسفر جداره شیشه ای لوله ملتهب می شود، در حالیکه در فشار ۰.۰۰۰۰۰۱ اتمسفر شاهد تشکیل اشعه کاتدی هستیم؟

در دما و حجم ثابت، تعداد مولکولهای یک گاز با فشار آن رابطه مستقیم دارد. یعنی هرچه فشار گاز درون یک محفظه بیشتر باشد تعداد مولکولهای بیشتری درون ظرف وجود دارد. تعداد مولکولهای یک گاز در فشار ۰.۰۱ اتمسفر بسیار بیشتر تعداد مولکولها در فشار ۰.۰۰۰۱ اتمسفر می باشد. حال توجه کنید وقتی در لوله اشعه کاتدی در فشار ۰.۰۱ اتمسفر اختلاف ولتاژی بیشتر از ۱۰،۰۰۰ ولت برقرار می کنیم جریانی از الکترونهای دارای انرژی ایجاد می شود، به دلیل تراکم بالای مولکولهای گاز درون لوله الکترونها با این مولکولها برخورد کرده و باعث برانگیخته شدن آنها می شوند. در این حالت گاز درون لوله ملتهب شده و طیف خاصی را از خود منتشر می نماید. که رنگ این طیف به جنس گاز درون لوله بستگی دارد. از این نوع لوله ها در ساخت لامپ های تبلیغاتی معروف به لامپ نئون استفاده می شود.

اما وقتی که مولکولهای گاز داخل لوله را کمتر می کنیم و فشار آنرا به ۰.۰۰۰۱ اتمسفر می رسانیم، تعداد ذرات آنقدر کم هستند که باعث شوند تا الکترونهای پر انرژی ضمن عبور از بین آنها کمی منحرف شده و با جداره های شیشه ای لوله برخورد نمایند. در این حالت اتمهای موجود در مولکولهای شیشه برانگیخته شده و نوری به رنگ سبز مغز پسته ای از خود منتشر می نمایند. گاز درون لوله نیز بر انگیخته شده اما دو عامل مانع از نشر نور گاز می شود: ۱- نور شیشه بسیار بیشتر از نور گاز است. ۲- نور شیشه در قسمت خارجی بوده و نور گاز در قسمت داخلی است.

در فشار ۰.۰۰۰۰۰۱ اتمسفر تعداد مولکولهای گاز درون لوله آنقدر کم است که نمی تواند مانعی برای عبور الکترونها باشد. و الکترونها به راحتی و به طور مستقیم مسیر خود را درون لوله می پیمایند.

متأسفانه مسابقه برنده ای نداشت.

عکسهای مسابقات ابر حباب

kimiagar85 — Mon, 26 Mar 2007 06:11:18 GMT

بسمه تعالی

عکس هایی از مسابقات ابر حباب دبیرستان امام صادق (ع):

(زمستان ۱۳۸۴ و بهار ۱۳۸۵)

پس از مشاهده هرعکس برای دیدن بقیه با زدن کلید Back به همین صفحه باز گردید.

- شیمی عناصر گروه چهارم (IVA):

kimiagar85 — Sun, 11 Mar 2007 07:34:18 GMT

بسمه تعال

- بررسی عناصر گروه چهارم (IVA):

نام عنصر	نماد شیمیایی	نقطه ذوب ^OC	نقطه جوش ^OC	شعاع کووالانسی آنگستروم
کربن	C	3550	4827	۰.۷۷
سیلیسیم	Si	1410	2355	۱.۱۷
ژرمانیم	Ge	937	2830	۱.۲۲
قلع	Sn	231.9	2260	۱.۴۰
سرب	Pb	327.5	1744	۱.۴۴

زنجیری شدن در عناصر این گروه یک میل طبیعی است هرچند سایر اعضاء گروه به وسعت کربن تمایل به زنجیری شدن ندارند. زنجیرهای بزرگ در هیدریدهای Si و Ge مانند Si6H14 و Ge9H20 مشاهده شده اند. در مورد Sn و [ذ زنجیری شدن فقط در ترکیبات آلی وجود دارد. در هر حال میل به زنجیری شدن در عناصر گروه به ترتیب زیر کاهش می یابد.

C >> Si >Ge ~ Sn >> Pb

این کاهش کلی در زنجیری شدن را می توان به کم شدن قدرت پیوندهای اتمهای این عناصر با خودشان نسبت داد.

قدرت پیوند کووالانسی ساده بین اتمهای گروه چهار و سایر اتمها معمولاْ از بالا به پائین کاهش می یابد. ولی در چند مورد استثنایی ابتدا یک صعود از C به Si و پس از آن کاهش قدرت پیوند مشاهده می شود.

در این گروه الکترونگاتیوی کربن از همه بیشتر است و انتظار می رود که الکترونگاتیوی از بالا به پایین کاهش یابد ولی پاره ای از شواهد که بعضی از آنها مورد تردید است دلالت بر این دارند که ژرمانیم از سیلیسیم الکترونگاتیوتر است. و باید توجه نمود که الکترونگاتیوی یک امر کیفی است.

عناصر این گروه در بعضی از ترکیبات با والانس پائینتر شرکت کرده و کمتر از ۴ الکترون لایه ظرفیت خود را در پیوند شرکت می دهند. در هر حال پایداری حالت دو والانسی از بالا به پایین در گروه زیادتر می شود که در مورد سرب این حالت بسیار بارز است.

سیلیسیم از نظر درصد وزنی تقریباْ ۲۸ درصد پوسته زمین را تشکیل می دهد که بعد از اکسیژن دومین رتبه را در این زمینه دارد. و به صورت انواع زیاد کانیهای سیلیکاتی یافت می شود.

ژرمانیم، قلع و سرب نسبتاً کمیاب هستند ولی به دلیل اهمیت آنها در صنایع مختلف و همچنین سهولت تهیه قلع و سرب از منابع طبیعی به خوبی شناخته شده هستند. سیلیسم در صنعت از کاهش SiO2 با CaC2 در کوره الکتریکی تهیه می شود. به همین ترتیب ژرمانیم نیز از کاهش ژرمانیم دیوکسید با کربن یا هیدروژن تهیه می شود. سیلیسیم و ژرمانیم به عنوان نیم رسانا در صنایع الکتریکی و مخصوصاً در ساخت ترانزیستورها به کار می روند. برای این منظور سیلیسیم و ژرمانیم فوق العاده خالص مورد نیاز است.

قلع و سرب را از سنگهای معدن به روشهای گوناگون و معمولاً به وسیله کاهش اکسید آنها با کربن تهیه می کنند. برای خلوص بیشتر، معمولاً فلزات را در اسید حل کرده و فلز خالص را از طریق الکترولیز رسوب می دهند.

سیلیسیم نسبتاً غیر فعال بوده و جز فلوئودریک اسید با اسیدهای دیگر ترکیب نمی شود. با هالوژنها، تترا هالید و با قلیاها محلولهای سیلیکاتی تشکیل می دهند. سیلیسیم خیلی فعال به وسیله واکنش زیر تهیه می شود:

3CaSi2 + 2SbCl3 ---------> 6Si + 2Sb + 3CaCl

سیلیسیمی که به این روش تهیه می شود با آب ترکیب شده SiO2 و هیدرژن می دهد.

ژرمانیم تا اندازه ای فعالتر از سیلیسیم است، در سولفوریک اسید و نیتریک اسید حل می شود. قلع و سرب در بیشتر اسیدها حل شده و به سهولت با هالوژنها ترکیب می شوند. این دو عنصر با قلیای سرد به کندی ولی با قلیای گرم به سرعت ترکیب شده و استونات و پلمبیت می دهند. سرب در اسید سولفوریک رقیق و کلریدریک اسید غلیظ حل نمی شود.

ادامه دارد......