تبلیغات
شیمی و جدول تناوبی

 

دیمیتری اوانوویچ مندلیف زیر و رو كننده علم شیمی و فرزند یكی از مدیران مدرسه محلی در 7 فوریه 1834 در شهر توبولسك واقع در روسیه متولد شد وی در سال 1869 دكتر علوم و استاد شیمی دانشگاه شد و در همین سال ازدواج كرد در این هنگام فقط 63 عنصر از نظر شیمی دانها شناخته شده بود مندلیف در این فكر بود كه خواص فیزیكی و شیمیایی عناصر تابعی از جرم اتمی آنهاست. بدون قانون تناوبی نه پیش بینی خواص عناصر ناشناخته میسر بود و نه به فقدان یا غیبت برخی از عناصر می شد پی برد.

كشف عناصر منوط به مشاهده و بررسی بود بنابراین تنها یاری بخت، مداومت و یا پیش داوری منجر به كشف عناصر جدید می شد قانون تناوبی راه جدیدی در این زمینه گشود منظور مندلیف از این جمله ها آن بود كه در سیر تاریخی شیمیایی، زمان حدس زدن وجود عناصر و پیشگویی خواص مهمشان فرا رسیده است. جدول تناوبی پایه ای برای این كار شد حتی ساخت این جدول نشان می داد كه در چه جاهایی مكان خالی باقی می ماند كه باید بعداٌ اشغال شود. با آگاهی از خواص عناصر موجود در جوار این مكانهای خالی می شد خواص مهم عناصر ناشناس را تخمین زد و چند مشخصه مقداری آنها را(جرمهای اتمی، چگالی، )نقطه ذوب ، و نقطه جوش و مانند آنها را) به كمك نتیجه گیری های منطقی و چند محاسبه ریاضی ساده، تعیین كرد.

این مطالب نیاز به تبحر كافی در شیمی داشت مندلیف از این تبحر برخوردار بود كه با تركیب آن با تلاش علمی و اعتقاد به قانون تناوبی توانست پیشگوهای درخشانی در باره وجود و خواص چندین عنصر جدید را ارائه دهد بنابراین مطابق با این فكر جدولی درست كرد و 63 عنصر شناخته شده را به ترتیب جرم اتمیشان در جدول قرار داد تعداد عناصر در سطرهای جدول یكی نبود مثلاٌ سطر پنجم 32 عنصر داشت در حالی كه سطر ششم فقط شامل 6 عنصر بود ولی عناصری كه خواص آنها شبیه هم بود در این جدول

نزدیك هم قرار داشتند و بدین علت مقداری از خانه های خالی متعلق به عناصری است كه تاكنون شاخته نشده وی این نتیجه را در سال 1869 به جامعه شیمی روسیه تقدیم كرد جدول مندلیف كه پیش بینی وجود 92 عنصر را می نمود جز لوتر مایز كه یك سال بعد از مندلیف جدولی مشابه با جدول مندلیف انتشار داده بود طرفداری نداشت پیش بینی های عجیب مندلیف زمان درازی به صورت مثلهای موجود در همه كتابهای شیمی در آمده بود و كمتر كتاب شیمی وجود دارد كه در آن از اكاآلومینیوم و اكابود و اكاسیلیسیم یاد نشده باشد كه بعدها پس از كشف به نامهای گالیوم، سكاندیوم و ژرمانیوم نامیده شدند در یمان سه عنصری كه مندلیف پیش بینی كرده بود اكاسیلیسیوم بعد از سایرین كشف شد(1887) و كشف آن بیش از كشف دو عنصر دیگر مرهون یاری بخت و تصادف مساعد بود

در واقع كشف گالیوم توسط بوابودران (1875) مستقیماٌ توسط روشهای طیف سنجی اش بود و جداكردن سكاندیوم توسط نیلسون و كلو(1879) مربوط به بررسی دقیق خاكهای نادر بود كه در آن زمان اوج گرفته بود اندك اندك همه پیشگوییهای مندلیف تحقق یافتند آخرین تائید در مورد وزن محصوص سكاندیوم فلزی بود در سال 1937 فیشر شیمیدان آلمانی موق به تهیه سكاندیوم با درجه خلوص 98% شد وزن مخصوص آن 3 گرم بر سانتی متر مكعب بود این دقیقاٌ مان رقمی است كه مندلیف پیش بینی كرده بود در پاییز سال 1879 انگلس كتاب جامعی به دست آورد كه نویسندگانش روسكو و شورلمر بودند در آن كتاب برای نخستین بار به پیشگویی آلومینیوم توسط مندلیف وكشفش تحت تاثیر نام گالیوم اشاره شده بود در مقاله ای كه بعدها انگلس در كتابی هم نقل كرده است، اشاره به مطلب آن كتاب شیمی شده است و نتیجه گرفته است كه: ندلیف یا به كار بردن ناخودآگاه قانون تبدیل كمیت به كیفیت هگل، واقیعت علمی را تحقق بخشید كه از نظر تهور فقط قابل قیاس با كار لوریه در محاسبه مدار سیاره ناشناخته نپتون بوده است.



علاوه بر این با اكتشاف آرگون در سال 1894 و هلیوم و اینكه رامزی نظریه جدول مندلیف وجود نئون و كریپتون و گزنون را پیش بینی نمود جدول مندلیف شهرت عجیب و فوق العاده ای كسب نمود. در یان سالها بود كه تمامی آكادمی های كشورهای جهان(غیر از مملكت خویش) او را به عضویت دعوت نمودند زیرا مندلیف دو دوم فوریه 1907 در 73 سالگی در گذشت به طوری كه می دانیم از هنگامی كه جدول مندلیف بوجود آمد خانه های خالی آن یكی پس از دیگری با كشف عناصر پر می شد و آخرین خانه خالی جدول در سال 1938 با كشف(آكتینوم)در پاریس پر شد.

 


پنجشنبه 15 بهمن 1388

عناصر گروه یک از جدول تناوبی (فلزات قلیایی)

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

نام عنصر نشانه اتمی آرایش الکترونی عدداتمی جرم اتمی نقطه ذوب چگالی شعاع اتمی شعاع یونی رنگ شعله
لیتیم Li 3 6.94 453.7 0.534 0.152 0.068 قرمز
سدیم Na 11 22.99 371 0.971 0.185 0.098 زرد
پتاسیم k 19 39.10 336.8 0.862 0.227 0.133 بنفش
اوبیدیم Rb 37 85.47 312.2 1.532 0.247 0.148 قرمز
سزیم CS 55 132.91 301.6 1.873 0.265 0.167 آبی
فرانسیم Fr

نگاه کلی

عناصر گروه اول جدول تناوبی که به فلزات قلیایی معروفند، در لایه ظرفیت الکترونی دارای آرایش هستند که n ، شماره دوره آنها است. آخرین عنصر به نام فرانسیم ، رادیواکتیو است که در اینجا مورد بحث قرار نمی‌گیرد. این عناصر ، فلزات نقره‌فام رنگی هستند. آنها بسیار نرم بوده و به آسانی با چاقو بریده می‌شوند. سطح درخشان آنها در معرض هوا به علت اکسیداسیون کدر می‌شود.

این عناصر بشدت واکنش‌ پذیر هستند. واکنش ‌پذیری آنها از بالا به پایین گروه یعنی از Li به Cs افزایش می‌یابد و از این لحاظ شبیه عناصر سایر گروهها هستند.

img/daneshnameh_up/3/31/lxzp.gif

منابع فلزات قلیایی

این فلزات بدلیل واکنش‌پذیری زیاد بطور آزاد در طبیعت یافت نمی‌شوند و معمولا بصورت ترکیب با سایر عناصر هستند. منبع اصلی سدیم ، هالیت یا Nacl است که بصورت محلول در آب دریا یا بصورت رسوب در بستر دریا یافت می‌شود. پتاسیم بصورت فراوان در اکثر معادن بصورت کانی سیلویت (Kcl) یافت می‌شود و همچنین از آب دریا هم استخراج می‌گردد.

فلزات قلیایی بسیار واکنش‌پذیر هستند و آنها را نمی‌توان با جانشین کردن سایر فلزات بصورت آزاد تهیه کرد. فلزات قلیایی بصورت
فلز آزاد را می‌توان از الکترولیز نمکهای مذاب آنها تهیه کرد.

خواص فیزیکی

فلزات قلیایی از چند جهت با بقیه فلزات تفاوت دارند. آنها نرم بوده و دارای نقطه ذوب و نقطه جوش پایین هستند. دانسیته پایینی دارند، بطوریکه دانسیته K و Na و Li از دانسیته آب پایین‌تر است. آنتالپی استاندارد ذوب و تبخیر کمتری دارند. به علت داشتن فقط یک الکترون در لایه ظرفیت معمولا پیوندهای فلزی ضعیفی ایجاد می‌کنند. این فلزات وقتی در معرض شعله قرار می‌گیرند، رنگ آن را تغییر می‌دهند. وقتی عنصری در مقابل شعله قرار می‌گیرد، حرارت شعله انرژی کافی برای برانگیختن الکترون لایه ظرفیت را به لایه‌های بالاتر فراهم می‌کند.

الکترون در بازگشت به حالت پایه
انرژی منتشر می‌کند و این انرژی دارای طول موج منطقه مرئی است که باعث می‌شود رنگ ایجاد شده در شعله دیده شود. شعاع یونی در فلزات قلیایی خاکی در مقایسه با شعاع اتمی آنها خیلی کوچکتر است. چون اتم یک الکترون در لایه S خود دارد که عدد کوانتومی آن با عدد کوانتومی لایه داخلی متفاوت است. بنابراین این لایه نسبتا دور از هسته است.

وقتی اتم این الکترون را از دست داده و به
یون تبدیل می‌شود، الکترونهای باقیمانده در تراز نزدیک نسبت به هسته قرار دارند. بعلاوه افزایش بار مؤثر هسته آنها را بیشتر بطرف هسته جذب می‌کند. بنابراین اندازه یون کاهش می‌یابد.

خواص شیمیایی

فلزات قلیایی عامل کاهنده قوی هستند. پتانسیل الکترود منفی آنها نشانگر میل شدید آنها برای از دست دادن الکترون در تبدیل به کاتیون در محلول است. آنها می‌توانند اکسیژن ، کلر ، آمونیاک و هیدروژن را احیا کنند. در اثر واکنش با اکسیژن هوا اکسید شده و تیره می‌شوند. بنابراین در زیر نفت نگهداری می‌شوند. بعلت واکنش با آب و تولید هیدروژن و هیدروکسید قلیایی نمی‌توان آنها را زیر آب نگهداری کرد.

img/daneshnameh_up/8/84/Potasium99NP.jpg

واکنش با آب

از بالا به پایین ، به شدت واکنش با آب افزوده می‌شود. لیتیم به آرامی با آب واکنش داده و حبابهای هیدروژن آزاد می‌کند. سدیم بشدت و همراه با مشتعل شدن با آب واکنش نشان داده و با شعله نارنجی می‌سوزد. پتاسیم در اثر برخورد با آب به شدت مشتعل شده و با شعله بنفش می‌سوزد. سزیم در آب ته‌ نشین شده و به سرعت تولید هیدروژن می‌کند. آزاد کردن هیدروژن همراه با ایجاد امواج ضربه‌ای شدید است که می‌تواند باعث شکستن محفظه شیشه‌ای شود.

Na در
آمونیاک حل شده و ایجاد محلول آبی تیره می‌کند که بعنوان عامل کاهنده در واکنشها استفاده می‌شود. در غلظتهای بالا رنگ محلول برنزی شده و جریان الکتریکی را همانند فلز هدایت می‌کند.

چند مورد غیر عادی در شیمی Li دیده می‌شود. کوچک بودن اندازه کاتیون Li در نشان دادن خاصیت
کووالانسی در برخی ترکیبات و ایجاد پیوند دیاگونالی با منیزیم از آن جمله است.

اکسیدها

فلزات قلیایی در اثر واکنش با اکسیژن هوا ترکیب جامد یونی به فرمول تولید می‌کنند. هر چند که Na غیر از این ، ترکیب پروکسید ( ) بعنوان فراورده عمده و پتاسیم هم سوپر اکسید ( ) را بطور عمده تولید می‌کند.

هیدروکسیدها

هیدروکسید فلزات قلیایی ، جامدات یونی به فرم کریستالی در رنگ سفید و فرمول MOH است. قابل حل در آب هستند و همه بجز LiOH آبدار می‌شوند. محلول آبی آنها باز قوی‌ است. اسیدها را خنثی کرده و نمک تولید می‌کنند.

هالیدها

هالیدهای این فلزات ، همه جامد یونی به فرم کریستالی و به رنگ سفید بوده و قابل حل در آب هستند، جز LiF که بعلت داشتن انرژی شبکه بالا که ناشی از جاذبه الکتروستاتیکی بین یون کوچک +Li و -F است.

حالت اکسایش

این فلزات حالت اکسایش 0 و 1+ دارند. تمام ترکیبات شناخته شده آنها بر پایه +M است. اولین انرژی یونش آنها پایین است، زیرا الکترون آخرین لایه به خوبی الکترونهای لایه داخلی توسط جاذبه هسته محافظت نمی‌شود، بنابراین آسان تر برداشته می‌شود. انرژی دومین یونش بالا است، زیرا الکترون بعدی از لایه کامل برداشته می‌شود. همچنین بوسیله هسته ، بخوبی‌ جذب می‌شود.

انرژی یونیزاسیون از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی و افزایش تعداد لایه‌ها بعلت دور شدن الکترون ظرفیت از هسته کاهش می‌یابد.

اطلاعات صنعتی

هیدروکسید ، کلرید و کربنات سدیم ، از جمله ترکیبات شیمیایی مهم صنعتی هستند. هیدروکسید سدیم از الکترولیز آب شور اشباع شده در پیل با کاتد فولادی و آند تیتانیوم تولید می‌شود. کربنات سدیم با فرآیند سالوی تهیه می‌شود. در این فرآیند کلرید سدیم قابل حل در آب به بی‌کربنات سدیم نامحلول تبدیل شده و بعد از صاف کردن و حرارت دادن به کربنات سدیم تبدیل می‌شود.

به هر حال محصول اصلی در این فرآیند کلرید کلسیم است و فرآیند رسوبگیری و حرارت و تهیه کربنات سدیم به کارخانه بستگی دارد. فرایند سالوی رفته رفته جای خود را به تهیه کربنات سدیم از
جداسازی و تلخیص کربنات سدیم موجود به معادن می‌دهد.


دوشنبه 12 بهمن 1388

عناصر گروه دو در جدول تناوبی (فلزات قلیایی خاکی)

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

نام فلز نشانه اتمی آرایش اتمی عدد اتمی جرم اتمی دمای ذوب دانسیته شعاع اتمی شعاع یونی پتانسیل استاندارد الکترود
بریلیم
Be
He 2S2 4 9.01 1551 1.847 0.113 0.034 1.85-
منیزیم
Mg
Ne 3S2 12 14.31 922 1.737 0.160 0.078 2.36-
کلسیم
Ca
Ar 4S2 20 40.08 1112 1.550 0.197 0.106 2.87-
استر‌انسیم
Sr
Kr 5S2 38 87.62 1042 2.450 0.215 0.127 2.89-
باریم
Ba
Xe 6S2 56 137.33 1002 3.595 0.217 0.143 2.90-
رادیوم
Rad
7S2 Rn

عناصر گروه دوم جدول تناوبی که به فلزات قلیایی خاکی معروفند در لایه ظرفیت الکترونی ، دارای آرایش nS2 هستند. آخرین عنصر این گروه یعنی رادیوم ، رادیواکتیو است. این فلزات سطحی درخشان و رنگ نقره‌ای سفید دارند. دارای واکنش‌پذیری بالایی هستند. اما واکنش‌پذیری این گروه به اندازه فلزات قلیایی (گروه I) نیست.

img/daneshnameh_up/5/52/sanidine.jpg

استخراج

فلزات قلیایی خاکی در پوسته زمین یافت می‌شوند. اما نه بصورت فلز آزاد بلکه بعلت فعالیت بالا بصورت ترکیب در کانی‌ها و سنگهای مختلف. کلسیم ، پنجمین عنصر فراوان در پوسته زمین و منیزیم هشتمین عنصر فراوان در پوسته زمین است. کانی‌های مهم منیزیم عبارتند از: کارنیت ، منیزیت و دولومیت. منیزیم از آب دریا هم استخراج می‌شود. با افزودن هیدروکسید کلسیم به آب دریا هیدروکسید منیزیم کم محلول بصورت رسوب ته‌نشین می‌شود. این رسوب بعد از تبدیل به کلرید منیزیم در سلول الکتروشیمیایی داونز الکترولیز می‌شود تا منیزیم فلزی بدست آید. منابع عمده کلسیم ، کالک ، سنگ آهک ، ژیپس ( سنگ گچ ) بی‌آب است.

خواص فیزیکی

این فلزات سخت‌تر و چگال‌تر از فلزات گروه اول هستند. دمای ذوب بالایی دارند. این خواص آنها تا حد زیادی ناشی از وجود دو الکترون در لایه ظرفیت است که پیوندهای قوی‌تری از فلزات گروه I ایجاد می‌کنند. منیزیم ، کلسیم ، استرانسشیم و باریم از این گروه در اثر حرارت در شعله ایجاد رنگ می‌کنند.


  • منیزیم: سفید درخشان

  • کلسیم: قرمز آجری

  • استرانسیم: قرمز خونی

  • باریم: سبز

شعاع اتمی و یونی بطور یکنواخت از بالا به پایین افزایش می‌یابد. شعاع یونی خیلی کوچکتر از شعاع اتمی است و این بعلت وجود دو الکترون در لایه S است که با از دست دادن آنها و ایجاد کاتیون M+2 بار مؤثر هسته بر الکترون‌های تراز کامل بیشتر شده و این باعث کاهش اندازه یون می‌شود.

img/daneshnameh_up/0/0e/calsium-s.gif

خواص شیمیایی

از بالا به پایین این فلزات ، الکتروپزیتیوتر می‌شوند. واکنش با اکسیژن و کلر شدید است. تمام فلزات بجز بریلیم در دمای اتاق در معرض هوا اکسید شده و رنگشان تیره می‌شود. بریلیم بعلت واکنش‌پذیری بالا در زیر نفت نگهداری می‌شود. همه فلزات این گروه بجز بریلیم آب و اسیدهای ضعیف را به هیدروژن کاهش می‌دهند.



منیزیم بکندی با آب واکنش می‌دهد مگر اینکه آب داغ باشد. ولی کلسیم بشدت در دمای اتاق با آب واکنش داده و سوسپانسیون ابری سفیدی از هیدروکسید کلسیم تولید می‌کند. کلسیم ، استرانسیم و باریم در اثر حرارت با هیدروژن ترکیب شده و آنرا به فرم هیدرید احیاء می‌کند.



فلزات این گروه در اثر گرم شدن عامل احیاء کننده قوی برای احیاء نیتروژن به فرم نیترید هستند . منیزیم در CO2 سوخته و آنرا به کربن احیاء می‌کند. یعنی آتش منیزیم با CO2 خاموش نمی‌شود.

اکسید

اکسید این فلزات به فرمول عمومی MO بوده و یک اکسید بازی است و از حرارت کربنات یا هیدروکسید این فلزات با آزاد کردن CO2 تولید می‌شود. اکسید این فلزات انرژی شبکه و دمای ذوب بالایی دارند. بجز بریلیم بقیه دارای فرم پراکسید MO2 هم هستند، چون کاتیون Be+2 برای ایجاد پراکسید بسیار کوچک است.

اکسیدهای کلسیم ، استرانسیم ، باریم با آب واکنش داده و هیدرو اکسید تولید می‌کنند. هیدروکسید کلسیم که به
آب آهک معروف است، بطور نسبی در آب محلول بوده و یک محلول بازی متوسط می‌دهد که برای شناسایی گاز CO2 بکار می‌رود.

هالید

هالیدهای این گروه از فلزات به فرم هیدراته یافت می‌شوند. بجز کلرید بریلیم ، همگی ترکیب یونی هستند. کلرید کلسیم بی‌آب میل شدیدی به جذب آب دارد و بعنوان خشک کننده استفاده می‌شود.

حالت اکسیداسیون

فلزات قلیایی خاکی در تمام ترکیباتی که تشکیل می‌دهند حالت اکسیداسیون +2 دارند. بجز چند استثنا همه ترکیبات آنها یونی است. این فلزات دو الکترون در لایه آخر دارند که از دست دادن آنها نسبتا آسان است. اما برداشتن الکترون سوم بسیار مشکل است و به انرژی بالایی نیاز دارد، زیرا تحت جاذبه شدید هسته بوده و از لایه هشت تایی کامل برداشته می‌شود. بنابراین کاتیون این فلزات به فرم M+2 است.

اطلاعات صنعتی

از میان فلزات این گروه فقط منیزیم بطور گسترده تولید می‌شود.از این فلز ، بدلیل داشتن شعله سفید و درخشان در ترکیب منومرها ، فشفشه‌ها و گلوله‌های نورانی ردیاب و بمب‌های آتشزا استفاده می‌شود. منیزیم با آلومینیوم آلیاژی با دانسیته پایین و دوام بالا ایجاد می‌کند که در صنایع هواپیماسازی کاربرد دارد. اکسید منیزیم بدلیل دمای ذوب بالا در بدنه کوره‌ها استفاده می‌شود.


شنبه 10 بهمن 1388

عناصر گروه های سه تا دوازده (عناصر واسطه)

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

نگاه کلی

عناصر واسطه ، همگی خصلت فلزی دارند. از نظر موقعیت در جدول تناوبی از دوره چهارم به بعد دو عنصر اصلی اول و شش عنصر اصلی آخر دوره در ده خانه ، قرار دارند. از نظر آرایش الکترونی بر عکس فلزات قلیایی و قلیایی خاکی همدوره خود ، سطح انرژی تراز n-1)d) لایه ظرفیت آنها از سطح تراز ns این لایه پایین‌تر است. از اینرو آخرین الکترون اتم آنها در n-1)d) وارد می‌شود و تراز p لایه ظرفیت و اتم آنها از الکترون خالیست.

طبقه بندی عناصر واسطه

این عنصرها بسته به اینکه الکترون متمایز کننده اتم آنها در تراز n-1)d) و یا در تراز n-2 )f) لایه ظرفیت وارد شود، به دو دسته تقسیم می‌شوند.

فلزات واسطه دسته d

الکترونهای متمایز کننده اتم این عنصرها در تراز n-1)d) لایه ظرفیت اتم آنها وارد می‌شود و عموما (غیر از روی و کادمیم) ، در حالت اکسایش صفر و یا دست کم در یکی از حالتهای اکسایش بالاتر از صفر ، یک یا چند اوربیتال تک الکترونی در تراز لایه ظرفیت اتم خود دارند. عنصرهای واسطه دوره چهارم (ردیف 3d) ، دوره پنجم (ردیف 4d) ، دوره ششم (ردیف 5d ) و دوره هفتم (ردیف 6d) ، جزو این دسته از فلزات هستند.

فلزات واسطه دسته F

این عناصر که الکترونهای متمایز کننده اتم آنها ، در ترازهای n-2)F) لایه ظرفیت که ترازهای نسبتا درونی‌اند قرار می‌گیرند، به عناصر واسطه داخلی معروفند و جزو عنصرهای گروه III B در جدول تناوبی می‌باشند و دو ردیف متمایز از عنصرهای واسطه را شامل می‌شوند که عبارتند از:

لانتانیدها

در این دسته از عنصرها که به عنصرهای خاکهای کمیاب نیز معروفند، الکترون متمایز کننده اتم در تراز 4f وارد می‌شود. 14 عنصر از سریم (عنصر پنجاه و هشتم) تا لوستیم (عنصر هفتاد و یکم) جزو این دسته از عناصر می‌باشند.

آکتیندها

در این ردیف از عنصرها ، الکترونهای متمایز کننده اتم در تراز 5f لایه ظرفیت اتم وارد می‌شود و 14 عنصر از توریم (نودمین عنصر) تا لورسنیم (عنصر صد و سوم) را شامل می‌شوند. برعکس عنصرهای لانتانید ، تنها سه عنصر اول این ردیف (توریم ، پروتاکتینیوم و اورانیوم) در طبیعت یافت می‌شوند. از عنصر چهارم این سری به بعد که عنصرهای ترانس اورانیوم نام دارند، در طبیعت یافت نمی‌شوند و همگی رادیواکتیو می‌باشند.

 

خواص فیزیکی عناصر واسطه

به غیر از عناصر واسطه گروه II B (یعنی روی ، کادمیم ، جیوه) و فلزهای واسطه دیگر) ، دماهای ذوب و جوش ، گرمای نهان تبخیر ، چگالی ، سختی ، انرژی بستگی نسبتا بالایی دارند (در بین آنها تنها جیوه در دمای معمولی مایع است). شدت این خواص در عنصرهای واسطه میانی هر ردیف بیشتر می‌شود. دلیل این رویداد ، وجود اوربیتالهای تک الکترونی نسبتا زیاد در تراز d و امکان همپوشانی مناسب این اوربیتالها ، تشکیل پیوند کووالانسی در شبکه بلور و افزایش انرژی بستگی بلور فلزی است. اما در آخرین عنصر واسطه هر ردیف ، انرژی بستگی به پایینترین حد خود نزول می‌کند.

خواص مکانیکی عناصر واسطه

فلزهای واسطه عموما انعطاف پذیرند، قابلیت تغییر شکل دارند، خاصیت چکش خواری ، صیقل پذیری ، تورّق و مفتول شدن آنها خیلی زیاد است. در مقابل ضربه ، فشار و کشش ، مقاومت دارند (غیر از جیوه که مایع ، روی و کروم که شکننده‌اند).

البته فلزهای گروه IB (
مس ، نقره و طلا) بسیار نرم‌اند. این فلزها با یکدیگر و نیز با برخی نافلزات ، آلیازهای بسیار مهمی تشکیل می‌دهند که خواص و کاربردهای ویژه‌ای در پژوهش ، علم و صنعت دارند. از آلیاژ این فلزات در ساخت موتور جت هواپیما ، استفاده می‌شود. فلزاتی که به صورت آلیاژ در ساخت موتور جت بکار می‌روند، عبارتند از:

فلز به کاررفته

تیتان

نیکل

کروم

کبالت

آلومینیوم

نیوبیم

تانتال

درصد

38 %

37 %

12 %

6 %

5 %

1 %

0.02 %

 

خواص مغناطیسی

این فلزها عموما (غیر از روی و کادمیم) در حالت آزاد و خنثی و یا دست کم در یکی از حالتهای اکسایش خود در ترکیبها ، دارای اوربیتالهای تک الکترونی‌اند. از این‌رو ، غالبا در حالت گازی یا در بسیاری از ترکیبات کوئوردیناسیون خود ، بویژه با لیگاندهای ضعیف دارای خاصیت پارامغناطیسی‌اند. بدیهی است برخی از آنها که فاقد الکترون جفت نشده‌اند، حتی در حالت آزاد (گازی) دارای خاصیت دیامغناطیسی‌اند (مانند روی و کادمیم) و یا ممکن است برخی از آنها با داشتن الکترونهای جفت نشده در بلور ، آنتی فرومغناطیس باشند و یا در ترکیبات کمپلکس یا لیگاندهای قوی و یا مغناطیس باشند (کروم).

الکترونگاتیوی

به علت کوچک بودن اندازه اتم و زیاد بودن بار موثر هسته ، عنصرهای واسطه نسبت به عنصرهای اصلی ، الکترونگاتیوی و انرژی یونش عنصرهای واسطه نسبت به عنصرهای اصلی همدوره خود بیشتر است.

رسانایی برق و گرما

فلزات واسطه ، عموما جریان برق را به خوبی هدایت می‌کنند، قدرت رسانایی عنصرهای گروه IB از فلزهای دیگر بیشتر است، (دلیل آن پر بودن اوربیتالهای تراز d و وجود اوربیتال تک الکترونی S لایه ظرفیت است). رسانایی گرمایی این فلزات به موازات رسانایی الکتریکی آنها افزایش می‌یابد. رسانایی الکتریکی وانادیوم از فلزهای دیگر کمتر است


دوشنبه 5 بهمن 1388

عنصر های گروه هفده (هالوژن ها)

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

هالوژن‌ عناصر گروه ۱۷ (گروه ۷ اصلی) جدول تناوبی هستند یعنی: فلوئورF ،کلرCl، برمBr، یدI و آستاتینAt. هالوژن‌ها در حالت طبیعی خود مولکول‌های دواتمی هستند.واژهٔ هالوژن از زبان یونانی گرفته شده و به معنی نمکزا است.

 

هالوژن

جرم اتمی

نقطه ذوب

نقطه جوش

الکترونگاتیویته

فلوئور

۱۹

۵۳/۵۳

۸۵/۰۳

۳/۹۸

کلر

۳۵/۵

۱۷۱/۶

۲۳۹/۱۱

۳/۱۶

برم

۸۰

۲۶۵/۸

۳۳۲/۰

۲/۹۶

ید

۱۲۷

۳۹۶/۸۵

۴۵۷/۴

۲/۶۶

آستاتین

۲۱۰

۵۷۵

۶۱۰

۲/۲


نصف فاصله هسته ها در یك مولكول دو اتمی جور هسته را شعاع كووالانسی می گویند
بطور كلی شعاع كووالانسی در جدول تنابی از چپ به راست كاهش و از بالا یه پایین افزایش می یابد علت اینست كه در یك تناوب از چپ به راست كه می رویم تعداد لایه های الكترونی ثابت است ولی بار مثبت هسته افزایش می یابد در نتیجه الكترون های بیرونی را بیشتر به سوی خود كشیده و اتم كوچكتر می شود


در یك گروه از بالا به پایین از یك طرف تعداد لایه های الكترونی افزایش یافته پس باید اتم بزرگتر شود و از طرف دیگر بار مثبت هسته افزایش می یابد پس باید اتم كوچكتر شود به نظر می رسد این دو عامل باید اثر یكدیگر را خنثی كنند ولی تاثیر زیاد شدن تعداد لایه های الكترونی خیلی بیشتر است


شنبه 3 بهمن 1388

روند تغییر شعاع اتمی عناصر در جدول تناوبی

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

 با حرکت از بالا به پائین در یک گروه جدول به ازای هر تناوب یک لایه الکترونی جدید به تعداد لایه های الکترونی عنصرها افزوده می شود. بنابر این شعاع اتمی در یک گروه از بالا به پائین افزایش می یابد.

در هر تناوب از چپ به راست شعاع اتمی کاهش پیدا می کند چون نیروی جاذبه ی هسته ( بار موثر هسته) بر الکترونهای لایه آخر افزایش می یابد. در حالیکه به دلیل ثابت بودن تعداد لایه های الکترونی اثر پوششی الکترون های درونی تقریباً ثابت است.

 



جمعه 2 بهمن 1388

روند تغییر انرژی یونش عناصر در جدول تناوبی

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

مقدار انرژی لازم برای جدا كردن سست ترین الكترون از اتم در حالت گازی شكل و تبدیل آن به یون یك بار مثبت گازی شكل را به ازای یك مول انرژی نخستین یونش می گویند

انرژی نحستین یونش در هر تناوب از چپ به راست با افزایش عدد اتمی افزایش می یابد ولی عناصر گروه های دوم و پانزدهم در این مورد رفتاری غیر عادی دارند یعنی انرژی نخستین یونش آنها از عنصر قبل و بعد از خودشان بیشتر است علت این امر به پایداری آرایش الكترونی لایه ظرفیت این عنصر ها ربط پیدا می كند كه به ترتیب آرایش پر و آرایپ نیمه پر دارند
در یك گروه از بالا یه پایین انرژی نخستین یونش به طور منظم كاهش پیدا می كند

 

 


جمعه 2 بهمن 1388

روند تغییر الکترونگاتیوی عناصر در جدول تناوبی

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

الکترونگاتیوی یک اتم میزان تمایل نسبی آن اتم برای کشیدن الکترونهای یک پیوند کووالانسی به سمت هسته ی خود است. مقادیر الکترو نگاتیوی در یک گروه از بالا به پائین کاهش و در یک دوره از چپ به راست افزایش می یابد. بنابر این فلوئور بیشترین الکترونگاتیوی و سزیم کمترین الکترونگاتیوی را داراست. (در این بررسی گازهای نجیب را در نظر نمی گیریم زیرا این عنصرها به تعداد کافی ترکیبهای شیمیایی تشکیل نمی دهند)

 

 

 

برای مقایسه الكترونگاتیوی دو عنصر كافیست فاصله تقریبی آنها را تا الكترونگاتیوترین عنصر یعنی فلوئور بررسی كنیم هرچه عنصرها به فلوئور نزدیكتر باشند الكترونگاتیوی بیشتری دارند


پنجشنبه 1 بهمن 1388

تغییرات خواص عناصر در دوره ها و گروههای جدول

   نوشته شده توسط: هادی عابدی    

 

1- تغییرات شعاع اتمی :در هر گروه با افزایش عدد اتمی شعاع اتمی افزایش می یابد ودر هر دوره با افزایش عدد اتمی شعاع اتمی به تدریج کوچکتر می گردد.


2- تغییرات شعاع یونی :شعاع یون کاتیون هر فلز از شعاع اتمی ان کوچکتر و شعاع هر نا فلز از شعاع اتمی ان بزرگتر است.به طور کلی تغییرهای شعاع یونی همان روند تغییرات شعاع اتمی است.


3- تغییرات انرژی یونش: در هر دوره با افزایش عدد اتمی انرژی یونش افزایش
می یابد و در هر گروه با افزایش لایه های الکترونی انرژی یونش کاهش می یابد.


4- تغییرات الکترون خواهی :در هر دوره با افزایش عدد اتمی انرژی الکترونخواهی افزایش می یابدودر هر گروه با افزایش عدد اتمی اصولا انرژی الکترون خواهی از بالا به پایین کم می شود .


5- تغییرات الکترونگاتیوی:در هر دوره به علت افزایش نسبتا زیا د شعاع اتمی الکترونگاتیوی عناصر کم میشود و در هر دوره به علت کاهش شعاع اتمی الکترونگاتیوی عناصر افزایش می یابد .


6- تغییرتعدادالکترونهای لایه ظرفیتوعدد اکسایش:در هر دوره از عنصری به عنصر دیگریک واحد به تعداد الکترون ها ی ظرفیت افزوده میشود و تعداد این الکترونها و عدد اکسایش در عنصرهای هر گروه با هم برابرند.


7- تغییرات پتانسیل الکترودی :در ازای هردوره با افزایش عدد اتمی توانایی کاهندگی عنصرها کاهش می یابد و توانایی اکسیدکنندگی انها افزایش می یابد .از این روفلزهایی که در سمت چپ دوره ها جای دارندخاصیت کاهندگی ونا فلزهایی که در سمت راست دوره ها جای دارندتوانایی اکسید کنندگی دارند.در موردعناصر یک گروه توانایی اکسید –کنندگی با افزایش عدد اتمی وپتانسیل کاهش می یابد.


8- تغییرات توانایی بازی هیدروکسید:توانایی بازی هیدروکسیدعناصر در گروهها ازبالا به پایین افزایش می یابد اما در دوره از سمت چپ به راست رو به کاهش است.


9- تغییرات دما وذوب یا جو ش:در هر دوره دمای ذوب و جوش تا اندازه ای به طورتناوبی تغییر می کند ولی این روندمنظم نیست و در موردعناصرگروهها نیز روندواحدی وجود ندارد


چهارشنبه 30 دی 1388

نمونه هایی از جدول تناوبی عناصر

   نوشته شده توسط: هادی عابدی