كلسیم در باغ های پرتقال تولید نمی شود، اما در پرتقال به میزان فراوانی یافت می شود. در مارگارین، صبحانه های حاوی غلات، كیك و مواد انرژی زا وجود دارد. تولید كنندگان موادغذایی، 119 محصول دارای كلسیم را معرفی كرده اند كه این میزان سه برابر آن چیزی است كه در سال 1998 عرضه شده است.

بخش قابل توجهی از مردم هنوز کلسیم را بسیار كمتر از آنچه كه برای داشتن استخوان ها و دندان های محكم لازم است، دریافت می كنند. فقط 10 درصد از زنان 80 ساله و جوان تر 1000 میلی گرم كلسیم تجویز شده و كمتر از یك سوم نوجوانان 1300 میلی گرم را كه برای رشد استخوان هایشان لازم دارند، بطور روزانه مصرف می كنند(بدن در دوران نوجوانی نیمی از استخوان ها را می سازد).

 

ادامه مطلب...

تاریخ: 28 ارديبهشت 1391برچسب:منافع مصرف كلسيم,

تهیه کننده:هاله ماهری نیا

 

كاتيون هاي گروه v

هدف آزمايش: شناسايي كاتيون هاي گروه V

 

 ببیشترکاتیونها ، یونهای تک اتمی‌اند که توسط فلزات بوجود می‌آیند. برخی از فلزات بیش از یک نوع کاتیون بوجود می‌آورند.

كاتيون هاي معمولي در اب كه شامل كاتيون هاي مقابل مي باشند با افزايش اسيد كلريك رقيق سه كاتيون نقره،جيوه وسرب را به شكل كلرور رسوب مي دهد ، اين كاتيون ها را ، كاتيون هاي گروه  I يا گروه نقره   مي نامند

پس از صاف كردن محلول واضافه كردن S^2- ، در محيط اسيدي به محلول صاف شده  كاتيون هاي مس ، كادميم ،جيوه ، بيسموت ، ارسنيك ، انتيموان ،قلع وباقيمانده سرب به صورت سولفور رسوب مي كنند ، كه اين رسوب ها به نام كاتيون هاي گروه II ،يا گروه مس وارسنيك  مي نامند

پس از صاف كردن رسوب ، به محلول باقي مانده  امونيك وسولفور امونيوم اضافه مي كنيم  كاتيون هاي اهن ، الومنيوم ،كرم، روي ، نيكل ، كبالت، ومنگنز به صورت محلول هاي از سولفور وهيدرات رسوب مي دهند  كه به كاتيون هاي گروه III يا گروه الومنيوم ونيكل  نامگذاري مي شوند .

پس لز صاف كردن اگر به محلول باقيمانده ، امونياك وكربنات امنيوم اضا فه كني،كاتيون هاي كلسيم ،باريم واسترانسيم به صورت كربنات از محلول جداميشوند كه به كاتيون هاي گروهIV   يا كلسيم معروف  مي باشند .

 كاتيون هاي منيزيم ،  سديم ، پتاسيم و امونيوم باقيمانده در محلول را كاتيون هاي گروه سديم مي نامند

 پتاسیم:پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن ۱۹ می‌باشد. پتاسیم ، فلز قلیایی سفید مایل به نقره‌ای است که به‌طور طبیعی به‌صورت ترکیبی با عناصر دیگر در آب دریا و دیگر کانی‌ها یافت می‌شود. این عنصر به‌سرعت در هوا اکسید شده ، بسیار واکنش پذیر است(مخصوصا در آب ) و از نظر شمیایی همانند سدیم است.
پتاسیم ( انگلیسی ، potash و لاتین ، kalium ) در سال ۱۸۰۷ توسط "Sir Huphry Davy" که آن را از پتاس سوزآور ( KOH )بدست آورد، کشف شد. این فلز قلیایی تنها فلزی بود که توسط عمل الکترولیز از هم جدا شده بود.
این عنصر حدودا ۲.۴% از وزن پوسته زمین را تشکیل می‌دهد و از نظر فراوانی هفتمین عنصر در آن می‌باشد. بدست آوردن پتاسیم از کانی‌ها بدلیل خاصیت نامحلولی و ماندگاری آن بسیار دشوار است.
با این وجود ، مواد معدنی دیگر مانند Carnallite ، Langbeinite ، Polyhalite و Sylvite در بستر دریاها یا دریاچه‌های قدیمی یافت می‌شوند. مواد معدنی بسیار زیاد ته‌نشین شده در این برکه‌ها عمل استخراج پتاسیم و نمک آن را اقتصادی‌تر می‌کند. منابع مهم پتاسیم و پتاس منابعی در کالیفرنیا ، آلمان ، نیومکزیکو ، یوتا و دیگر نقاط زمین می‌باشد. در عمق ۳۰۰۰ فوتی زیر بستر Saskatchewan ، مقادیر عظیمی از پتاس وجود دارد که می‌تواند به‌عنوان یک منبع مهم برای این عنصر در آینده در نظر گرفته شود.
اقیانوسها نیز منابع دیگری برای پتاسیم می‌باشند، اما در مقایسه با سدیم مقدار پتاسیم موجود در یک حجم معین از آب دریا بسیار کم است. پتاسیم در صورت عمل الکترولیز می‌تواند به اجزای هیدروکسیدش تجزیه شود. از روشهای حرارتی نیز برای تولید پتاسیم استفاده می‌شود. پتاسیم هرگز به‌صورت رها شده در طبیعت یافت نمی‌شود. با این وجود ، یونهای +K در ارگانیسمهای زنده برای فیزیولوژی سلولهای تحریکی بسیار مهم هستند.
● خصوصیات قابل توجه
پتاسیم که دومین فلز سبک می‌باشد، در میان فلزات ، واکنش‌پذیرترین و الکتروپوزیتیوترین است. این فلز ، بسیار نرم بوده ، با چاقو به‌راحتی برش می‌خورد و در سطوح صاف به رنگ نقره‌ای می‌باشد. از آنجا که به در هوا به‌سرعت اکسید می‌شود، باید زیر روغن معدنی یا نفت نگهداری شود. پتاسیم مانند دیگر فلزات قلیایی در آب تجزیه شده و هیدروژن آزاد می‌کند. در آب فورا آتش می‌گیرد و نمک آن هنگامی که در معرض یک شعله قرار بگیرد، رنگ بنفش از خود ساطع می‌کند.
● کاربردها
اکسید پتاسیم که با نام پتاس شناخته شده است، در تولید کود بکار می‌رود. نیترات پتاسیم در ساخت باروت کاربرد دارد.
در ساخت شیشه استفاده می‌شود. از NaK که آلیاژ سدیم و پتاسیم است، به‌عنوان رسانه انتقال گرما استفاده می‌شود.
پتاسیم ، ماده بنیانی برای رشد گیاهان بوده و در انواع گوناگون خاک یافت می‌شود.
یونهای پتاسیم در سلولهای حیوانی موادی حیاتی برای زنده نگه داشتن سلولها می‌باشند.
کلرید پتاسیم یک جانشین برای نمک طعام بوده ، برای ایست قلب در اعدامهای توسط تزریق کشنده استفاده می‌شود. بیشتر نمکهای پتاسیم بسیار مهم بوده ، شامل برمید پتاسیم ، کربنات پتاسیم ، کلرات پتاسیم ، کلرید پتاسیم ، کرومات پتاسیم ، سیانید پتاسیم ، دی‌کرومات پتاسیم ، هیدروکسید پتاسیم ، یدید پتاسیم ، نیترات پتاسیم و سولفات پتاسیم می‌باشند.
● ایزوتوپها
تا کنون ۱۷ ایزوتوپ پتاسیم شناخته شده‌اند. شکل غیر ترکیبی پتاسیم از سه ایزوتوپ تشکیل شده است: ( K۳۹(۹۳.۳%) ، K-۴۰(۰.۰۱% و ( K-۴۱(۶.۷% . باید گفت که K-۴۰ که به‌صورت طبیعی بوجود می‌آید، توسط عمل الکترون‌گیری یا حذف پوزیترون به Ar-۴۰ پایدار تبدیل شده و با خروج نگاترون به ( Ca-۴۰ ( ۸۸.۸% پایدار تبدیل می‌شود. k_۴۰ نیمه عمری ۱.۲۵۰* ۱۰۹ساله دارد.
فروپاشی K-۴۰ به Ar-۴۰ معمولا در روش تاریخ‌گذاری بر روی سنگها استفاده می‌شوند. شیوه تاریخ‌گذاری K-Ar به این فرضیه بستگی دارد که سنگها در زمان تشکیل هیچ آرگونی نداشته و تمام آرگون ایجاد شده توسط تششعات مانند آرگون ۴۰ در یک سیستم بسته نگهداری شده‌اند. کانیها توسط میزان تمرکز پتاسیم و مقدار آرگون ایجاد شده توسط تششعات که در آن جمع شده‌اند، تاریخ گذاری می‌شوند. بهترین مواد معدنی که برای انجام عمل تاریخ‌گذاری مناسب هستند، عبارتند از Biotite , Muscovite , Plutonic, hornblende و Feldspar آتشفشانی. تمام نمونه سنگهای آتشفشانی نیز در صورتی که تغییر نکرده باشند، به همین گونه تاریخ‌گذاری می‌شوند.
به غیر از تاریخ‌گذاری ایزوتوپهای پتاسیم در مبحث هواشناسی نیز کاربرد وسیعی دارند. ایزوتوپهای پتاسیم همچنین در چرخه تغذیه مطالعه می‌شوند، چرا که پتاسیم یک ماده غذایی لازم برای زندگی است.
● پتاسیم در بدن
پتاسیم یک یون مهم در بدن است و از آنجائی که تغییرات جزئی می توانند action potentials را مختل کند که در نتیجه مشکلات عصبی و قلبی ایجاد می‌شود، تجمع آن در خون بدقت تنظیم می‌شود. بسیاری از آنتی‌بیوتیکها ، از جمله آن که توسط باکتری Bacillus brevis تولید می‌شود، کار سلولها را با نشستن بر روی دروازه‌های یون مثبت مختل می‌کنند. در نتیجه یونهای +k و +Na اجازه پیدا می‌کنند از غشاء سلولی عبور کنند و بنابراین action potential به‌طور غیر مجاز از غشاء سلول عبور می‌کند. پتاسیم در پلاسمای خون نسبتا در سطح پائینی قرار دارد ( معمولا ۳.۵ تا ۵.۰ mmol/L ) ، ولی درون سلولها تمرکز زیادی دارد ( در حدود ۱۰۰ mmol/L ). سطوح پائین آن در خون hypokalemia و سطوح بالای آن hyperkalemia نام دارند. هر دو سطح پائین و بالا برای قلب خطرناکند.
● هشدارها
پتاسیم باآب بسیار واکنش پذیر است و از این رو باید در زیر روغن‌های معدنی مانند پارافین قرار گیرد.
شناخت محیط رشد: پتاسیم
ترکیبات این عنصر در اغلب خاکها به اندازه کافی یافت می شود. با وجود اهمیت زیادی که پتاسیم دارد، هنوز نقش اصلی آن در گیاه کاملاً مشخص نیست و هنوز دقیقاً نمی‌دانیم در فتوسنتز و تهیه قند و فعال ساختن آنزیم‌ها چه نقشی ایفا می‌کند. در گیاه ، این عنصر همانند ازت و فسفر قابل انتقال بوده ، بنابراین کمبود آن ابتدا در برگهای پیر مشاهده می‌شود. از علائم کمبود پتاسیم سوختگی کنار برگها می‌باشد. از کودهای پتاسیم می‌توان کلرورپتاسیم ،

سولفات پتاسیم و نیترات پتاسیم را نام برد.

 سدیم:سُديم یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Na و عدد اتمی آن 11 است. سدیم یک فلز واکنش‌دهنده نرم و مومی‌شکل است که به گروه فلزات قلیایی که از نظر ترکیبات طبیعی فراوان هستند (بویژه آب نمک و هالیدها) تعلق دارد. این عنصر بسیار واکنش‌دهنده است و با شعله زرد رنگی میسوزد در آزمایش‌های مربوط به هوا اکسید می‌شود و به شدت با آب واکنش می‌دهد از این رو باید همیشه در زیر نفت یا روغن نگهداری شود.

ويژگيهای مهم

سدیم مانند دیگر فلزات قلیایی نرم سبک وزن سفید مایل به نقره‌ای و واکنش دهنده است و از این جهت هرگز به صورت آزاد در طبیعت یافت نمی‌شود. سدیم در آب غوطه ور شده و آن را تجزیه کرده هیدروژن آزاد می‌کند و هیدرواکسید می‌‌سازد. سدیم در آب فوراً آتش می‌گیرد ولی در آزمایش‌های مربوط به هوای معمولی در دمای زیر ۳۸۸ کلوین آتش نمی‌گیرد

کاربردها

سدیم در حالت فلزی عنصر لازم برای ساختن استرها و ترکیبات آلی است. این عنصر قلیایی بوجودآورندهٔ کلرید سدیم NaCl که برای زندگی حیاتی است نیز است. کاربردهای دیگر عبارت‌اند از:

استفاده در برخی از آلیاژها برای بهبودی ساختارشان استفاده در ساخت صابون و ترکیبش با اسیدهای چرب NaK آلیاژ سدیم و پتاسیم یک ماده مهم منتقل کننده حرارت است.

تاريخچه

مدت زمان زیادی است که سدیم (soda) بصورت ترکیبی شناخته شده است. این عنصر در سال 1807توسط Sir Humphry Davy از طریق عمل الکترولیز هیدروکسید سدیم جدا شد. در اروپای قرون وسطی ترکیبی از سدیم با نام لاتین Sodanum برای تسکین سردرد استفاده می‌شد. نماد جدید سدیم Na از لاتین جدید Natrium که در زبان یونانی که نوعی نمک طبیعی است می‌‌آید گرفته شده است.

پيدايش

سدیم در ستارگان فراوان است و این فراوانی در خطوط طیفی D در نور ستارگان مشهود تر است. سدیم حدودا 2.6% از پوسته زمین را به خود اختصاص داده است که چهارمین عنصر از نظر فراوانی در پوسته زمین و فروانترین فلز قلیایی است. این عنصر هم اکنون به صورت اقتصادی از عمل برقکافت (الکترولیز) کلرید سدیم تولید می‌شود. این روش ارزان تر از روش برقکافت هیدرواکسید سدیم است. قیمت هر پوند سدیم فلزی حدودا 15 تا 20 سنت (در سال ۱۹۹۷) است. ولی هر پوند سدیم ACS آزمایشگاهی حدودا 35 دلار قیمت دارد که از نظر حجمی ارزان‌ترین فلز است.

ترکيبات

نمک طعام یا کلرید سدیم معمول‌ترین ترکیب سدیم است. اما سدیم در کانی‌های بسیار دیگری از قبیل آمفیبولکریولیت, هالیت, soda niter, زئولیت و ... بوجود می‌‌آید. ترکیبات سدیم برای صنایع شمیایی شیشه سازی فلزی ساخت کاغذ صنعت نفت ساخت صابون و نساجی کاربرد دارد. صابون معمولاً یک نمک سدیم از اسیدهای چرب است.

سدیم کلراید (نمک طعام) محلول در آب است. هر 39 گرم از آن در دمای صد درجه در 100 لیتر آب حل می‌‌شود. اگر محلول آب نمک را برقکافت (الکترولیز) کنیم از قطب مثبت Cl و از قطب منفی NaOH خارج می‌‌شود.

ترکیبات سدیم که برای صنایع گوناگون بسیار مهم هستند عبارت‌اند از: (NaCl), خاکستر سود (Na2CO3), سدیم خوراکی (NaH))CO3), سود سوزآور (NaOH), Chile saltpeter (Na((NO3), di- and tri-سدیم فسفات, sodium thiosulfate (hypo, Na2S))2O3 * 5H2O), و بوره (Na2((B4O7 * 10H2O).

ايزوتوپها

برای این عنصر ۱۳ ایزوتوپ شناسایی شده است که تنها ایزوتوپ پایدار آن Na-23 است. سدیم همچنین دو ایزوتوپ پرتوزا (رادیواکتیو) نیز دارد که عبارت‌اند از: Na22 با نیمه عمر 2.605 سال و Na24 با نیمه عمر ۱۵ ساعت.

هشدارها:سدیم در حالت پودر در آب خاصیت انفجاری خواهد داشت و با عناصر دیگر به راحتی تجزیه و ترکیب می‌شود. همیشه باید با ان عنصر با مراقبت کامل کار کرد.

تاریخ: 28 ارديبهشت 1391برچسب:,

تهیه کننده:هاله ماهری نیا

موضوع:شناسایی کاتیون های گروه IV

 

بطور كلی روشهای متفاوتی برای شناسایی كاتیونها وجود دارد.

یكی از روشهای ساده برای شناسایی كاتیونها، استفاده از آزمایش شعله و مشاهده ی تغییر رنگ شعله به وسیله ی كاتیون فلزی مورد نظر است. البته قبل از ان باید رنگ شعله ایجاد شده به وسیله ی كاتیونهای متفاوت را دانست.  مثلااینكه رنگ شعله ی كاتیونهای لیتیم، كلسیم و استرانسیم هر سه به رنگ قرمز هستند یا اینكه مس شعله را به رنگ سبز در می آورد.

یك دسته دیگر از روشهای مهم شناسایی كاتیونها ، طیف بینی یا spectroscopy می باشد. از انواع طیف‌بینی‌های اتمی و مولكولی و آن هم از نوع نشری، جذبی و فلوئورسانس برای جداسازی و شناسایی عناصر استفاده می‌كنند. لازمه‌ی تولید طیفهای فرابنفش و مرئی عناصر، كه در شناسایی عناصر روش مهمی به شمار می‌رود، این است كه نمونه‌های آزمایشی به اتم تبدیل شوند. در این فرایند اجزای تشكیل دهنده‌ی نمونه‌ی آزمایشی، تجزیه شده و به ذرات بنیادی گازی (اتمها یا یونها) تبدیل می‌شوند. سپس طیف نشری، جذبی یا فلوئورسانس اتمها یا یونهای حاصل به عنوان مبنای تجزیه‌ی كیفی و كمی عناصر موجود در نمونه به كار می‌روند. لازمه‌ی اینكه نمونه به ذرات بنیادی گازی (اتمها یا یونها) تبدیل شوند این است كه در محیطی با دمای بسیار بالا قرار بگیرد، برای اینكار از راههای مختلفی استفاده می‌كنند. از جمله می‌توان به قوس الكتریكی، جرقه، پلاسما یا شعله اشاره نمود. به وسیله‌ی این روشها، ضمن اینكه نمونه به اتم تبدیل می‌شود، كسر كوچكی از ذرات دچار برانگیختگی الكترونی می‌شوند. بازگشت ذرات اتم شده‌ی برانگیخته شده به حالتهای پایه‌ی آنها، طیفهای نشری تولید می‌كند كه برای تجزیه و شناسایی مفید هستند.

توضیح چگونگی تغییر رنگ شعله:

هر عنصری برای خود یك طیف نشری خطی بخصوص دارد كه مانند اثر انگشت در انسان، مختص خود عنصر است. فلزات قلیایی از جمله لیتیم نیز دارای یك طیف نشر خطی می‌باشند. این فلزات در شعله خیلی زود شروع به تایش می‌كنند و درنتیجه رنگ شعله را تغییر می‌دهند. مكانیسم آن هم به این صورت است كه هر گاه نور یا گرما به عنصر مربوطه تابانده شود، این عنصر از حالت پایه به حالت برانگیخته می‌رود. یعنی یك یا چند الكترون از آن با جذب انرژی، از سطح انرژی پایه خود به سطح انرژی بالاتری می‌روند و به اصطلاح می‌گوئیم عنصر برانگیخته شده است. این حالت برانگیخته ناپایدار است و الكترون خیلی زود با نشر یك تابش به حالت پایدار قبلی خود بازمی‌گردد. ما این بازگشت را به صورت یك نور مرئی و تغییر رنگ شعله‌ی آتش مشاهده می‌كنیم. یونهای فلزی دیگر نیز به شعله رنگ‌های متنوعی می‌دهند و از قدیم از آنها در آتش‌بازی استفاده می‌شود.  

در زیر چند نمونه از عناصری که رنگ شعله را تغییر می دهند را نام می بریم:

فلزات قلیایی:

لیتیم: قرمز(زرشكی)          سدیم: زرد         پتاسیم: بنفش      روبیدیم: قرمز          سزیم: آبی

فلزات قلیایی-خاكی

منیزیم: سفید درخشان         كلسیم: قرمز آجری          استرانسیم: قرمز خونی        باریم: سبز

ترکیبات مس سبز زمردی(اگر با اسید کلرید ریک مرطوب شود به رنگ آبی آسمانی است)

ترکیبات سرب آبی کم رنگ (متمایل به کبود)

ترکیبات روی سبز مایل به آبی

آزمایش تشخیص کانی از راه مشاهده ی رنگ شعله:

گرد کانیها مخصوصا ترکیبات قلیایی و قلیایی خاکی شعله را به رنگهای مشخص در می آورند ودر این راه هرچه کانی فرار تر باشد" رنگ شعله" بهتر ظاهر می شود . اگر یک جسم از کانیها ی مختلف تشکیل شده باشد پودر آن دارای رنگهای متنوعی خواهد بود و چنانچه آنرا به تدریج به شعله نزدیک نمایند عناصر به ترتیب فرار بودن شعله رارنگین نموده و موجبات شناسایی را فراهم می سازند. فلزات قلیایی مانند سدیم و پتاسیم ولیتیم زودتر از فلزات قلیایی خاکی یعنی سدیم و باریم رنگ شعله را تغییر می دهند

تاریخ: 28 ارديبهشت 1391برچسب:,

دانشجو های عزیز نفت:

کلاستون شنبه ساعت 4 تشکیل نمیشود

روز یکشنبه سر ساعت خودتون در کلاس حضور داشته باشید

تاریخ: پنج شنبه 28 ارديبهشت 1391برچسب:,

اميدوارم مفيد وموءثر باشد:

 

Methyl Red

 

استاد اين مطلب رو به شما ايميل خواهم كرد.

تاریخ: 27 ارديبهشت 1391برچسب:متيل رد,

تهیه کننده:هاله ماهری نیا

عنوان آزمایش :

 

شناسایی و جداسازی

 یون های گروه III  ( گروه نیکل -آلومینیوم )

 

نیکل

 

نیکل فلزی سخت ، چکش خوار، براق با ساختار بلورین مکعبی به رنگ سفید- نقره ای است . این عنصر در سال 1751 توسط Axel Cronstedt دانشمند سوئدی کشف گردید .

از نظر خواص مغناطیسی و فعالیت شیمیایی شبیه به آهن وکبالت است . کانی های اصلی نیکل ، پنتلاندیت ، پیروتیت (سولفید های نیکل- آهن) و گارنییریت (سیلیکات نیکل- منیزیم ) هستند.

این عنصر رسانای جریان برق است و سطح آن براق و صیقلی می باشد. این عنصر از گروه عناصر آهن و کبالت  می باشد و آلیاژهای آن قیمت های بالایی دارند.

این عنصر کاربردهای فراوانی در طبیعت دارد و برای ساخت فولاد ضد زنگ و دیگر آلیاژهای ضد زنگ و خوردگی مثل اینوار و مانل که آلیاژى از نیکل و کبالت که در برابر خوردگى مقاوم است و و اینکونل و Hastelloys کاربرد دارد. برای ساخت لوله های نیکلی و مسی و همین طور برای نمک زدایی گیاهان و تبدیل آب شور به آب مایع استفاده می شود. نیکل استفاده های فراوانی برای ساخت سکه ها و فولاد نیکلی برای زره ها و کلید ها کار برد دارد و همین طور از نیکل می توان آلیاژهای نیکروم و پرمالوی و آلیاژی از مس را تهیه کرد.

از نیکل برای ساخت شیشه های به رنگ سبز استفاده می شود. صفحات نیکلی می تواند نقش محافظت کننده برای دیگر فلزات را داشته باشد.. همچنین صنعت سرامیک و ساخت آلیاژی از آهن و نیکل که خاصیت مغناطیسی دارد و باتری های قوی ادیسون کاربرد دارد. از ترکیبات مهم نیکل می توان سولفات و آکسید را نام برد.

نیکل هم به صورت فلز و هم به صورت ترکیب محلول می تواند وجود داشته باشد.

 

اثرات نیکل بر سلامت انسان

راه های ورود نیکل به بدن انسان از طریق هوا، آشامیدن آب، خوردن غذا و کشیدن سیگار است. ممکن است بر اثر تماس پوست با خاک یا آب آلوده به نیکل، مقداری نیکل وارد بدن انسان شود. مقدار اندک نیکل برای انسان ضروری است اما اگر مقدار آن افزایش یابد، برای سلامت انسان خطرناک است.

نتایج مصرف بالای نیکل به شرح زیر است :

شانس مبتلا شدن به سرطان ریه، سرطان بینی، سرطان حنجره و سرطان پروستات را افزایش مدهد.

پس از اینکه فرد در معرض گاز نیکل قرار گرفت، دچار کسالت و سرگیجه میشود.

آب آوردن ریه ها

مشکلات تنفسی

کاهش توانایی تولید مثل

آسم و برونشیت مزمن

حساسیت هایی از قبیل خارش پوست (به خصوص در هنگام استفاده از جواهرات)

نارسایی قلبی

از لحاظ تقسیم بندی برنامه سم شناسی ملی آمریکا (NTP)، نیکل و ترکیبات آن جزء عوامل سرطان زا محسوب می شوند و از نظر طبقه بندی آژانس بین المللی تحقیقات سرطان (IARC) ترکیبات نیکل در گروه یک قرار می گیرند. گروه یک شامل عناصری می باشد که شواهد کافی در مورد سرطان زایی آنها وجود دارد. در این تقسیم بندی عنصر نیکل در گروه 2B قرار دارد. گروه 2B عناصری هستند که ممکن است در انسان سرطان ایجاد کنند.

تاثیرات زیست محیطی

کارخانه ها و سوزاندن زباله ها دو عامل اصلی در تولید نیکل و ورود آن به هوا می باشند. مقدار نیکلی که در هوا وجود دارد به مراتب از نیکل موجود در زمین بیشتر است. مدت زمان از بین رفتن نیکل موجود در هوا زیاد است. زمانیکه هرز آب ها جریان پیدا می کنند، مقداری نیکل را وارد آب های سطحی می کنند.

بخش اعظم ترکیبات نیکل در طبیعت جذب ذرات خاک و رسوبات شده و در نهایت به صورت غیر متحرک در    می آیند. در زمین های اسیدی نیکل بسیار متحرک میشود و معمولاً در آب های زیرزمینی شسته می شود.

مقدار اندک نیکل باید در غذای جانوران وجود داشته باشد. اما زمانیکه مقدار نیکل از حد مجاز خود فراتر رود،می تواند برای جانوران مضر و خطرناک باشد. جانورانی که در نزدیکی پالایشگاه زندگی می کنند، بر اثر دریافت مقدار زیاد نیکل به انواع مختلف سرطان مبتلا می شوند.

 

 

خواص فیزیکی و شیمیایی :

عدد اتمی : 28  *   جرم اتمی : 58.6934

نقطه ذوب :  1435  *   نقطه جوش :  2732

شعاع اتمی : 1.62  *   ظرفیت : 2و3  *  رنگ : سفید - نقره ای  * حالت استاندارد : جامد  *  نام گروه : 10

انرژی یونیزاسیون :  635/7

شکل الکترونی :  

شعاع یونی :  0.69  *  الکترونگاتیوی : 1.91   *   حالت اکسیداسیون : 2و3   *   دانسیته :   8.9

گرمای فروپاشی :  47/17   *   گرمای تبخیر :   4/370   *   گرمای ویژه :    44/0

مقاومت الکتریکی : 0000000699/0 اهم   *   دوره تناوبی : 4

درجه اشتعال : در حالت جامد اشتعال پذیر

اشکال دیگر :  هیدرید نیکل NiH ، اکسید نیکل NiO ، دی کلرید نیکل  

 

کبالت

کبالت ، عنصر شیمیایی است که با نشان Co و عدد اتمی 27 در جدول تناوبی قرار دارد.

 

تاریخچه

 

کبالت و ترکیبات آن در دوران باستان شناخته شد که برای آبی کردن رنگ شیشه از آنها استفاده می‌کردند. "George Brand" به خاطر کشف کبالت شهرت یافت. تاریخ کشف این عنصر در منابع مختلف ، متفاوت است، اما این کشف بین سال های 1730 و 1737 اتفاق افتاده است. او موفق به اثبات این نکته شد که منبع رنگ آبی شیشه‌ها کبالت است. قبلا بیسموت همراه کبالت را عامل رنگ آبی شیشه‌ها می‌دانستند.

 

پیدایش

 

کبالت ، به صورت فلز آزاد وجود ندارد و عموما به‌صورت سنگ معدن یافت می‌شود. کبالت معمولا به‌تنهایی استخراج نمی‌شود و به‌عنوان محصول جانبی فعالیت های استخراج مس و نیکل بدست می‌آید.

سنگ معدن های اصلی کبالت عبارتند از: کبالتیت ، اریتریت ، گلائوکودوت و اسکوترودیت. عمده‌ترین تولید کنندگان کبالت در جهان ، چین ، زامبیا ، روسیه و استرالیا هستند.

 

 

ترکیبات

 

به‌علت وجود حالت های اکسیداسیون مختلف ، تعداد زیادی از ترکیبات کبالت وجود دارد. هر دو اکسید در دمای پایین ، ضد فرومغناطیس می‌باشند ؛ CaO ، .

 

کاربردها

 

آلیاژهایی از قبیل :

آلیاژهای دیرگداز ، برای قطعات توربین گاز موتورهای هواپیما.

آلیاژهای مقاوم در مقابل فرسایش و آسیب بر اثر کارکرد بالا.

فولاد ، در سرعت های بسیار زیاد.

در کاربیدهای روکشدار ( فلزات سخت هم نامیده می‌شوند ) و ابزارهای الماسه.

در آهن ربا و واسطه ضبط مغناطیسی ( ازقبیل نوار کاست و ویدئو ).

کاتالیزور برای مصرف در صنایع شیمیایی و نفتی.

در آبکاری الکتریکی برای ظاهر ، استحکام و مقاوت در برابر اکسیداسیون.

عامل خشک کننده در رنگ ها ، جوهر و براق‌کننده‌ها.

در لایه زیرین لعاب های چینی.

در رنگدانه ( کبالت آبی و سبز ).

در الکترودهای باطری.

تایرهای رادیال تسمه فولادی.

کبالت –60 هم به عنوان منبع اشعه گاما دارای چندین کاربرد است :

در پرتو درمانی ( رادیوتراپی ) بکار می‌رود.

در استرلیزه کردن غذاها با روش تابشی ( پاستوریزه کردن سرد ) بکار می‌رود.

در رادیوگرافی صنعتی به‌منظور تشخیص عیوب ساختاری قطعات فلزات بکار می‌رود.

 

ایزوتوپ ها

 

کبالت ، به صورت طبیعی دارای 1 ایزوتوپ پایدار ( 59- Co) می‌باشد.22 رادیوایزوتوپ نیز شناخته شده که پایدارترین آنها Co-60 با نیمه عمر 5,2714 سال ، CO-57 با نیمه عمر 271,79 روز ، Co-56 با نیمه عمر 77,27 روز و Co-58 با نیمه عمر 70,86 روز هستند. مابقی ایزوتوپ های رادیواکتیو ، دارای نیمه عمری کمتر از 18 ساعت هستند که اکثریت آنها نیمه عمری کمتر از 1 ثانیه دارند. این عنصر همچنین دارای 4 حالت برانگیختگی است که تمامی آنها نیمه عمری کمتر از 15 دقیقه دارند.

ایزوتوپ های کبالت از نظر وزن اتمی ، بین amu50 و amu 73 قرار دارند. حالت فروپاشی اصلی قبل از فراوانترین ایزوتوپ پایدار 59-Co ، الکترون گیری و حالت اصلی بعد از آن کاهش بتا می‌باشد. محصول فروپاشی اصلی پیش از   59-Co ایزوتوپ های عنصر 26 (آهن) و محصولات اصلی بعد از آن ایزوتوپ های عنصر 28 (نیکل) می‌باشند.

 

خواص فیزیکی و شیمیایی :

شعاع کووالانسی : pm 126   *   ساختار الکترونی :  

درجه اکسیداسیون (اکسید) : 2,3 (آمفوتریک)   *   ساختار کریستالی : 6 گوش

حالت ماده : جامد (فرومغناطیس)

نقطه ذوب : 1768 :   2723    *   نقطه جوش :  2301

حجم مولی :  6.67   *  گرمای تبخیر :  376.5   *   گرمای هم جوشی :  16.19

فشار بخار : 175 پاسکال در  1768   *   سرعت صوت :  4720 در  15/293

الکترونگاتیویته : 1.88 (درجه پائولینگ)    *   ظرفیت گرمایی ویژه : 420

رسانائی الکتریکی : 17.2 106 اهم   *   رسانائی گرمایی :  100

 

آهن

 

آهن فلزی نسبتاً فراوان در جهان است و اهمیت حیاتی در زندگی حیوانات و گیاهان دارد . فلزی خالص که دارای فعالیت شیمیایی زیاد است و مخصوصاً در هوای مرطوب به سرعت زنگ می زند .

این عنصر در خورشید و انواع ستاره ها یافت می شود. این عنصر هسته پایداری دارد. هسته زمین دارای ترکیبی از 10 درصد آهن و هیدروژن دارد. این فلز چهارمین عنصر فراوان از نظر وزنی در پوسته زمین است . عمومی ترین ترکیب این عنصر هماتیت است که در داخل رسوبات سیاه سواحل و صخره های رودخانه ها یافت می شود.

آهن معمولی ترکیبی از 4 ایزوتوپ می باشد. ده ایزوتوپ دیگر نیز از این عنصر شناخته شده است.

عنصر خالص آهن دارای خاصیت واکنش پذیری شیمیایی بالا است و به سرعت زنگ می زند و اکسید می شود. در هوای مرطوب و خیلی گرم این خاصیت افزایش پیدا می کند. آهن دارای 4 آلوتروپی است که عبارتند از آلفا، بتا، گاما، امگا. آلفا شکلی از آهنربا است که از بتا تغییر شکل پیدا کرده باشد. آهن خام یا چدن شامل 3 درصد کربن با میزان مختلفی از عناصر گوگرد، سیلیسیوم ، منگنزو فسفر می باشد.

آهن دارای خاصیت سخت، شکننده، نسبتاً زودگداز و آلیاژها و ترکیبات مختلف آن کاربردهایی مثل فولاد دارند. آهن ورزیده شامل یک دهم درصد کربن، بادوام، چکش خوار، ذوب شونده سریع و معمولاً ساختار الیافی دارد .فولاد کربنی ترکیبی از آهن و به میزان کم منگنز و گوگرد و فسفر و سیلیسیوم می باشد. آلیاژهای فولاد عبارتند از فولاد کربنی یا ترکیبی از عناصر دیگر مثل نیکل و کروم و وانادیم و غیره. آهن ارزان ، فراوان بسیار مفید و فلز مهمی در صنعت می باشد.

 

اثرات آهن بر سلامتی انسان

 

آهن در کلیه مواد غذایی مانند گوشت، سیب زمینی و سبزیجات وجود دارد. آهن مهمترین بخش تشکیل دهنده هموگلوبین است و عامل رنگ قرمز خون و منتقل کننده اکسیژن در کل بدن انسان می باشد.

اگر آهن با بافت های بدن برخورد کند یا در آنها باقی بماند، باعث ورم ملتحمه، مشکلاتی در مشیمیه و آماس شبکیه می شود. اگر مقدار بیش از حد مجاز غبار یا بخار اکسید آهن تنفس شود، مشکلات معده و ریوی خوش خیم را به نام siderosis سبب می شود. این بیماری با استفاده از اشعه ایکس قابل تشخیص می باشد. اختلالات فیزیکی خاصی همراه با بیماری siderosis پیش نمی آید. تنفس مقدار فراوانی اکسید آهن (به خصوص کارگرانی که در چنین محیط هایی کار می کنند) خطر ابتلا به سرطان ریه را افزایش می دهد.

مقدار اندکی آهن در 50 درصد جانورانی که در معرض این عنصر شیمیایی قرار گرفته اند، سبب مرگ شده است. معمولاً این مقدار در حدود میلی گرم یا از ماده در هر کیلوگرم از وزن جانور می باشد.

 

 

 

 

تاثیرات زیست محیطی

 

آهن-3 آرسنیت و پنتاهیدرات ممکن است برای محیط زیست خطرناک باشند. به همین دلیل باید توجه خاصی به گیاهان، هوا و آب شود. به طور کلی باید از ورود مواد شیمیایی به محیط زیست جلوگیری به عمل آورد، زیرا اکثر مواد شیمیایی برای مدت زمان طولانی در طبیعت باق می مانند و از خود مقاومت نشان میدهند.

 

 

 

 

 

خواص فیزیکی و شیمیایی :

 

عدد اتمی : 26   *  جرم اتمی : 55.845   *   شعاع اتمی : 1.72   *   شعاع یونی : 645/0

نقطه ذوب :  1244   *   نقطه جوش :   1962   *   ظرفیت:2و3

رنگ : خاکستری مایل به صورتی  *   حالت استاندارد : جامد

انرژی یونیزاسیون: 87/7   *   دوره تناوبی : 4

شکل الکترونی :

الکترونگاتیوی : 1.83  *   حالت اکسیداسیون : 2و3   *   دانسیته :  7.873

گرمای فروپاشی :  8/13   *   گرمای تبخیر :  6/349   *  گرمای ویژه :  44/0

مقاومت الکتریکی : 0000000971/0 اهم

اشکال دیگر :

اکسید آهن FeO ، مگنتیت  و هماتیت  ، دی کلرید آهن  و تری کلرید آهن

 

منگنز

منگنز ، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی ، دارای نشان Mn و عدد اتمی 25 می‌باشد.

 

تاریخچه

 

منگنز از ماقبل تاریخ مورد استفاده بوده است. رنگ هایی که از رنگدانه‌های دی‌اکسید منگنز ساخته شده‌اند، به 1700 سال پیش برمی‌گردند. مصریان و رومیان ، ازترکیبات این عنصر در شیشه‌سازی ، چه برای رنگ‌آمیزی آن و چه برای از بین بردن رنگ آن استفاده می‌کردند. منگنز که می‌توان آن را در کانی‌های آهن یافت، توسط اسپارت ها بکار می‌رفت. بعضی افراد بر این باورند که سختی استثنائی فولاد اسپارتان ، ناشی از تولید ناخواسته یک آلیاژ آهن - منگنز می‌باشد.

تقریبا در آغاز قرن 19، دانشمندان استفاده از منگنز را در فولادسازی مورد بررسی قرار دادند که آن زمان ، حقوق انحصاری برای کاربردهای آن واگذار شد. در سال 1816 متوجه شدند، افزودن منگنز به آهن بدون تغییر درمیزان شکنندگی آن ، باعث استحکام بیشتر آهن می‌شود.

 

 

 

کاربردها

 

منگنز به خاطر خصوصیات ثابت کنندگی گوگرد ، اکسیژن‌زدائی و آلیاژ سازی برای تولید آهن و فولاد ضروری است. فولادسازی ، ازجمله بخش تولید آهن آن ، بیشترین مقدار منگنز داخلی را نیاز دارد که اخیرا بین 90% تا 85% مقدار مورد نیاز است. از بین کاربردهای مختلف دیگر آن ، منگنز بخش اصلی فرمول های فولاد ضد زنگ ارزان قیمت و آلیاژهای آلومینیم پرکاربرد را تشکیل می‌دهد.

از اکسید منگنز ، در انواع پیل های خشک جدید استفاده می‌شود. انتظار می‌رود ماهیت و سطح کلی کاربرد منگنز در آمریکا در آینده ای نزدیک تقریبا یکسان باقی بماند. هیچ گونه فن‌آوری عملی برای جایگزینی مواد دیگر به جای منگنز یا استفاده از مقادیر داخلی و سایر ذخائر جهت خودکفایی آمریکا نسبـت به کانی منگنز سایر کشورها وجود ندارد.

 

ترکیبات

 

پرمنگنات پتاسیم که آن را بلورهای کاندی هم می‌نامند، به‌علت خصوصیات اکسیداسیون آن ، یک معرف آزمایشگاهی متداول است و بعنوان یک داروی محلی کاربرد دارد؛ ( مثلا برای درمان بیماری های ماهی ). دی‌اکسید منگنز در پیل های خشک کاربرد داشته ، نیز می‌توان از آن برای کلرزدایی شیشه‌هایی که با مقادیر کمی آهن ، سبز رنگ شده‌اند، استفاده نمود. با ترکیبات منگنز ، می‌توان شیشه‌ها را ارغوانی کرد و عامل رنگ ارغوانی واقعی می‌باشد. علاوه بر این‌ها ، از دی‌اکسید منگنز برای تولید اکسیژن ، کلر و رنگ های سیاه جامد استفاده می‌گردد.

 

ایزوتوپ ها

منگنز به طور طبیعی دارای یک ایزوتوپ پایدار Mn-55 می‌باشد. 18 ایزوتوپ پرتوزاد هم برای این عنصر شناسایی شده است که پایدارترین آنها منگنز53 با نیمه عمر 7/3 میلیون سال ، منگنز-54 با نیمه عمر 312,3 روز و منگنز-52 با نیمه عمر 5,591 روز هستند. مابقی ایزوتوپهای رادیواکتیو از نیمه عمری کمتر از 3 ساعت برخوردار بوده که نیمه عمر اکثر آنها کمتر از 1 دقیقه است. همچنین این عنصر دارای 3 meta states می‌باشد.

منگنز ، جزء عناصر گروه آهنی است که تصور می‌شود در ستارگان بزرگ ، اندکی قبل از انفجار ابراختر سنتز شده‌اند. منگنز-53 به شکل Cr-53 با نیمه عمر 3,7 میلیون سال فرسایش می‌یابد. منگنز-53 به‌علت نیمه عمر نسبتا کوتاهش یک رادیونوکلید غیر فعال است. محتویات ایزوتوپی منگنز ، معمولا با محتویات ایزوتوپی کروم ترکیب می‌شـود که در isotope geology بکار می‌رود. نسبت های ایزوتوپی منگنز – کروم شواهدی را که از آلومینیم 26 و پالادیم 107 برای تاریخ آغازین منظومه شمسی وجود دارد، تقویت می‌کند.

ایزوتوپ های منگنز از نظر وزن اتمی بین amu 46 تا amu 65 قرار دارند. حالت فروپاشی اولیه ، قبل از فراوان‌ترین ایزوتوپ پایدار ( Mn-55 ) جذب الکترون و حالت اولیه پس از آن بتا می‌باشد.

 

خواص فیزیکی و شیمیایی :

 

وزن اتمی : amu 54.938049

شعاع اتمی :  pm 161  *   شعاع کووالانسی :  pm139

ساختار الکترونی :    *  ساختار کریستالی : مکعب بدنه مرکزی

درجه اکسیداسیون (اکسید) : 7,6,4,2,3 (اسید قوی)   * الکترونگاتیویته : 1.55 (درجه پائولینگ)  

حالت ماده : جامد (معمولاْ غیر مغناطیسی)

نقطه ذوب :  1517   *   نقطه جوش :   2235

حجم مولی :  7.35   *   ظرفیت گرمایی ویژه : 480

گرمای تبخیر :  226   *   گرمای هم‌جوشی :  12.05

فشار بخار : 121 پاسکال در  1517   *   سرعت صوت :  5150 در 293.15

رسانائی الکتریکی : 0.695 106 اهم   *   رسانائی گرمایی :  7.82

 

آلومینیم

 

آلومینیم فلزی چکش خوار و نرم به رنگ سفید- نقره ای است و ساختار بلورین مکعبی دارد . این عنصر در سال 1825 توسط Hans Christian Oersted دانشمند دانمارکی کشف گردید . اگر چه فراوان ترین فلز در پوسته زمین است( حدود 8% وزنی) اما به صورت غیر ترکیبی وجود ندارد و از اجزاء سنگ های معدنی از جمله خاک رس، بوکسیت، میکا، فلدسپار، کریولیت و همچنین الکترولیز بوکسیت بدست می آید . آلومینیم به صورت تجاری از طریق پروسه    Hall- Heroult تهیه می شود.

روش بدست آوردن این فلز الکترولیز اکسید آلومینیم محلول در فلورید سدیم و آلومینیم است که این روش در سال 1886 توسط Hall در آمریکا کشف شد. سنگ کریولیت یا فلورید سدیم و آلومینیم طبیعی در گرینلند یافت می شود که کاربرد زیادی ندارد اما در عوض به جای کریولیت مخلوط مصنوعی را از سدیم و آلومینیم و فلورید کلسیم درست می کنند که در تجارت کاربرد دارد.

آلومینیم خالص دارای رنگ نقره ای سفید است و محصول فراوری شده آن دارای خصوصیات آلی است. این فلز سبک و خصوصیات مغناطیسی ندارد و غیر رسانای جریان برق است و دومین فلز از نظر چکش خواری است و ششمین فلز از نظر مفتول پذیری است.

 

 

کاربردها

کاربرد این فلز برای ظروف آشپزخانه کاربرد زیادی دارد برای تزئین خارجی بناهای ساختمانی نیز به کار می رود و کاربرد زیادی در صنایع به علت خصوصیات سبکی و مقاوت بالا دارد.

اگرچه رسانایی الکتریکی این عنصر 60 درصد مس است اما در صنایع انتقال خطوط الکتریکی به علت سبکی وزن کاربرد دارد. آلومینیوم خالص فاقد استحکام و بسیار انعطاف پذیر است. اما آلیاژ این عنصر با عناصر مس و منیزیم و سیلیسیم و منگنز و دیگر عناصر کاربرد زیادی در صنایع مختلف دارد.

این آلیاژها نقش بسیار اساسی در ساخت هواپیماها و راکتورها دارند. آلومینیم در خلا تبخیر می شود و فرم های مختلف این عنصر کاربردهای مختلفی دارند مثلاٌ به عنوان پوشش صیقلی برای نور مرئی و اشعه گرمایی دارد. این پوشش ها به صورت یک لایه نازک جسم را از اکسید شدن جلوگیری می کند . از پوشش آلومینیمی برای آیینه تلسکوپ ها و ساخت کاغذهای تزئینی و اسباب بازی ها و قوطی ها استفاده می شود.

ترکیبات مهم آلومینیم عبارتند از اکسید و سولفات آلومینیم و سولفات آلومینیم محلول در پتاسیم .            اکسید آلومینیم در یاقوت سرخ و یاقوت کبود و کرندوم و سنگ سمباده یافت می شود که این اکسید برای ساخت شیشه و کارخانه ها استفاده می شود . یاقوت سرخ و کبود مصنوعی برای اشعه لیزر نور همدوس کاربرد دارد.

 

اثرات آلومینیم بر سلامتی انسان

 

آلومینیم فلزی است که بسیار مورد استفاده قرار می گیرد و همچنین یکی از فراوان ترین ترکیباتی است که در پوسته زمین وجود دارد. با توجه به این موارد، آلومینیم عنصر مظلومی است. اما زمانیکه غلظت آلومینیم در محیط افزایش می یابد، اثرات شدیدی بر سلامت انسان می گذارند.

در بیشتر اوقات مقدار آلومینیم غذا افزایش پیدا می کند. راه های دیگری که سبب افزایش مقدار آلومینیم می شود تنفس کردن و تماس پوستی آلومینیم است. اگر فردی برای مدت زمان طولانی در تماس با غلظت زیادی از آلومینیم باشد علایم زیر در وی بروز پیدا می کند :

سیستم عصبی مرکزی آسیب می بیند.

سبب جنون می شود.

فرد حافظه خود را از دست می دهد.

باعث سستی و بی حالی می شود.

باعث لرز شدید و تشنج می گردد.

تنفس آلومینیم یا پودر اکسید آلومینیم باعث تصلب ریه ها و آسیب به شش ها می شود. این بیماری تحت نام Shaver’s Disease خوانده می شود. در این حالت ممکن است آلومینیم با سیلیسیم و اکسید آهن موجود در هوا نیز واکنش داده و باعث بیماری آلزایمر شود.

 

اثرات آلومینیم بر محیط زیست

 

مقدار آلومینیم در دریاچه های اسیدی بسیار بالا است. در این دریاچه ها تعداد ماهی ها و دو زیستان کاهش  می یابد زیرا یون های آلومینیم با پروتئین های موجود در آب شش ماهی ها و جنین قورباغه ها واکنش می دهد.

غلظت بالای آلومینیم نه تنها بر ماهی ها اثر می گذارد، بلکه بر پرندگان و سایر جانوران که از ماهی و حشرات آلوده تغذیه می کنند و جانورانی که در هوای حاوی آلومینیم تنفس می کنند، اثر میگذارد. اثر مصرف ماهی های آلوده بر پرندگان به گونه ای است که پوست تخم آنها نازک می شود و جوجه های با وزن کم متولد می شوند. اثر تنفس آلومینیم بر جانوران مشکلات تنفسی، کمبود وزن و کاهش فعالیت می باشد.

دریاچه های اسیدی و هوا فقط آلومینیم زیاد ندارند، بلکه آب های زیرزمینی که از خاک های اسیدی عبور        می کنند هم دارای مقدار زیادی آلومینیم هستند. علائم بسیار زیادی وجود دارد که آلومینیم می تواند به ریشه درختانی که در آب های زیرزمینی قرار دارند، آسیب می رساند.

 

تاریخ: 27 ارديبهشت 1391برچسب:,

خلاصه
يك طيف الكترون اوژه اطلاعات متنوعي در مورد سطح لايه، نوع عنصر و غلظت نسبي آن به دست مي‌‌دهد. اما اولين اطلاعاتي كه مي‌‌توان به دست آورد، نوع عنصر و غلظت نسبي آن عنصر است. طيف‌‌سنجي الکتروني اوژه، براي شناسايي شيميايي سطح نمونه‌‌اي با ترکيبات مختلف، کاربرد دارد و به دليل محدوديت نفوذ الكترو‌نهاي اوژه در عمق، يك روش شناسايي حساس به سطح است. از مزاياي اين روش، حساسيت بالا و سرعت قابل قبول آن براي شناسايي شيميايي مواد در فاصله 5 تا 50 آنگسترم از نزديك سطح جامد است.                      

کاربردهای کلی

• آنالیز ترکیبی منطقه ۵ تا ۳ نانومتر نزدیک سطح برای تمام عناصر به‌جز هیدروژن و هلیم
• رسم منحنی عمق – ترکیب و آنالیز فیلم نازک
• آنالیز شیمیایی تجزیه جانبی بالای سطح و مطالعات ناهمگون برای تعیین متغیرهای ترکیبی در محدوده بزرگ تراز ۱۰۰ نانومتر
• آنالیز مرزدانه و دیگر سطوح مشترک به وجود آمده شده به وسیله ترک
• تشخیص فازها در مقاطع میانی

مثال‌هایی از کاربرد

• آنالیز عدم خلوص سطوح مواد برای تضمین کارکرد آن در خواصی مثل خوردگی، فرسودن، تحریک ثانوی الکترون و تجزیه
• تشخیص محصولات واکنش شیمیایی برای مثال در اکسایش و خوردگی
• ارزیابی ترکیبی در عمق فیلم‌های سطحی، پوشش، و فیلم‌های نازک به کار رفته برای تغییر و تبدیل مختلف سطوح متالوژیکی و کاربرد میکروالکترونیک
• آنالیز شیمیایی مرزدانه برای ارزیابی نقش رسوب مرزدانه‌ای و تفکیک محلول روی خواص مکانیکی، خوردگی و خوردگی تنشی

نمونه‌ها

• جامدات،(فلزها، سرامیک‌ها و مواد آبی) با فشار بخارهای نسبتاً پایین (کمتر از ‎ ۱۰^-۸ تور در دمای اتاق). مواد با فشار بخار بالا می‌توانند با خنک کردن نمونه استفاده شوند . به طور مشابه، بسیاری از نمونه‌های مایع می‌توانند به وسیله خنک کردن یا به وسیله به کار بردن یک فیلم نازک در داخل یک پایه رسانا استفاده شوند.
• اندازه : ذرات پودری شکل تنها به قطر یک میکرومتر می‌توانند آنالیز شوند. بیشینه اندازه نمونه وابسته به بکار رفته‌است.
• توپوگرافی سطح : سطوح مسطح مرجح هستند، اما سطوح ناهموار می‌توانند در مناطق کوچک انتخابی (تقریباً ۱ میکرومتر) آنالیز شوند یا در مناطق وسیع ۰٫۵mm) قطر ) میانگین‌گیری شوند.
• آماده‌سازی: نمونه‌ها باید عاری از اثر انگشت، روغن و سایر مواد فشار بخار بالا باشند.

محدودیت‌ها

• غیر حساس به هیدروژن و هلیم .
• آسیب پرتو الکترون می‌تواند تست غیرمخرب مواد آلی و زیستی و گاه مواد سرامیکی را محدود کند.
• بار اکتریکی پرتو الکترونی ممکن است آنالیز مواد تجزیه‌شونده را محدود کند.
• حساسیت ردیابی کمی برای بیشتر عناصر از ۰٫۱ تا ۱ درصد اتمی است.

زمان تقریبی آنالیز

معمولاً زیر ۵ دقیقه برای بررسی کامل از ۰ تا ۲۰۰۰ الکترون ولت کافی است.

• آنالیزهای نقطهٔ اوج انتخابی برای مطالعه تأثیرات شیمیایی، حدس عامل اوژه و نمایش عموماً طولانی‌تر است.

                                                   

تاریخ: 27 ارديبهشت 1391برچسب:طیف سنجی الکترون اوژه,

نگاه اجمالی

در ترمودینامیک فقط با متغیرهای ماکروسکوپیک ، مانند فشار و دما و حجم سر و کار داریم. قوانین اصلی ترمودینامیکها بر حسب چنین کمیتهایی بیان میشوند. ابدا درباره این امر که ماده از اتمها ساخته شده است صحبتی نمیکنند. لیکن مکانیک آماری ، که با همان حیطهای از علم سر و کار دارد که ترمودینامیک از آن بحث میکند و وجود اتمها را از پیش مفروض میداند. قوانین اصلی مکانیک آماری حامی قوانین مکانیکاند که در حدود اتمهای تشکیل دهنده سیسنم بکار میروند.

تاریخچه

نظریه جنبشی توسط رابرت بویل (Rabert Boyle) (1627 – 1691) ، دانیل برنولی (1700 – 1782) ، جیمز ژول (1818 – 1889) ، کرونیگ (1822 – 1874) ، رودولف کلاوسیوس (1822 – 1888) و کلرک ماکسول ( 1831 – 1879 ) و عدهای دیگر تکوین یافته است. در اینجا نظریه جنبشی را فقط در مورد گازها بکار میبریم، زیرا برهم کنشهای بین اتمها ، در گازها به مراتب متغیرترند تا در مایعات. و این امر مشکلات ریاضی را خیلی آسانتر میکند.

در سطح دیگر میتوان قوانین مکانیک را بطور آماری و با استفاده از روشهایی که صوریتر و انتزاعیتر از روشهای نظریه جنبشی هستند بکار برد. این رهیافت که توسط جی ویلارد گیبس (J.willard Gibbs) و لودویگ بولتز مانی (Ludwig Boltz manni) (1844 – 1906) و دیگران تکامل یافته است، مکانیک آماری نامیده میشود، که نظریه جنبشی را به عنوان یکی از شاخههای فرعی در بر میگیرد. با استفاده از این روشها میتوان قوانین ترمودینامیک را به دست آورد. بدین ترتیب معلوم میشود که ترمودینامیک شاخهای از علم مکانیک است.





محاسبه فشار بر پایه نظریه جنبشی

فشار یک گاز ایدهآل را با استفاده از نظریه جنبشی محاسبه میکنند. برای ساده کردن مطلب ، گازی را در یک ظرف مکعب شکل با دیوارههای کاملا کشسان در نظر میگیریم. فرض میکنیم طول هر ضلع مکعب L باشد. سطحهای عمود بر محور X را که مساحت هر کدام e2 است. A1 و A2 مینامیم. مولکولی را در نظر میگیریم که دارای سرعت V باشد. سرعت V را میتوان در راستای یالهای مولفههای Vx و Vy و Vz تجزیه کرد.

اگر این ذره با A1 برخورد کند در بازگشت مولفه X سرعت آن معکوس می شود. این برخورد اثری رو ی مولفه Vy و یا Vy ندارد در نتیجه متغیر اندازه حرکت عبارت خواهد بود :

که بر A1 عمود است. بنابراین اندازه حرکتی e به A1 داده میشود برابر با m Vx2 خواهد بود زیرا اندازه حرکت کل پایسته است.

زمان لازم برای طی کردن مکعب برابر خواهد بود با Vx/L. در A2 دوباره مولفه y سرعت معکوس میشود و ذره به طرف A1 باز میگردد. با این فرض که در این میان برخوردی صورت نمیگیرد مدت رفت و برگشت برابر با 2 e Vx خواهد بود. به طوری که آهنگ انتقال اندازه حرکت از ذره به A1 عبارت است:


mVx2/e = Vx/2e . 2 mVx ، برای به دست آوردن نیروی کل وارد بر سطح A1 ، یعنی آهنگ انتقال اندازه حرکتی از طرف تمام مولکولهای گاز به A1 داده میشود.

تعبیر دما از دیدگاه نظریه جنبشی

با توجه به فرمول RT 2/3 = 1/2 MV2 یعنی انرژی کل انتقال هر مول از مولکولهای یک گاز ایدهآل ، با دما متناسب است. میتوان گفت که این نتیجه با توجه به معادله بالا برای جور در آمدن نظریه جنبشی با معادله حالت یک گاز ایدهآل لازم است. و یا اینکه میتوان معادله بالا را به عنوان تعریفی از دما بر پایه نظریه جنبشی یا بر مبنای میکروسکوبیک در نظر گرفت. هر دو مورد بینشی از مفهوم دمای گاز به ما میدهد. دمای یک گاز مربوط است به انرژی جنبشی انتقال کل نسبت به مرکز جرم گاز اندازه گیری میشود. انرژی جنبشی مربوط به حرکت مرکز جرم گاز ربطی به دمای گاز ندارد.

حرکت کاتورهای را به عنوان بخشی از تعریف آماری یک گاز ایدهآل در نظر گرفت. V2 را بر این اساس میتوان محاسبه کرد. در یک توزیع کاتورهای سرعتهای مولکولی ، مرکز جرم در حال سکون خواهد بود. بنابراین ما باید چارچوب مرجعی را بکار ببریم که در آن مرکز جرم گاز در حال سکون باشد. در چارچوبهای دیگر ، سرعت هر یک از مولکولها به اندازه U (سرعت مرکز جرم در آن چارچوب) از سرعت آنها در چارچوب مرکز جرم بیشتر است. در اینصورت حرکتها دیگر کترهای نخواهد بود و برای V2 مقادیر متفاوتی بدست میآید. پس دمای گاز داخل یک ظرف در یک قطار متحرک افزایش مییابد. میدانیم که M V2 1/2 میانگین انرژی جنبشی انتقالی هر مولکول است. این کمیت در یک دمای معین که در این مورد صفر درجه سلسیوس است، برای همه گازها مقدار تقریبا یکسانی دارد. پس نتیجه میگیریم که در دمای T ، نسبت جذر میانگین مربعی سرعتهای مولکولهای دو گاز مختلف مساوی است با ریشه دمای عکس نسبت به مربعهای آنها.

مسافت آزاد میانگین

در فاصله برخوردهای پیدرپی ، هر مولکول از گاز با سرعت ثابتی در طول یک خط راست حرکت میکند. فاصله متوسط بین این برخوردهای پیدرپی را مسافت آزاد میانگین مینامند. اگر مولکولها به شکل نقطه بودند، اصلا با هم برخورد نمیکردند. و مسافت آزاد میانگین بینهایت میشد. اما مولکولها نقطهای نیستند و بدین جهت برخوردهایی روی میدهد. اگر تعداد مولکولها آنقدر زیاد بود که میتوانستند فضایی را که در اختیار دارند کاملا پر کنند و دیگر جایی برای حرکت انتقالی آنها باقی نمیماند. آن وقت مسافت آزاد میانگین صفر میشد.

بنابراین مسافت آزاد میانگین بستگی دارد به اندازه مولکولها و تعداد واحد آنها در واحد حجم. و به قطر d و مولکولهای گاز به صورت کروی هستند در این صورت مقطع برای برخورد برابر با лd2 خواهد بود.

مولکولی با قطر 2d را در نظر میگیریم که با سرعت V در داخل گازی از ذرات نقطهای هم ارز حرکت میکند. این مولکول در مدت t استوانهای با سطح مقطع лd2 و طول Vt را میروبد. اگر nv تعداد مولکولها در واحد حجم باشد استوانه شامل (лd2 Vt ) nv ذره خواهد بود. مسافت آزاد میانگین ، L ، فاصله متوسط بین دو برخورد پیدرپی است بنابراین ، L ، عبارت است از کل مسافتی که مولکول در مدت t میپیماید. (Vt) تقسیم بر تعداد برخوردهایی که در این مدت انجام میدهد. یعنی:

این میانگین بر مبنای تصویری است که در آن یک مولکول با هدفهای ساکن برخورد میکند. در واقع ، برخوردهای مولکول با هدف دمای متحرک انجام میگیرد در نتیجه تعداد برخورد دما از این مقدار بیشتر است.

توزیع سرعتهای مولکولی

با توجه به سرعت جذر میانگین مربعی مولکولهای گاز ، اما گستره سرعتهای تکتک مولکولها بسیار وسیع است. بطوری که برای هر گازی منحنیای از سرعتها مولکولی وجود دارد که به دما وابسته است. اگر سرعتهای تمام مولکولهای یک گاز یکسان باشند این وضعیت نمیتواند مدت زیاد دوام بیاورد. زیرا سرعتهای مولکولی به علت برخوردها تغییر خواهند کرد. با وجود این انتظار نداریم که سرعت تعداد زیادی از مولکولها بسیار کمتر از Vrms (یعنی نزدیک صفر) یا بسیار بیشتر از Vrms ، زیرا وجود چنین سرعتهایی مستلزم آن است که یک رشته برخوردهایی نامحتمل و موجی صورت بگیرد. مسئله محتملترین توزیع سرعتها در مورد تعداد زیادی از مولکولهای یک گاز را ابتدا کلوک ماکسول حل کرد. قانونی که او ارائه کرد در مورد نمونهای از گاز که N مولکول را شامل میشد چنین است :

در این معادله N(V)dV تعداد مولکولهایی است که سرعت بین V و V+3v است، T دمای مطلق ، K ثابت بولتزمن ، m جرم هر مولکول است. تعداد کل مولکولهای گاز (N) را ، با جمع کردن (یعنی انتگرالگیری) تعداد موجود در هر بازه دیفرانسیلی سرعت از صفر تا بینهایت به دست میآید. واحد (N(V میتواند مثلا مولکول برا سانتیمتر بر ثانیه باشد.

توزیع سرعتهای مولکولی در مایعات

توزیع سرعتهای مولکولی در مایعات شبیه گاز است. اما بعضی از مولکولهای مایع (آنهایی که سریعترند) میتوانند در دماهایی کاملا پایینتر از نقطه جوش عادی از سطح مایع بگریزند. (یعنی تبخیر شوند). فقط این مولکولها هستند که میتوانند بر جاذبه مولکولهای سطح فائق آیند. و در اثر تبخیر فرار کنند. بنابراین انرژی جنبشی میانگین مولکولهای باقیمانده نیز کاهش مییابد در نتیجه دمای مایع پایین میآید. این امر روشن میکند که چرا تبخیر فرایند سرمایشی است.

مثال واقعی در مورد توزیع سرعتهای مولکولی

با توجه به فرمول N(V) = Σ410N(M/2πkT)3/2 توزیع سرعتهای مولکولی هم به جرم مولکول و هم به دما بستگی دارد هرچه جرم کمتر باشد نسبت مولکولهای سریع در یک دمای معین بیشتر است. بنابراین احتمال اینکه هیدروژن در ارتفاعات زیاد از جو فرار کند بیشتر است، تا اکسیژن و ازت. کره ماه دارای جو رقیقی است. برای آنکه مولکولهای این جو احتمال زیادی برای فرار از کشش گرانشی ضعیف ماه ، حتی در دماهای پایین آنجا نداشته باشند، انتظار میرود که این مولکولها یا اتمها متعلق به عناصر سنگینتر باشند. طبق شواهدی ، در این جو گازهای بی اثر سنگین مانند کریپتون و گزنون وجود دارند که براثر واپاشی پرتوزا در تاریخ گذشته ماه تولید شدهاند. فشار جو ماه در حدود 10 برابر فشار جو زمین است.





توزیع ماکسولی

ماکسول قانون توزیع سرعتهای مولکولی را در سال 1859 میلادی به دست آورد. در آن زمان بررسی این قانون به کمک اندازه گیری مستقیم ممکن نبود و در حقیقت تا سال 1920 که اولین کوشش جدی در این راه توسط اشترن (Stern) به عمل آمد، هیچ اقدامی صورت نگرفته بود. افراد مختلفی تکنیکهای این کار را به سرعت بهبود بخشیدند. تا اینکه در سال 1955 یک بررسی تجربی بسیار دقیق در تائید این قانون (در مورد مولکولهای گاز توسط میلر (Miller) و کاش (Kusch) از دانشگاه کلمبیا صورت گرفت.

اسبابی که این دو نفر بکار بردند در مجموعهای از آزمایشها مقداری تالیوم در کوره قرار میدادند و دیوارههای کوره O را تا دمای یکنواخت 80±4K گرم کردند. در این دما تالیوم بخار میشود و با فشار 3.2x10-3 میلیمتر جیوه ، کوره را پر میکند. بعضی از مولکولهای بخار تالیوم از شکاف s به فضای کاملا تخلیه شده خارج کوره فرار میکند و روی استوانه چرخان R میافتند در این صورت استوانه که طولش L است تعدادی شیار به صورت مورب تعبیه شده که فقط یکی از آنها را میتوان دید. به ازای یک سرعت زاویهای معین استوانه (W) فقط مولکولهایی که دارای سرعت کاملا مشخص V هستند میتوانند بدون برخورد با دیوارهها از شیارها عبور کنند. سرعت V را میتوان از رابطه زیر بدست آورد:

φ: تغییر مکان زاویهای بین ورودی و خروجی یک شیار مورب است. استوانه چرخان یک سرعت گزین است، سرعت انتخاب شده با سرعت زاویهای (قابل کنترل) W متناسب است.

نقص توزیع سرعت ماکسولی با نظریه جنبشی

اگرچه توزیع ماکسولی سرعت برای گازها در شرایط عادی سازگاری بسیار خوبی با مشاهدات دارد. ولی در چگالیهای بالا ، که فرضهای اساسی نظریه جنبشی کلاسیک صادق نیستند. این سازگاری نیز به هم میخورد. در این شرایط باید از توزیعهای سرعت مبتنی بر اصول مکانیک کوانتومی ، یعنی توزیع فرمی - دیراک (Fermi Dirac) بوز – انیشتین (Bose Einstein) استفاده کرد. این توزیعهای کوانتمی در ناحیه کلاسیک (چگالی کم) با توزیع ماکسولی توافق نزدیک دارند و در جایی که توزیع کلاسیک با شکست مواجه میشود با نتایج تجربی سازگارند. بنابراین در کاربرد توزیع ماکسولی محدودیتهایی وجود دارد. همانگونه که در واقع برای هر نظریهای چنین است.

تاریخ: 27 ارديبهشت 1391برچسب:,

تهیه کننده:هاله ماهری نیا

 

موضوع:شناسایی کاتون های گروه2

توصیف عنصری کاتیون های گروه:IIA

آرسنيک ( As ):

عنصر شيميايي است که در جدول تناوبي با علامت As مشخص است و داراي عدد اتمي 33 است. آرسنيک شبه فلز سمي معروفي است که به سه شکل زرد، سياه و خاکستري يافت مي‌شود. آرسنيک از نظر شيميايي شبيه فسفر است تا حدي که در واکنش هاي بيو شيميايي مي‌تواند جايگزين آن شود ازاين رو سمي است. وقتي به آن حرارت داده شود به صورت اکسيد آرسنيک در مي‌آيد (اکسيده مي‌شود) که بوي آن مانند سير است. آرسنيک و ترکيبات آن همچنين مي‌توانند بر اثر حرارت به گاز تبديل شوند. اين عنصر به صورت جامد وجود دارد : زرد و خاکستري فلز مانند .

کاربرد:

سموم کشاورزي و حشره کش هاي مختلف آرسنيد گاليم يک نيمه رساناي مهمي است که در  IC‌ها به کار مي‌رود. مدارهايي که از اين ترکيب ساخته شده‌اند نسبت به نوع سيليکوني بسيار سريع تر هستند (البته گران تر هم هستند) آرسنيد گاليم بر خلاف سيليکون آن band gap مستقيم است پس مي‌تواند در ديودهاي ليزري وLED ‌ ها براي تبديل مستقيم الکتريسيته به نور به کار رود. تري اکسيد آرسنيک در خون‌شناسي براي درمان بيماران سرطان خون حاد که در برابر ATRA درماني مقاومت نشان مي‌دهند به کار مي‌رود. همچنين در برنز پوش کردن و ساخت مواد آتش بازي و ترقه مورد استفاده قرار مي‌گيرد.

تاريخچه:

آرسنيک (واژه يوناني arsenikon به معني اريپمنت زرد) در دوران بسيار کهن شناخته شده است. از اين عنصر به کرات براي قتل استفاده شده ، علائم مسموميت با اين عنصر تا قبل از آزمايش مارش تا حدي نا مشخص بود. آلبرتوس مگنوس را اولين کسي مي‌دانند که اين عنصر را جدا کرد. جوان شرودر هم دو روش براي تهيه آرسنيک منتشر کرد.

همچنين از آن براي ساخت مواد بهداشتي همچون داروي نظافت بدن( موبر ) استفاده مي‌شود. موبر از آهک و آرسنیک تشکيل يافته است. گفتني است که حتي پايه ی اصي کرِم ها و اسپري هاي موبر از همين دو ماده مي باشد.

پيدايش:

آرسوپيزيت (سنگ آرسنيک) ميس پيکل Mispickel هم ناميده مي‌شود ، که بر اثر حرارت ، بيشترین مقدار آرسنيک از سولفيد آهن آن جدا مي‌شود. مهم‌ترين ترکيبات آرسنيک عبارت است از : آرسنيک سفيد، سولفيد آن ، گرد حشره کش ، آرسنيت کلسيم و آرسنيت سرب. از گرد حشره کش ، آرسنيت کلسيم و آرسنيت سرب به‌عنوان سموم و حشره‌کش‌ها در کشاورزي استفاده مي‌شود .اين عنصر گه گاه به صورت خالص يافت مي‌شود ولي معمولاً به صورت ترکيب با نقره، کبالت، نيکل، آهن ، آنتيموان يا سولفور وجود دارد.

قلع ( Sn ):

نام قلع ( tin ) از واژه zin در آلمان قديم و tin در اسكانديناوي گرفته شده و علامت Sn كه توسط berzlius پيشنهاد گرديد از واژه لاتين stannum اقتباس شده است . قلع از نظر فراواني در پوسته زمين با فراواني 0002/0 درصد مي باشد.

قلع فلزي است نرم به رنگ خاكستري روشن يا سفيد- نقره اي با نماد sn ، عدد اتمي 50 ، وزن اتمي 71/118 وزن مخصوص 31/7 گرم بر سانتي متر مكعب ( قلع تجارتي در حدود 5/7 ) ، سختي كم 5/1 در مقياس موس ، براق ، داراي جلا ، قابل انعطاف و داراي خاصيت شكل پذيري و چكش خواري ، مقاومت كم ، نقطه جوش 2270 درجه سانتي گراد و نقطه ذوب 06/232  درجه سانتي گراد . معمولا به علت نرمي و درخشندگي قلع ، اين عنصر به سياره مشتري و ندرتا به سياره زهره نسبت داده مي شوند . قلع در جدول تناوبي به عنوان فلز ضعيف بوده و در دوره 5 قراردارد .

در فشار طبيعي قلع جامد داراي دو شکل مختلف است . در دماهاي پايين به شکل خاکستري يا قلع آلفا وجود دارد که داراي ساختار بلوري مکعبي مانند سيليکن و ژرمانيم است. وقتي دما بالاتر از 2/13 درجه سانتيگراد باشد به رنگ سفيد يا قلع بتا تبديل مي شود که فلزي بوده و داراي ساختار چهار وجهي است. درصورتيکه سرد شود به آهستگي به صورت خاکستري بر مي گردد که بيماري قلع ناميده مي شود. به هر حال اين تغيير شکل تحت تاثير ناخالصي هايي از قبيل آلومينيم و روي قرار مي گيرد که با افزودن آنتيموان يا بيسموت مي توان از آن جلوگيري کرد.

کاربردها:

قلع به آساني به آهن متصل شده وبراي پوشش سرب روي و فولاد مورد استفاده قرار مي گيرد تا از پوسيدگي آنها جلوگيري شود. قوطي هاي فولادي با پوشش قلع براي نگهداري غذا کاربردي وسيع دارد و اين کاربرد بخش وسيعي از بازار قلع فلزي را تشکيل مي دهد.

تاريخچه:

به سبب كاربرد قلع در توليد آلياژ  برنز در دوران برنز ، اين عنصر از اهميت فرهنگي- تاريخي بالايي برخوردار است . اولين ابزار برنزي كه در مقبره هاي مصر كشف گرديد به اواخر هزاره چهارم قبل از ميلاد مربوط مي شود .

قلع خالص نخستين بار در 1800 قبل از ميلاد در چين و ژاپن توليد شد . در حدود 600 سال قبل از ميلاد       مصري هاي باستان مصنوعات ساخته شده از قلع خالص را كنار اجساد موميايي شده قرار مي دادند . اين عنصر تنها در توليد برنز استفاده نمي شد بلكه در توليد آلياژهاي سرب جهت مقاصد نظامي و واكنش فلزات نيز به كار برده مي شد . قلع و به خصوص آلياژهاي آن در مناطق جغرافيايي متعدد مانند چين ، اندونزي ، هند ، خاور نزديك، آفريقاي شمالي و اروپا ديده شده است .

آنتيموان ( Sb ):

آنتيموان عنصر شيميايي است که در جدول تناوبي داراي نشان Sb و عدد اتمي 51 است . آنتيموان که يک شبه فلز است داراي چهار حالت آلوتروپيک مي باشد. شکل پايدار اين عنصر، فلزي آبي - سفيد است وانواع زرد و سياه آن ناپايدار مي باشد. اين عنصر در مواد ضد آتش ، رنگ ها ، سراميک ، لعاب و آلياژهاي گوناگون و لاستيک به کار مي رود.

خصوصيات قابل توجه:

آنتيموان در حالت عنصري خود شکننده ، گداز پذير، نقره فام و بلوري است که خاصيت هدايت الکتريکي و حرارتي ضعيفي دارد و در دماي کم تبخير مي شود. شبه فلز آنتيموان از نظر ظاهري و خصوصيات فيزيکي شبيه فلز است اما از نظر شيميايي مثل فلز واکنش نمي کند. همچنين اين عنصر مورد حمله اسيدهاي اکسيد کننده و هالوژن ها قرارمي گيرد.

فراواني آنتيموان در پوسته زمين بين 2/0 تا 5/0 ppm برآورد شده است. آنتيموان کالکوفيل است و با گوگرد و فلزات سنگين سرب ، مس و نقره وجود دارد.

کاربردها:

استفاده از آنتيموان در صنايع نيمه هادي و در توليد ديود ها ، موج ياب هاي مادون قرمز و وسايل Hall-effect رو به افزايش است. اين شبه فلز، به صورت آلياژ موجب افزايش سختي و مقاومت مکانيکي سرب مي شود. مهمترين کاربرد فلز آنتيموان به عنوان سخت کننده سرب در خازن ها مي باشد.

در باطري ها ، آلياژهاي ضد اصطکاک ، فلز ويژه حروف چاپ ، گلوله هاي رسام و جنگ افزارهاي کوچک و روکش کابل .

تاريخچه:

آنتيموان (يوناني anti به علاوه monos به معني فلزي که به تنهايي يافت نمي شود) در دوران باستان درترکيبات مختلف شناخته شد و بعدها در اوايل قرن 17 و احتمالا" زودتر به عنوان يک فلز شناسايي گشت . وجود اين فلز را اولين بار سال 1450، Tholden به طور علمي گزارش کرد. استيب نيت ، سولفيد طبيعي آنتيموان در دوران انجيل به عنوان دارو و وسيله آرايش کشف و مورد استفاده قرار گرفت . ارتباط بين نام جديد آنتيموان و نماد آن پيچيده است ؛ نام قبطي   پودر آرايشي سولفيد آنتيموان توسط يونانيان قرض گرفته شد و بعد در زبان لاتين هم وارد شد که نتيجه آن واژه stibium است . Jacob Berzelius مکتشف علم شيمي در نوشته هاي خود نام اختصاري براي آنتيموان به کار برده و اين نام همچنان مورد استفاده است .

هدف از آزمایش:

شناسایی کاتیون های گروه BII-جداسازی کاتیون های گروهBII-نحوه ی استفاده ازدستگاه سانتریفیو ژ-بررسی واکنش های رخ داده درحین انجام ازمایش-نحوه وچگونگی ازمایش جداسازی کاتیون های گروهII

وسایل مورد نیاز:

1-لوله آزمایش به تعداد کافی-2-چراغ بنزن-3- سانتریفیو ژ

4-بشر-5- نمونه مورد ازمایش(مخلوط کاتیون ها)-6- H2O2 (3%)-7- اسید سولفوریک(HCL)

(N6)-8-اسیدسولفوریک(HCL) (N2)-9- تیواستامید

(sns)-10- آب مقطر-11- استات آمونیوم(nh4chcoo)

-12- اسیدنیتریک(HNo3)-13- پتاسیم هیدرکسید(KOH)

-14-آمونیاک(NH3)(N6(-15-نقره نیترات(agno3)


نحوه ی انجام ازمایش:


محلولی ازمخلوط کاتیون های گروه IIدراختیارداریم.10

قطره ازاین مخلوط را درون لوله آزمایش می ریزیم.بعد

ازان5قطره ازH2O2))   3% درون لوله آزمایش می ریزیم .بعدازاین کار4قطرهHCL (N2) به ان اضافه

می کنیم.لوله ازمایش که حاوی محلولی ازمخلوط ها

می باشد,راروی شعله به مدت کمی حرارت داده و6قطره

HCL(6N)به ان اضافه می کنیم.دوباره ان رابه مدت دودقیقه حرارت داده واکنون می بینیم یک ماده لزج وچسبنده بدست می اید.حالالوله آزمایش راسرد می کنیم.بعدازسردکردن5قطره HCL(2N)به ان اضافه می کنیم.حالا لوله ازمایش کمی تکان داده وموادراهم

می زنیم.8قطره تیواستامیدبه درون لوله ازمایش می ریزیم.اکنون حدود پنج دقیقه به لوله آزمایش حرارت

می دهیم.8قطره ازابی که ان راتادمای80درجه سانتی گرادحرارت داده بودیم به مواد دیگراضافه کرده و20قطره تیواستامیدو2قطره استات آمونیوم رابه درون لوله ازمایش می ریزیم.چنددقیقه لوله ازمایش راحرارت داده وپس

 ازسردکردن ان رابرای جداسازی رسوب ومحلول به درون دستگاه سانتریفیو ژانتقال می دهیم.محلولی که روی رسوب بدست امده است برای سایرگروه ها می باشدکه ان رادورمی ریزیم.به رسوب حاصل 5قطره تیواستامید               

( SNS )اضافه کرده و18قطرهKOH(3N ) به ان می افزاییم.اکنون لوله آزمایش رابمدت سه دقیقه حرارت داده وبعدازسردشدن برای جداسازی وتجزیه به درون دستگاه سانتریفیو ژقرارمی دهیم.کاتیون های گروهII Aرسوب می دهند وکاتیون های گروه BIIبه صورت محلول روی رسوب باقی می ماند.محلول را ازرسوب جداکرده ودرون یک لوله ازمایش دیگرمی ریزیم.به محلول که شامل کاتیون های گروه دومBمی باشدقطره قطره HCL(N2)اضافه می کنیم تارسوب حاصل شود.سپس عمل سانتریفیو ژرابرای جداسازی رسوب ومحلول انجام می دهیم.محلول به دست امده رادورمی ریزیم وبه رسوب باقی مانده 20قطرهHCLاضافه می کنیم ولوله ازمایش رابه مدت 5دقیقه درون حمام اب جوش که ازقبل ان راآماده کرده بودیم قرارمی دهیم.بعدازاین کارلوله ازمایش راجهت جداسازی محلول و رسوب درون دستگاه سانتریفیو ژقرارمی دهیم.محلول بدست امده رابه لوله ازمایش دیگری منتقل می کنیم.

قطره قطره به محلول امونیاک (NH3)(N2)اضافه می کنیم تارسوب سفیدحاصل شود.رسوب سفید دلیلی بروجودSNمی باشد.سپس به رسوب اسیدنیتریک(HNO3)اضافه می کنیم وبعد ازاین کارعمل سانتریفیو ژبرای جداسازی رسوب ومحول انجام می دهیم.محلول بدست امده رابه درون لوله ازمایش دیگری منتقل می کنیم ورسوب رادور می ریزیم.سپس به محلول 20قطره استات آمونیوم(nh4chcoo) اضافه کرده وبعد ازان5قطره نقره نیترات (agno3) به ان می افزاییم.رسوب قرمزبدست امده دلیلی بروجودASمی باشد.درازمایش ما این مرحله بامشکل روبرو شد ورسوب قرمز بدست نیامد.

تاریخ: 25 ارديبهشت 1391برچسب:,

عنوان آزمایش :

شناسایی و جداسازی کا تیون های گروه I 

تهیه کننده:هاله ماهری نیا

 

نقره ( Ag )

نقره، يکي از عناصر شيميايي، با نشانه Ag ، داراي عدد اتمي 47 و وزن اتمي 107.8682 است که در گروه يک فرعي (IB ) جدول تناوبي قرارگرفته است . نقره عنصري فلزي به رنگ سفيد مايل به خاکستري و براق مي باشد که تقريباً کمياب و گران قيمت است و از نظر فراواني در قشر جامد زمين ، در مرتبه شصت و سومين عنصر قرار دارد. در آب و هواي خالص پايدار است ولي در معرض اوزون ، سولفيد هيدروژن و هواي داراي سولفور کدر مي شود. نقره ی خالص دارای بالاترين هدايت الکتريکي و گرمایی است و پايين ترين مقاومت را در بين تمام فلزات دارد. در سنگ معدن هاي داراي آرژنتيت ، سرب ، روي و مس و طلا يافت مي شود .

از نظر شيميايي نقره يکي از فلزات سنگين و از جمله فلزات نجيب است و از نظر تجاري عنصري گرانبها تلقي مي‌گردد. از نقره ، 25 ايزوتوپ راديواکتيو شناخته شده است که داراي اجرام اتمي 102 الي 117 مي‌باشند. نقره معمولي هم از دو ايزوتوپ با جرم هاي 107 و 109 تشکيل شده است.

نقره از زمان هاي خيلي قديم شناخته شده بود. اين عنصر اولين بار از سرباره هاي آتشفشاني در آسياي صغير و در درياي اژه پيدا شد. اين آثار نشان مي دهد که 3000 سال قبل از ميلاد مسيح انسان ها توانايي اين را داشتند که نقره را از سرب جدا کنند.

همچنین نقره از خالص کردن و پالايش الکتريکي مس به دست مي آيد و  براي کاربردهاي تجاري داراي خلوص 99.9 درصد است.

اساسا نقره خالص فلزي براق و نرم و داراي درخشندگي بالا است. سختي آن از طلا پايين تر و داراي مفتول پذيري و چکش خواري بالايي بعد از طلا و پالاديم است. نقره خالص داراي خصوصيت رسانايي بالاي جريان برق و الکتريسيته در بين تمام فلزات است و مقاومت کنتاکت الکتريکي آن پايين مي باشد. چگالی نقره 5/10 برابر آب است و در 961 درجه سانتيگراد ذوب شده و در حدود 2162 درجه سانتيگراد مي‌جوشد.

 

خواص شيميايي

اگرچه نقره از نظر شيميايي در ميان فلزات نجيب فلزي بسيار واکنش پذير تلقي مي‌گردد، لکن بايد توجه داشت که در مقايسه با ساير عناصر از مرتبه واکنش پذيري قابل ملاحظه‌اي برخوردار نمي‌باشد. اين عنصر به آساني اکسيده شدن آهن اکسيد نمي‌شود، لکن با گوگرد و هيدروژن سولفيد واکنش داشته و تشکيل همان تيرگي آشنا را مي‌دهد که در نقره‌هايتان ملاحظه مي‌کنيد.

براي رفع اين نقيصه مي‌توان آبکاري نقره را با کمک روديم به انجام رسانيده و از وقوع تيرگي مورد نظر پيشگيري نمود همچنين با استفاده از کرم (Cream) يا پوليش نقره مي‌توان لايه تيره بسيار نازکي را که نقره در ترکيب با گوگرد بوجود آورده است را زدوده و آن را مجددا براق نمود. از طرف ديگر اين تيرگي را مي‌توان از نظر شيميايي بوسيله حرارت دادن ظرف مورد نظر در محلول رقيقي از کلريد سديم و کربنات هيدروژن سديم يا قرار دادن قسمت تيره در تماس با فلزي فعال تر مانند آلومينيوم که مي‌تواند با گوگرد ترکيب شود و مجددا فلز را به حالت اوليه برگرداند، از بين برد.

نقره نمي‌تواند با اسيدهاي غير اکسيدکننده مانند اسيدهاي کلريدريک و سولفوريک يا بازهاي قوي مانند هيدروکسيد سديم واکنش نمايد، لکن اسيدهاي اکسنده مانند اسيد نيتريک يا اسيد سولفوريک غليظ آن را در خود حل کرده و يون يک بار مثبت نقره (Ag⁺) را تشکيل مي‌دهند. اين يون که در کليه ترکيبات ساده و محلول نقره وجود دارد، تقريبا به صورت ساده اي با استفاده از عوامل احيا کننده آلي مانند آنچه در آئينه هاي نقره اي ملاحظه مي‌شود، به فلز آزاد احيا مي‌گردد. براي آبکاري نقره لازم است يون هاي کمپلکس نقره احيا شود. يون ( Ag⁺ ) بي‌رنگ است، لکن تعدادي از ترکيبات نقره به دليل نفوذ ساير اجزاي تشکيل دهنده ساختماني رنگينند. بايد توجه داشت که اکسيژن درحد حيرت انگيزي در نقطه ذوب نقره به ميزان 20 قسمت حجمي از اکسيژن در يک قسمت حجمي نقره حل مي‌شود. پس از سرد کردن مايع مورد نظر نيز اکسيژن به ميزان 75% قسمت (از نظر حجمي) در نقره باقي مي‌ماند.

ترکيبات

نقره در ترکيباتش اکثرا به صورت يک ظرفيتي است. لکن اکسيد ، فلوئوريد و سولفيد دو ظرفيتي نقره نيز ملاحظه شده است. تعدادي از ترکيبات مهم نقره عبارتند از:

1- نيترات نقره (AgNO₃): ترکيبي بي‌رنگ ، بسيار محلول ، اساسا سمي و به سادگي به نقره فلزي احيا مي‌شود و از آن در تهيه ترکيبات نقره ، آئينه هاي نقره ای و جوهرها استفاده مي‌شود.

2- هيدروکسيد دي آمين نقره (Ag(NH₃)₂OH): ترکيب کوئورديناسيوني محلول در آب که به وسيله افزودن هيدروکسيد آمونيوم به محلول هاي املاح نقره ، تشکيل مي‌شود. اين ترکيب در اثر ماندن تشکيل ترکيب بسيار منفجره نقره فولمينات شده را مي‌دهد.

3- سيانيد نقره (AgCN) : مورد مصرف به وسيله سيانيد سديم يا پتاسيم اضافي در آبکاري براي تشکيل يون هاي کمپلکس های  و  که به فلز نقره احيا مي‌شوند.

4- کلريد نقره (AgCl) : ترکيب سفيد نامحلول که در هيدروکسيد آمونيوم حل شده و تشکيل يون هاي کمپلکس  مي‌دهد. در عکاسي و نيز به عنوان آشکار کننده يونيزاسيون براي اشعه هاي کيهاني کاربرد دارد.

5- برميد نقره (AgBr) : ترکيب نامحلول زرد روشن که نسبت به AgCl نامحلول تر است و بيشتر در عکاسي به مصرف مي‌رسد.

6- يديد نقره (AgI) : ترکيب نامحلول زرد رنگ و نامحلولتر از AgBr است و براي اصلاح وضعيت ابرها به منظور بارندگي ( Cloud Seading ) و در عکاسي کاربرد دارد.

7- سولفيد نقره ( ) : نامحلول ترين نمک نقره ، سياه رنگ و جزء اصلي تشکيل دهنده تيرگي ظروف نقره مي‌باشد

اثرات نقره بر روي سلامتي

نمک هاي محلول نقره به ويژه  AgNO₃ با غلظت بيش از 2 گرم (0.070) کشنده هستند. ترکيبات نقره به آهستگي توسط بافت هاي بدن جذب مي شوند و پيگمان هايي آبي يا سياه در پوست ايجاد مي کنند.

تماس با چشم : اگر مايع آن در تماس با چشم قرار گيرد، باعث آسيب شديد قرنيه مي شود.

تماس با پوست : باعث سوزش پوست مي شود. تماس مداوم با پوست باعث ايجاد آلرژي مي شود.

خطرات تنفس : قرار گرفتن در معرض بخار نقره با غلظت بالا باعث سرگيجه، مشکلات تنفسي، سردرد يا سوزش مجاري تنفسي مي شود. غلظت بسيار بالاي آن باعث خواب آلودگي، گيج خوردن، گيجي، بي هوشي، کما و در نهايت مرگ مي شود.

خطرات خوردن : نسبتا سمي است. باعث اختلالات معده، حالت تهوع، استفراغ، اسهال و خواب آلودگي مي شود. اگر اين ماده بلعيده شود، به شش ها آسپيره مي شود يا اگر استفراغ رخ دهد، باعث پنومونيتيس شيميايي مي شود که کشنده است.

قرار گرفتن در معرض اين ماده يا ترکيبي از آن در انسان اثرات زير را به دنبال دارد :

- ناهنجاري هاي قلب

- اگر انسان دائما يا براي مدتي طولاني در معرض اين ماده قرار داشته باشد، باعث آسيب مغز و صدمه سيستم عصبي مي شود.

- تنفس مداوم يا تماس مداوم اتيل کتون با دست احتمال تشکيل نوروتوکسين هايي مانند هگزان را افزايش مي دهد به ويژه اگر اين تماس همزمان باشد.

سرب ( Pb )

سرب عنصری فلزی است که در جدول تناوبي با نشان Pb خلاصه ی نام لاتين plumbum و عدد اتمي 82 وجود دارد. عنصري سنگين ، سمي و چکش خوار و داراي رنگ خاکستري کدري مي باشد که با ساختار کوبيک متبلور مي شود. اين عنصر معمولاً در سنگ معدن گالن يافت مي شود . .هنگاميکه تازه تراشيده شده سفيد مايل به آبي است اما در معرض هوا به رنگ خاکستري تيره تبديل مي شود و از خاصيت هدايت الکتريکي پاييني برخوردار مي باشد . اين فلز حقيقي به شدت در برابر پوسيدگي مقاومت مي کند و به همين علت از آن براي نگهداري مايعات فرسايشگر (مثل اسيد سولفوريک) استفاده مي شود. با افزودن مقادير خيلي کمي آنتيموان يا فلزات ديگر به سرب مي توان آن را سخت نمود. از سرب در سازه هاي ساختماني ، خازنهاي اسيد سرب ، ساچمه و گلوله استفاده شده و نيز بخشي از آلياژهاي لحيم ، پيوتر و آلياژهاي گدازپذير است. سرب سنگين ترين عنصر پايدار است.

سرب عنصري فوق العاده سمي است که اثرات آن در طولاني مدت ظاهر مي شود . اثر سرب در سيستم عصبي موجب پايين آمدن بهره هوشي و ديگر اختلالات عصبي مي شود . علاوه بر سيستم عصبي ، سرب بر ديگر اعضاي بدن نيز تأثير منفي مي گذارد .

اين عنصر از مدت ها سال پيش شناخته شده و حداقل از 7000 سال پيش مورد استفاده بشر بوده است .در کتاب خروج (بخشي از انجيل) به اين عنصر اشاره شده است. کيمياگران مي پنداشتند سرب قديمي ترين فلز بوده و به سياره زحل مربوط مي شود. این عنصر به صورت آزاد در طبيعت يافت مي شود و به طور عمده در کاني گالن با ترکيب PbS طي فرايند تشويه حاصل مي شود. از ديگر کاني هایي که سرب در آن ها وجود دارد Anglesite , cerussite است. اين عنصر داراي جلاي فلزي است و همين طور داراي رسانايي پايين جريان برق است و چکش خوار و مفتول پذير است. اين فلز مقاومت بالايي در برابر خوردگي دارد.

سرب طبيعي ترکيبي از 4 ايزوتوپ پايدار است. درصد ايزوتوپ هاي مختلف سرب در طبيعت به ترتيب زير است : [ ] . ايزوتوپ هاي سرب داراي سه سري عناصر راديواکتيو طبيعي هستند. Pb²⁰⁶ براي سري اورانيم ، Pb²⁰⁷ براي سري اکتينيم ، Pb²⁰⁸ براي سري توريم . 27 ايزوتوپ ديگر که همه آنها نیز راديواکتيو هستند براي سرب شناخته شده است.

کاربردها

کاربردهاي اوليه سرب عبارت بودند از: سازه هاي ساختماني ، رنگدانه‌هاي مورد استفاده در لعاب ، سراميک و لوله‌هاي انتقال آب . کاخ ها و کليساهاي بزرگ اروپا که وسايل تزئيني ، سقف ها ، لوله‌ها و پنجره‌هايشان داراي مقادير قابل توجهي سرب هستند. اين فلز ( در حالت عنصري ) پس از آهن ، آلومينيوم ، مس و روي بيشترين کاربرد را دارد.

سرب و دي اکسيد سرب به مقدار زياد براي ذخيره سازي باتري ها کاربرد دارد.

فلز سرب عامل موثري براي جذب صدا است. که به علت اين قابليت از آن براي پوشش تجهيزات اشعه ايکس و رآکتورهاي نوتروني براي جذب ارتعاش استفاده مي شود.

از اکسيد سرب هم براي توليد شيشه هاي کريستالي ظريف و ظروف بلور با خاصيت انعکاس نور بالا براي لنزهاي اکروماتيک استفاده مي شود. نيترات و استات سرب نمک هايی محلول هستند. نمک هاي سرب مثل ارسنات سرب براي حشره کش ها استفاده مي شود.

اثرات سرب بر روي سلامتي

سرب يکي از چهار فلزي است که بيشترين عوارض را بر روي سلامتي انسان دارد. سرب از راه غذا (65%)، آب (20%) و هوا (15%) وارد بدن انسان مي شود. غذاهايي مانند ميوه، سبزيجات، گوشت، دانه ها، جانوران دريايي، نوشيدني ها و شراب حاوي مقدار زيادي سرب هستند. دود سيگار هم مقدار اندکي سرب دارد.

سرب با خوردگی لوله هاي انتقال آب، وارد آب آشاميدني مي شود. اگر آب اندکي اسيدي باشد، احتمال خوردگي بيشتر است. به همين علت است که در سيستم هاي تصفيه آب، بايد pH آب آشاميدني مناسب باشد.

تا جايي که ما مي دانيم سرب در بدن انسان عملکردي ندارد و تنها پس از جذب از راه غذا، هوا يا آب باعث آسيب بدن مي شود.

سرب آثار ناخواسته اي را به دنبال دارد که عبارتند از:

- اختلال بيوسنتز هموگلوبين و کم خوني

- افزايش فشارخون- آسيب کليه- سقط جنين و نارسي نوزاد- اختلال سيستم عصبي

- آسيب مغز- ناباروري مرد و آسيب اسپرم- کاهش قدرت يادگيري در بچه ها

- اختلالات رفتاري در بچه ها مانند پرخاشگري و بيش فعالي

سرب از راه جفت وارد بدن جنين مي شود. به همين علت، سرب باعث آسيب جدي سيستم عصبي و مغز جنين مي شود.

 

 

جيوه ( Hg )

جيوه عنصري فلزي به رنگ نقره اي با ساختار رومبوئدرال که در دماي معمولي مايع است . جيوه به صورت آزاد در طبيعت نادر يافت مي شود و به صورت عمده در سنگ معدن سينابر در اسپانيا و ايتاليا وجود دارد . جيوه رسانايي ناچيزي از حرارت در مقايسه با فلزات ديگر دارد اما رساناي متوسطي از الکتريسيته است .

اين عنصر در گذشته در کشورهاي چين و هند شناخته شده بود و در1500 سال قبل از ميلاد در اهرام مصر نيز وجود داشته است. اين عنصر به حالت آزاد در طبيعت پيدا مي شود. مهمترين کاني اين عنصر سينابر است. حدود 50 درصد از توليدات اين عنصردر دنيا در کشورهاي ايتاليا و اسپانيا توليد مي شود. اين فلز از گرما دادن به سينابر در هوا توسط متراکم کردن بخار توليد مي شود.

جیوه فلزي سنگين، به رنگ سفيد نقره اي است. رساناي ضعيف گرما است. نمک هاي مهم جيوه عبارتند از : کلريد جيوه، فولمينات جيوه ، که کاربرد گسترده اي به عنوان چاشني در مواد منفجره دارد . از ديگر نمک هاي جيوه مي توان سولفيد جيوه را نام برد.

خواص

جيوه داراي خاصيت سمي است و به آساني توسط دستگاه تنفسي جذب مي شود. و به معده و روده آسيب مي رساند. وجود اين عنصر در هوا خطرناک به نظر مي رسد.

جيوه موجود در هوا اگر از يک حدي تجاوز کند خطرناک به نظر مي رسد. با افزايش درجه حرارت ، وجود جيوه در هوا خطرناکتر به نظر مي رسد. بنابراين در موقع استفاده با آن مخصوصاً با دست بايد دقت لازم را به عمل آورد. متيل جيوه يک نوع آلاينده خطرناک است که به طور گسترده در آب و بخار يافت مي شود.

کاربردها

از جيوه به طور گسترده در آزمايشگاه ها براي ساخت فشار سنج ها و پمپ هاي تخليه فشار و ديگر تجهيزات استفاده مي شود. از بخار جیوه براي ساخت لامپ ها و تابلوهاي تبليغاتي و غيره استفاده مي شود. و همين طور براي ساخت سوئيچ هاي جيوه اي و ديگر دستگاه هاي الکتروني استفاده مي شود. از ديگر کاربردهاي اين عنصر براي ساخت آفت کش ها و پيل هاي جيوه اي و دندانسازي و عامل ضد رسوب در رنگ ها و باتري ها است و همچنين به عنوان کاتاليزوراستفاده مي شود.

اثرات جيوه بر روي سلامتي

جيوه ترکيبي است که به طور طبيعي در محيط زيست وجود دارد. اين ماده به شکل فلزي و به صورت نمک هاي جيوه يا به صورت ترکيبات آلي جيوه يافت مي شود.

جيوه فلزي در بسياري از لوازم خانگي مانند فشارسنج، دماسنج، و لامپ فلوئورسنت به کار مي رود. جيوه در اين لوازم در فضايي محصور شده و باعث ايجاد عارضه اي نمي شود. اما وقتي دماسنج بشکند، مقدار زيادي از جيوه از راه تنفس و طي مدتي کوتاه ضمن تبخير وارد بدن مي شود. اين جيوه باعث اثرات مضري مانند آسيب اعصاب، مغز و کليه، سوزش ريه، سوزش چشم، تحريک پوست، اسهال و استفراغ مي شود.

جيوه به طور طبيعي در غذا وجود ندارد اما از طريق جانداران کوچکتري که انسان آنها را مي خورد، نظير ماهي ها، وارد زنجيره غذايي مي شود. معمولا غلظت جيوه موجود در ماهي ها بيشتر از غلظت جيوه موجود در آبي است که در آن زندگي مي کنند . محصولات لبني گاوها هم ممکن است داراي غلظت بالاي جيوه باشند. معمولا جيوه در مواد گياهي وجود ندارد اما وقتي در کشاورزي اسپري هاي حاوي جيوه مورد استفاده قرار گيرد، اين جيوه از طريق گياهان وارد بدن انسان مي شود.

جيوه بر روي انسان اثراتي دارد که مي توان آنها رابه صورت زير خلاصه کرد :

- اختلال سيستم عصبي- اختلال در عملکرد مغز- آسيب DNA و آسيب کروموزوم

- واکنش هاي آلرژيک شامل خارش پوست، خستگي و سردرد

- اثرات منفي بر روي باروري مانند آسيب اسپرم، اثرگذاري منفي بر روي زايمان و سقط جنين

اختلال در عملکرد مغز باعث کاهش قدرت يادگيري ، تغيير شخصيت، رعشه، تغيير قدرت ديد، کري، ناهماهنگي ماهيچه ها و از دست دادن حافظه مي شود. آسيب کروموزوم نیز باعث مونگوليسم مي شود.

 

تاریخ: 24 ارديبهشت 1391برچسب:,