|
* يستخدم النظير كربون-14 والذي أكتشف في 27 فبراير عام 1940 في تحديد الزمن إشعاعيا. * بعض مكتشفات الدخان تستخدم كميات ضئيلة من نظائر الكربون النشيطة إشعاعيا كمصدر إشعاع تأيين (كثير من المكتشفات من هذا النوع تستخدم نظائر الأمريكيوم. * يتم خلط الجرافيت مع الطين لإنتاج "الرصاص" المستخدم في الأقلام الرصاص. * يستخدم الماس كحلي, وأيضا يستخدم في أسنان المثقاب, كما أن كثير من التطبيقات تستفيد من صلابته. * يضاف الكربون يضاف إلى الحديد لإنتاج الصلب. * يستخدم الكربون كمهدئ نيترون في المفاعلات النووية. * يتم سحق الجرافيت, وعمل قوالب منه تستخدم كفحم في الطبيخ, الأعمال الفنية واستخدامات أخرى. * تستخدم أقراص الفحم في الطب في شكل أقراص أو مسحوق لإمتزاز المواد السامة من الجهاز الهضمي. الخواص الكيميائية والبنائية للفوليرينات (fullerenes), في شكل أنبوبة كربون دقيقة, يمكن أن تساعد في المجال الجديد تقنية النانو, وعموما فإن النانو جسيمات من المكن أن تكون سامة. الكربون ("كربو" تعني باللغة اللاتينية") تم ما قبل التاريخ وكان معروف عند القدماء, الذين حصلوا عليه بحرق المواد العضوية بمعزل عن الأكسجين لتصنيع الفحم. كما أن الماس يعتبر منذ القدم من المواد النادرة. ومن الصور الأخيرة المكتشفة لتآصلات الكربون فوليرين, والتي تم اكتشافها كمنتج ثانوي أثناء تجارب الشعاع الجزيئي في الثمانينات من القرن العشرين. |
يتكون الكربون14 وهو النظير المشع لعنصر الكربون والذي نرمز له ب 14C بكيفية دائمة في الطبقات العليا للجو ويعطي ثاني أوكسيد الكربون وفق تفاعل سريع لينضاف إلى ثاني أوكسيد الكربون المجود في الجو. ُيمتص غاز ثاني أوكسيد الكربون ( سواء المحتوي على الكربون المستقر 12C و13C أو الكربون المشع دون تمييز) ليدخل هذا الكربون في تركيب الكائنات الحية نباتية كانت أم حيوانية . وحوالي عام 1950م، أثبت الكيميائي الأمريكي W Libby أن كل الكائنات الحية تتميز بنفس نسبة الكربون 14أي: كل كتلة m = بالنسبة لحيوان أو نبات غير حي ( جدع شجرة مقطوع ، صدفات أحفورية ، عظام ...) يتوقف ذلك التبادل مع الهواء ليتناقص ثاني أوكسيد الكربون المحتوي على الكربون المشع وفق دالة أسية خلال الزمن من لحظة الوفاة. بمقارنة نشاط عينة من الأحفور بالنشاط لكائن حي يمكن تقدير عمر ذلك الأحفور. بعد 40 000 سنة لا يبقى سوى 1% من الكربون 14 مما كان يحتويه عندما كان حيا وبالتالي يستحيل تحديد عمر بعد هذه المدة. خلفت هذه الطريقة جدالا كلاميا جعلت العلماء يشكون في مصداقيتها ويعرف الحادث ب :كفن تورينو حيث تباين التاريخ المفترض بين القرن الرابع عشر وفق هذه الطريقة وميلاد المسيح وفق طرق أخرى
(*) : نقبل أن هذا الفتت يبقى ثابتا خلال الزمن 1g من المادة الحية لها نشاط إشعاعي بسبب الكربون 14 تتمثل في 13.6 تفتت في الدقيقة ( *) الذي يمثل عمر صفر «un âge zéro ». Clefs CEA n°14 automne 1989عن : 1) ماهو التفاعل الذي يمكن أن يحدث لكي ينتج عنه ثاني أوكسيد الكربون في الطبقات العليا ( عبرعنه بمعادلة بسيطة )، وهل هذا التفاعل يخص نظير دون آخر ؟ 2) ما هو المبدأ الذي تقوم عليه هذه الطريقة لتحديد عمر أحفور؟ 3) ما هو العمر الأقصى الذي تسمح به هذه الطريقة ؟ 4) ابحث عن قصة كفن تورينو وحاول معرفة حل اللغز |
تآصل الكربون النقي يختلف عن تآصل التركيبات الجزيئية الأخرى له.
الثلاث تآصلات المعروفة للكربون هم الكربون غير المتبلور, والجرافيت. والماس. كما تم تصنيع وإكتشلف عدد من ثور التآصل الشاذة الأخرى ومنها الفوليرينات, أنابيب الكربون الدقيقة, واللونسداليت. في شكله الغير متبلور, يكون الكربون في الأساس جرافيت ولكن لا يتواجد في شكل متبللر كبير. ولكن يتواجد في شكل مسحوق والذي يكون المكون الرئيسي للمواد مثل الفحم, السناج, سخام, كربون منشط. في الضغط العادى يأخذ الكربون شكل الجرافيت, وفيه ترتبط كل ذرة مع ثلاث ذرات في مستوى يتكون من شكل سداسي في كل الحلقات. مثل الحلقات الموجودة في الهيدروكربونات الأروماتية. الشكلان المعروفان للجرافيت, ألفا (سداسي) و بيتا (منشور سداسي منتظم), وكلاهما له خواص فيزيائية متطابقة, فيما عدا البناء البللوري. ويحتوى الجرافيت الذي يتواجد بصورة طبيعية على 30 % تقريبا من الشكل بيتا, وعند تصنيع الجرافيت فإنه يحتوى فقط على الشكل ألفا. ويمكن للشكل ألف أن يتحول إلى الشكل بيتا بالمعالجة الميكانيكية ويرجع الشكل بيتا إلى الشكل ألفا عند تسخينه فوق 1000 C ° وبسبب عدم تمركز سحابة-باي, فإن الجرافيت يوصل الكهرباء. الجرافيت مادة طرية ورقاقتها, تفصل كتيرا بالذرات الأخرى, وتمسك مع بعضها البعض عن طريق قوى فان دير فال, وبالتالى فإنها تنزلق بسهولة على بعضها البعض. |
وفى الضغوط العالية يكون الكربون صورة من صور تآصله تسمى الماس, والتي ترتبط فيها كل ذرة لأربعة ذرات أخرى. وللماس نفس البناء المكعب للسيليكون والجيرمانيوم, ونظرا لقوة الرابطة بين كربون-كربون, فإنه مع نيتريد البورون متساوي الإلكترونات (BN) أقسى المواد من حيث مقاومة الخدش. التحولات التي تحدث للجرافيت في درجة حرارة الغرفة بطيئة للغاية لأن تلاحظ. وتحت بعض الظروف, يتبللور الكربون لللونسدالايت وهو شكل مشابه للماس ولكن سداسي. الفوليرينات لها بناء يماثل الجرافيت, ولكن بدلا من الشكل السداسي النقي, فإنها تحتوى على أشكال خماسية (وإحتمال سباعية) من ذرات الكربون, مما يؤدى لإنثناء الطبقات إلى كريات أو إسطوانات. خواص الفوليرينات (تسمى أيضا "كرة بوكي" و "أنبوبة بوكي") لم يتم تحليلها حتى الآن. وكل أسماء الفوليرينات تم تسميتها على شرف بوكوينستر فوللير, مطور قبة جيوديسي والتي تسبه بناء كرة بوكي. تآصل فقاعة دقيقة تم اكتشافه مؤخرا وهو مغناطيسي حديدي. صور الكربون المتآصلة تتضمن: * الكربون غير المتبلور * فقاعة كربون دقيقة (]] تم اكتشافه عام [[1997 * أنبوبة كربون دقيقة * الماس * فوليرين * جرافيت * أيونسدالايت * سيرافيت نظام تآصل الكربون يتسع لمدى كبير للغاية. |
بين الماس والجرافيت:
* الماس أصلب المعادن المعروفة للإنسان, ولكن الجرافيت أيضا من أكثرها طراوة. * الماس مادة كاشطة, بينما الجرافيت مادة مزيتة. * الماس عازل ممتاز للكهرباء، بينما الجرافيت يوصل الكهرباء. * الماس غالبا شفاف, بينما الجرافيت معتم. * الماس له شكل بللوري مكعب, بينما الجرافيت شكله البللورى سداسي. بين الكربون غير المتبلور والأنابيب الدقيقة: * الكربون غير المتبلور هو من أسهل المواد التي يمكن تصنيعها, بينما كربون الأنابيب الدقيقة يحتاج لنفقات باهظة لتصنيعه. * الكربون غير متبلور موحد الخواص, ولكن كربون الأنابيب الدقيقة من ضمن أكثر المواد المتباينة الخواص على الإطلاق. يوجد تثريبا 10 ملايين من المركبات المعروفة للكربون, وألاف منها أساسي للحياة وفى غاية الأهمية الاقتصادية. وهذا العنصر وفير في الشمس والنجوم والمذنبات وفى غلاف معظم الكواكب. كم أن بعض النيازك تحتوى على ماسات مجهرية تكونت عندما كان النظام الشمسي لايزال قرص كوكب أول. وبالإتحاد مع العناصر الأخرى, فإن الكربون يوجد في الغلاف الجوي, ويوجد أيضا كمادة مذابة في كل الأجسام المائية. وبكميات قليلة من الكالسيوم, والماغنسيوم, والحديد, فإنه المكون الأساسي في الكربونات, والصخور (الحجر الجيري, والدولميت, والرخام وهكذا). وعند إتحاده مع الهيدروجين, يكون الكربون الفحم, والنفط, والغاز الطبيعي ويطلق عليهم هيدروكربونات. |
يوجد الجرافيت بكميات كبيرة في نيو يورك وتكساس بالولايات المتحدة, كما يوجد أيضا في روسيا, والمكسيك, وجرين لاند, والهند. الماس الطبيعي يوجد في الصخر البركاني كيمبرليت الذي يوجد في إمتدادات وفوهات البراكين القديمة. ومعظم نرسبات الماس توجد في أفريقيا, وخاصة جنوب أفريقيا, ناميبيا, بتسوانا, جمهورية الكونغو. كما يوجد أيضا في القطب الشمالي الروسي, البرازيل, وشمال وغرب أستراليا. أشهر أكاسيد الكربون على الإطلاق هو ثاني أكسيد الكربون CO2. وهو عنصر قليل من مكونات الغلاف الجوي, ويتم إنتاجه وإستهلاكه عن طريق الكائنات الحية. ويقوم ثانى أكسيد الكربون بتكوين حمض الكربونيك (H2CO3) بكميات قليلة في الماء, ولكن مثل معظم مركبات الكربون التي يكون بها كثير من الروابط الأحادية على مع الأكسجين على ذرة كربون واحدة فإنه لا يكون ثابت. وعلى هذا فإنه يكون هناك حالات وسيطة, وخلال هذه الحالات الوسيطة تنتج أيونات الكربونات. وهنام كثير من الأملاح على هيئة كربونات, ومن أهمها الكالسيت. ثانى كبريت الكربون CS2 أيضا من الكربونات المهمة. ومن الأكاسيد الأخرى أول أكسيد الكربون CO, والأكسيد الغير عادي للكربون C3O2. يتكون أول أكسيد الكربون بالإحتراق الغير كامل, وهو عديم اللون, والرائحة. وتحتوى هذه الجزيئات التي تحتوى على رابطة ثلاثية وهي جزيئات قطبية إلى حد ما, مما يؤدى لميلها للإرباط بجزيء الهيموجلبين, وعلى هذا فإن أول أكسيد الكربون من الغازات السامة. السيانيد CN-, له بناء مماثل ويتصرف مثل أيون الهاليدات, النيتريد (السيانوجين) (CN)2 أيضا متضمن في ذلك. ومع الفلزات القلوية يكون الكربون إما الكاربيدات C-, أو أسيتيليدات C2up 2-, وهذه تكون مع الميثان والأسيتيلين, وكلاهما حمض ضعيف. وكلهم له سالبية كهربيية 2.5, مثل الكاربوروندوم SiC, الذي يشبه الماس. تتكون الهيدروكربونات من سلاسل من ذرات الكربون, مشبعة بذرات الكربون. وتكون الزيوت المتطايرة لها سلاسل قصيرة. بينما الدهون لها سلاسل أطول, والشمع له سلاسل أكثر طولا. |
الفلزات القلوية هي سلسلة كيميائية للعناصر الموجودة في المجموعة الأولى في الجدول الدوري، باستثناء الهيدروجين وهي : ليثيوم، صوديوم، بوتاسيوم، روبيديوم، سيزيوم، فرنسيوم. وكل هذه العناصر نشيطة كيميائيا ولذا فمن النادر وجود أي عنصر منها في حالته المفردة ، فغالباً ما يحفظ في الزيت كي لا يتفاعل مع الهواء .
الفلزات القلوية لها لون فضي وهي صلبة كما أنها ذات كثافة قليلة، وتتفاعل بشدة مع الهالوجينات لتكوين ملح أيونى، وتتفاعل مع الماء لتكوين هيدروكسيد قلوي (قاعدي)، ولكن لا يكون ذلك إلا بعد تفجرات عنيفة !. ويكون لكل عناصر هذه السلسة إلكترون في غلافها الخارجي، ولذا فإنها تصل إلى وضع الطاقة الأفضل لها بغلاف إلكتروني ممتلئ عن طريق فقد إلكترون لتكوين أيون له شحنة موجبة قيمتها 1. عنصر الهيدروجين بإلكترونه الوحيد يوضع في أعلى المجموعة الأولى ولكنه ليس من الفلزات، بالإضافة إلى أنه يوجد في الطبيعة على هيئة غاز ثنائى الذرة. ولإزالة إلكترون الهيدروجين الخارجى يلزم كمية من الطاقة أكبر من الكمية اللازمة لتحريك الإلكترون الخارجي للفلزات. والهيدروجين يماثل الهالوجينات في أنه يحتاج إلى إلكترون لملئ غلاف الطاقة الخارجي له، وعلى هذا فيمكن اعتبار أن الهيدروجين يتصرف مثل الهالوجينات في بعض الظروف وينتج من ذلك شاردة (أيون) الهيدريد.وقد تم تحضير بعض المركبات من الهايدرايد وبعض الفلزات القلوية. تحت ظروف الضغط العالية مثل التي توجد في داخل كوكب المشتري، يمكن للهيدروجين أن يكون في صورة معدنية ويتصرف مثل الفلزات القلوية، راجع الهيدروجين المعدني. |
الفلزات القاعديه القلوية تظهر نزعة في اختلاف الخصائص عند التحرك إلى أسفل المجموعة على سبيل المثال ، تناقص في الكهرسلبية ، زيادة النشاط الكيميائي وتناقص في نقطة الانصهار والغليان. تزداد الكثافة عموما مع وجود استثناء ملحوظ بكون البوتاسيوم أقل كثافة من الصوديوم.
|
الصوديوم هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري ، له الرمز Na باللاتينية (Natrium) وله العدد الذري 11 (يسمى في الترجمات الحديثة الشَذْوَن، على وزن فَعْلَن من الشَذَا أي الملح، ذلك أنّه مكوّن رئيسيّ لملح الطعام، رمزه الكيميائي العربي شذ). الصوديوم لين ، شمعيّ لامع ونشط كيميائيا ، ينتمي للعناصر الفلزية القلوية ويحترق بلهب أصفر . يتفاعل في الهواء وشديد التفاعل مع الماء ، مما يجعله يحفظ في الزيوت أو مشتقات النفط.
كغيره من الفلزات القلوية ، الصوديوم لين ، خفيف ، لونه أبيض فضي ، نشط كيميائيا ولا يوجد في الطبيعة بشكل حر. الصوديوم يطفو في الماء ، كما يفكك جزيئات الماء محررا غاز الهيدرجين وأيونات الأكسجين. وإذا تم طحنه ليصبح مسحوقا ناعما، فإنه يشتعل بشكل تلقائي في الماء. ولكنه عادة لا يشتعل في الهواء بدرجات حرارة دون 388 كلفن. الصوديوم بشكله الفلزي جزء ضروري في صناعة ملح الإستر وتصنيع المركبات العضوية.كما أن هذا الفلز القلوي هو جزء من كلوريد الصوديوم NaCl (ملح الطعام) الضروري للحياة ، كما أن له استخدامات أخرى تشمل: * استخدامه في بعض السبائك لتحسين بنيانها. * في الصابون (سوية مع الأحماض الدهنية). * لجعل سطوح المعادن ملساء. * لتنقية المعادن المصهورة . * في مصابيح بخار الصوديوم، لإنتاج إضاءه كهربائية بفاعلية عالية جدا. |
إن الصوديوم معروف منذ زمن كجزء من مركبات كيميائية ، ولكن لم يتم الحصول عليه بشكل منفصل حتى عام 1807 على يد السير همفري ديفي عن طريق التحليل الكهربائي للصودا الكاوية. وفي العصور الوسطى في أوروبا كان استخدام مركب للصودا بالاسم اللاتيني sodanum شائعا لعلاج الصداع. والرمز Na يأتي من اللاتينية الجديدة لمركب شائع للصوديوم هو الناتريوم natrium ، والمشتق من اللفظة اليونانية nítron وهو نوع من الملح الطبيعي .
الصوديوم متوافر نسبيا في النجوم ، وطيفه الضوئي من بين الأبرز في أطياف ضوء النجوم. يشكل الصوديوم حوالي 2.6% من كتلة القشرة الأرضية مما يجعله في المرتبة الرابعة بين الفلزات القلوية من حيث الوفرة . يتم إنتاجه اليوم بشكل تجاري عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور لكلوريد الصوديوم الجاف تماما (ملح الطعام). هذه الطريقة هي الأقل تكلفة مقارنة مع الطريقة القديمة القائمة على تحليل الكهربائي لهيدوركسيد الصوديوم. الصوديوم بشكله المعدني يكلف ما بين 30 إلى 45 سنتا أمريكيا للكيلوجرام عام 1997 . وهو الأرخص بين الفلزات حسب الحجم. كلوريد الصوديوم ، المعروف بملح الطعام أو ملح المائدة ، هو أكثر مركبات الصوديوم شيوعا، ولكن الصوديوم موجود في معادن أخرى كثيرة ، مثل أمفيبول ، الكريوتيل ، الهاليت (ملح صخري) ، الزيوليت وغيرها . والصوديوم عنصر مهم في الصناعة ،مثل صناعة الزجاج ، التعدين ، الورق ، الصابون ، والاقمشة. والصابون بشكل عام عبارة عن ملح الصوديوم متحداً مع أحماض دهنية معينة. مركبات الصوديوم الأكثر أهمية هي كربونات الصوديوم (رماد الصودا) (Na2CO3) ، بيكربونات الصوديوم (صودا الخبيز) (NaHCO3) ، الصودا الكاوية (NaOH)، نترات الصوديوم (ملح بارود شيلي) (NaNO3) ،ثنائي وثلاثي فوسفات الصوديوم ، ثيوكبريتات الصوديوم (نظريا، Na2S2O3.5H2O) والبورق (Na2B4O7 · 10H2O). |
هناك ثلاثة عشر نظيرا للصوديوم تم اكتشافها. والنظير المستقر الوحيد هو Na-23. الصوديوم له نظيران مشعان ناتجان عن الأشعة الكونية هما (Na-22، بعمر نصف = 2.605 سنة; Na-24، بنصف عمر ≈ 15 ساعة).
مسحوق الصوديوم يشكل مادة شديدة الإنفجار في الماء ويكون ساما دون إتحاده مع مواد أخرى أو بإتحاده مع العديد من المواد . يجب التعامل مع هذا الفلز بشكل حذر دوما. يجب حفظ الصوديوم إما في جو لا يتفاعل معه ، أو في مشتقات النفط. تلعب أيونات الصوديوم أدوار متنوعة في العديد من العمليات الفسيولوجية في الجسم الحي. الخلايا الإستثارية ، على سبيل المثال ، تعمتد على إدخال أيونات الصوديوم الموجبة Na+ لإزالة الإستقطاب . انتقال الإشارات العصبية في الجهاز العصبي المركزي للبشر مثال على ذلك . |
البوتاسيوم أو الكاليوم بالاتينية هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري ، يرمز له بالرمز k وعدده الذري 19 . تعود تسمية الكاليوم إلى أصلها العربي الأندلسي "القلجة" و تعني رماد النباتات، و تم ترجمتها إلى الاتينية بإسم "كالي" لتأخذ النهاية اللاتينية المعتادة "يوم" لتصير التسمية كاليوم. المغنسيوم أو المغنيزيوم (بالإنجليزية: Magnesium) (ولفظه الإنجليزي (mægˈniːziəm)) هو عنصر كيميائي فلزي في الجدول الدوري ، رمزه الكيميائي Mg باللاتينية وعدده الذري 12 ، ترتيبه بين العناصر من حيث الوفرة في الطبيعة هو الثامن ، ويشكل 2% من القشرة الأرضية. يسمى في الترجمات الحديثة الدَلْصَن، على وزن فَعْلَن من الدَلِيص أي البريق، ذلك أن احتراقه ينتج شعلة برّاقة، رمزه الكيميائي العربي د. هنالك عدة اقتراحات مختلفة في المصادر حول أصل تسمية المغنسيوم: * من الإغريقية μαγνησιη λιθός بمعنى حجر المغناطيس. * من مغنيسيا، وهي منطقة في شرق اليونان. * من مغنيسيا، وهي مدينة في آسيا الصغرى، في المنطقة التي تتبع تركيا الآن. |
عرفت مركبات المغنسيوم منذ مئات السنين وذلك قبل الحصول على الفلز بشكله النقي. يعد الفيزيائي والكيميائي الإسكوتلندي جوزيف بلاك أول من عمل على مركبات المغنسيوم بشكل علمي وذلك في القرن الثامن عشر. اكتشف جؤزيف بلاك عام 1755 الفرق بين الحجر الكلسي (كربونات الكالسيوم) وبين كربونات المغنسيوم Magnesia alba في عمله De humore acido a cibis orto et Magnesia alba ، حيث أنه كان يتم الخلط بينهما كثيرا تلك الأيام، وأوضح أن Magnesia alba هي كربونات لعنصر جديد. لذلك يعد بلاك أحيانا أنه مكتشف عنصر المغنسيوم، على الرغم من أنه لم يحصل على الشكل الحر منه على الإطلاق.
تمكن السير همفري ديفي عام 1808 من الحصول على المغنسيوم من خلال التحليل الكهربائي لهيدروكسيد المغنسيوم الرطب باستعمال عمود فولتا، لكنه لم يكن نقيا إنما حصل عليه على شكل ملغمة (خليطة مع الزئبق)، لأنه استخدم مهبط من الزئبق. أظهر ديفي بهذه العملية أن المغنيسيا أكسيد لفلز جديد، أسماه المغنيوم Magnium والتي تحورت إلى المغنسيوم. في عام 1828 نجح الكيميائي الفرنسي أنطوان بوسي من الحصول على المغنيسيوم النقي ولكن بكميات قليلة وذلك من خلال تسخين كلوريد المغنيسيوم بوجود الكالسيوم كعامل اختزال (مرجع). أما مايكل فاراداي فهو أول من تمكن من الحصول على المغنيسيوم من خلال التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد المغنيسيوم وذلك عام 1833. نظراً للمقدرة الكبيرة للمغنسيوم على الدخول في التفاعلات الكيميائية فإنه لا يوجد في شكله الحر. يوجد المغنسيوم في الطبيعة على شكل مركبات في كل من: ماء البحر ويكون المغنسيوم إما في صورة كلوريد المغنسيوم ( MgCl2 ) والذي يحتوي على 21% مغنسيوم. أو في مركب الكارناليت ( KMgCl3-6H2O ) والذي يحتوي على 9% مغنسيوم. أشهر طريقة لاستخراج عنصر المغنسيوم من البحر هي طريقة داو حيث يؤتى بالجير المستخرج من صخور الدلوميت وتمزج مع ماء البحر المحتوي على كلوريد المغنسيوم فيتفاعلان مع بعض وينتج كلوريد الكالسيوم وكربونات المغنسيوم MgCl2 + CaCO3 → MgCO3 + CaCl2 المركب الأخير غير منحل بالماء فيفصل عن المزيج ويصفى ثم يفاعل مع حمض الهيدروكلوريك فيتكون كلوريد المغنسيوم الذي يكون الآن بشكل منفصل عن بقية الأملاح بالإضافة إلى الماء. MgCO3 + 2HCl → MgCl2 + CO2 + H2O يبخر الماء فيتبقى كلوريد المغنسيوم الذي يتم صهره عند درجة حرارة 710 درجة سيليزية ثم تتم عملية تحليل كهربائي للمصهور فنحصل على مغنسيسوم وغاز الكلور |
يمكن الحصول على الفلز النقي بإحدى طريقيتين:
* التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد المغنسيوم في خلايا داونز: تتألف خلايا داونز من وعاء كبير مصنوع من الحديد، يتم تسخينه من الأسفل. تستعمل قضبان من الغرافيت مدلاة من الأعلى كمصعد (أنود) والتي تحيط بالمهبط (الكاثود) الذي يكون على شكل حلقي. يسحب المغنسيوم النقي من المصهور الملحي، في حين أن غاز الكلور المتشكل فإنه يتجمع في الجزء الأعلى من الخلية، ويسحب من أجل استخدامه مرة أخرى في تحضير كلوريد المغنسيوم MgCl2 من أكسيد المغنسيوم MgO. من أجل تخفيض نقطة انصهار كلوريد المغنسيوم يتم إضافة كل من كلوريد الصوديوم وكلوريد الكالسيوم للمصهور. * الاختزال الحراري لأكسيد المغنسيوم طريقة بيدجن Pidgeon process: في وعاء من فولاذ الكروم والنيكل يملأ بكل من الدولوميت والباريت اللذان يحرقان بوجود عامل اختزال (مختزل أو مرجٍع) مناسب مثل السيليكون الحديدي Ferrosilicon أو فحم الكوك أو كربيد الكالسيوم CaC2. ثم يتم تخلية وعاء التفاعل من الغازات المتشكلة ويسخن إلى 1160°س. يتكاثف بخار المغنسيوم المتشكل على مصائد التبريد التي هي عبارة عن قضبان مبردة بالماء خارج الفرن. تتم إعادة تنقية المغنسيوم وذلك بالتقطير تحت الفراغ. تعد طريقة بيدجن من الطرق المهمة في وقتنا الحالي لإنتاج المغنسيوم وتستعمل بشكل واسع في الصين، حيث أنه في عام 2007 تم إنتاج حوالي 653,000 طن من المغنسيوم النقي في الصين. |
يستخدم في صنع بعض أنواع الطائرات حيث انه اخف الفلزات رغم ذلك لم يجد المغنسيوم الاهتمام الكبير لاستخلاصه واستخدامه حتى عهد قريب وربما يرجع ذلك إلى عدة اسباب من بينها :
1- تكلفة الإنتاج العالية نسبيًا . ولكن امكن التغلب على هذه المشكلة بزيادة الإنتاج واستمرار البحث في تخفيض التكلفة بتحسين طرق الإستخلاص وتطويرها . 2- تفاعلية المغنسيوم الكيميائية العالية ونشاطه الكيميائي الكبير قد جعلا من الصعب الاحتفاظ به في صورة منفردة بعد استخلاصه ، كما يصعب استخلاصه في صورته المنفردة ، ولكن تطوير السبائك المختلفة في الوقت الراهن قد قضى على هذه المشكلة حيث لا يحتفظ بالمغنسيوم في صورة منفردة إنما يصنع في صور سبائكية . 3- عدم تطوير طرق تصنيع وتشكيل مناسبة لهذا الفلز ، نظرًا لنشاطه الكيميائي السريع حتى عند درجات الحرارة المتوسطة والمعتدلة إضافة إلى إنخفاض مطيليته مقارنة بالفلزات الأخرى . 4- يشكل المغنسيوم مصدر خطورة عند وجوده أو خزنه في اماكن التخزين العادية نظرًا لتفاعله واكسدته السريعة واشتعاله لمجرد الأحتكاك البسيط أو تعرضه لأي لهب ، وهذا يمنع استخدامه في صورة منفردة ، ولكن بعد تطوير سبائك المغنسيوم المختلفة اختفت تلك المشكلة . ولقد بدأ الاهتمام الشديد والاقبال المتزايد على هذا الفلز أثناء الحرب العالمية الثانية ، وشجع على ذلك الحاجة الملحة إلى المغنسيوم للاستخدام في الصناعات الحربية المختلفة . تتوفر كميات ضخمة من خامات المغنسيوم في القشرة الأرضية – والمغنسيوم هو ثاني فلز انتشارًا في القشرة الأرضية بعد الألومنيوم - إضافة إلى مصدر آخر لا ينضب وهو ماء البحر . |
الكالسيوم هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري للعناصر له العدد الذري 20, والرمز Ca. معدن ارضي قلوي لونه رمادي خفيف، و يستخدم كعامل مخفف لإستخلاص الثوريوم و اليورانيوم. و هو العنصر الخامس من ناحية الوفرة على قشرة الأرض. و يعتبر معدنا أساسي للكائنات الحية و ذلك لدوره المهم في وضائف الخلايا الحية.
الكاسيوم يحترق مكوننا لهب ذو لون احمر مائل إلى الصفرة، و هو يكون طبقة بيضاء سطحية عند تعرضه للهواء. يتفاعل مع الماء مكوننا هيدروكسيد الكالسيوم و مطلقا الهيدروجين. و يتم استخلاص الكالسيوم عن طريق التحليل الكهربائي لفلورايد الكالسيوم. الكالسيوم هو عنصر أساسي من الحمية الصحية. و نقصه يؤدي إلى مشاكل في تكوين العظام و الاسنان، بينما تؤدي زيادة جرعته إلى تكوين حصى الكلى. و يحتاج الجسم إلى فيتامين دي حتى يتمم عملية امتصاص الكالسيوم. منتجات الالبان هي أحد المصادر الأساسسية و الغنية بهذا المعدن. و هو أيضا متوفر بشكل جيد في الفاصولياء و البندق، خاصة عند تناولها نيئة. و يتواجد أيضا في الخضار، خبز القمح الكامل، السمك و أعشاب البحر. الاستخدانات الأخرى تشمل: * عامل مهبط أثناء استخلاص المعادن الأخرى مثل اليورانيوم و الثوريوم. * عامل مزيل للأكسجين الكبريت و الكربون من الفلزات الحديدية و غير الحديدية. * يستخدم في إنتاج الالومنيوم، النحاس، الرصاص، الماغنيسيوم و البريليوم. * يستعمل لإنتاج الاسمنت البناء و الملاط. |
الكالسيوم هو عامل التخثر 4 . وهو يساعد على إكمال طريق إرسال الإشارة في الصفيحات الدموية ويتم استخراجه من الـEndoplasmic Reticulum عن طريق استقبال [[IP3]] من قبل [[مستقبل IP3]] على غشاء الـ Endoplasmic Reticulum
الكالسيوم (كلمة لاتينية calx, و تعني الكلس ) تم استخلاصه لأول مرة بواسطة السير همفري دافي في عام 1808 عن طريق التحليل الكهربائي لخليط من الكلس و اكسيد الزئبق. أكسيدالكالسيوم (الجير الحي) (CaO) يستخدم في الكثير من العمليات في المصافي الكيميائية و هو يصنع عن طريق تسخين حجرالكلس و إضافة الماء بحذر اليه. عند خلط الجير الحي مع الرمل يتكون ملاط البناء، و هو أيضا عنصر مهم جدا لتكوين اسمنت البورتلاند. عندما يرشح الماء من خلال صخور الحجر الكلسي، يذيب قسما من هذه الصخور مكوننا ممرات و كهوف و تشكيلات صواعد و هوابط كما هو الحال في مغارة جعيتا في لبنان. و الماء الناتج هو ماء عسر. من المكونات المهمة أيضا : نيترات الكالسيوم، كلوريد الكالسيوم و غيرها. للكالسيوم ست نظائر مستقرة، اثنان منها متواجدة بشكل طبيعي: Ca-40 الثابت و Ca-41 المشع و بمدة نصف حياة تساوي 103،000 سنة. 97% من الكالسيوم هو من نوع Ca-40 |
الهيليوم He هو عنصر كيميائي لا لون له ولا رائحة وعديم الطعم (يسمى في الترجمات الحديثة النَّهْرَن، على وزن فعلن من نَهَرَ أي سال بقوّة، ذلك أنّه مستعمل في نقل الحرارة في المفاعلات النووية وفي صناعة غازات تنفس الغواصين وفي صناعة موائع التبريد، رمزه الكيميائي العربي نه). يـأتي بعد الإيدروجين مباشرة في الجدول الدوري للعناصر . تحتوي نواة ذرته في الغالب علي 2 بروتون و 2 نيوترون .
كما يوجد له نظير تحتوي نواته 2 من البروتونات و 1 بروتون . وهو من العناصر الخاملة أو النبيلة (الغازات النادرة)، وبسبب خموله الكيميائي لا توجد جزيئات له ، فهو يوجد دائما في صورته الذرية . له أقل درجات الغليان والانصهار مقارنة ببقية العناصر ، وهو لا يوجد إلا في الحالة الغازية باستثناء ظروف خاصة جدا، ثاني أكثر العناصر انتشارا في الكون ، وكميات ملموسة منه على الأرض موجودة فقط في الغاز الطبيعي، يستخدم في تطبيقات علوم درجات الحرارة شديدة الانخفاض وفي أنظمة تنفس الغواصيين ، ولنفخ البالونات ، الهيليوم غاز غير سام وليس له تأثير بيولوجي على الكائنات الحية. لوحظ الهيليوم لأول مرّة عام 1868 بسبب خط أصفر لامع في الطيف الضوئي للشمس لاحظه الفلكي الفرنسي بيير جانسين أثناء حدوث كسوف شمسي في الهند. وفي ذات العام لاحظ الفلكي الإنجليزي نورمان لوكير نفس المقطع الأصفر من الطيف الضوئي للشمس واستنتج أن هذا الطيف الضوئي سببه عنصر غير موجود على الأرض. فأطلق عليه سوية مع العالم الإنجليزي إدوارد فرانكلاند الاسم الإغريقي للشمس هيليوس. وفي 1895، استطاع العالم البريطاني ويليام رامساي أن يعزل الهيليوم على الأرض بمعالجة الكليفيت بأحماض معدنية، وشخصت هذه العينات على أنها هيليوم من قبل لوكير والفيزيائي البريطاني ويليام كروكس. وفصل أيضا بتجربة منفصلة باستخدام الكليفيت في نفس العام على يد الكيميائي السويدي بير تيودور كليفي ونيلز لانجليت. |
في عام 1905، اكتشف العالمان الأمريكيان هاميلتون كادي وديفيد مك فارلاند أن الهيليوم يمكن استخلاصه من الغاز الطبيعي. وفي 1907، طرح إرنست رذرفورد وتوماس رويدز أن جسيم ألفا هو نواة الهيليوم. أسيل الهيليوم لأول مرّة على يد الفيزيائي الدنماركي هايكه كاميرلنجث أونيس عام 1908 بتبريد الغاز لأقل من درجة كلفن واحدة، وحول إلى الحالة الصلبة أول مرّة عام 1926 على يد تلميذ هايكه، ويليام هيندريك كيسوم. وفي 1938 اكتشف العالم الروسي ليونيدوفيش كابيتسا أن نظير الهيليوم-4 عديم اللزوجة تقريبا في درجات قريبة من الصفر المطلق، وهي الظاهرة التي تعرف اليوم بفوق الميوعة. وفي عام 1972، لوحظت نفس الظاهرة لدى النظير هيليوم-3 على يد الفيزيائيين الأمريكييين دوغلاس أوشيروف وديفيد لي وروبرت ريتشاردسون. تحت درجة الحرارة والضغط القياسيين، يوجد الهيليوم في الحالة الغازية فقط. وهو لا يتحول إلى الحالة الصلبية إلا تحت ضغوط كبيرة، والذي بتغيره يتغير حجم المادة الصلبة. وفي درجة حرارة دون درجة غليان الهيليوم 4.21 كلفن، وفوق "نقطة لامدا" 2.1768 كلفن، يكون النظير هيليوم-4 في حالة السيولة العادية وتسمى هيليوم I، ولكن تحت "نقطة لامدا"، يكون للهيليوم خواص فيزيائية غريبة، ويسمى عندها بهيليوم II، ومثل هذه الخواص الفيزيائية غير واضحة عند النظير هيليوم-3. هيليوم II له خصائص سائلين، أحدهما سائل عادي والآخر عديم اللزوجة، فلا احتكاك داخلي بين جزيئاته، وله حركة جريان سريعة، وله موصلية كهربائية أعلى من أي مادة أخرى، وتنتقل فيه الحرارة على شكل موجات. |
الهيليوم عنصر خامل كيميائيا تحت كل الظروف العادية. ولكن تحت ظروف كهربائية معينة يمكن للهيليوم أن يكون مركبات مع التنجستن، واليود، والفلورايد والكبريت والفوسفور.
هناك 8 نظائر معروفة للهيليوم، ولكن النظيرين هيليوم-3 وهيليوم-4 هما الوحيدين المستقرين، فالبقية لها نشاط إشعاعي، وتتحول بسرعة إلى عناصر أخرى. أكثر النظائر انتشارا هو هيليوم-4، وهو يتكون من إشعاع ألفا من عناصر مشعة أثقل، فنواته عبارة عن جسيم ألفا، وهي بالعادة نواة مستقرة، أما النظير هيليوم-3 فهو نادر على الأرالهيليوم ثاني أكثر العناصر انتشارا في الكون المعروف بعد الهيدرجين، ويشكل حوالي ربع كتلة الكون. ووجوده يتركز في النجوم، حيث أنه يتكون هناك من اتحاد ذرات الهيدرجين، وحسب نظرية الانفجار العظيم، تكون أغلب الهيليوم في الدقائق الثلاث الأولى بعد الانفجار. أما على الأرض ، فإن الهيليوم يشكل جزء واحد من 200 ألف جزء، وذلك يعود بشكل رئيسي إلى تطاير الهيليوم إلى الفضاء الخارجي، وكميات الهيليوم الملموسة الموجودة على الأرض ناتجة عن التحلل الإشعاعي للعناصر الكيميائية، أما أكبر تركيزاته فموجودة مع الغاز الطبيعي ومنها يستخرج معظم الهيليوم للاستخدامات التجارية، وتعتبر آبار الغاز في ولايات تكساس، أوكلاهوما وكنساس الأمريكية المصدر الرئيسي لهذا الغاز في العالمض وهو ينتج من إشعاع بيتا من التريتيوم. |
الهيليوم ثاني أكثر العناصر انتشارا في الكون المعروف بعد الهيدرجين، ويشكل حوالي ربع كتلة الكون. ووجوده يتركز في النجوم، حيث أنه يتكون هناك من اتحاد ذرات الهيدرجين، وحسب نظرية الانفجار العظيم، تكون أغلب الهيليوم في الدقائق الثلاث الأولى بعد الانفجار.
أما على الأرض ، فإن الهيليوم يشكل جزء واحد من 200 ألف جزء، وذلك يعود بشكل رئيسي إلى تطاير الهيليوم إلى الفضاء الخارجي، وكميات الهيليوم الملموسة الموجودة على الأرض ناتجة عن التحلل الإشعاعي للعناصر الكيميائية، أما أكبر تركيزاته فموجودة مع الغاز الطبيعي ومنها يستخرج معظم الهيليوم للاستخدامات التجارية، وتعتبر آبار الغاز في ولايات تكساس، أوكلاهوما وكنساس الأمريكية المصدر الرئيسي لهذا الغاز في العالم. تتركز أسباب تطبيقات استخدام الهيليوم دون غيره في بعض المجالات إلى كونه غازا خاملا لا يتفاعل بسهولة إضافة إلى عوامل أخرى. * يستخدم الهيليوم للمناطيد الضخمة والبالونات، لأنه أخف من الهواء فهو ثاني أخف غاز موجود، كما أنه لا يحترق أو ينفجر مما يجعل منه خيارا مناسبا لمثل هذا التطبيق. * صوت الإنسان الذي استنشق هواء فيه تركيز ملموس من الهيليوم، يصبح عالي الدرجة (من النعومة والجهارة، فيسمع كان فيه شيء من التزمير)، وذلك يعود إلى أن سرعة الصوت في الهيليوم أكبر بثلاث مرات من سرعته في الهواء العادي، مما يؤدي إلى زيادة تردده عند وصول موجات الصوت إلى الهواء العادي، ولكن التعرض لاستنشاق تركيزات عالية من الهيليوم قد تودي بالحياة بسبب نقص الأكسجين. * يستخدم خليط الهيليوم مع الأكسجين والنيتروجين لملء قوارير هواء تنفس الغواصين في الأعماق الكبيرة لأنه يساعد في منع التسمم الأكسجيني والاستبدال النيترجيني (دخول النيتروجين إلى الدم بدل الأكسجين الأمر الذي يؤثر على عمل الأعصاب ويعطي تأثيرا شبيها بالسُكر) تحت ضغوط الأعماق الكبيرة. * يستخدم الهيليوم في بيئات تنمية البلورات الدقيقة في الظروف الحساسة لأنه لا يتفاعل ولا يؤثر في تركبها. * يستخدم الهيليوم للمساعدة في ضغط الوقود الغازي المسال (كالهيدرجين السائل)، وذلك لأنه لا ينفجر تحت ضغوط أو درجات حرارة عالية. |
النيون(Ne) هو عنصر كيميائي من الغازات النبيلة (الغازات الخاملة، الغازات النادرة) التي تتصف بأنها إذا ما أضيفت إلى مصباح ضوئي زادت من توهجه وأعطته بريقاً مختلفاً، كما أنه غاز خامل ينتشر في طبقات الجو العليا، كما يستخدم في ملء أنابيب المصابيح (يسمى في الترجمات الحديثة السَنْوَن، على وزن فَعْلَن من سَنَا البرقُ: أضاء والنارُ: علا ضوؤها، ذلك أنّه غاز مستعمل في الإضاءة، رمزه الكيميائي العربي سن).
.الفلور (F. Fluorine) (الاسم مشتق من اللاتينية "fluere" والتي تعني السريان) هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري يرمز له بالرمز F وعدده الذري 9، ويكون في الحالة الغازية في درجة الحرارة العادية (يسمى في الترجمات الحديثة الفَرْيَن، على وزن فَعْلَن من فَرَى: الأرضَ: شقّها، قطعها سيرا، ذلك أنه عنصر كيميائي نشيط مؤكسد، رمزه الكيميائي العربي فر). له تأثير سام على الكائنات الحية. لونه أصفر مخضر شاحب، غاز أحادي التكافؤ وهو أكثر الهالوجينات الغازية نشاطا. والفلور النقي خطرا جدا . |
الفلور النقي غاز أصفر شاحب أكال وعامل مؤكسد قوي. وهو أكثر العناصر نشاطية وسالبية كهربية على الإطلاق، ويكون مركبات بسرعة مع العناصر الأخرى. يتحد الفلور مع الغازات النبيلة مثل الكربتون، والزينون، والبرادون. حتى في الظلام، والبرودة، يتفاعل الفلور بشدة مع الهيدروجين. وهو نشط لدرجة أنه لا يوجد في حالته العنصرية وله انجذاب لمعظم الفلزات، بما فيها السيليكون، ولذلك لا يمكن تحضيره أو تخزينه في آنية زجاجية. في الهواء الذي يحتوى على بخار الماء يتفاعل بسرعة مع الماء لينتج حمض هيدروفلوريك شديد الخطورة.
يستخدم الفلور في إنتاج اللدائن ذات الأحتكاك القليل مثل التيفلون، وفي الهالون ألكانات مثل الفريون. ومن استخداماته الأخرى: * حمض الهيدروفلوريك (HF) يستخدم للحفر على الزجاج في المصابيح والمنتجات الأخرى. * الفلور أحادي الذرة يستخدم في رماد البلازما في تصنيع أشباه الموصلات. * ومع مركباته يستخدم الفلور في إنتاج اليورانيوم (من الهيكسافلورايد)، وفي أكثر من الكيمويات الفلورية، منها اللدائن التي تتحمل درجة الحرارة العالية. * يستخدم هيدرو كلورو فلورو كربون بكثرة في مكيفات الهواء وفي التبريد. وقد تم حظر استخدام كلورو فلورو كربون نظرا لوجود شك في أنه سبب في ثقب الأوزون. * سادس فلوريد الكبريت خامل للغاية (وعلى غير عادة مركبات الفلور) غير سام. وهذه المجموعة من المركبات فعالة ومهمة في الصوب الزجاجية. * بوتاسيوم هيكسا فلورو ألومينات، والذي يسمى أيضا كريوليت يستخدم التحليل الكهربي للألومنيوم. * فلوريد صويوم يستخدم كمبيد للحشرات، وخاصة الصراصير. * بعض أوان الفلوريدات تضاف لمعجزن الأسنان، كما أنها تضاف للمياه العمومية لمنع تسوس الأسنان. * كما أن الفلور كان يستخدم قديما للمساعدة في إذابة مصهور المعادن، ومن ثم فلور-18 النظير النشيط إشعاعيا الذي ينبعث منه البوزيترونات، غالبا ما يستخدم في التصوير بإنبعاث البوزيترون نظرا لأن له فترة عمر نصف تبلغ 110 دقيقة. دارت بعض الأبحاث – متضمنة علمء الفضاء الأمريكان في أوائل الستينات من القرن العشرين- بدراشة الفلور في حالته العنصرية ليكون وقود للصواريخ نظرا لقوة دفعه الفائقة. وقد فشلت هذه التجارب نظرا لصعوبة التعامل مع الفلور. |
الفلور في شكل الفلورسبار (فلوريد كالسيوم|فلوريد الكالسيوم]]) تم وصفه عام 1529 بواسطة جورج أجريكولا لاستخدامه كصهور، وهي المادة التي تستخدم لدفع عملية إنصهار المعادن والأملاح. وفي عام 1670 وجد شواندهارد أن الزجاج يحدث به حفر عند تعرضه للفلورسبار الذي تم معالجته بحمض. وقد قام كثيرون بتجارب على حمض الهيدروفلوريك، الذي يتم الحصول عليه بسهولة بمعاملة فلوريد الكالسيوم (فلورسبار) بحمض كبرتيك مركز، ومنهم كارل شيلي، همفرى دافي، جوزيف لويس جاى-لوساك، أنتونى لافوازير، لويس ثينارد.
وتم أخيرا اكتشاف أن حمض الهيدروفلوريك به عنصر لم يكتشف بعد. وهذا العنصر لم يتم عزله لعدة سنين بعد ذلك نظرا لنشاطه الفائق- وعند فصله من مركباته بصعوبة بالغه فإنه يهاجم المادة الباقية من المركب في الحال. وأخيرا في عام 1886 تم عزل الفلور عن طريق هنرى مويسان بعد 74 عام تقريبا من المحاولات. وقد كلفت هذه المحاولات عديد من الباحثين صحتهم، أو حتى حياتهم، وقد حصل مويسان على جائزة نوبل في الكيمياء عام 1916. وأول إنتاج كبير للفلور كان عند إنتاج القنبلة الذرية مشروع مانهاتن في الحرب العالمية الثانية حيث تم استخدام المركب هيكسا فلوريد اليورانيوم (UF6) لعزل U-235، و U-238نظائر اليورانيوم. وفي هذه الأيام يتم استخدام (UF6) الغازي في عمليتي الإنتشار الغازي، وطرد الغاز مركزيا لإنتاج اليورانيوم الغني للتطبيقات التي تستخدم القوة النووية. |
يحل الفلور في كثير من الأحيان محل الهيدرجين في المركبات العضوية، ولذلك فإن الفلور يتمكن من الدخول في عدد هائل من المركبات. مركبات الفلور وبينها لاغازات النبيلة تم تصنيعها لأول مرة عن طريق نيل بارتليت في عام 1962 – زينون هيكسا فلورو بلانتينات XePtF6 كان اولها. ثم تم تصنيع فلوريدات الكرتون والرادون بعد ذلك.
هذا العنصر تم الحصول عليه من فلوريت، كريوليت، فلوروأباتيت شاهد أيضا: فلورو كربون يجب التعامل مع الفلور وHF بحرص شديد ولا يجب أن يكون لهما أى تلامس مع الجلد والعين. ويجب تخميد كل المعدات قبل إستخدمها معهم. كل من الفلور في حالته العنصرية، وأيون الفلوريد في غاية السمية. والفلور له رائحة لاذعة مميزة ويمكن تمييزها في التركيزات القليلة حتى 20 nL/L. وينصح بان يكون أقصى تركيز لتعرض الشخص البالغ له لفترة عمل تبلغ 8 ساعات 1 µL/L(جزء في المليون بالحجم)، أى أقل من سيانيد الهيدروجين. وعموما، فإن التعامل آمن مع الفلور يمكن من نقله بكميات كبيرة يدخل الفلور في تركيب مينا الأسنان والبناء العظمي كما يسهل عملية امتصاص الجسم للعناصر الأخرى مثل الكالسيوم والماغنسيوم وأيضاً يساعد على إبطاء هشاشة العظام. والنقص في عنصر الفلور يؤدي إلى حالات التواء العمود الفقري وتأخر التئام العظام المكسورة بالإضافة إلى تسوس الأسنان، ونذكر أن الزيادة في نسبة الفلور تؤدي إلى إصابة الأسنان ببقع غامقة اللون. ومصادر الفلور في غذاء الإنسان تشمل مشروب الشاي وبعض أصناف المياه المعدنية والأسماك البحرية. |
الأكسجين هو أحد العناصر الكيميائية الموجودة في الجدول الدوري وله الرمز O ورقم ذري 8 (يسمى في الترجمات الحديثة الصَّدْأَن، على وزن فعلن من الصَّدَأ، ذلك أنّه السّبب في صدأ الحديد ونحوه، رمزه الكيميائي العربي أ). هذا العنصر شائع للغاية ، ولا يوجد فقط على الأرض ولكن في كل الكون, وغالبا يكون مرتبطا مع عناصر أخرى. الأكسجين غير المرتبط (وغالبا ما يطلق عليه الأكسجين الجزيئي, O2) يوجد في أول الأمر على سطح الأرض كناتج لعمليات التأيض للبكتريا ثم تواجد الأكسجين الحر في الغلاف الجوي بعد ذلك في العصر الجيولوجي وحتى الآن ينتج بوفرة من النبات, والتي تنتج الأكسجين خلال عمليات البناء الضوئي وهو يشكل 20% العناصر موجودة في الهواء.
في ظروف الحرارة والضغط القياسية ، يتواجد الأكسجين في الحالة الغازية يتكون الأكسجين من جزيئات ثنائية الذرة لها الشكل O2 . ويكون O2 له شكلان حسب الطاقة : الشكل ذو الطاقة الأقل ، غالبا ما يكون أحاى الرابطة راديكال ثنائي أكسجين ثلاثي ، والشكل ذو الطاقة الأعلى ، يكون جزيء ثنائي الرابطة أحادى الأكسجين . وهذه الطبيعة للراديكال الثنائي يعزى إليها التغير في الطبيعة الكيميائية . الأكسجين مركب أساسي للهواء ، يتكون من النباتات خلال عمليات البناء الضوئي ، وهو مهم للتنفس في الكائنات الحية التي تعتمد على الهواء في تنفسها . . |
الأكسجين السائل والصلب لهما لون أزرق فاتح وكلاهما مغناطيسي مساير (بارا مغناطيسي) قوى . يتم الحصول على الأكسجين السائل غالبا من التقطير الجزئي للهواء المسال . وكل من الأوزون O3 الصلب والسائل له لون أزرق غامق والاوكسجين له فوائد كثيرة. تم اكتشاف شكل اخر متأصل للأكسجين وهو الأكسجين الرباعي (O4), وهو مادة صلبة ذات لون أحمر غامق ويتم الحصول عليه بتأثير الضغط على الأكسجين O2 بمقدار 20 GPa . وتم دراسته ليتم استخدامه في وقود الصواريخ والتطبيقات المشابهه ، وهو مادة مؤكسدة أقوى من O2 أو O3. يتم استخدام الأكسجين بكثرة كمادة مؤكسده ، ولا يوجد عنصر أعلى منه في السالبية الكهربية سوى الفلور . ويتم استخدام الأكسجين السائل كمادة مؤكسدة في دفع الصواريخ .كما أن الأكسجين أساسي في عمليات التنفس ، ولذا فإن له دور أساسي في الطب . كما أن متسلقى الجبال ومن يقومون باستخدام الطائرات يكون لديهم إمدادات إضافية من الأكسجين . ويستخدم الأكسجين أيضا في اللحام . وفى صناعة كل من الصلب وميثانول . الأكسجين من العناصر التي تثير ابهجة ، ولذا فإنه يتم استخدامه في المنتجعات حتى الأوقات الحديثة . كما يلاحظ وجود أعمدة الأكسجين حتى الآن في الحفلات . في القرن التاسع عشر كان يتم خلطه مع أكسيد النيتروز لعمل نوع من أنوع المسكنات ، ويتم استخدام نوعية من هذه المسكنات إلى الآن . |
اكتشف الأكسجين الأول في الصين القديمة عام 800 قبل الميلاد. وقد افترض مكتشفه زو زينج هونج، وجوده عن طريق تسخين النيتر. وقد افترض أن هذا الغاز هو إكسير الحياة .
وأعيد بعد ذلك اكتشاف الأكسجين عن طريق عالم الصيدلة السويدي كارل ويليم شيلى تقريبا قبل عام 1773 ، ولم يتم نشر اكتشافه قبل الاكتشاف المستقل للعالم جوزيف بريستلى في الأول من أغسطس عام 1774 والذي أطلق على الغاز اسم معاكس الفلوجستون (شاهد الفلوجستون . وقام بريستلى بنشر اعماله عام 1775 وشيلى عام 1777 ، وعادة ما يأخذ بريستلى الاهتمام لأنه قام بالنشر أولا . و أطلق أنطوان لافوازييه على الغاز اسم أوكسجين في عام 1778 ميلادى. و كما ذكر أعلاه الاسم مشتق من كلمتين إغريقيتين و هما أوكسى بمعنى حامض الطعم أو مَضِر و جين و معناها ما يَنتُج عن الشىء (متسسب ) و أيضا ما يُنتِج الشىء (مسبب). و قد اختار لافوازييه هذه الاشتقاق اللغوى نظرا للإعتقاد السائد آنذاك (خاصة بعد اكتشافات بريستلى عام 1775) بأن جميع الأحماض تحتوى على الأكسجين، و قد صحح هذا الإعتقاد بعد عدة إعادات لتعريف المواد الحمضية. الكلمة أكسجين تم إشتقاقها من كلمتان إغريقيتان أكسى وتعنى حمض ، جينوماى متسبب . واختير هذا الاسم نظرا في القرن الثامن عشر نظرا لأنه كان يعتقد أن كل الأحماض تحتوى على أكسجين . تعريف الحمض غير بعد ذلك إلى أنه لا يجب احتواء الحمض على أكسجين في تركيبه الجزيئى . |
يعتبر الأكسجين أحد مقومات الحياة الرئيسية حيث يدخل بكثير من الامور مثل الماء الذي يعتبر عصب الحياة.
الأكسجين هو ثانى أكبر مكون للغلاف الجوي ( 20.947 % بالحجم ) نظرا لأن الأكسجين له كهرسالبية ، فإنه يكون روابط كيميائية مع كل العناصر الأخرى تقريبا ( وكان ذلك أصل كلمة أكسدة ) . العناصر القليلة التي إستطاعت الهروب من الأكسدة هي الغازات النبيلة . وأكثر الأكاسيد شهرة هو ثانى أكسيد الهيدروجين أو الماء H2O). كما أن هناك مركبات أخرى مشهورة تتضمن الكربون والأكسجين مثل ثانى أكسيد الكربون (CO2), الكحولات(R-OH), ألدهيد (R-CHO), والأحماض الكربوكسيلية (R-COOH). كما أن الراديكالات المتأكسدة مثل كلورات (ClO3−), بيركلورات (ClO4−), كرومات (CrO4up2−), ثنائي كرومات (Cr2O7up2−), برمنجنات (MnO4−), والنيترات (NO3−) عوامل مؤكسدة قوية . وهناك فلزات عديدة مثل الحديد ترتبط مع الأكسجين أكسيد حديد ثلاثي (Fe2O3). أوزون (O3) يتكون بالتفريغ الكهرستاتيكي في وجود الأكسجين الجزيئي . جزيء الأكسجين الثنائي (O2)up2 معروف ويتواجد كمكون بسيط في الأكسجين السائل . إيبوكسيد هو إثير تكون ذرة الأكسجين فيه جزء من حلقة ثلاثية الذرات . |
للأكسجين ثلاث نظائر مستقرة و10 نظائر مشعة . وكل النظائر المشعة لها عمر نصف أقل من ثلاث دقائق .
الأكسجين يمكن أن يكون سام عند الضغوط الجزيئية المرتفعة. كما ان هناك مشتقات للأكسجين مثل الأوزون (O3) ، الأكسجين الأحادي ، بيروكسيد الهيدروجين ، الجذور الهيدروكسيلية ، الأكاسيد الفائقة سامة للغاية . وقد قام جسم الإنسان بتطوير آلية للحماية من هذه المواد السامة . فمثلا الجلوتاثيون الطبيعي يعمل كمضاد للسموم ، كما يعمل البليروبين وهو مركب طبيعي يعتبر كمادة من الهيموجلبين . التركيزات العالية من الأكسجين تساع على الإشتعال السريع وينتج أخطار النيران والإنفجارات عند تواجد الوقود . وهذا أيضا يري على مركبات الأكسجين مثل الكلورات ، البير كلورات ، الداي كرومات . كما أن المواد التي لها جهد أكسدة عالي تسبب الحروق . وقد كانت النيران التي قتلت أفراد طاقم أبوللو 1 في تجربة للإطلاق تنتشر بسرعة كبيرة لأن الأكسجين النقي كان في الضغط الجوي العادجي بدلا من ثلث الضغط الذي يستخدم في الإطلاق العادى (شاهد الضغط الجزئي) . مشتقات الأكسجين تكون جذور حرة بسهولة ، وخاصة أثناء عمليات الأيض . لأنها يمكن أن تسبب ضرر كبير للخلايا والدى إن إيه ، ويقال أنها تسبب السرطان والشيخوخة . |
البورون أو اختصارا البور هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري يرمز له بالرمز B وعدده الذري 5 (يسمى في الترجمات الحديثة البَرْقَن، على وزن فَعْلَن من البُورَق، ذلك أنّه مكوّن رئيسيّ لهذا الملح، ومن الأَبْرَق أي غلظ فيه حجارة ورمل وطين،ذلك أنّه عنصر خشن قاس، رمزه الكيميائي العربي ب). وهو عنصر فلزي ثلاثيّ التّكافؤ ، ويتواجد البورون بوفرة عالية في ملح بورات الصوديوم (بورق أو بوراكس). وهناك صورتين متأصليتين للبورون ، فالبورون الغير متبلور عبارة عن مسحوق بني ، ولكن فلز البورون بشكله البلوري أسود اللون. الشكل الفلزي قاس (9.3 على مقياس موه) وهو موصل رديء في درجة حرارة الغرفة. ولا يوجد بشكل حر في الطبيعة.
البورون عنصر شره للإلكترونات ، حيث أن لديه مدار p شاغر. ومركبات البورون تسلك سلوك أحماض لويس ، وإتحاده بسهولة مع المواد الغنية بالإلكترونات هو محأولة لإشباع طلب ذراته للإلترونات. من خصائص البورون الضوئية أنه قادر على إنفاذ الإشعة التحت الحمراء. وفي درجات حرارة الغرفة يكون البورون موصلا سيئا للكهرباء ولكنه موصل جيد في درجات الحرارة العالية. للبورون أقوى تحمل للتوتر بين العناصر المعروفة. يمكن استخدام نايتريد البورون لصناعة مواد قاسية ققسأوة الألماس. كما يقوم النيتريد كعازل كهربائي ولكنه يوصل الحرارة بشكل شبيه للفلزات. كما أن للبورون القدرة للعمل كمادة مقلله للإحتكاك تشبه تلك الموجودة لدى الجرافيت. والبورون يشبه الكربون أيضا في قدرته على تكوين شبكات جزيئية من روابط تكافئية مستقرة. |
أن أهم مركبات البورون اقتصاديا هو ثلاثي بورات ديكاهيدرات الصوديوم (sodium tetraborate decahydrate)Na2B4O7 · 10H2O، أو البورق المستخدم بكميات كبيرة في إنتاج الألياف الزجاجية العازلة ومواد التبييض ، استخدامات إخرى:
* بسبب لون الأخضر المميز ، يستخدم في الإشارات النارية. * حمض البوريك مركب مهم يستخدم في صناعة النسيج. * مركبات البورون تستخدم بشكل كبير في عمليات التركيب العضوي كما يدخل في صناعة زجاج البوروسيليكات. * تستخدم مركبات أخرى كمواد حافظة للأخشاب ، وهي جذّابة لهذا الاستخدام لانخفاض سميتها. * بورون-10 يستخدم للمساعدة في السيطرو التحكم في المفاعلات النووية ، كدرع واقي من الإشعاع وكذلك للكشف عن النيوترونات. * لفتائل (خيوط) البورون قوة عالية وكتلة قليلة ، ولذلك فهي المستخدمة بشكل رئيس في هياكل مركبات الأجواء العالية والفضاء المتقدمة. * يتم بحث استخدام مركبات البورون للاستخدام في طيف عريض من التطبيقات ، منها الآن كجزء من الأغشية المنفذة للسكر ، كواشف الكربوهيدرات والمُجمّعات الحيوية. كما يستخدم في مجالات طبية ، ويبدو ان لمركبات أخرى للبورون مستقبل واعد في علاج الروماتيزم وآلام المفاصل. يمكن أكسدة هيدرات البورون بسهولة وتحرر كمية جيدة من الطاقة. ولذلك فهي تُدرس لإحتمالية استخدامها كوقود للصواريخ. |
مركبات البورون (عرفها العرب بإسم البورق عن الفرس الذين عرفوها بإسم بوره) كانت معروفة منذ آلاف السنين. في مصر القديمة ، إعتمدت عملية تحنيط المومياء على خام يعرف بإسم نطرون ، والذي يحوي على البوريتس وأملاح أخرى شائعة. واستخدم البوراكس في طلاء الزجاج في الصين منذ 300 ق.م. ، كما أستخدم في صناعة الزجاج في روما القديمة. لم يتم فصل عنصر البورون إلا عام 1808 على يد السير همفري ديفي ، غاي لوساك و ل. ج. ثينارد ، حيث فصلوه حتى نسبة نقأوة 50%. لم يعرف هؤلاء كون المادة كانت عنصرا. وكان يونز ياكوب بيرزيلوس الذي عرّفه كعنصر عام 1824. وتم إنتاج أول عينة من البورون الصرف على يد الكيميائي الأمريكي و. واينترأوب في عام 1909. الولايات الأمريكية المتحدة وتركيا هما أكبر منتجين للبورون في العالم. البورون لا يوجد في الطبيعة بشكل حر ولكن يوجد على شكل مركبات في البوراكس (بورق) ، حمض البوريك ، الكوليمانتين ، الكرنيت ، الأولوكسيت والبورات. يوجد حمض البوريك أحيانا في الينابيع البركانية. والأوليكسيت هو معدن من معادن البورون وله خصائص كتلك التي للألياف الزجاجية. المصادر المهمة اقتصاديا تأتي من إحتياطيات خامات الكرنيت والتنكال (خامات البوراكس) والتان توجد كلاهما في صحراء موجافي في كاليفورنيا (البوراكس هو المصدر الأهم هناك) وتركيا فيها أيضا الكثير من خامات البوراكس. تحضير البورون النقي ليس بالعملة السهلة. الطرق الأولى التي استخدمت تضمنت إختزال أكسيد البوريك مع معادل كالمغنيسيوم أو الألمنيوم. ولكن الناتج كان في أكثر الأحيان يشوبه بورات المعدن المستخدم. ويمكن تحضير البورون النقي بإختزال شكل متطاير من البورون باستخدام الهيدرجين في درجات الحرارة العالية. في عام 1997 كانت تكلفة شكل بلوري من البورون بنقاء يصل إلى 99% حوالي 5 دولارات أمريكية لكل غرام وكانت تكلفة الشكل الغير متبلور (عديم الشكل) دولارين أمريكيين للغرام الواحد. |
للبورون نظيرين مستقرين موجودين في الطبيعية.
عنصر البورون والبورات ليست سامّة ولذلك فإنه لا يوجد إجراءات خاصة يجب القيام بها عند التعامل معه. ولكن بعض مركبات البورون والهيدرجين سامّة وتحتاج إلى معاملة خاصّة. الألومنيوم عنصر في الجدول الدوري له الرمز Al والعدد الذري 13 . وهو فلز ذو لون أبيض فضي قابل للسحب، وهو من أكثر الفلزات وفرة في القشرة الأرضية، وترتيبه الثالث من بين أكثر العناصر وفرة في الكرة الأرضية بعد الأكسجين والسيليكون. يشكل الألومنيوم 8% وزناً من سطح الأرض الصلب. المصدر الرئيسي للألومنيوم هو معدن البوكسيت. يمتاز الألومنيوم بمقاومته للتآكل وبخفة وزنه حيث يدخل في صناعة الطائرات. الألومنيوم فلز خفيف الوزن، غير ممغنط، جيد التوصيل للحرارة والكهرباء. وهو قابل للسحب ووللطرق حيث يمكن قولبته بشكل سهل نسبياً. تعود قدرة الألومنيوم على مقاومة التآكل إلى طبقة سطحية رقيقة من أكسيد الألومنيوم تتشكل عندما يتعرض الفلز للهواء، مما يمنع بالتالي من استمرار عملية الأكسدة. للألومنيوم تسعة نظائر تتراوح كتلتها بين 23 إلى 30 . يتواجد في الطبيعة نظيرين فقط هما Alup27 (نظير ثابت) وله وفرة طبيعية مقدارها 99.9%، وAlup26 (مشع عمر النصف له 7.2 × 105 سنة) فلز الألمنيوم هو من أكثر العناصر الفلزية توافراً في القشرة الأرضية بعد الأكسجين والسيليكون بنسبة مقدارها 8.3%. لا يتواجد فلز الألومنيوم في الطبيعة بشكله النقي الحر، إنما يكون في الغالب مرتبطاً مع الأكسجين على شكل أكاسيد أو سيليكات. مادة الألومنيوم شديد الارتباط مع الأكسجين بحيث يصعب فصلهما. بالمقارنة مع الفلزات الأخرى، فإنه من الصعب أن يتم فصله من خاماته ، مثل البوكسيت، وذلك نظراً إلى الطاقة اللازمة لإرجاع أكسيد الألومنيوم Al2O3 . على سبيل المثال، فإن الإرجاع المباشر بالكربون كما يتم مع الحديد غير ممكن كيميائياً، لأن الألمنيوم بحد ذاته عامل مرجع أكثر قوة من الكربون. وبما أن لأكسيد الألمنيوم نقطة انصهار عالية نسبياً حوالي 2000 °س ، لذلك فإن الألمنيوم يستحصل عن طريق التحليل الكهربائي. يحل أكسيد الألومنيوم في هذه العملية في الكريوليت Na3AlF6 المذاب، من ثم يرجع إلى الفلز النقي. تكون درجة حرارة التشغيل لخلايا الإرجاع من 950 إلى 980 °س. يتواجد الكريوليت كمعدن في غرينلاند ، أما أكسيد الألومنيوم فيستحصل من معالجة البوكسيت بطريقة باير. |
السيليكون ويدعى أيضاً بـالسيليسيوم هو عنصر كيميائي لا فلزي في الجدول الدوري يرمز له بالرمز Si ، ورقمه الذري 14، ووزنه الذري 28.08 (يسمى في الترجمات الحديثة الصَلْدَن، على وزن فَعْلَن من الصَلْد: الصلب الأملس من الحجارة، ذلك أنه المكون الرئيسي للصُّوَّان، رمزه الكيميائي العربي ص). ثاني أكثر العناصر وفرة في القشرة الأرضية بعد الأكسجين. ويكثر السليكون في الصخور النارية وفي الكوارتز والرمل وغيرهم. عزله الكيميائي السويدي برزيليوس عام 1823. ويستخدم في صنع الأجهزة الإلكترونية والزجاج والآجر.
السيليكونات Silicones أو پوليسيلوكسينات Polysiloxanes هم بوليمرات غير عضوية تحتوي على عمود فقري من سليكون-أكسجين (...-Si-O-Si-O-Si-O-...) مع مجموعات جانبية مرتبطة بذرات السليكون. ويتواجد على شكل زيوت أو شحوم أو لدائن، وتستخدم في صنع المواد اللاصقة وزيوت التزليق والمطاط الصناعي. السليكوون مادة كيماوية هلامية الشكل كثر استخدامها في عمليات الحشو والتكبير أو التضخيم تحقن تحت الجلد. أظهرت الدراسات بأن مثل هذه العمليات ليست سليمة تماما حيث قد تظهر لها آثار جانبية يستخدم السليكون كمادة لاصقة باستخدام الحرارة أو بدون استخدام الحرارة بالاعتماد على التركيبة الكيماوية والغرض المستخدمة له. أدخل استخدام حشوة السليكوون في منع الارتجاج أو لامتصاص الصدمات كأن توضع في أحذية الرياضين تساعدهم عند القفز وتأثيره على الارتجاج الذي قد ينتقل للرأس ويسبب ارتجاجا بالمخ في بعض الأحيان. للسليكوون استخدامات أخرى كثيرة في الشرائح الألكترونية وأشباه الموصلات. |
 من مكونات السيليكون , السياليسيا (ثنائي أوكسيد السيليكون), التي كانت معروفة في القرون الوسطى,عرفت من قبل الكيميائيين انذاك ,لكونها كثيرة التواجد في المعادن تم استخلاص السيليكون لأول مرة عام 1823 من قبل العالم السويدي "برزيليوس". يتم استخلاص السيليكون عن طريق اختزاله بواسطة الكاربون في افران حرارية كهربائية SiO2 + C → Si + CO2 يدخل السيليكون على شكل قطع إلى الفرن بعد تنقيته من بعض الشوائب ,حيث يتم احمائه بواسطة اقطاب كهربائية إلى 3000°س ثم يجمع السيليكون السائل في جيوب خاصة و يتم مزجه مع الهواء لأكسدة الشوائب و يتم تبريده عن طريق وضعه في قوالب افقية تحضيره للصناعات الالكترونية : تحضير السيليكون النقي : يتم عن طريق تفاعل (SiHCl3) أو رباعي كلوريد السيليكون أو رباعي يوديد السيليكون ,عن طريق تفاعله مع حامض الهيدروكلوريك بدرجة 300 °س , و من ثم يسخن إلى درجة 950°س بوجود الهيدروجين ,ثم نحصل على قطع من السيليكون النقي. |
* في صناعة الزجاج منذ القدم عن طريق إذابة السيليسيا مع كاربونات الكالسيوم و كاربونات الصوديوم
* رمال السيليسيا يدخل في تكوين السيراميك * الكوارتز يكون بلورات والتي تستخدم كمادة شفافة ,في صناعة المصابيح الكهربائية * تستخدم السيليسيا الناعمة في صناعة الكونكريت المقاوم * سيليكات الكالسيوم هي إحدى مكونات الاسمنت |
الأرغون (أو) الأرجون (بالإنجليزية Argon) هو عنصر كيميائي في الجدول الدوري له الرمز Ar و العدد الذري 18 ، وهو غاز أحادي الذرة، عديم اللون والرائحة، خامل كيميائياً حيث ينتمي إلى فصيلة الغازات النبيلة ، وهو أكثرها توافراً على سطح الأرض.
الرَهْوَن بالعربية (رمزه الكيميائي العربي هو) من الرَهْو أي السكون، على وزن فَعْلَن (وهو وزن العناصر الكيميائية بالعربية) ذلك أنه عنصر غير نشيط كيميائيا. اشتق اسم أرغون من اليونانية (الإغريقية) αργόν التي تعني الخامل أو الكسول ، وذلك إشارة إلى خموله الكيميائي. كانت هناك شكوك من قبل العالم هنري كافيندش عام 1785 حول وجود الأرغون في الهواء، إلا أن اكتشافه تم عن طريق لورد رايلي والسير وليام رامسي عام 1894 وذلك خلال تجربة قاما خلالها بإزالة كل الأكسجين والنيتروجين من عينة من الهواء. يعد الأرغون من أول الغازات النبيلة التي تم اكتشافها، وكان يرمز له بالبداية بالرمز A حتى عام 1957 حيث استبدل بـ Ar. يتواجد غاز الأرغون في الغلاف الجوي للأرض وذلك بنسبة 0.934% حجم (1.29% كتلة) ، كما يوجد في الغلاف الجوي للمريخ بنسبة 1.6% من الأرغون 40 و 5 (ج.م.م) أجزاء من المليون ppm من الأرغون 36 . يحصل على غاز الأرغون كناتج عرضي في عملية تسيل و تجزئة الهواء تحت ضغط عالي ، أي التقطير التجزيئي للهواء. |
غاز الأرغون من الغازات الخاملة كيميائياً، أي أن لديه غلاف إلكتروني مكتمل، ثمانية إلكترونات في الطبقة الإلكترونية الخارجية، بالتالي غير قادر على تشكيل المركبات الكيميائية في الشروط العادية من الضغط ودرجة الحرارة. لكن في شروط قاسية تم الحصول على مركبات ثنائية وثلاثية الذرة من الأرغون ، والتي لم تتضح بنيتها بعد. بعض الاقتراحات تشير إلى أن هذه المركبات نواتج ضم برابطة فان دير فالس، في أن أخرى تقول أنها ذات طبيعة شاردية أو تكافؤية (مشتركة).
في عام 2000 تم اصطناع مركب (هيدرو فلوريد الأرغون HArF ) من قبل باحثين في جامعة هلسنكي عند تعريض الأشعة فوق البنفسجية على فلوريد الهيدروجين الموجود في (ماتريكس) من الأرغون عند درجة حرارة 7.5 كلفن. * انحلالية غاز الأرغون في الماء مشابهة لغاز الأكسجين ومقدارها 0.0336 ل(غاز)/ل(ماء). * يستخدم الأرجون في عمليات اللحام وذلك كغاز عازل لمنطقة اللحام عن الجو المحيط. * يستخدم كغاز مالئ في مصابيح الإنارة خاصة أنه لا يتفاعل مع السلك المعدني المتوهج حتى في درجات حرارة عالية. |
البيريليوم هو عنصر كيميائي يرمز له بالرمز Be وعدده الذري 4 ، وهو عنصر ثنائي التكافؤ وسام ، لونه رمادي قريب للون الفولاذ صلب وخفيف لكنه هش ، وهو فلز قلوي ترابي ، يستخدم بشكل رئيسي في تصليب السبائك كنحاس البريليوم.
للبيريليوم إحدى أعلى درجات الانصهار بين الفلزات الخفيفة ، وله معامل مرونة أكبر من معامل مرونة الفولاذ بمقدار الثلث تقريبا ، يتمتع بموصلية حرارية ممتازة ، كما انه لا يتمغنط ويقاوم حمض النيتريك بشكل جيد جدا ، له انفاذية عالية لاشعة اكس (الاشعة السينية أو اشعة رونتجن) ، كما ان البيريليوم يطلق النيوترونات عند اصطدام جسيمات الفا به ، كتلك المنطلقة من الراديوم أو البلوتونيوم (حوالي 30 نيوترون لكل مليون جسيم الفا) ، وفي درجة الحرارة وقياس الضغط القياسيين ، يقاوم البيريليوم التأكسد عند تعرضه للهواء (لاحظ ان قدرة البيريليوم على خدش الزجاج يعود على الاغلب لوجود طبقة رقيقة جدا من اكسيد البيريليوم على السطح). سمي البيريليوم بهذا الاسم اشتقاقا من الكلمة اليونانيةberyllos, beryl ، وكان قد اسمي لفترة بالجلوسينيوم (من لفظة glykys اليونانية التي تعني حلو) ، وذلك لحلاوة طعم املاحه ، واكتشف هذا العنصر على يد لويس فوكولين عام 1798 على شكل اكسيد في البريل ، وفي الزمرد ، واستطاع العالمان فريدريش فوهلر و بوسي فصل العنصر بشكل حر ، كل على حدة عام 1828 وذلك بتفاعل البوتاسيوم مع كلوريد البيريليوم يوجد البيريليوم في 30 فلز مختلف ، أهمها البرترانديت ، البريل ، الكريسوبريل والفيناسيت . واشكال ثمينة من البيريل هي الزبرجد والزمرد . اما المصدر التجاري للبيريليوم ومركباته فهو البيريل والبيرترانديت . ومعظم إنتاج هذا الفلز يتم باختزال فلوريد البيريليوم مع فلز المغنيسيوم .ولم يتوفر البيريليوم بشكل سهل حتى عام 1957.  |
| الساعة بإيدك هلق يا سيدي 09:25 (بحسب عمك غرينتش الكبير +3) |
Powered by vBulletin® Copyright ©2000 - 2024, Jelsoft Enterprises Ltd.
ما بخفيك.. في قسم لا بأس به من الحقوق محفوظة، بس كمان من شان الحق والباطل في جزء مالنا علاقة فيه ولا محفوظ ولا من يحزنون