Centeral menu

Equipment menu

Category archive

Posts Archive

Day links

Friends

Links

Designer

سزیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول یکشنبه پنجم اسفند 1386 18:31

سزیم(سیزیم) عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان Cs و عدد اتمی 55 مشخص می باشد.این عنصرنرم ونقره فام از فلزات قلیائی بوده و یکی از سه فلزی است که در حرارت اطاق به حالت مایع می باشند.قابل توجه ترین کاربرد این عنصر در ساعتهای اتمی است.
سزیم بخصوص در "انگلیسی آمریکایی" گاها به شکل cesium (با تلفظ سیزیم) نوشته می شود ، اما بر اساس نظر IUPAC نام رسمی این عنصر ، caesium (سزیم) است ، گرچه از سال 1993 نوع نوشتاری cesium هم رسمیت یافته است.

خصوصیات قابل توجه

طیف الکترومغناطیس سیزیم دارای دو خط روشن در ناحیه آبی طیف وچندین خط دیگر در نواحی قرمز ، زرد و سبز می باشد.این عنصر به رنگ طلائی مایل به نقره ای بوده ، و هر دو ویژگی نرمی و چکش خواری را دارد. سیزیم الکتروپوزیتیو ترین و قلیایی ترین عنصر شیمیایی است و همچنین دارای کمترین پتانسیل یونیزاسیون در بین عناصر می باشد. فراوانی سیزیم از پنج فلز قلیایی غیر رادیواکتیو دیگر کمتر است.( از نظر فنی ، فرانسیم ، پائینترین فلز قلیایی در جدول می باشد ، اما چون بسیار رادیواکتیو بوده ، و در یک زمان کمتر از یک گرم در کل زمین وجود دارد ، فراوانی این عنصر را می توان عملا"صفر در نظر گرفت.)
سزیم به همراه گالیم و جیوه تنها فلزاتی هستند که در دمای اطاق به حالت مایع می باشند. سیزیم در آب سرد بصورت انفجاری واکنش می کند و در حرارتهای بالای منهای 116درجه سلسیوس با یخ نیز واکنش دارد. هیدروکسید سیزیم (CsOH) قوی ترین قلیای شناخته شده است و شیشه را مورد حمله قرار می دهد.

کاربردهــــــــــــــا

چشمگیر ترین کاربرد سیزیم در ساعتهای اتمی است که دقت آنها 5 ثانیه در 300 سال است.

• Cs-134 در آب شناسی ، بعنوان معیار سنجش خروجی سیزیم توسط صنعت نیروی اتمی به کار می رود. از این ایزوتوپ به این علت استفاده می گردد که کمتر ازCs-133 یا Cs-137 متداول است ، ایزوتوپ ( Cs-134) را می توان به تنهائی با واکنشهای اتمی تولید کرد . Cs-135 نیز در مورد فوق کاربرد دارد.
• سیزیم مانند سایر عناصر گروه 1 میل ترکیبی زیادی با اکسیژن دارد و بعنوان "گیرنده" در لامپهای الکترون به کار می رود.

این عنصر همچنین در باطریهای – نوری کاربرد دارد.

• علاوه بر اینها سزیم بعنوان کاتالیزوردر هیدروژنه کردن ترکیبات آلی خاصی مورد استفاده قرار می گیرد.

اخیرا" از این عنصر در سیستم رانش یونی استفاده شده است.

تاریخچـــــــــه

سیزیم ( واژه لاتین caesius به معنی آبی آسمانی) در سال 1860 بوسیله Robert Bunsen و Gustav Kirchhoff در آب معدنی Durkheim وبصورت طیف نمایی کشف شد.هویت آن بر اساس خط آبی درخشان در طیف آن بود و اولین عنصری است که بوسیله تحلیل طیف کشف گردید.اولین فلز سزیم در سال 1881 تولید شد. از سال 1967 سیستم بین المللی اوزان ومقیاس ( SI ) ، ثانیه را بعنوان چرخه های 770، 631، 9،192 تشعشع تعیین کرد که مطابق با جابجایی بین دو سطح انرژی حالت پایه اتم Caesium-133 است.از نظر تاریخی مهم ترین کاربرد سزیم در تحقیق و توسعه و اساسا" در کاربردهای شیمیایی و الکتریکی بوده است.

پیدایــــــــــــش

فلز قلیایی سیزیم در لپدولیت ، پلوسیت ( هیدرات سیلیکات آلومینیوم و سزیم ) و منابع دیگری یافت می شود. یکی از مهمترین و غنی ترین منابع این فلز در دریاچهBernic واقع در Manitoba می باشد. در این مکان 300000 تن پلوسیت با میانگین 20 % سیزیم برآورد شده است.

این عنصر را می توان با الکترولیز سیانید گداخته و چند روش دیگر جدا کرد.بوسیله تجزیه حرارتی آزید سیزیم میتوان بصورت استثنائی سیزیم خالص و بدون گاز تهیه نمود.عمده ترین ترکیبات سیزیم کلرید و نیترات آن است. قیمت هر گرم سیزیم در سال 1997 تقریبا" 30 دلار آمریکا بود.

ایزوتوپهـــــــــا

سیزیم دارای 32 ایزوتوپ شناخته شده است که از تمامی عناصر دیگر بیشتر می باشد.جرم اتمی این ایزوتوپها بین 114 تا 145 می باشد. اگرچه این عنصر بیشترین تعدادایزوتوپها را دارا می باشد ، تنها یک ایزوتوپ پایدار طبیعی ( Cs-133) دارد. ایزوتوپ پرتوزا Cs-137 در مطالعات آب شناسی همانند کاربرد H-3 مورد استفاده است.Cs-137 از انفجار سلاحهای اتمی و برون پاشیهای نیروگاههای اتمی تولید می گردد.سیزیم 137 در سال 1954 با آغاز آزمایشات اتمی وارد اتمسفر شد و سریعا" در آن بصورت محلول در آمد. هرگاه Cs-137 وارد آبهای زیرزمینی شود در سطوح خاک به جا مانده وعمدتا" بوسیله جابجائی ذرات از محوطه خارج می شود.نتیجه اینکه فعالیت درونی این ایزوتوپها را می توان مانند عملکرد زمان برآورد نمود.

اثرات سزیم بر روی سلامتی
سزیم از راه تنفس، نوشیدن یا خوردن وارد بدن می شود. معمولا میزان سزیم موجود در هوا کم است اما در آبهای سطحی و بسیاری از غذاها، سزیم رادیواکتیو وجود دارد.
مقدار سزیم موجود در غذا و نوشیدنی ها، بستگی به مقدار سزیم رادیواکتیوی دارد که در اثر حادثه از دستگاههای هسته ای خارج می شود. افرادی که در نیروگاههای هسته ای کار می کنند در معرض سزیم بیشتری هستند اما برای جلوگیری عوارض ناشی از آن، باید مراقب بود.
بسیاری از عوارض مستقیما مربوط به سزیم نیست. در اثر تماس با سزیم رادیواکتیو، که بسیار به ندرت رخ می دهد، در اثر تابش ذرات سزیم، به سلولها آسیب می رسد. به همین علت، اثراتی مانند حالت تهوع، استفراغ، اسهال و خونریزی رخ می دهد. تماس طولانی مدت با سزیم، باعث بیهوشی می شود و به دنبال آن کما و مرگ رخ می دهد. شدت عوارض بستگی به مقاومت شخص، مدت زمان تماس و غلظت سزیم بستگی دارد.

روبیدیوم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول یکشنبه پنجم اسفند 1386 18:28

روبیدیوم یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Rb و عدد اتمی آن 37 میباشد. روبیدیوم یکی از عناصر فلزی نرم به رنگ سفید مایل به نقره ای است که از گروه فلزات قلیایی میباشد. ایزوتوپ Rb-87 که به صورت طبیعی به وجود می آید کمی رادیواکتیو است. روبیدیوم مانند دیگر عناصر گروه اول بسیار واکنش پذیر میباشد مثلا در آزمایش‌های مربوط به هوا فورا آتش میگیرد.

خصوصیات قابل توجه

روبیدیوم دومین عنصر از عناصر قلیایی است که الکترون مثبت دارد و در دمای اطاق به صورت مایع میباشد. مانند دیگر عناصر گروه اول به سرعت در آزمایش‌های مربوط به هوا آتش میگیرد و با شدت بسیار زیاد در آب واکنش نشان داده و هیدروژنهای آتشین از خود آزاد میکند. مانند دیگر فلزات قلیایی با مس ترکیب شده و Amalgam به وجود می آورد. همچنین با طلا و سزیم وسودیوم و پتاسیوم آلیاژ میشود. این عنصر در هنگام مجاورت با آتش شعله بنفش رنگی به وجود می آورد.

کاربردها

پتاسیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول پنجشنبه دوم اسفند 1386 19:17

پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن 19 میباشد. پتاسیم فلز قلیایی سفید مایل به نقره ای است ،که به طور طبیعی به صورت ترکیبی با عنصاصر دیگر در آب دریا و دیگر کانیها یافت میشود. این عنصر به سرعت در آزمایش‌های مربوط به هوا اکسید شده و بسیار واکنش پذیر است(مخصوصا در آب. ) و از نظر شمیایی همانند سدیم میباشد.

خصوصیات قابل توجه
پتاسیم که دومین فلز سبک میباشد در میان فلزات واکنش پذیر ترین و الکترو پوزیتیوترین می باشد. این فلز بسیار نرم بوده و با چاقو به راحتی برش میخورد و در سطوح صاف به رنگ نقره ای میباشد. از آنجا که به در آزمایش‌های مربوط به هوا به سرعت 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 ساتع میکند.

کاربردها
 

• اکسید پتاسیم که با نام پتاس شناخته شده است در تولید کود به کار میرود.
• نیترات پتاسیم در ساخت باروت کاربرد دارد.
• در ساخت شیشه استفاده میشود.
• از NaK که آلیاژ سدیم و پتاسیم است به عنوان رسانه انتقال گرما استفاده میشود.
• پتاسیم ماده بنیانی برای رشد گیاهان بوده و در انواع گوناگون خاک یافت میشود.
• ینهای پتاسیم در سلولهای حیوانی موادی حیاتی برای زنده نگه داشتن سلولها میباشند(پمپ Na-K را ببینید).
• کلرید پتاسیم یک جانشین برای نمک طعام بوده و برای ایست قلب در اعدامهای توسط تزریق کشنده استفاده میشود.
• 
  بیشتر نمکهای پتاسیم بسیار مهم بوده و شامل برمید پتاسیم ، کربنات پتاسیم ، کلرات پتاسیم ، کلرید پتاسیم ، کرومات پتاسیم ، سیانید پتاسیم ، دی کرومات پتاسیم ، هیدروکسید پتاسیم ، یدید پتاسیم ، نیترات پتاسیم و سولفات پتاسیم می باشند.

تاریخچه
پتاسیم ( انگلیسی ، potash لاتین ،kalium )در سال 1807 توسط Sir Huphry Davy که آن را از پتاس سوز آور (K OH )بدست آورد کشف شد. این فلز قلیایی تنها فلزی بود که توسط عمل الکترولیز از هم جدا شده بود.

پیدایش
این عنصر حدودا 2.4% 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 دریاچه های قدیمی یافت میشوند. مواد معدنی بسیار زیاد ته نشین شده در این برکه ها عمل استخراج پتاسیم و نمک آن را اقتصادی تر میکند. منابع مهم پتاسیم و پتاس منابعی در کالیفرنیا ، آلمان ، نیومکزیکو ، یوتا و دیگر نقاط زمین میباشد. در عمق 3000 فوتی زیر بستر Saskatchewan مقادیر عظیمی از پتاس وجود دارد که میتواند به عنوان 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 میباشد.

پتاسیم در صورت عمل الکترولیز میتواند به اجزای هیدرو کسیدش تجزیه شود. از روشهای حرارتی نیز برای تولید پتاسیم استفاده میشود. پتاسیم هرگز به صورت رها شده در طبیعت یافت نمیشود. با این وجود ینهای K+ در ارگانیسمهای زنده برای فیزیولوژی سلولهای تحریکی بسیار مهم میباشند.

ایزوتوپها
تا کنون 17 ایزوتوپ پتاسیم شناخته شده اند شکل غیر ترکیبی پتاسیم از سه ایزوتوپ تشکیل شده است K39(93.3%), K-40(0.01%) و K-41(6.7%) . k-40 که به صورت طبیعی به وجود میاید توسط عمل الکترون گیری یا حذف پوزیترون به Ar-40 پایدار تبدیل شده و با خروج نگاترون به Ca-40 ( 88.8%)پایدار تبدیل میشود. k_40 نیمه عمری 1.250 נ10⁹ساله دارد.

فروپاشی K-40 به Ar-40 معمولا در روش تاریخ گذاری بر روی سنگها استفاده میشوند. شیوه تاریخگذاری K-Ar بستگی دارد به این فرضیه که سنگها در زمان تشکیل هیچ آرگونی نداشته و تمام آرگون ایجاد شده توسط تششعات مانند آرگون 40 در یک سیستم بسته نگهداری شده اند . کانیها توسط میزان تمرکز پتاسیم و مقدار آرگون ایجاد شده توسط تششعات که در آن جمع شده اند تاریخ گذاری میشوند. بهترین مواد معدنی که برای انجام عمل تاریخگذاری مناسب هستند عبارتند از Biotite , Muscovite, و Plutonic, hornblende و Feldspar آتشفشانی. تمام نمونه سنگهای آتشفشانی نیز در صورتی که تغییر نکرده باشند ،به همین گونه تاریخ گذاری میشوند.

به غیر از تاریخگذاری ایزوتوپهای پتاسیم در مبحث آزمایش‌های مربوط به هوا شناسی نیز کاربرد وسیعی دارند. ایزوتوپهای پتاسیم همچنین در چرخه تغذیه مطالعه میشوند چراکه 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 می شود ، تجمع آن در خون به دقت تنظیم میشود. بسیاری از آنتی بیوتیکها ، از جمله آن که توسط با کتری Bacillus brevis تولید می شود ،کار سلولها را با نشستن بر روی دروازه های یون مثبت مختل می کنند . در نتیجه یونهای +k و +Na اجازه پیدا می کنند از غشا سلولی عبور کنند ،و بنابر این action potential به طور غیر مجاز از غشاء سلول عبور می کند.

پتاسیم در پلاسمای خون نسبتا در سطح پائینی قرار دارد( معمئلا 3.5 تا 5.0 mmol/L )، ولی درون سلولها تمرکز زیادی دارد ( در حدود 100 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 نمی دانیم در فتوسنتز و تهیه قند و فعال ساختن آنزیم ها چه نقشی ایفا می کند. در گیاه، این عنصر همانند ازت و فسفر قابل انتقال بوده و بنابراین کمبود آن ابتدا در برگ های پیر مشاهده می شود. از علائم کمبود پتاسیم سوختگی کنار برگ ها می باشد. از کودهای پتاسیم می توان کلرورپتاسیم، سولفات پتاسیم و نیترات پتاسیم را نام برد.

اترات پتاسيم بر سلامتي انسان
پتاسيم در سبزيجات، ميوه، سيب زميني، گوشت، نان، شير و آجيل وجود دارد. پتاسيم نقش مهمي در سيستم مايعات فيزيکي بدن انسان دارد و به سيستم عصبي بدن کمک ميکند. اگر مقدار پتاسيم در بدن افزايش يابد، ممکن است باعث از کار افتادگي کليه ها شود. همچنين مقدار زياد پتاسيم بر ضربان قلب اثر ميگذارد.
پتاسيم بر تنفس انسان اثر ميگذارد. غبار پتاسيم باعث تحريک چشمها، گوش، گلو، ششها شده، سبب عطسه، سرفه و گلو درد ميشود. مقدار زياد پتاسيم باعث آب آوردگي ريه ها شده و ممکن است منجر به مرگ شود. بر اثر تماس پتاسيم با پوست و چشم، سوختگي شديد اتفاق مي افتد و آسيب دائمي را سبب ميشود.  

سدیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول پنجشنبه دوم اسفند 1386 19:13

سدیم یک عنصر شیمیایى جدول تناوبی است که نماد آن Na و عدد اتمی آن 11 میباشد. سدیم یک فلز واکنش دهنده نرم و مومی شکل است که به گروه فلزات قلیایی که از نظر ترکیبات طبیعی فراوان هستند(خصوصا آب نمک و هالیدها) تعلق دارد. این عنصر بسیار واکنش دهنده میباشد 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.

خصوصیات قابل توجه
سدیم مانند دیگر فلزات قلیایی نرم سبک وزن سفید مایل به نقره ای و واکنش دهنده میباشد 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 می سازد. سدیم در آب فورا آتش میگیرد ولی در آزمایش‌های مربوط به هوای معمولی در دمای زیر 388 کلوین آتش نمیگیرد.

کاربردها
سدیم در حالت فلزی عنصر لازم برای ساختن استر ها و ترکیبات آلی میباشد. این عنصر قلیایی بوجود آورنده کلرید سدیم NaCl که برای زندگی حیاتی است نیز میباشد. کاربردهای دیگر عبارتند از:

• استفاده در برخی از آلیاژها برای بهبودی ساختارشان
• استفاده در ساخت صابون و ترکیبش با اسیدهای چرب

NaK آلیاژسدیم و پتاسیم یک ماده مهم منتقل کننده حرارت است.

تاریخچه
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 می آید گرفته شده است.

پیدایش
سدیم در ستارگان فراوان است و این فراوانی در خطوط طیفی D در نور ستارگان مشهود تر میباشد. 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 میباشد. این عنصر هم اکنون به صورت اقتصادی از عمل الکترولیز کلرید سدیم تولید میشود. این روش ارزان تر از روش الکترولیز هیدرواکسید سدیم میباشد. قیمت هر پوند سدیم فلزی حدودا 15 تا 20 سنت (در سال 1997) میباشد. ولی هر پوند سدیم ACS آزمایشگاهی حدودا 35 دلار قیمت دارد که از نظر حجمی ارزان ترین فلز میباشد.

ترکیبات

نمک طعام یا کلرید سدیم معمول ترین ترکیب سدیم میباشد. اما سدیم در کانی های بسیار دیگری از قبیل آمفیبول کریولیت, هالیت, soda niter, زئولیت و ... بوجود می آید. ترکیبات سدیم برای صنایع شمیایی شیشه سازی فلزی ساخت کاغذ صنعت نفت ساخت صابون و نساجی کاربرد دارد. صابون معمولا یک نمک سدیم از اسیدهای چرب میباشد.

ترکیبات سدیم که برای صنایع گوناگون بسیار مهم میباشند عبارتند از: (NaCl), soda ash (Na₂CO₃), baking soda (NaH))CO₃), caustic soda (NaOH), Chile saltpeter (Na((NO₃), di- and tri-sodium phosphates, sodium thiosulfate (hypo, Na₂S))₂O₃ * 5H₂O), and borax (Na₂((B₄O₇ * 10H₂O).

ایزوتوپها
برای این عنصر 13 ایزوتوپ شناسایی شده است که تنها ایزوتوپ پایدار آن Na-23 میباشد . سدیم همچنین دو ایزوتوپ رادیو اکتیو نیز دارد که عبارتند از: Na22 با نیمه عمر 2.605 سال و Na24 با نیمه عمر 15 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

لیتیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول پنجشنبه دوم اسفند 1386 19:8

تاریخچــــــــــــه

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

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

اطلاعات کلی

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

خصوصیات قابل توجه

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

کاربردهــــــــا

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

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

پیدایـــــــــش

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

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


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

ایزوتوپهـــــــــا

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

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

هشدارهــــــــا

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

اثرات ليتيم در سلامتي انسان
ليتيم قابل اشتعال و آتش سوزي است. ليتيم ميتواند باعث آتش سوزي و انفجار شود. بخارهاي سمي يا محرک حاصل از آتش بيرون رانده ميشود. خطر آتش و انفجار ليتيم در تماس با مواد قابل اشتعال و آب زياد است. اگر ليتيم تنفس شود عوارضي از قبيل احساس سوختگي، سرفه، سختي در تنفس، کوتاهي تنفس، ايجاد زخم در گلو. علايم اين عوارض به تدريج کاهش مي يابد. تاثير ليتيم بر روي پوست به گونه اي است که باعث قرمز شدن، سوختگي، درد و تاول ميشود. ليتيم سبب سرخي چشم ودرد آن ميشود. سوختگي هاي شديد و عميق در بدن ايجاد ميشود. مشکلاتي در بلع رخ ميدهد، گرفتگي شکم و درد شکم، احساس سوختگي، تهوع، شوک، استفراغ و ضعف در افراد ديده ميشود.
ليتيم ممکن است به صورت ذرات ريز تنفس شود و يا بلع گردد. خطر تنفس: تبخير ليتيم در دماي 20 درجه سانتيگراد ناچيز است، در اين حالت ذرات ليتيم به صورت ذرات هوايي با غلظت بالا ميتوانند پراکنده شوند. اين ماده ميتواند در چشم، پوست و تارهاي صوتي و سيستم گوارش تجزيه شود.
تنفس ماده سبب ورم شش ميشود. علايم ورم شش معمولاً تا چند ساعت بروز نميکند و بايد با استفاده از فعاليتهاي فيزيکي باعث خروج اين ماده از ششها شد. پس از کمکهاي اوليه استراحت و مراقبتهاي پزشکي مورد نياز است

هیدروژن 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول پنجشنبه دوم اسفند 1386 19:5

خصوصیات قابل توجه

هیدروژن سبک ترین عنصر شیمیایی بوده با معمول ترین ایزوتوپ آن که شامل تنها یک پروتون و الکترون است. در شرایط فشار و دمای استاندارد هیدروژن یک گاز،H₂، دو اتمی با نقطه جوش 20.27° K و نقطه ذوب 14.02° K را میسازد. در صورتیکه این گاز تحت فشار فوق العاده بالایی، مانند شرایطی که در مرکز غولهای گازی وجود دارد، قرار گیرد مولکولها ماهیت خود را از دست داده و هیدروژن بصورت فلزی مایع در می آید. (رجوع شود به هیدروژن فلزی). اما در فشار های بسیار پایین مانند شرایطی که در فضا یافت می شود، به این علت که هیچ راهی برای ترکیب اتمهایش وجود ندارد، هیدروژن تمایل دارد تا بصورت اتم های مجزا در آمده؛ابرهای

 H₂ (هیدروژنی) تشکیل

می شود که به شکل گیری ستارگان نیز مرتبط می باشد

این عنصر نقش بسیار حیاتی در تامین انرژی جهان از طریق واکنش پروتون-پروتون و چرخه کربن-نیتروژن به عهده دارد(اینها فرآیندهای هم جوشی هستهای هستند که با ترکیب دو اتم هیدروژن به یک اتم هلیم، مقدار بسیار عظیمی از انرژی آزاد می کنند.)

کاربردها

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

• هیدرودیلکیلاسیون (hydrodealkylation)، هیدرودیسولفوریزاسیون (hydrodesulfurization) و هیدروکرکینک (hydrocracking)
• تولید اسید هیدروکلریک،جوشکاری،سوختهای موشک و احیاء سنگ معدن فلزی
• هیدروژن مایع در تحقیقات سرما شناسی مانند مطالعات ابررسانایی بکار می رود.
• تریتیوم که در رآکتورهای اتمی تولید می شود در ساخت بمبهای هیدروژنی مورد استفاده قرار می گیرد.
• هیدروژن چهارده و نیم بار از هوا سبکتر است و سابقا بعنوان عامل بالا برنده در بالونها و کشتیهای هوایی مورد استفاده قرار می گرفت تا وقتیکه فاجعه هیندنبرگ ثابت کرد که استفاده از این گاز برای این منظور بسیار خطرناک است.
• دوتریوم بعنوان یک کند کننده جهت کاهش حرکت نوترونها در فعالیت های هسته ای مورد استفاده قرار می گیرد، و ترکیبات دوتریوم در شیمی و زیست شناسی در مطالعاتتاثیرات ایزوتوپ، مورد استفاده وافع می شوند.
• تریتیوم که یک ایزوتوپ طبقه بندی شده در علوم زیست شناسی است که بعنوان یک منبع تشعشع در رنگهای نورانی کاربرد دارد.

هیدروژن می تواند در موتورهای درون سوز سوخته شود و در برهه کوتاهی اتومبیلهایی با سوخت هیدروژنی توسط شرکت Chrysler-BMW تولید شدند. پیل های سوختی هیدروژنی، بعنوان راه کاری برای تولید توان بالقوه ارزان و بدون آلودگی، مورد توجه قرار گرفته است.

تاریخچه

هیدروژن «فرانسه به معنی سازنده آب و واژه یونانی hudôr یعنی "آب" و gennen یعنی "تولید کننده") برای اولین بار در سال 1776 بوسیله هنری کاوندیش بعنوان یک ماده مستقل شناخته شده، آنتونی لاوازیه نام هیدروژن را برای این عنصر انتخاب کرد.

پیدایش

هیدروژن فراوانترین عنصر در جهان است بطوریکه 75% جرم مواد طبیعی از این عنصر ساخته شده و بیش از 90% اتمهای تشکیل دهنده آنها اتم های هیدروژن است.

این عنصر به مقدار زیاد و به وفور در ستارگان و سیارات غولهای گازی یافت می شود. به نسبت فراوانی زیاد آن در جاهای دیگر، هیدروژن در اتمسفر زمین بسیار رقیق است(1 ppm برحسب حجم). متعارف ترین منبع برای این عنصر در زمین آب است که از دو قسمت هیدروژن و یک قسمت اکسیژن (H₂O) ساخته شده است.

منابع دیگر عبارتند از بیشترین اشکال مواد آلی که در اندام تمام موجودات زنده شناخته شده وجود دارند، زغال،سوخت فسیلی و گاز طبیعی. متان ( CH₄)، که یکی از محصولات فرعی فساد ترکیبات آلی است که اهمیت منابع آن رو به افزایش است.

هیدروژن از چندین راه مختلف بدست می آید، عبور بخار از روی کربن داغ، تجزیه هیدروکربن بوسیله حرارت، واکنش هیدروکسید سدیم یا پتاسیم بر آلومینیوم، الکترولیز آب یا از جابجائی آن در اسیدها توسط فلزات خاص.

هیدروژن تجاری در حجمهای زیاد معمولا بوسیله تجزیه گاز طبیعی تولید می شود.

ترکیبات

هیدروژن سبک ترین گازها با اکثر عناصر ترکیب شده و ترکیبات مختلف را بوجود می آورد. هیدروژن دارای عدد اکترونگاتیویته 2.2 است پس هیدروژن هنگامی ترکیبات را می سازد که عناصر غیر فلزی تر و عناصر فلزی تری وجود داشته باشند. در این حالت(غیر فلزی) تشکیل دهنده ها هیدریدها نامیده می شوند، که هیدروژن یا بصورت یونهای H^- یا بصورت حل شده در عنصر دیگر وجود خواهد داشت (مانند هیدرید پالادیوم). در حالت دوم (ترکیب با فلز) هیدروژن تمایل برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد، چون یونهای H⁺ بصورت یک اتم عریان فاقد الکترون در می آیند بنابراین تمایل شدیدی به جذب الکترونها به سمت خود داردند. هر دوی اینها تولید اسید می کنند. لذا حتی در یک محلول اسیدی می توان یونهایی مثل H₃O⁺ را دید که گویی پروتونها به جایی محکم به چیزی چسبیده اند.

هیدروژن با اکسیژن ترکیب شده و تولید آب می کند، H₂O، که در این واکنش مقدار زیادی انرژی را بصورتی آزاد می کند که، باعث انفجار در هوا میگردد. به اکسید دوتریوم یا D₂O، که معمولا آب سنگین گفته می شود. همچنین هیدروژن با کربن یک سری ترکیبات گستردهای را بوجود می آورد. بخاطر ارتباط این ترکیبات با چیزهای زنده، این ترکیبات را ترکیبات آلی می نامند، و به مطالعه خصوصیات این ترکیبات شیمی آلی گفته می شود.

حالتها

در شرایط عادی گاز هیدروژن ترکیبی از دو نوع متمایز مولکول است که با هم از نظر جهت چرخش الکترونها و هسته تفاوت دارند. این دو شکل به نام ارتو- و پارا- هیدروژن معروفند. (این مورد با ایزوتوپها فرق می کند به پاراگراف بعد توجه کنید.) در شرایط استاندارد هیدروژن معمولی ترکیبی از 25% شکل پاراو 75% شکل ارتو است. شکل ارتو را نمی توان بصورت حالت خالص آن تهیه کرد. این دو مدل هیدروژن از نظر انرژی با هم متفاوتند که این مسئله موجب می گردد، تا خصوصیات فیزیکی آنها کمی متفاوت باشد. مثلا نقطه ذوب و جوش پاراهیدروژن تقریبا 0.1 K ° پائین تر از ارتوهیدروژن است. (به اصطلاح شکل عادی.)

ایزوتوپها

پروتیوم ، معمولی ترین ایزوتوپ هیدروژن فاقد نوترون است گرچه دو ایزوتوپ دیگر به نام دوتریوم دارای یک نوترون و تریتیوم رادیو اکتیویته دارای دو نوترون، وجود دارند. دو ایزوتوپ پایدار هیدروژن پروتیوم(H-1) و دیتریوم(D ، H-2) می باشند. دیتریوم شامل 0.0184-0.0082% درصد کل هیدروژن است «IUPAC)؛ نسبتهای دیتریوم به پروتیوم با توجه به استاندارد مرجع آب VSMOW اعلام میگردد. تریتیوم(T یا H-3)، یک ایزوتوپ رادیواکتیو دارای یک پرتون و دو نوترون می باشد. هیدروژن تنها عنصری است که ایزوتوپ های آن اسمی مختلفی دارند.

هشدارها

هیدروژن گازی است با قدرت اشتعال فوق العاده زیاد. این گاز همچنین به شدت با کلر و فلوئور واکنش نشان می هد. D₂O، یا آب سنگین برای بسیاری از گونه های سمی است. اما مقدار قابل توجهی از آن برای کشتن انسان لازم است.

رادیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول شنبه سوم آذر 1386 19:3

معرفی رادیم

رادیوم ، یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Ra و عدد اتمی آن 88 می‌باشد. ظاهرش تقریبا کاملا سفید است که در مجاورت با هوا سیاه می‌شود. رادیوم از گروه فلزات قلیایی خاکی بوده و همراه با اورانیوم یافت می‌شود. این عنصر به‌شدت رادیواکتیو بوده و ایزوتوپ پایدار آن 226Ra با نیم عمر 1602 سال است که به گاز کشنده رادون تبدیل می‌شود.

تاریخچه

رادیوم در سال 1898 ، در Bitchblende در شمال Bohemia توسط "Marie Curie" و شوهرش Pierre ، کشف شد. آنها در طی مطالعاتشان بر روی اورانیت با حذف کردن اورانیوم به ماده ای برخوردند که هنوز خاصیت رادیو اکتیوی داشت. آنها با این عمل یک مخلوط رادیو اکتیو جدا کردند که بیشتر آن را باریم که شعله ای قرمز رنگ و درخشان داشت و هرگز قبلا ثبت نشده بود، تشکیل می‌داد. رادیوم خالص در سال 1902 بوسیله عمل الکترولیز محلول کلرید رادیوم با الکترود جیوه و تقطیر گاز هیدروژن توسط "Curie" و "Andre Debierne" بدست آمد.

محصولات تجزیه‌ای رادیوم که به‌صورت رادیوم A، B،C و .. شناخته شده می‌باشند، در واقع ایزوتوپ عناصر دیگر هستند:

Radium emanation - radon-222

Radium A - polonium-228

Radium B - lead-214

Radium C - bismuth-214

Radium C1 - polonium-214

Radium C2 - thallium-210

Radium D - lead-210

Radium E - bismuth-210

Radium F - polonium 210

در چهارم فوریه 1936، رادیوم E به‌عنوان اولین عنصر رادیو اکتیو مصنوعی بدست آمد. در طی دهه 1930 کارگرانی که با شب‌نماها کار می‌کردند و در معرض رادیوم قرار می‌گرفتند، دچار مشکلات جدی مانند زخم کم‌خونی و سرطان استخوان می‌شدند. به همین دلیل استفاده از رادیوم به‌سرعت متوقف شد. کار با رادیوم با عنوان دلیلی برای مرگ زودرس Marie Curie در نظر گرفته شد.

پیدایش

از آنجا که رادیوم یکی از محصولات تجزیه‌ای اورانیوم می‌باشد، در معادن اورانیوم یافت می‌شود. رادیوم ، بیشتر از معدن اورانیت در Joachimsthal Bohemia بدست می‌آید. تقریبا در هر 7 تن اورانیت ، یک گرم رادیوم وجود دارد. خاکهای Carnotite در Colorado ، حاوی مقداری رادیوم هستند، اما معادن عنی تر در جمهوری دموکراتیک کونگو و Greate Lake کانادا قرار دارد. این عنصر را می‌توان از ضایعات اورانیوم نیز بدست آورد. معادن بزرگ اورانیوم در Ontario ، new mexico ، Utah ، Autralia قرار دارند.

خصوصیات قابل توجه

رادیوم که سنگین‌ترین فلزات قلیایی خاکی می‌باشد، بسیار رادیو اکتیو بوده و از نظر شیمیایی به فلز باریم شباهت دارد. این فلز به‌صورت ترکیبی و در مقادیر بسیار کم در معادل اورانیوم یافت می‌شود. آماده سازی رادیوم برای نگهداری آن در دماهای بالاتر از دمای محیط با توجه به تششعات آلفا ، بتا و گامای رادیوم بسیار قابل توجه می‌باشد. همچنین رادیوم اگر در مجاورت برلیوم قرار بگیرد، نوترون تولید می‌کند.

فلز رادیوم به‌صورت خالص به رنگ سفید براق می‌باشد که در مجاورت هوا به رنگ سیاه تغییر می‌یابد. (احتمالا این عمل به‌دلیل وجود ساختارهای نیتریدی آن رخ می‌دهد) رادیوم فلزی درخشان بوده و رنگ آبی کمرنگ از خود ساتع می‌کند. همچنین در آب تجزیه شده و هیدرواکسید رادیوم را می‌سازد که مقداری از باریم فرارتر است.

کاربردها

موارد استفاده عملی از رادیوم به خواص رادیواکتیوی آن برمیگردد. البته برخی از ایزوتوپهای رادیواکتیوی که اخیرا کشف شده‌اند، مانند کبالت 8 و سزیم 137 جایگزین رادیوم شده‌اند، چرا که بیشتر آنها قدرتمندتر بوده و کار کردن با آنها ساده‌تر و ایمن‌تر است.

*  یک گرم رادیوم ، روزانه به مقدار 0.0001 میلی‌گرم گاز رادون از خود ساطع می‌کند که در درمان سرطان‌ها موثر است.

* رادیوم قبلا به‌صورت شب‌نما در ساعتها و ابزارهای شماره گیر استفاده می‌شد. البته امروزه این کاربرد به‌دلیل زیاد شدن تاثیرات منفی که به   --خاصیت رادیواکتیوی آنها برمی‌گردد، منسوخ شده است.

*  رادیوم به‌عنوان یک منبع نوترونی با انرژی زیاد در مطالعات فیزیکی کاربرد دارد.

* رادیوم ( معمولا به‌صورت کلرید رادیوم) برای تولید گاز رادون که در درمان سرطان‌ها موثر است، در پزشکی کاربرد دارد.

* کوری که واحد SI برای اندازه گیری خاصیت رادیو اکتیوی می‌باشد، بر اساس رادیوم 226 قرار داده شده است.

* رادیوم که از بزرگترین عناصر می‌باشد، همچنین در منابع نوترونی به‌صورت ترکیبی با Francium بکار برده می‌شود.

ترکیبات

ترکیبات آن به رنگ قرمز عمیق ( قرمز پر رنگ crimson carmine با سایه ای از بنفش ) بوده و طیف مشخصی را ایجاد می‌کنند. ترکیبات رادیوم به‌علت نیم عمر کوتاه و رادیواکتیویته شدید ، بسیار کمیاب بوده ، به حالت جدا در سنگ معدن اورانیوم وجود دارد.

فلوریدها

رادیوم «II» فلوراید                         (RaF2)

کلریدها

رادیوم «II» کلرید                          (RaCl2)

برومیدها

رادیوم «II» برومید                        (RaBr2)

یدیدها

رادیوم «II» یدید                              (RaI2)

هیدریدها              ( اطلاعاتی در دست نیست. )

اکسیدها

رادیوم «II» اکسید                           (RaO)

سولفیدها            ( اطلاعاتی در دست نیست. )

سلیندها             ( اطلاعاتی در دست نیست. )

تلوریدها           ( اطلاعاتی در دست نیست. )

نیتریدها           ( اطلاعاتی در دست نیست. )

ایزوتوپها

رادیوم ، 25 ایزوتوپ گوناگون دارد که چهار تا از آنها در طبیعت یافت می‌شوند که رادیوم 226 بیشترین و پایدارترین آنهاست. Ra223 ، Ra224 ، Ra226 و Ra228 همه از تجزیه عنصر U یا Th بوجود می‌آیند. Ra226 محصول تجزیه عنصر U238 بوده که طولانی‌ترین عمر ایزوتوپی رادیوم با نیم عمر 1602 سال را داراست. بعد از آن طولانی‌ترین عمر ایزوتوپی متعلق به Ra228 است که با نیمه عمر 6.7 سال می‌باشد که حاصل تجزیه عنصر Th232 است.

خاصیت رادیواکتیوی

رادیوم حدودا 1 میلیون برابر اورانیوم خاصیت رادیو اکتیوی دارد. تجزیه رادیوم در شش مرحله انجام می‌گیرد. محصولات اصلی و متوالی رادیوم که مورد مطالعه و بررسی قرار گرفته‌اند، Emanation یا Exradio نام دارند: Radium A ، B ، C و … . (emanation یک گاز سنگین است و محصولات دیگر آن جامد می‌باشند.)

این عناصر که وزن اتمی آنها مقداری کمتر از وزن عناصر دیگر می‌باشد، عناصری ناپایدار هستند. رادیوم در هر 25 سال 1% از فعالیت خود را از دست می‌دهد، چراکه به عناصری با وزن اتمی کمتر تبدیل می‌شود. سرب ، آخرین محصول تجزیه رادیوم می‌باشد. کوری واحد اندازگیری خاصیت رادیو اکتیوی می‌باشد که میزان تجزیه آن برابر با تجزیه یک گرم رادیوم 226 است.

اثرات رادیم بر روی سلامتی

رادیم به طور طبیعی به مقداربسیار کم در محیط زیست وجود دارد. به همین علت ما همیشه در معرض رادیم و تابشهایی که به محیط ساطع می کند هستیم. میزان رادیم موجود در محیط زیست در نتیجه فعالیتهای بشری افزایش یافته است. انسان با سوزاندن ذغال و سوختهای دیگر، رادیم را در محیط زیست انتشار داده و میزان آن را افزایش داده است. اگر آب آشامیدنی از چاههای عمیقی استخراج شود که در نزدیکی محل دفع زباله های رادیواکتیو قرار دارند، میزان رادیم آن بالا خواهد بود.

در حال حاضر در مورد مقدار رادیم موجود در هوا و خاک اطلاعاتی موجود نیست.

تاکنون شاهدی از این که تماس با رادیم طبیعی برای سلامتی انسان مضر است، یافت نشده است. بالا بودن میزان رادیم عوارضی مانند شکستگی دندانها، کم خونی و آب مروارید می شود. اگر تماس با رادیم طولانی مدت باشد، باعث سرطان و در نهایت منجر به مرگ می شود. ممکن است ایجاد و توسعه این عوارض سالها طول بکشد. این عوارض به علت تابش اشعه گاما از رادیم به وجود می آیند که می تواند در هوا مسافتی طولانی را بپیماید. بنابراین تنها تماس با رادیم نیست که باعث ایجاد بیماری می شود.

عمومی

نام, علامت اختصاری, شماره                               Radium, Ra, 88

گروه شیمیایی                                                           قلیائی خاکیها

گروه, تناوب, بلوک                                                  ² IIA), 7 , s

رنگ                                                                سفید نقره‌ای براق

خواص اتمی

وزن اتمی                                                    (226.0254) amu

شعاع اتمی                                                                 215 pm

شعاع کووالانسی                                                          no data

شعاع وندروالس                                                          no data

ساختار الکترونی                                                        [Rn]7s2

-e بازای هر سطح انرژی                          2, 8, 18, 32, 18, 8, 2

درجه اکسیداسیون (اکسید)                                         2 ( باز قوی)

ساختار کریستالی                                             بدنه مکعب مرکزی

خواص فیزیکی

حالت ماده                                                     جامد غیر مغناطیسی

نقطه ذوب                                                     973 K)1292 °F)

نقطه جوش                                                 2010 K)3159 °F)

گرمای تبخیر                                                              no data

گرمای هم جوشی                                                   37 kJ/mol

فشار بخار                                                   327 Pa at 973 K

متفرقه

الکترونگاتیویته                                           0.9 (درجه پاولینگ)

ظرفیت گرمایی ویژه                                              94 J/kg*K

رسانائی الکتریکی                                                       no data

رسانائی گرمایی                                                18.6 W/m*K

1^st پتانسیل یونیزاسیون                                      509.3 kJ/mol

 2^ndپتانسیل یونیزاسیون                                      979.0 kJ/mol

                      3^rdپتانسیل یونیزاسیون                                                no data

باریم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول شنبه سوم آذر 1386 18:55

عدد اتمی:                                                            56

جرم اتمی:                                                  137.327

نقطه ذوب:                                                   C° 729

نقطه جوش :                                                C° 1805

شعاع اتمی :                                                   Å 2.78

ظرفیت:                                                                2

رنگ:                                                       سفید نقره ای

حالت استاندارد:                                       جامد مغناطیس

نام گروه:                                                               2

انرژی یونیزاسیون :                               Kj/mol 502.9

شکل الکترونی:                                                    6s²

شعاع یونی :                                                   Å 1.35

الکترونگاتیوی:                                                   0.89

      حالت اکسیداسیون:                                                    2     

دانسیته:                                                             3.59

گرمای فروپاشی :                                      Kj/mol 7.8

گرمای تبخیر : Kj/mol 142                                        

  مقاومت الکتریکی :                      Ohm m 0.000000332

گرمای ویژه:                                           J/g Ko 0.204

دوره تناوبی:                                                             6

شماره سطح انرژی :                                                  6

اولین انرژی :                                                           2

دومین انرژی :                                                         8

سومین انرژی :                                                         18

چهارمین انرژی :                                                      18

اشکال دیگر :

هیدرید باریم                                                      BaH2

     اکسید باریم                                                             BaO

کلرید باریم                                                       BaCl2

استرانسیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول شنبه سوم آذر 1386 18:49

معرفی استرانسیم

استرانتیوم یکی از عناصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Sr و عدد اتمی آن 38 میباشد. استرانتیوم یک فلز قلیایی بوده که به رنگ سفید مایل به نقره ای یا زرد براق است و به شدت واکنش پذیر میباشد. این فلز هنگامه مواجه با هوا به رنگ زرد در می آید و در Celestite و Strontianite بوجود میاید. Sr-90 به صورت ذرات رادیو اکتیو بوده و نیمه عمری معادل 28 سال دارد.

خصوصیات قابل توجه

از آنجا که این عنصر بسیار با هوا واکنش میدهد در حالت طبیعی به صورت ترکیبی با عناصر دیگر در کانی های Strontianite, Celestite و دیگر کانی های وجود دارد. به صورت جدا شده یک فلز زرد رنگ است که تا حدی نیز چکش خور میباشد. و عمداتا در ساخت شعله های قرمز آتش بازی ها از آن استفاده میشود.

استرانتیوم یک فلز نقره ای براق است که از کلسیم نرمتر بوده و در آب واکنش پذیر تر میباشد. از استرانتیوم در حالت تجزیه هیدرواکسید استرانتیوم و گاز هیدروژن حاصل میشود. برای ایجاد هر دو اکسید استرانتیوم و نیترید استرانتیوم در هوا می سوزد ، اما از آنجا که این عنصر با گاز هیدروژن زیر دمای 380 درجه واکنش نشان نمیدهد این عنصر در دمای اطاق فورا اکسید میشود. بنابراین باید زیر Kerosene نگهداری شود تا از اکسیداسیون آن جلوگیری به عمل آید. فلز استرانتوم خالص به سرعت به رنگ زرد در آمده و اکسید میشود. فلز پودر شده این عنصر فورا در هوا آتش میگیرد. نمکهای فرار استرانتیوم شعله های زیبایی را به رنگ قرمز سیر بوجود می آورند. و این نمکها در Pyrotechnic ها برای تولید روشنایی استفاده میشوند. استارنیوم طبیعی مخلوطی از چهار ایزوتوپ پایدار میباشد.

کاربردها

در حال حاضر استفاده اولیه استرانتیوم در ساخت شیشه تلوزیونهای رنگی و لامپهای کاتدی آنها میباشد. دیگر کاربردهای این عنصر عبارتند از:

 *در تولید مگنت های هیدرواکسید آهن و پالایش روی کاربرد دارد.

Strontium Titanate * نمای انکساری بسیار بالایی دارد و پراکندگی نوری آن از الماس نیز بیشتر است که باعث افزایش کاربرد ان در     --استفاده های نوری بصری میشود.

Strontium Titanate * به عنوان سنگ جواهر نیز مورد استفاده قرار گرفته است اما بسیار نرم بوده و به راحتی خراشیده میشود و از این    -رو در جواهرات کاربرد زیادی ندارد. این سنگها به صورت طبیعی بوجود نمی آیند.

 *استرانتیوم برای تولید رنگ در آتش بازیها نیز بکار میرود.

تاریخچه

در سال 1790 Adaor Crawfprd کانی Strontianite را که از روی شهر اسکاتلندی Strontian نامگذاری شده بود را یافت که با کانی های دیگر باریوم تفاوت داشت. اما بعد Klaproth و Hope استرانتیوم را در سال 1798 کشف کردند. فلز خالص استرانتیوم برای اولین بار توسط Sir Humphrey Davy در سال 1808 با عمل الکترولیز جدا شده و بدست آمد.

پیدایش

استرانتیوم معمولا در طبیعت بوجود می آید و %0.034 تمام سنگها و صخره های آتشفشانی را به خود اختصاص میدهد. این عنصر عمدتا به صورت سولفات کانی Celestite (SrSO4) و Carbonate Strontiantie (SrCO3) یافت میشود. Celestite بیشتر به صورت رسوبات ته نشین شده به مقدار زیاد وجود دارد که سهولت در توسعه استخراج معدن را ساده تر و جذاب تر میکند. با این حال Strontianite کانی مفیدتری میباشد چرا که استرانتیوم بیشتر به صورت کربنات استفاده میشود. اما ذخایر بسیار کمی کشف شده اند که برای توسعه و استخراج معدن مناسب میباشند. این فلز میتواند از طریق عمل الکترولیز کلرید ذوب شده و کلرید پتاسیم بدست آید. همچنین از طریق تقلیل اکسید استرانتیوم با آلومینیوم در خلا و دمای تقطیر استرانتیوم نیز ساخته میشود. سه گونه هندسی از این عنصر وجود دارد که نقطه تغییر حالت آنها از 235 تا 540 درجه میباشد. قیمت فلز خالص(98%) استرانتیوم در سال 1990 $5/oz بود. بزرگترین دخایر استخراج شده این عنصر در انگلستان وجود دارد.

ایزوتوپها

استرانتیوم که یک فلز قلیایی میباشد چهار ایزوتوپ طبیعی و پایدار دارد:

 (Sr-84(%0.56) , Sr-86(%9.86), Sr-81(%7.0 و(Sr-88(%82.58. تنها ایزوتوپ Sr-87 رادیوژنیک میباشد که از تجزیه فلز قلیایی و رادیواکتیو روبیدیوم که نیمه عمر 48800000 سال دارد بوجود آمده است. بنابراین تنها دو منبع برای تولید Sr-87 وجود دارد که یا از ترکیب هسته ای عنصری با Sr-84 , Sr-86 و Sr-88 شکل میگرد و یا از تجزیه رادیو اکتیو روبیدیوم 87. از آنجا که استرانتیوم شعاع اتمی مشابه با کلسیم دارد به راحتی در کانی ها جایگزین آن میشود. میزان Sr-87/Sr-86 در کانیها و سنگها از 0.7 تا 4.0 گسترده شده است.

16 ایزوتوپ ناپایدار نیز برای این عنصر وجود دارند که مهمترین آنها Sr-90 با نیمه عمر 29 سال میباشد که از محصولات هسته ای است که مشکلاتی را برای سلامتی انسان به همراه دراد چراکه به راحتی میتواند جانشین کلسیوم در استخوان شود و از دفع از بدن جلوگیری کند. این ایزوتوپ از قوی ترین و پویا ترین ساتع کنندگان اشعه بتا است که تا کنون شـناخــــتــه شـــده است و در ســیـــســــتمــــهایSNAP          

((Systems for Nuclear Auxiliary Power استفاده میشود. به نظر میرسد که از این سیستمها در ایستگاه های هوایی دور دست سفینه ها و شناورهای راه یاب و کلا مکانهایی که به یک منبع نیروی اتمی با وزن کم و قدرت الکتریکی و هسته ای نیاز باشد بکار رود.

اثرات استرانسیم بر روی سلامتی

در نتیجه واکنشهای شیمیایی، ترکیباتی از استرانسیم که در آب نا محلول هستند، محلول می شوند. ترکیبات محلول در آب، نسبت به ترکیبات نامحلول برای سلامتی انسان مضرتر هستند. بنابراین ترکیبات محلول استرانسیم، آب آشامیدنی را آلوده می کنند. خوشبختانه غلظت استرانسیم در آب آشامیدنی بسیار کم است. تنفس هوا یا گرد و غبار، خوردن غذا، آب آشامیدنی یا تماس با خاک آلوده به استرانسیم، باعث می شود که مقدار کمی استرانسیم وارد بدن انسان شود. احتمال ورود استرانسیم به بدن از راه خوردن و آشامیدن بیشتراست. استرانسیم موجود در غذا به استرانسیم موجود در بدن افزوده می شود. دانه ها ،سبزیهای برگدار و لبنیات، استرانسیم بالایی دارند. میزان استرانسیم موجود در بدن اکثر افراد متوسط است. از بین ترکیبات استرانسیم، تنها کرومات استرانسیم است که حتی مقادیر بسیار اندک آن هم برای سلامتی بدن مضر است. معمولا کروم سمی است که باعث بیماری می شود. کرومات استرانسیم باعث سرطان ریه می شود اما با استفاده از روشهای صحیح در کارخانجات خطرات و بیماریهای ناشی از استرانسیم کاهش می یابد. بنابراین استرانسیم خطری جدی برای سلامتی انسان محسوب نمی شود. جذب مقدارزیاد استرانسیم برای سلامتی انسان خطری ندارد. تنها در یک مورد، فردی نسبت به استرانسیم حسااسیت نشان داد اما مورد دیگری گزارش نشده است. در بچه ها جذب استرانسیم زیادی ، باعث اختلالات رشد می شود.

نمکهای استرانسیم باعث خارش پوست یا دیگر مشکلات پوستی نمی شوند. وقتی جذب استرانسیم بسیار زیاد باشد، رشد استخوانها دچار مشکل می شود. اما این مشکل تنها زمانی پیش می آید که جذب استرانسیم بیش از هزار ppm باشد. میزان استرانسیم موجود در غذا و آب آشامیدنی به حدی نیست که باعث این قبیل عوارض شود. خطر استرانسیم رادیو اکتیو برای سلامتی انسان بیشتر از استرانسیم پایدار است. اگر جذب استرانسیم رادیواکتیو خیلی زیاد باشد، باعث کم خونی و کمبود اکسیژن می شود. غلطت بسیار بالای استرانسیم به خاطر آسیب به ماده ژنتیکی سلولها باعث سرطان می شود.

عمومی

نام, علامت اختصاری, شماره                           Strontium, Sr, 38

گروه شیمیایی                                                            قلیائی خاکیها

گروه, تناوب, بلوک                                                 2 «IIA), 5, s

جرم حجمی, سختی                                           2630 kg/m3, 1.5

رنگ                                                              سفید نقره ای براق

خواص اتمی

وزن اتمی                                                            87.62 amu

شعاع اتمی                                                               219 pm

شعاع کووالانسی                                                        192 pm

شعاع وندروالس                                             no information

ساختار الکترونی                                                        [Kr]5s2

-e بازای هر سطح انرژی                                     2, 8, 18, 8, 2

درجه اکسیداسیون «اکسید                                           )2 بازقوی)

ساختار کریستالی                                     مکعبی face centered

خواص فیزیکی

حالت ماده جامد                                         paramagnetic

نقطه ذوب                                          1050 K)1431 °F)

نقطه جوش                                        1655 K)2520 °F)

گرمای تبخیر                                              144 kJ/mol

گرمای هم جوشی                                          8.3 kJ/mol

فشار بخار                                       246 Pa at 1042 K

متفرقه

الکترونگاتیویته                               0.95 )درجه پاولینگ)

ظرفیت گرمایی ویژه                                  300 J/kg*K

رسانائی الکتریکی                                7.62 ⁶10/m اهم

رسانائی گرمایی                                  35.3 W/«m*K

 1^stپتانسیل یونیزاسیون                           549.5 kJ/mol

 2^ndپتانسیل یونیزاسیون                         1064.2 kJ/mol

3^rd پتانسیل یونیزاسیون                            4138 kJ/mol

کلسیم 

موضوع: آشنایی با عناصر گروه اول شنبه سوم آذر 1386 18:44

معرفی کلسیم

کلسیم ، یکی از عناصر شیمیایی با نشانه Ca، دارای عدد اتمی 20 و در گروه دوم اصلی جدول تناوبی قرار گرفته است. کلسیم از نظر فراوانی ، در میان کلیه عناصر پوسته زمین دارای مقام پنجم و در میان فلزات دارای مقام سوم است ترکیبات کلسیم تشکیل دهنده 64/3 % از پوسته زمین می‌باشد. بلورهای سفید کلسیم ، در دمای C˚810 ذوب می‌شوند و فلز کلسیم در آب و اسید محلول بوده و هیدروکسید و نمک تولید می‌نماید.

منابع                                                                    

منابع کلسیم در پهنه زمین گسترده بوده و در هر یک از سرزمینها بوفور یافت می‌شود. این عنصر در حیات گیاهی و جانوری دارای نقش حیاتی بوده و در استخوانها و دندانها و پوسته تخم مرغ ، انواع مرجانها و بسیاری از خاکها وجود دارد. همچنین کلرید کلسیم در حدی به گستردگی 15/0% در آب دریا وجود دارد. ذکر این نکته ضروری بنظر می رسد که آهک (اکسید کلسیم) ماده شناخته شده‌ای است که از قدیم الایام در مورد یونان باستان از آن بعنوان ملات در ساختمانها استفاده می شده است. کلسیم در ترکیب پوسته زمین به مقدار 36300 گرم در تن وجود دارد این عنصر به حالت آزاد یافت نمی‌شود، بلکه به شکل ترکیب های مختلف در کانی‌ها و به صورت محلول در ساختمان جانوران و گیاهان شرکت می کند. کانی‌های حائز اهمیت کلسیم عبارتند از: دولومیت ، گیبس و آپاتیت.

تهیه واستخراج

در صنعت ، فلز کلسیم را می‌توان از الکترولیز کلسیم کلرید و مخلوط فلوئورید و پتاسیم کلرید تهیه نمود. در این روش ، از صفحه های زغالی به عنوان آند و از میله های آهن به عنوان کاتد استفاده می‌شود. در مقیاسی کوچکتر می توان آهک را با فلز آلومینیوم در خلا احیا نموده و متعاقب آن ، عمل را بوسیله منظور بازیافت فلز کلسیم ادامه داد. بعلاوه کلسیم کلرید که عبارت از یک ماده اولیه است را می توان یا بوسیله اثر اسیدکلریدریک پر ماده معدنی کربناته و یا بعنوان ضایعات در فرآیند solvay تهیه کرد.

تجربه و شناسایی

از نظر کیفی ، وجود کلسیم را می توان یا بوسیله تشکیل کربنات نامحلول آن ، و یا بوسیله مشتعل نمودن آن شعله یک مشعل که ایجاد رنگ قرمز درخشان می‌نماید، تشخیص داد. از نظر کمی ، کلسیم را بعد از جداکردن از سایر فلزهای قلیایی خاکی ، به روش های کرومات- سولفات و یا اتر- الکل ، از آمونیوم ، اگزالات استفاده می کنند که کلسیم به شکل کلسیم اگزالات رسوب نموده و سپس این رسوب را توزین می‌نمایند. اگزالات مورد نظر را نیز یا می توان بوسیله اشتعال به اکسید و یا با استفاده از محلولهای استاندارد شده پرمنگنات پتاسیم اکسیده نمود.

خواص شیمیایی

کلسیم عنصری است که نسبت به فلزات قلیایی و سایر فلزات قلیایی خاکی از قدرت فعالیت کمتری برخوردار است. مانند بریلیم و آلومینیوم ، و برخلاف فلزات قلیایی ، این عنصر بر حسب سوختگی در پوست نمی گردد. باید توجه داشت که در هوا لایه نازکی از اکسید و نیترید بر روی کلسیم تشکیل می شود که می تواند آن را از اثرات بعدی هوا مصون نگاه دارد، لکن در درجه حرارت بالا این عنصر در هوا سوخته و تشکیل مقدار زیادی نیترید می دهد. کلسیم تجارتی به آسانی با آب و اسیدها واکنش نموده تولید هیدروژنی می نماید که حاوی مقدار قابل ملاحظه ای از گاز آمونیاک وهیدروکربنها ، بعنوان ناخالصی می‌باشد. از حکیم ، می توان بعنوان یک عامل آلیاژ کننده برای فلزات حاوی آلومینیوم به منظور حذف بیسموت از سرب و بعنوان کنترل کننده کربن گرافیتی ، در چدن استفاده کرد. از طرف دیگر می توان از این فلز بعنوان عاملی برای حذف اکسیژن درکارخانجات فولاد و بعنوان عامل احیا کننده در تهیه فلزاتی مانند کروم ، زیرکونیم و اورانیم و بعنوان یک ماده جداکننده برای مخلوط گازهای نیتروژن و آرگون استفاده نمود. ضمنا زمانیکه کلسیم ، به آلیاژهای منیزیم افزوده شود (25/0%) ، ساختمان آنها را تصفیه وموجب کاهش تمایل آتش گیریهای آنها می شود.

ترکیبات کلسیم و کاربرد آنها

عموما می بایست که از ترکیبات سدیم نسبت به ترکیبات کلسیم ، بیشتر استفاده شود، لکن با مقایسه قیمت این دو ترکیب با یکدیگر ، در بسیاری از موارد از ترکیبات کلسیم استفاده می شود. در هر صورت باید توجه داشت که آهک قلیایی ارزان تری ، نسبت به هیدروکسیدسدیم محسوب می شود. از ترکیبات مهم کلسیم می توان به موارد زیر اشاره نمود:

هیدرید کلسیم: این ترکیب در اثر واکنش مستقیم با هیدروژن در C400˚ حاصل می گردد و با آن می توان بسیاری از اکسیدهای معدنی مانند رویتل و بدلیت را تا حد فلز مربوطه احیا کرد همچنین می توان با استفاده از این ترکیب ، کلریدکلسیم را به سدیم احیا و مونوکسید کربن را به فرم آلدهید تبدیل نمود هر بعنوان یک عامل متراکم کننده درتبدیل استون به اکسید مزیتلین و بعنوان کاتالیزور هیدروژناسیون در تبدیل اتیلن به اتان نفش دارد.

اکسید و هیدروکسید کلسیم: اکسید کلسیم ( آهک) را می‌توان بوسیله تجزیه حرارتی کربنات معدنی این عنصر در کوره های بلند در فرآیندی مداوم تولید نمود. برای تهیه هیدروکسید کلسیم نیز می‌توان از هیدرولیز اکسید آن استفاده نمود. از هیدروکسید کلسیم ، بعنوان قلیا در مواردی که نیاز باشد استفاده می‌گردد.

سیلید کلسیم: برای تهیه سیلید کلسیم می توان در یک کوره الکتریکی از اثر آهک برسیلیکا و یک زغال احیا کننده استفاده نمود. این ماده بعنوان عامل اکسیژن زدایی از فولاد ، بسیار مفید می‌باشد.

کربید کلسیم: برای تهیه این ترکیب می توان مخلوطی از آهک و کربن را در یک کوره الکتریکی تحت درجه حرارت C˚3000 قرار داد. کریبد کلسیم در اثر هیدرولیز استیلن تبدیل می گردد که استیلن یک ماده آغاز برای تهیه تعداد کثیری از مواد شیمیایی مهم در صنعت مواد شیمیایی آلی است.

کربنات کلسیم: در طبیعت ، کربنات کلسیم تحت عناوین مختلف و به وفور یافت می‌شود. سنگ آهک ایسلند و کلسیت اساسا کربنات خالص هستند، در حالیکه ماربل تا اندازه ای دارای ناخالصی می‌باشد. اگر چه کربنات کلسیم کاملا در آب نامحلول می باشد، لکن در آبهای حاوی دی اکسید کربن ، در حد قابل ملاحظه ای محلول است زیرا در اثر ترکیب با دی‌اکسید کربن به صورت بیکربنات درمی‌آید.

هالیدهای کلسیم: از جمله هالیدهای کلسیم ، فلوئورید فسفر سانس ، یکی از ترکیبات گسترده کلسیم می باشد، که با توجه به میزان شفافیت آن ، نسبت به اشعه ماورای بنفش و مادون قرمز از کاربردهای با اهمیتی ، در اسپکتروسکوپی برخوردار است. از دیگر هالیدهای کلسیم ، کلرید کلسیم است که بعنوان عامل خشک کننده و همچنین بدلیل قابلیت انحلال فوق العاده آن در آب سرد ، در سیستمهای خنک کننده استفاده می‌شود. مضافا از کلرید کلسیم و هیپوکلریت کلسیم بعنوان عامل سفید کننده نیز استفاده می‌کنند.

کلسیم در بیوسفر (زیست کره)

کلسیم جزء ساختمانی و ثابت کلیه گیاهان بوده و بصورتهای جزء ساختمانی و یون فیزیولوژیکی توامان یافت می‌شود. مضافا یون کلسیم قادر است اثرات سمی یونهای پتاسیم ، سدیم و منیزیم را بلا اثر نماید. کلسیم بدلیل وجود در خاک قادر است بر قلیائیت آن اثر ومتعاقب آن در رویش گیاهان تاثیر داشته باشد. این عنصر در ساختمان بدن حیوانات (در بافتهای نرم) ، مایعات میان بافتی و اسکت بندی یافت می شود. استخوانهای مهره داران حاوی کلسیم ، بصورت فلوئورید کلسیم ، کربنات کلسیم و فسفات کلسیم می باشد همچنین کلسیم ذاتا در بسیاری از وظائف بیولوژیکی مهره داران ، سهیم است.

شناخت محیط رشد:کلسیم

درون گیاه، کلسیم بیشتر به صورت پکتات کلسیم، در دیواره یاخته ها، یافت می شود. و کارش متصل ساختن یاخته ها به هم است. این ماده ، به علت غیر قابل انتقال بودنش درون بافت ها، باید پیوسته دردسترس گیاه قرار گیرد، کمبود کلسیم باعث کمبود رشد و همچنین لوله شدن برگها و قهوه ای رنگ شدن ریشه ها می گردد. در گوجه فرنگی، کمبود کلسیم باعث گندیدگی ته میوه می شود. در سیب، وجود آن مایه سختی بافت های میوه شده، به عمر پس از برداشت آن می افزاید و کمبودش باعث آسیب پوستی می گردد. گرچه میزان کلسیم، اغلب در خاک ها به مراتب از پتاسیم کمتر است ولی بر عکس پتاسیم، قابلیت جذب آن برای گیاه خیلی زیادتر می باشد.

کمبود کلسیم را می توان با اضافه کردن آهک به خاک بر طرف ساخت ، البته باید در نظر داشت که آهک واکنش خاک را نیز بالا می برد. سوپر فسفات نیز حاوی مقدار زیادی کلسیم است. همچنین برای رفع کمبود کلسیم می توان گیاهان را با کلرور کلسیم و یا نیترات کلسیم محلول پاشی کرد.

اثرات کلسيم بر سلامتي انسان