گزارش كار آزمايش شناسایی و جداسازی یون های گروه IV وV و آنيون ها

مختصری درباره عناصر گروه IV و V

مختصری درباره عناصر گروه IV و V

باریم
اکسید باریم، Baryta نام دارد و به صورت اولیه در کانی باریت BaSO۴ یافت می‌شود اما هرگز به شکل خالص دیده نمی‌شود، زیرا باریم در هوا بسیار واکنش پذیر می‌باشد.
باریت (Barite & Baryte) یا سولفات باریم طبیعی BaSO۴ از واژه یونانی (Barus & Barys) ‌ به معنی سنگین یا چگال گرفته شده است (به این کانی Heavy spar و گاهی Tiff نیز می‌گویند). باریم چهاردهمین عنصر فراوان در پوسته زمین است که در حدود ۰۵۰/۰% پوسته زمین و ۴۲۵ گرم در تن سنگ‌های رسوبی پوسته را می‌سازد.
باریم فلزی است قلیایی (آلکالن) خاکی به رنگ سفید- نقره‌ای با نماد Ba، عدد اتمی ۵۶، وزن اتمی ۳۲۷/۱۳۷، وزن مخصوص ۵۹/۳ گرم بر سانتی متر مکعب، سختی ۲۵/۱ در مقیاس موس، نرم، سنگین، نقطه جوش ۱۸۹۸ درجه سانتی گراد و نقطه ذوب بالا ۷۲۹ درجه سانتی گراد.
باریم در گروه ۲ (II) جدول تناوبی به عنوان فلز قلیایی (آلکالن) خاکی Alkali Earth Metals بوده و در دوره ۶ قرار دارد.
باریت یکی از سنگین‌ترین کانی‌های سولفاته است و تنها کانی که در این رده، دارای وزن مخصوص بالاتری نسبت به آن می‌باشد، انگلزیت (PbSO۴) است. فرم بلورین آن اکثرا به صورت بلورهای تیغه‌ای، ورقه ورقه مانند، لایه‌ای یا رشته‌ای است. در بیشتر ذخایر تجاری به صورت نودول‌ها، کنکرسیون‌های تجمعات گل سرخ مانند، ورقه‌های نازک تا لایه‌ای مشاهده می‌شود.
تاریخچه
نام باریت از کلمه یونانی باروس به معنی سنگین گرفته شده و برای اولین بار توسط هامیلتون Hamilton و به عقیده برخی از مولفین در سال ۱۷۷۴، توسط شیل Carl Scheele به کاررفته است. نام‌های محلی دیگر برای این کانی نظیر هوی اسپار، تیف، کوک، باریتس و باریتین به کاررفته است. اکسید باریم درابتدا به نام barote توسط Guyton de Morveau نامیده شد که توسط Antoine Lavoisier به baryta تغییر نام داده است که پس از آن به barium تبدیل شد.
باریم در سال ۱۸۰۸ توسط Sir Humphry Davy در انگلستان استخراج شد. این ماده معدنی به دلیل وزن مخصوص زیاد از سالهای ۱۹۳۰ در حفاریهای اکتشافی مورد استفاده قرار گرفته است. وزن مخصوص بالا و خنثی بودن آن از نظر شیمیایی موجب به کارگیری گسترده این کانی به عنوان یک عامل وزنی در مایعات یا گل‌های حفاری می‌شود. بیشتر مصرف باریت در صنایع حفاری چاه‌های عمیق نفت وگاز است، به طوری که تقریبا ۸۵ % تقاضا برای این ماده معدنی را در برمی گیرد که بالغ بر ۶ میلیون تن در سال است (راسیکل، ۲۰۰۰). گل حفاری در روش دورانی ودر مناطقی که فشار گاز یا مایع در اعماق زیاد است، برای محافظت و جلوگیری از فوران چاه یا ریزش دیواره استفاده می‌شود.
خصوصیاتی نظیر وزن مخصوص زیاد، خنثی بودن آن از نظر شیمیایی، فراوانی ذخایر، سهولت استفاده و ارزانی آن سبب شده تا در اکثر نقاط دنیا و در بسیاری از صنایع در ساختن مواد شیمیایی باریم دار، پرکننده‌های ویژه، سرامیک، لاستیک، شیشه‌های شفاف، کاغذ، لوازم آرایش، پلاستیک، لباسهای عایق، کابل، جوهر سفید، آلیاژ‌ها، رنگ، چینی، چاشنی فشنگ، گرانول، لنت ترمز، چراغهای راهنمایی با نور سبز، لیتوپون مورد استفاده قرار گیرد ولی میزان مصرف آن در این صنایع کمتر از یک میلیون تن در سال برآورد شده است.
مشخصات شیمیایی
کانی باریت از دسته سولفات‌ها جزء گروه عناصر قلیایی خاکی و دارای فرمول شیمیایی BaSO۴ بوده و منبع اصلی تهیه عنصر باریم محسوب می‌شود. باریم دارای عدد اتمی۵۶، عدد جرمی ۳۴/۱۳۷، الکترونگاتیویته ۸۵/۰، شعاع یونی ۳۶/۱ آنگستروم و پتانسیل یونی ۵/۱ می‌باشد. فراوانی این عنصر به صورت ترکیب قابل حل BaSO۴ در آب دریا ۲۰ میکروگرم در لیتر است.
میانگین عنصر باریم در پوسته ۴۲۵ گرم درتن یا قسمت در میلیون (ppm) است (یعنی ۰۴۲۵/۰%). میانگین آن در گرانیت ppm ۱۲۲۰ ودر دیاباز ppm ۱۶۰ می‌باشد. در فلدسپات۳ %، در پلاژیو کلازها۳/۷ %، در مسکوویت ۹/۹ % و در بیوتیت ۸-۶ % BaO می‌توان وجود داشته باشد.
۷/۶۵ درصد BaO و ۳/۳۴ درصد SO۳ در ساختمان باریت خالص وجود دارد. حلالیت این کانی در آب و اسید، در درجه حرارتهای عادی، بسیار کم است، بنابراین می‌توان ازآن به عنوان ماده شیمیایی خنثی استفاده کرد. از هرگرم باریت در درجه حرارت عادی در حدود ۲ میلی گرم در هرلیتر آب حل می‌شود. با افزایش حرارت به میزان حلالیت باریت زیاد‌تر شده، به طوری که از هر گرم باریت در درجه حرارت ۵۰۰ تا ۱۰۰۰ درجه سانتیگراد بخار آب، ۴۰ میلی گرم آن در هرلیتر آب حل می‌شود. حلالیت باریت با حضور کلرید در آب افزایش می‌یابد (هسلی و مورگ ۱۹۵۱). در اثر شیمیایی باریت، ویتریت (BaCO۳) که کربنات باریم طبیعی است، حاصل می‌شود. این کانی به سختی گداخته می‌گردد وساختمان بلورین آن در اثر گرما (شعله فوتک) شکسته می‌شود. این کانی دارای خاصیت لومینسانس بوده و حرارت دادن شدید آن سبب تظاهر رنگ سبز متمایل به زرد می‌گردد. اگر پودر این کانی به داخل شعله دمیده شود، رنگ سبز متمایل به زرد به شعله می‌دهد.
باریم با شعاع یونی ۳۶/۱ انگستروم، پتانسیل یونی ۵/۱، الکترونگاتیوی ۸۵/۰، عدد کوردینانسیون ۸ بوده و از عناصر لیتوفیل محسوب می‌شود.
باریم از نظر شیمیایی بسیار شبیه به کلسیم است و فرم خالص آن به رنگ سفید- نقره مشابه سرب است. این فلز زمانی در معرض هوا قرار می‌گیرد، بسیار آسان اکسید می‌شود و با آب و الکل واکنش پذیری بالایی دارد و توسط آب و یا الکل تجزیه می‌شود.
بیشتر مواد مرکب حاوی عنصر باریم به علت وزن مخصوص بالای آن‌ (بالا‌تر از ۲/۴ گرم بر سانتی مترمکعب) که ناشی از وزن اتمی بالای آن (۱۳۷) می‌باشد، کانی شفاف و سنگین نامیده می‌شوند.
باریم به صورت یک عنصر کمیاب در بسیاری از سنگ‌ها وجود دارد، این عنصر بیشتر در سنگ‌های آذرین اسیدی یافت می‌شود و هنگام واکنش‌های بین آب و سنگ، به محیط آبی وارد می‌شود، ولی انحلال آن به تشکیل کانی سولفات باریم یا باریت وابسته است. بنابراین تمرکز باریم در آب‌های سطحی و زیرزمینی به طور معکوس به تمرکز سولفات بستگی دارد.
باریم به سرعت در هوا اکسید می‌شود و دستیابی به این فلز در شکل خالص آن مشکل بدست می‌آید. باریم به صورت اولیه به صورت کانی باریت (سولفات باریم متبلور) یا ویتریت BaCo۳ (Witherite) یافت می‌شود. باریم از نظر اقتصادی از طریق الکترولیز کلرید باریم مذاب (BaCl۲) ایجاد می‌شود.
اکسیداسیون در باریم به آسانی اتفاق می‌افتد و باریم به ندرت به شکل خالص باقی می‌ماند بنابراین باریم باید در زیر نفت سفید و یا مایعات دارای اکسیژن آزاد مناسب نگهداری شوند.
مهم‌ترین مواد مرکب باریم پروکسید، کلرید، سولفات، کربنات، نیترات و کلرات هستند. زمانی که باریم می‌سوزد، نمک‌های باریم به رنگ سبز درخشان در می‌آیند.
باریم با منشأ طبیعی مخلوطی از ۷ ایزوتوپ پایدار است. ۲۲ ایزوتوپ آن شناسایی شده‌اند اما این ایزوتوپهای با خاصیت رادیواکتیو بالا و نیمه عمری از رنج چندین هزارم ثانیه به چندین دقیقه می‌باشد. تنها یک مورد استثناء Ba۱۳۳ با نیمه عمر ۵۱/۱۰ سال می‌باشد.
پودر باریت BaSo۴ به صورت پودری سنگین با وزن مخصوص ۵/۴، سختی ۵/۳- ۵/۲، سفید رنگ تا خاکستری با جلای شیشه‌ای، کلیواژ کامل در جهت {۰۰۱}، بدون بو و غیرمحلول در آب و حلال‌های آلی است و به علت محلول نبودن در آب خاصیت سمی ندارد حال آنکه سولفید باریم به علت محلول بودن و آزاد شدن یون باریم در آب به شدت سمی است. باریت خالص از ۷/۶۵ % SO۳ و ۳/۴۳ % BaO تشکیل شده است ولیکن در طبیعت باریت با ناخالصی‌هایی همراه است که این ناخالصی‌ها از وزن مخصوص آن‌ها می‌کاهند.
استرانسیم
استرانسیم فلزی نرم با رنگ زرد نقره‌ای است. خواص فیزیکی و شیمیایی آن شباهت زیادی به کلسیم و باریم دارد. سلستید و استروتیانیت دو سنگ معدن مهم استرانسیم هستند. این فلز ممکن است از طریق الکترولیز کلرید مذاب تهیه شود. استرانسیم به طور طبیعی متشکل از چهار ایزوتوپ پایدار است. پایدار‌ترین این ایزوتوپ‌ها، ایزوتوپ رادیو اکتیو استرانسیم -۹۰ (نیمه عمر ۱/ ۲۸ سال) است. استرانسیم اولین بار در سال ۱۷۹۰ توسط A. Crawford دانشمند اسکاتلندی کشف گردید.
نام عنصر شیمیایی استرانسیم از لغت Strontian که نام شهری در اسکاتلند می‌باشد، گرفته شده است. در سال ۱۸۰۸، شخصی به نام Davey طی الکترولیز توانست این عنصر را کشف کند. البته در سال ۱۷۹۰، Adair Crawford کانی جدیدی به نام استرونتیانیت را شناسایی کرد که از کانی‌های باریم دار متفاوت بود.
استرانسیم در کانی‌های سلستیت و استرونتیانیت یافت می‌شود. فلز استرانسیم از الکترولیز مخلوط کلر گداخته همراه با کلرید پتاسیم حاصل می‌شود، یا از احیا اکسید استرانسیم با آلومینیم در شرایط خلا و در دمایی که استرانسیم تقطیر می‌شود، بدست می‌آید. سه شکل آلوتروپی این فلز وجود دارد که نقطه انتقال آن‌ها ۲۳۵ و ۵۴۰ درجه سانتیگراد می‌باشد.
استرانسیم از کلسیم نرم‌تر است و در آب به شدت تجزیه می‌شود. استرانسیم، در دماهای زیر ۳۸۰ درجه سانتیگراد، نیتروژن را جذب نمی‌کند. برای جلوگیری از اکسید شدن استرانسیم این عنصر باید در نفت سفید نگهداری شود. مقطع جدید استرانسیم، ظاهری نقره‌ای دارد، اما به سرعت به رنگ زرد با ساختار اکسیدی در می‌آید. فلز نهایی در هوا می‌سوزد. نمک‌های فرار استرانسیم رنگ قرمز زیبایی دارند. این نمک‌ها در فشفشه‌ها و مواد آتش زا کاربرد دارند. استرانسیم طبیعی از مخلوط چهار ایزوتوپ پایدار تشکیل شده است.
شانزده ایزوتوپ ناپایدار دیگر از استرانسیم وجود دارد. یکی از مهم‌ترین ایزوتوپ‌های ناپایدار استرانسیم ۹۰Sr است که نیمه عمر آن ۲۹ سال می‌باشد. ۹۰Sr محصول ریزش‌های هسته‌ای است و مشکلاتی در سلامت انسان ایجاد می‌کند. این ایزوتوپ یکی از ایزوتوپ‌های با عمر طولانی است که اشعه بتا از خود متصاعد می‌کند و در دستگاه‌های SNAP (سیستم برای قدرت کمکی هسته‌ای) به کار می‌رود. این دستگاه‌ها برای ساختن فضاپیما‌ها، ایستگاههای هوا‌شناسی، بویه‌های دریایی و جاهاییکه منابع قدرت هسته‌ای – الکتریکی، دراز مدت، سبک وزن نیاز است، به کار می‌روند.
در حال حاضر مهم‌ترین کاربرد استرانسیم برای تولید شیشه‌های رنگی تلویزیون است. همچنین از استرانسیم برای تولید آهنربا و تصفیه روی استفاده می‌شود. تیتانیت استرانسیم ماده نوری جالبی است که دارای شاخص انکسار بسیار بالایی است و پراکندگی نوری بالاتری نسبت به الماس دارد. استرانسیم به عنوان جواهر نیز به کار می‌رود، اما خیلی نرم است.
اثرات استرانسیم بر روی سلامتی
در نتیجه واکنش‌های شیمیایی، ترکیباتی از استرانسیم که در آب نا‌محلول هستند، محلول می‌شوند. ترکیبات محلول در آب، نسبت به ترکیبات نامحلول برای سلامتی انسان مضر‌تر هستند. بنابراین ترکیبات محلول استرانسیم، آب آشامیدنی را آلوده می‌کنند. 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 می‌شود 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 می‌شود. دانه‌ها، 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.
نمک‌های استرانسیم باعث خارش پوست یا دیگر مشکلات پوستی نمی‌شوند. وقتی جذب استرانسیم بسیار زیاد باشد، رشد استخوان‌ها دچار مشکل می‌شود. اما این مشکل تنها زمانی پیش می‌آید 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 می‌شود. غلطت بسیار بالای استرانسیم به خاطر آسیب به ماده ژنتیکی سلول‌ها باعث سرطان می‌شود.
اثرات زیست محیطی استرانسیم
استرانسیم عنصری است که به طور طبیعی در بسیاری از بخش‌های محیط زیست مانند سنگ‌ها، خاک، آب و هوا وجود دارد. ترکیبات استرانسیم به آسانی در محیط زیست حرکت می‌کنند زیرا بسیاری از این ترکیبات در آب محلول هستند. استرانسیم به صورت غبار، همیشه و به میزان مشخصی در هوا وجود دارد. میزان استرانسیم موجود در هوا در اثر فعالیت‌های بشری مانند سوختن ذغال و نفت، ذرات غباری که حاوی استرانسیم هستند در آب‌های سطحی، خاک یا سطح گیاهان ته نشین می‌شوند. ذراتی که ته نشست نکرده‌اند به هنگام ریزش باران یا برف به زمین برمی گردند. بنابراین مقدار استرانسیم در خاک یا کف آب‌های سطحی افزایش می‌یابد و با استرانسیم موجود مخلوط می‌شود. استرانسیم از طریق خاک و هوازدگی سنگ‌ها، وارد آب می‌شود. تنها بخش کوچکی از استرانسیم موجود در آب از گرد و غبار موجود در هواست. قسمت عمده استرانسیم موجود در آب به صورت محلول است. اما بخشی از آن هم به صورت معلق می‌باشد که در بعضی جا‌ها باعث گل آلود شدن آب می‌شود. میزان استرانسیم در آب آشامیدنی زیاد نیست. معمولا در اثر فعالیتهای بشری و عمدتا در اثر ریختن زباله‌ها در آب، میزان استرانسیم موجود در آب بیشتر از حد طبیعی است. به علاوه در اثر ته نشینی ذرات گرد و غبار موجود در هوا که با ذرات اسسترانسیم حاصل از فرآیندهای صنعتی واکنش داده‌اند هم میزان استرانسیم افزایش می‌یابد. غلظت استرانسیم موجود در خاک در اثر فعالیت‌های بشری و توسط خاکس‌تر ذغال سنگ و زباله‌های صنعتی افزایش می‌یابد. به خاطرطبیعت استرانسیم بخشی از آن وارد بدن ماهی‌ها، سبزیجات، دام‌ها و جانوران دیگر می‌شود. یکی از ایزوتوپ‌های استرانسیم رادیو اکتیو است. این ایزوتوپ به طور طبیعی در محیط وجود ندارد و در نتیجه فعالیت‌های بشری مانند آزمایش بمبهای اتمی در محیط افزایش می‌یابد. تنها راه کاهش غلظت این ایزوتوپ تجزیه رادیواکتیو آن به زیرکونیم پایدار است. غلظت استرانسیم رادیواکتیو در محیط زیست نسبتا کم است و ذرات آن همیشه در خاک و کف آب تجمع می‌یابد. در نتیجه با دیگر ذرات استرانسیم مخلوط می‌شود. اما میزان آن در آب آشامیدنی افزایش نمی‌یابد.
کلسیم
کلسیم، یکی از عناصر شیمیایی با نشانه Ca، دارای عدد اتمی ۲۰ 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 ۶۴/۳ % از پوسته زمین می‌باشد. 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 ۱۵/۰% در آب دریا وجود دارد. ذکر این نکته ضروری به نظر می‌رسد که آهک (اکسید کلسیم) ماده شناخته شده‌ای است که از قدیم الایام در مورد یونان باستان از آن به عنوان ملات در ساختمان‌ها استفاده می‌شده است. کلسیم در ترکیب پوسته زمین به مقدار ۳۶۳۰۰ گرم در تن وجود دارد این عنصر به حالت آزاد یافت نمی‌شود، بلکه به شکل ترکیب‌های مختلف در کانی‌ها و به صورت محلول در ساختمان جانوران و گیاهان شرکت می‌کند. کانی‌های حائز اهمیت کلسیم عبارتند از: دولومیت، گیبس و آپاتیت.
تجربه و شناسایی
از نظر کیفی، وجود کلسیم را می‌توان 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 روش‌های کرومات- سولفات و یا اتر- الکل، از آمونیوم، اگزالات استفاده می‌کنند که کلسیم به شکل کلسیم اگزالات رسوب نموده و سپس این رسوب را توزین می‌نمایند. اگزالات مورد نظر را نیز یا می‌توان 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 نمی‌گردد. باید توجه داشت که در هوا لایه نازکی از اکسید و نیترید بر روی کلسیم تشکیل می‌شود که می‌تواند آن را از اثرات بعدی هوا مصون نگاه دارد، لکن در درجه حرارت بالا این عنصر در هوا سوخته و تشکیل مقدار زیادی نیترید می‌دهد. کلسیم تجارتی به آسانی با آب و اسید‌ها واکنش نموده تولید هیدروژنی می‌نماید که حاوی مقدار قابل ملاحظه‌ای از گاز آمونیاک و هیدروکربن‌ها، بعنوان ناخالصی می‌باشد. از حکیم، می‌توان به عنوان یک عامل آلیاژ کننده برای فلزات حاوی آلومینیوم به منظور حذف بیسموت از سرب و به عنوان کنترل کننده کربن گرافیتی، در چدن استفاده کرد. از طرف دیگر می‌توان از این فلز به عنوان 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 (۲۵/۰%)، ساختمان آن‌ها را تصفیه وموجب کاهش تمایل آتش گیری‌های آن‌ها می‌شود.
ترکیبات کلسیم و کاربرد آن‌ها
عموما می‌بایست 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 می‌شود. در هر صورت باید توجه داشت که آهک قلیایی ارزان تری، نسبت به هیدروکسیدسدیم محسوب می‌شود. از ترکیبات مهم کلسیم می‌توان به موارد زیر اشاره نمود:
هیدرید کلسیم: این ترکیب در اثر واکنش مستقیم با هیدروژن حاصل می‌گردد و با آن می‌توان بسیاری از اکسیدهای معدنی مانند رویتل و بدلیت را تا حد فلز مربوطه احیا کرد همچنین می‌توان 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 کوره‌های بلند در فرآیندی مداوم تولید نمود. برای تهیه هیدروکسید کلسیم نیز می‌توان از هیدرولیز اکسید آن استفاده نمود. از هیدروکسید کلسیم، به عنوان قلیا در مواردی که نیاز باشد استفاده می‌گردد.
سیلید کلسیم: برای تهیه سیلید کلسیم می‌توان 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 می‌توان مخلوطی از آهک و کربن را در یک کوره الکتریکی قرار داد. کربید کلسیم در اثر هیدرولیز استیلن تبدیل می‌گردد 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 اندازه‌ای دارای ناخالصی می‌باشد. اگر چه کربنات کلسیم کاملا در آب نامحلول می‌باشد، لکن در آبهای حاوی دی اکسید کربن، در حد قابل ملاحظه‌ای 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 می‌باشد، 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 به عنوان عامل خشک کننده و همچنین به دلیل قابلیت انحلال فوق العاده آن در آب سرد، در سیستم‌های خنک کننده استفاده می‌شود. مضافا از کلرید کلسیم و هیپوکلریت کلسیم به عنوان عامل سفید کننده نیز استفاده می‌کنند.
سدیم
سدیم، یک عنصر شیمیایی جدول تناوبی است که نماد آن Na و عدد اتمی آن ۱۱ می‌باشد. سدیم، یک فلز واکنش دهنده نرم و مومی‌شکل است که به گروه فلزات قلیایی که از نظر ترکیبات طبیعی فراوان هستند (خصوصا و هالید‌ها) تعلق دارد. این عنصر بسیار واکنش دهنده است و با شعله زرد رنگی می‌سوزد. در هوا، اکسید می‌شود و به‌شدت با آب واکنش می‌دهد. از این رو باید همیشه در زیر نفت یا روغن نگهداری شود.
تاریخچه
مدت زمان زیادی است که سدیم (soda) بصورت ترکیبی شناخته شده است. این عنصر در سال ۱۸۰۷ توسط «Sir Humphry Davy» از طریق عمل الکترولیز هیدروکسید سدیم جدا شد. در اروپای قرون وسطی، ترکیبی از سدیم با نام لاتین Sodanum برای تسکین سردرد استفاده می‌شد. نماد جدید سدیم Na از لاتین جدید Natrium که در زبان یونانی که نوعی نمک طبیعی است می‌آید گرفته شده است.
پیدایش
سدیم در ستارگان فراوان است و این فراوانی در خطوط طیفی D در نور ستارگان مشهود‌تر می‌باشد. سدیم حدودا ۲. ۶% 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 هم‌اکنون به‌صورت اقتصادی از عمل الکترولیز کلرید سدیم تولید می‌شود. این روش ارزان‌تر از روش الکترولیز هیدرواکسید سدیم است. قیمت هر پوند سدیم فلزی حدودا ۱۵ تا ۲۰ سنت (در سال ۱۹۹۷) می‌باشد. ولی هر پوند سدیم ACS آزمایشگاهی، حدودا ۳۵ دلار قیمت دارد که از نظر حجمی ارزان‌ترین فلز است.
خصوصیات قابل توجه
سدیم مانند دیگر فلزات قلیایی، نرم، سبک وزن، سفید مایل به نقره‌ای و واکنش دهنده است و از این جهت هرگز به‌صورت آزاد در طبیعت یافت نمی‌شود. سدیم در آب غوطه‌ور شده، آن را تجزیه کرده، هیدروژن آزاد می‌کند و هیدرواکسید می‌سازد. سدیم در آب فورا آتش می‌گیرد، ولی در هوای معمولی در دمای زیر ۳۸۸ کلوین آتش نمی‌گیرد.
کاربرد‌ها
سدیم در حالت فلزی، عنصر لازم برای ساختن استر‌ها و ترکیبات آلی می‌باشد.
این عنصر قلیایی بوجود آورنده کلرید سدیم NaCl است که برای زندگی حیاتی است نیز می‌باشد.
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.
ترکیبات
نمک طعام یا کلرید سدیم، معمول‌ترین ترکیب سدیم است. اما سدیم در کانی‌های بسیار دیگری از قبیل آمفیبول، کریولیت، هالیت، soda niter، زئولیت و... بوجود می‌آید. ترکیبات سدیم برای صنایع شمیایی شیشه‌سازی فلزی ساخت کاغذ صنعت نفت، ساخت صابون و نساجی کاربرد دارد. صابون معمولا یک نمک سدیم از اسیدهای چرب است.
پتاسیم
پتاسیم یکی از عناصر شمیایی جدول تناوبی است که نماد آن K و عدد اتمی آن ۱۹ می‌باشد. پتاسیم، فلز قلیایی سفید مایل به نقره‌ای است که به‌طور طبیعی به‌صورت ترکیبی با عناصر دیگر در آب دریا و دیگر کانی‌ها یافت می‌شود. این عنصر به‌سرعت در هوا اکسید شده، بسیار واکنش پذیر است (مخصوصا در آب) و از نظر شمیایی همانند سدیم است.
تاریخچه
پتاسیم (انگلیسی، potash و لاتین، kalium) در سال ۱۸۰۷ توسط «Sir Huphry Davy» که آن را از پتاس سوزآور (KOH) بدست آورد، کشف شد. این فلز قلیایی تنها فلزی بود که توسط عمل الکترولیز از هم جدا شده بود.


پیدایش
این عنصر حدودا ۲. ۴% از وزن پوسته زمین را تشکیل می‌دهد و از نظر فراوانی هفتمین عنصر در آن می‌باشد. به دست آوردن پتاسیم از کانی‌ها به دلیل خاصیت نامحلولی و ماندگاری آن بسیار دشوار است.
با این وجود، مواد معدنی دیگر مانند Caallite، Langbeinite، Polyhalite و Sylvite در بستر دریا‌ها یا دریاچه‌های قدیمی یافت می‌شوند. مواد معدنی بسیار زیاد ته‌نشین شده در این برکه‌ها عمل استخراج پتاسیم و نمک آن را اقتصادی‌تر می‌کند. منابع مهم پتاسیم و پتاس منابعی در کالیفرنیا، آلمان، نیومکزیکو، یوتا و دیگر نقاط زمین می‌باشد. در عمق ۳۰۰۰ فوتی زیر بستر Saskatchewan، مقادیر عظیمی از پتاس وجود دارد که می‌تواند به‌عنوان یک منبع مهم برای این عنصر در آینده در نظر گرفته شود.
اقیانوس‌ها نیز منابع دیگری برای پتاسیم می‌باشند، اما در مقایسه با سدیم مقدار پتاسیم موجود در یک حجم معین از آب دریا بسیار کم است. پتاسیم در صورت عمل الکترولیز می‌تواند به اجزای هیدروکسیدش تجزیه شود. از روش‌های حرارتی نیز برای تولید پتاسیم استفاده می‌شود. پتاسیم هرگز به‌صورت‌‌ رها شده در طبیعت یافت نمی‌شود. با این وجود، یونهای +K در ارگانیسم‌های زنده برای فیزیولوژی سلول‌های تحریکی بسیار مهم هستند.
خصوصیات قابل توجه
پتاسیم که دومین فلز سبک می‌باشد، در میان فلزات، واکنش‌پذیر‌ترین و الکتروپوزیتیو‌ترین است. این فلز، بسیار نرم بوده، با چاقو به‌راحتی برش می‌خورد و در سطوح صاف به رنگ نقره‌ای می‌باشد. از آنجا که به در هوا به‌سرعت اکسید می‌شود، باید زیر روغن معدنی یا نفت نگهداری شود. پتاسیم مانند دیگر فلزات قلیایی در آب تجزیه شده و هیدروژن آزاد می‌کند. در آب فورا آتش می‌گیرد و نمک آن هنگامی که در معرض یک شعله قرار بگیرد، رنگ بنفش از خود ساطع می‌کند.
کاربرد‌ها
اکسید پتاسیم که با نام پتاس شناخته شده است، در تولید کود به کار می‌رود. و نیترات پتاسیم در ساخت باروت کاربرد دارد. همچنین پتاسیم در ساخت شیشه استفاده می‌شود.
از NaK که آلیاژ سدیم و پتاسیم است، به‌عنوان رسانه انتقال گرما استفاده می‌شود.
پتاسیم، ماده بنیانی برای رشد گیاهان بوده و در انواع گوناگون خاک یافت می‌شود.
یونهای پتاسیم در سلولهای حیوانی موادی حیاتی برای زنده نگه داشتن سلول‌ها می‌باشند.
کلرید پتاسیم یک جانشین برای نمک طعام بوده، برای ایست قلب در اعدام‌ها توسط تزریق کشنده استفاده می‌شود.
بیشتر نمک‌های پتاسیم بسیار مهم بوده، شامل برمید پتاسیم، کربنات پتاسیم، کلرات پتاسیم، کلرید پتاسیم، کرومات پتاسیم، سیانید پتاسیم، دی‌کرومات پتاسیم، هیدروکسید پتاسیم، یدید پتاسیم، نیترات پتاسیم و سولفات پتاسیم می‌باشند.
مختصری درباره آنیون‌ها
گوگرد
گوگرد یا سولفور یکی از عناصر شیمیایی اصلی گروه ششم (VIA) در جدول تناوبی و از خانواده اکسیژن می‌باشد. نماد آن S و عدد اتمی آن ۱۶ می‌باشد. اکتشاف این عنصر به پیش از تاریخ بازمی‌گردد.
گوگرد یک نافلز بی‌بو، بی‌مزه و چند ظرفیتی است که بیشتر به شکل کریستال‌های زرد رنگ که در کانی‌های سولفید و سولفات بدست می‌آید شناخته شده می‌باشند. گوگرد یک عنصر حیاتی و لازم برای تمامی موجودات زنده می‌باشد و مورد نیاز ساخت اسید آمینو‌ها و پروتئین‌ها است. این عنصر به صورت اولیه در کود‌ها استفاده می‌شود ولی به صورت گسترده‌تر در باروت، ملین‌ها‌، کبریت‌‌ها و حشره‌کش‌ها به کار گرفته می‌شود.
گوگرد که اسم لاتین آن Sulphur می‌باشد از زمان‌های باستان شناخته شده بود. این عنصر با نام Brimstone در اسفار پنجگانه کتاب مقدس آمده‌است. هومر نیز گوگرد حشره‌کش را قبل از میلاد ذکر کرده بود. قبیله Bootier دیوارهای یک شهر را با سوزاندن مخلوطی از ذغال و گوگرد سوزانیده و خراب کردند. زمانی نیز در چین باروت که مخلوطی از نیترات پتاسیم KNO۳، کربن و گوگرد بود کشف شد.
کیمیاگران اولیه برای گوگرد نماد مثلثی که در بالای یک خط قرار داشت در نظر گرفته بودند. این کیمیاگران از روی تجربه می‌دانستند که عنصر جیوه می‌تواند با گوگرد ترکیب شود.
سوگند یا سئوکند در اصل به معنای گوگرد بوده است. در دوران گذشته یکی از روش‌های نهایی اثبات اتهام یا برائت مته‌مان، خوراندن آب گوگرد به آنان بوده است. چنانچه متهم بعد از خوردن گوگرد یا‌‌ همان سوگند زنده می‌ماند، حکم به برائت وی می‌دادند. اصطلاح سوگند خوردن که تأکید شخص بر صحت گفته‌هایش است، در اصل از همین آیین گرفته شده است.
آنتوان لاووازیه توانست مجامع علمی را متقاعد کند که گوگرد یک عنصر است و نه یک ترکیب.
ترکیبات
یک ترکیب آلی گوگرددارdithianeاست. از آنجایی که گوگرد یک نافلز است انواع ترکیبات یونی به وجود می‌آورد:
ترکیبات معدنی
سولفید
گالنا یک که نام علمی آن سولفید سرب است نیز یک ترکیب مشتق از گوگرد است که در صنایع نیمه‌رسانا‌ها کاربرد دارد.
سولفید آهن
سولفید روی
کربونیل سولفید – COS
کربن دی‌سولفید – CS۲
مس سولفید – Cu۲S
مس (II) سولفید – CuS
ژرمانیوم سولفید – GeS
طلا سولفید – Au۲S
سولفید هیدروژن – H۲S
سرب (II) سولفید – PbS
جیوه (II) سولفید – HgS
مولبدنیوم دی‌سولفید – MoS۲
پنتاسولفید آنتیموان – Sb۲S۵
پتاسیم سولفید – K۲S
سولفید نقره – Ag۲S
سدیم هیدروسولفید – NaSH
ایتریوم سولفید – Y۲S۳
سولفات
سولفات لیتیم
سولفات روی
سولفات آلومنیوم – Al۲ (SO۴) ۳
آمونیوم سولفات – NH۴ (۲SO۴)
باریوم سولفات – BaSO۴
کادمیوم سولفات – CdSO۴
کلسیم سولفات (گچ) – CaSO۴
سریوم سولفات – Ce (SO۴) ۲
کبالت (II) سولفات – CoSO۴
سولفیت
سولفیت سدیم – Na۲SO۳
ترکیبات آلی
سم‌های فسفاته آلی در طول جنگ جهانی دوم در آلمان توسعه یافتند. سم دی‌ایزوپزوپیل فلوئور فسفات (DFP) یک معرف بسیار سمی است. پاراتیون و مالاتیون ترکیبات آلی فسفره هستند و به عنوان حشره‌کش موثر و کم‌دوام توسعه یافته‌اند.
در ساختمان شیمیایی پنی سیلین نیز گوگرد موجود است.
در تخم‌مرغ هیدروژن سولفید وجود دارد این ماده در آب حل می‌شود و تولید اسید می‌کند
ویژگی‌ها
گوگرد در حال سوخت به رنگ زرد کمرنگ می‌باشد که بسیار سبک و نرم است. این عنصر به هنگام ترکیب با هیدروژن بوی مشخصی داشته که مشابه بوی تخم مرغ فاسد شده است. گوگرد با شعله آبی رنگ سوخته و بوی عجیبی از خود ساطع می‌کند. گوگرد در آب حل شدنی نیست ولی در دی‌سولفید کربن (سولفور دو کربن) حل می‌شود. گوگرد در تمام حالت‌های مایع، جامد و گاز شکل‌های چندگانه دارد که ارتباط بین آن‌ها هنوز کاملاً درک نشده ‌است. گوگرد کریستالی به صورت حلقه گوگردی نشان داده می‌شود.
نیترید گوگرد پلیمری خواص فلزی دارد و این در حالی است که هیچ گونه اتم فلزی در خود ندارد (شبه فلز است). این عنصر همچنین خواص نوری و الکتریکی غیر معمولی نیز دارد. گوگرد غیرمتبلور یا پلاستیک با عمل سرد کردن سریع کریستال گوگرد حاصل می‌شود.
گوگرد می‌تواند به دو حالت کریستالی بدست آید به صورت اورتورومبیک (گوگرد هشت وجهی) یا بلور مونو کلینیک که اولی در دماهای معمولی پایدار‌تر می‌باشد.
کاربرد‌ها
گوگرد صنعتی بازیافت شده از هیدروکربن‌ها در ونکوورگوگرد یکی از اجزای باروت می‌‎باشد. همچنین گوگرد برای جوشکاری لاستیک به کار می‌‎رود. گوگرد به عنوان ماده از بین برنده قارچ و همچنین ضدعفونی کننده و کود به کار می‌‎رود گوگرد برای تهیه اسید سولفوریک نیز مورد استفاده قرار می‌‎گیرد. گوگرد همچنین برای ساختن چندین نوع کاغذ، ماده سفیدکننده و به عنوان عایق الکتریکی مورد استفاده است.
ترکیبات گوگرد بسیار سمی است، برای مثال مقدار کمی سولفید هیدروژن می‌‎تواند متابولیسم بدن را دگرگون کند اما مقادیر بیشتر آن می‌‎تواند به سرعت باعث مرگ از راه فلج تنفسی شود. سولفید هیدروژن با سرعت حس بویایی را از بین می‌‎برد. دی‏اکسید گوگرد آلوده‎کننده مهم جوی می‌‎باشد. این عنصر برای استفاده‌های صنعتی مانند تولید (H۲SO۴) اسید سولفوریک برای باتری‌ها تولید باروت و حرارت دادن لاستیک تولید می‌شود. گوگرد در فرایند تولید کودهای فسفاتی به عنوان ماده ضد قارچ عمل می‌کند. سولفات‌ها در کاغذهای شستشو و خشک‌بار نیز کاربرد دارند. همچنین گوگرد در ساخت کبریت و در آتش‌بازی نیز به‌کار گرفته می‌شود. تیوسولفات آمونیوم یا سدیم به عنوان عامل ثابت کننده در عکاسی کاربرد دارد. سولفات منیزیم می‌تواند به عنوان ماده ضد خشکی و ملین که یک مکمل منیزیم گیاهی است به کار گرفته شود.
برم
برم نام عنصری با عدد اتمی ۳۵ معادل انگلیسی: Bromine.
بالار برای اولین بار کشف جدیدی را اعلام کرد، که مایعی بود به رنگ سرخ تیره، با بویی بسیار زننده که از تأثیر کلر بر آب‌های شور مونت پلیه به دست می‌آمد. در این ناحیه قبلاً نمک را نخستین بار استخراج کرده بودند
ریشه نام
بالار آن را Muride نامید و علت آن وجود این عنصر در آب شور بود به هر حال، این نام را شیمی دانان نپذیرفتند. زیرا نامش با اسید موریاتیک و کلرید‌ها اشتباه می‌شد این نام را به Brome (که واژه‌ای فرانسوی است) که از واژه یونانی bromos به معنی بوی زننده گرفته شده‌است تغییر دادند پسوند ine که در واژه انگلیسی قابل ملاحظه‌است در هالوژن‌ها به کار می‌رود.
مشخصات
برم عنصر غیر فلز هالوژن با عدد اتمی ۳۵ است که در گروه VIIA و دردوره چهارم جدول تناوبی قرار دارد و دارای دو ایزتوپ پایدار است.
خواص
مایع قهوه‌ای متمایل به سرخ و تیره رنگ است. دود کننه با بوی زننده و خفقان آور است. دود آن محرک و سوزش آور است. در حلال‌های آلی معمولی حل می‌شود؛ بسیار جزئی در آب حل می‌شود. از هالوژنهاست و بر بیشتر فلز‌ها مانند پلاتین و پالادیم اثر می‌گذارد؛ با آلومینیوم به شدت واکنش می‌دهد و با پتاسیم واکنش انفجاری است.
طرز تهیه
از آب دریا و آب نمک طبیعی به کمک اکسایش نمک‌های برم با کلر؛ تبخیر خورشیدی؛ از بسترهای خشک شده رودخانه‌های نمک و دریاهای خشک شده به دست می‌آید
هشدار‌ها
بلع و تنفس آن به شدت سمی است؛ سوزش بسیار شدید پوستی ایجاد می‌کند و مجاورت آن با پوست سبب تاول‌های شدیدی می‌شود.
کاربرد
در ساختن و تهیه در برومید اتیلن سنتز مواد آلی؛ رنگ بری؛ خالص سازی آب؛ حلال؛ مایع آتش خاموش کن؛ کند کننده آتش برای پلاستیک‌ها؛ رنگ‌ها؛ مواد دارویی؛ گندزدایی؛ صنایع فیلم و عکاسی.




ید
ید، عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی دارای نشان I و عدد اتمی ۵۳ می‌باشد. عنصری است حل نشدنی که مقدار بسیار کم آن برای موجودات زنده لازم است. واکنش پذیری ید از تمامی هالوژن‌ها کمتراست و الکترون دهنده‌ترین هالوژن شبه فلز می‌باشد. از ید عمدتا در پزشکی، عکاسی و رنگ استفاده می‌شود.
تاریخچـه
ید (واژه یونانِ iodes به معنی بنفش) در سال ۱۸۱۱ توسط Baard Courtois کشف شد.
پیدایش
ید بسیار خالص را می‌توان از واکنش یدید پتاسیم با سولفات مس تهیه کرد. البته روش‌های دیگری نیز برای جداسازی این عنصر وجود دارد.
خصوصیات قابل توجه
ید عنصر جامد درخشانی است به رنگ آبی مایل به سیاه که در دماهای استاندارد به بخاری بنفش رنگ و بد بو تبدیل می‌گردد. این هالوژن همچنین با بسیاری از عناصر، ترکیباتی را می‌سازد اما از سایر عناصر گروه هالوژن‌ها فعالیت کمتری داشته و دارای خصوصیاتی شبیه فلزات است. ید به راحتی در کلروفرم، تتراکلرید کربن یا دی سولفید کربن حل شده و محلولهای ارغوانی رنگی بوجود می‌آورد (تن‌ها به مقدار کمی در آب قابل حل است). رنگ آبی سیر با محلول نشاسته ویژگی ید آزاد می‌باشد.
کاربرد‌ها
در مناطقی که غذای آن‌ها حاوی مقدار کم ید می‌باشد – مثلامناطق دور افتاده از دریا که هیچگونه غذای دریایی مصرف نمی‌شود- کمبود ید ابتلا به بیماری گوا‌تر اصطلاحا گوا‌تر محلی را افزایش می‌دهد. در بیشتر (نه تمامی) این مناطق با افزودن مقدار کم یدید سدیم به نمک طعام از ابتلا به این بیماری جلوگیری شده است. این محصول به نام نمک ید دار نیز معروف است. کاربردهای دیگر این عنصر:
یکی از هالوژن‌ها است که وجود آن به مقدار کم برای موجودات زنده حیاتی است؛ هورمون تیروئید تیروکسین و تری یدوتیرونین حاوی اتم‌های ید می‌باشد.
تنتورید (۳% ید عنصری در پایه آب / اتانول) از اجزاء مهم تمامی وسایل کمک‌های اولیه می‌باشد که هم برای ضد عفونی کردن زخم‌ها و هم برای پاکسازی آب‌های شرب سطحی مورد استفاده قرار می‌گیرد (۳ قطره در هر لیتر، پس از ۳۰ دقیقه تاثیر می‌کند).
ترکیبات ید در رشته شیمی آلی مهم و در پزشکی بسیار سودمند هستند.
از یدید‌ها و تیروکسین که حاوی ید هستند در پزشکی داخلی و در ترکیب با الکل (به عنوان تنتور ید) برای ضد عفونی نمودن زخم‌های بیرونی استفاده می‌شود.
یدید پتاسیم در عکاسی کاربرد دارد.
یدید تنگستن برای تقویت افروزه لامپ‌ها مورد استفاده قرار می‌گیرد.
تری یدید نیتروژن برای کاربردهای تجاری بسیار انفجاری و ناپایدار است.
ایزوتوپ‌ها
برای ید ۳۰ ایزوتوپ وجود دارد که تنها یکی از آن‌ها I-۱۲۷ پایدار است. از ایزوتوپ رادیواکتیو مصنوعی I-۱۳۱ (ساطع کننده بتا) که دارای نیمه عمر ۸ روز است برای درمان سرطان و دیگر بیماری‌های غده تیروئید استفاده می‌گردد.. معمول‌ترین ترکیبات ید عبارتند از یدیدهای سدیم و پتاسیم (KI) و یدیت‌ها (KIO۳).
ید فقط یک ایزوتوپ پایدار I-۱۲۷ دارد. با این همه ایزوتوپ‌های رادیواکتیو ید کاربردهای وسیعی دارند. I-۱۲۹ با نیمه عمر ۱۷ میلیون سال محصولی از پراش Xe-۱۲۹ در اتمسفر است اما نتیجه فروپاشی U-۲۳۸ نیز می‌باشد. چون U-۲۳۸در خلال فعالیت‌های مربوط به انرژی هسته‌ای تولید می‌شود، وجود آن (به نسبت I-۱۲۹/I) می‌تواند فعالیت‌های در حال انجام در هر مکان را مشخص کند. به همین علت از I-۱۲۹ در مطالعات آب باران بعد از حادثه چرنوبیل استفاده شد. از آن همچنین به عنوان ردیاب آب‌های زیر زمینی و نشان دهنده پراکندگی فضولات در محیط زیست استفاده می‌گردد. سایر کاربرد‌ها ممکن است بوسیله تولید I-۱۲۹ در پوسته زمین ازطریق تعدادی مکانیسم فروپاشی مختل شود.
I-۱۲۹ از جهات زیادی شبیه Cl-۳۶|chlorine است. این ایزوتوپ، هالوژنی قابل حل و نسبتا واکنش ناپذیر است که بیشتر به صورت آنیونی non-sorbing یافت شده و بوسیله واکنش‌های کیهانزاد، حرارت اتمی و ثابت تولید می‌شود. درمطالعات آب‌شناسی چگاله‌های I-۱۲۹ معمولا به نسبت I-۱۲۹ به مقدار کلی I گزارش می‌شود (که عملا I-۱۲۷ است). چون نسبت‌های Cl-۳۶/Cl، I-۱۲۹/I در طبیعت تقریبا کم می‌باشد (۱۴-۱۰تا ۱۰-۱۰) اوج حرارت اتمی I-۱۲۹/I در طول دهه ۷۰ و ۸۰ تقریبا به ۷-۱۰رسید. I-۱۲۹ با Cl-۳۶ در بعضی موارد فرق دارد؛ نیمه عمر آن طولانی‌تر است (vs۶/۱، ۳/۰ میلیون سال)، به شدت biophilic است و به اشکال یونی چندگانه وجود دارد (معمولا I- و یودیت) که دارای رفتار شیمیایی متفاوتی هستند.
هشدارهـا
تماس مستقیم آن با پوست ممکن است آسیب‌هایی را به همراه داشته باشد پس هنگام کار با ید باید بسیار احتیاط نمود. بخار ید باعث دردناک شدن چشم و غشاء مخاطی می‌شود. حداکثر مقدار مجاز ید در هوا نباید از ۱ میلی گرم در هر متر مکعب فرا‌تر رود.
سولفات ()
ساختار و پیوند یون سولفات
مدل فضاپرکن یون سولفاتدر شیمی معدنی سولفات به گروهی از ترکیبات یونی از گوگرد گفته می‌شود ریشه نام آن در انگلیسی بریتانیایی است که به معنی نمک (salt) اسید سولفوریک است.
خواص شیمیایی
سولفات‌ها آنیون هستند و بنیان دارند و جرم اتمی این بنیان ۹۶. ۰۶ daltons; این بدین معنی است که هر بنیان از چهار اتم گوگرد و یک اتم اکسیژن تشکیل شده که در مجموع دو الکترون کم دارند.
ترکیبات دیگر گوگرد
Peroxomonosulfate:
: سولفات
: سولفیت
Peroxodisulfate:
Pyrosulfate:
Dithionate:
Metabisulfite:
Dithionite:
Thiosulfate:
Tetrathionate:
نیترات ()
نیترات یکی از آنیون‌های موثر است با فرمول ترکیبی که از ترکیب اکسیژن و نیتروژن پدید می‌آید و در آب آشامیدنی در افزاش خطر بیماری NHLنقش آفرین است.
NHL بیماری سرطان سیستم لنفاوی است. مطالعه سازمان بین المللی سرطان (NCI) نشان می‌دهد که آلودگی آب آشامیدنی با نیترات که یک ترکیب شیمیایی موجود درکودهای شیمیایی است ممکن است در افزایش خطر بیماری لنفاویNHL مخصوصا در مناطق با فعالیت کشاورزی نقش داشته باشد.
نیترات درقالب ترکیبات نیتروژه به عنوان عامل سرطان زا در بسیاری از حیوانات شناخته شده است. مطالعات بیوشیمیایی در انسان نشان می‌دهد که نیترات در آب با آمینو اسید‌ها ترکیب می‌شود و این ترکیبات سرطانزا را ایجاد می‌کند. افزایشٍ مرگ و میر بخاطر NHL در مناطق روستایی بیشتر شده است واین حقیقتی است که ابتلای کارگران کشاورز در معرض این ترکیبات را تا اندازه‌ای توضیح می‌دهد. ٍآلودگی نیترات در مناطق جغرافیایی به مقدار نیتروژن بکار گرفته شده به صورت تقویت کننده، کودهای طبیعی، مشخصات زهکش زمین (امکان نفوذ آب از خاک به عمق‌های پایین‌تر و منبع آب زیر خاک) ومنابع آلودگی هوتیی مثل دود اتومبیل‌ها بستگی دارد.
بیشترین مقدار مصرف نیترات اغلب مربوط به سبزیجاتی که حاوی اسفناج، چغندر ولتوس است که با خطر اندکی برای ایجاد NHLمرتبطند. مصرف نیترات همچنین به عنوان فاکتور خطر آفرین احتمالی برای سرطان معده که بیماری‌ای است که کمتر در آمریکا نسبت به آسیا و بعضی مناطق جهان رایج است مورد مطالعه قرار می‌گیرد.

ما را در سایت سایت رشته صنایع شیمیایی دنبال می کنید

برچسب : نویسنده : علیرضا فرزادنیا chemis بازدید : 1259 تاريخ : شنبه 25 آذر 1391 ساعت: 11:54