عناصر
ديد کلي
عناصر شيميايي ، بر اساس خصوصيات شيميايي و فيزيکي ، در گروههاي مختلفي در جدول تناوبي طبقه‌بندي شده‌اند. در بين عناصر هر گروه نيز علاوه بر برخي تشابهات ، تفاوتهاي عمده‌اي نيز وجود دارد.عناصر را با مشخصات گوناگوني طبقه‌بندي مي‌کنند. يکي از آن مشخصات ، آرايش الکتروني مي‌باشد. عناصر را مي‌توان بر اساس آرايش الکتروني آنها به چهار گروه تقسيم کرد.
گازهاي نجيب
در جدول تناوبي ، گازهاي نجيب در انتهاي هر دوره جاي دارند. اين عناصر گازهاي بي‌رنگ ، از نظر شيميايي غير فعال و ديا مغناطيسي هستند. به استثناي هليم ، تمام گازهاي نجيب داراي آرايش الکتروني خارجي ns2 np6 هستند که آرايش‌هاي بسيار پايدارند.
عناصر نماينده
اين عناصر ، گروه هاي A از جدول تناوبي را تشکيل مي‌دهند و شامل فلزات و غير فلزات هستند. خواص شيميايي و فيزيکي اين عناصر بسيار متنوع است. بعضي از آنها ديامغناطيس و بعضي ديگر پارامغناطيس هستند. ولي ترکيبات اين عناصر معمولا ديامغناطيس و بي‌رنگ هستند. لايه هاي الکتروني تمام اين عناصر يا کامل هستند و يا پايدارند به استثناي لايه‌هاي خارجي که الکترونهاي آنها را مي‌توان بعنوان الکترونهاي اضافه شده در نظر گرفت.
اين لايه خارجي را لايه والانس و الکترونهاي آن را الکترونهاي والانس مي‌نامند. تعداد الکترونهاي والانس هر اتم برابر شماره گروه آن اتم است. خواص شيميايي اين عناصر ، به تعداد الکترونهاي والانس آنها بستگي دارد.
عناصر واسطه
عناصر واسطه ، گروههاي B از جدول تناوبي را تشکيل مي‌دهند. از ويژگيهاي اين عناصر ، درون سازي آنهاست. يعني آخرين الکتروني که بر اساس روش آفبا به آنها اضافه مي‌شود، يک الکترون d دروني است. الکترونهاي دو لايه آخري عناصر واسطه در واکنشهاي شيميايي مورد استفاده قرار مي‌گيرند. تمام اين عناصر ، فلز بوده، بيشتر آنها پارامغناطيسي‌اند و ترکيبات شديدا رنگين و پارامغناطيس توليد مي‌کنند.
عناصر واسطه داخلي
اين عناصر در پايين ، جدول تناوبي قرار دارند. يک سري از عناصر دوره ششم که بعد از لانتانيم قرار دارند، سري لانتانيدها ناميده مي‌شود و نظير اين سري در دوره هفتم به سري آکتنيدها معروفند. آخرين الکترون اضافه شده به هر يک از اين عناصر يک الکترون f است. چون اين الکترون به سومين لايه از آخر اضافه مي‌شود، بدين جهت ، سه لايه آخر اين عناصر ممکن است در واکنشهاي شيميايي آنها دخالت کنند. تمام عناصر واسطه داخلي فلزند. اين عناصر بطور کلي پارامغناطيس‌اند و ترکيبات آنها پارامغناطيس و بشدت رنگين هستند.
هيدروژن
در گوشه بالا سمت چپ جدول تناوبي اولين عنصر يعني هيدروژن با عدد 1 قرار دارد. سالها قبل از آنکه دانشمندان اين ماده را به عنوان يک عنصر خالص کشف کنند به روشهاي مختلف آنرا توليد کرده و از آن استفاده مي کردند.
لاوازيه (Antoine Lavoisier, 1743 - 1794) شيميدان فرانسوي هنگام تحقيقاتي که روي آب انجام مي داد متوجه شد که آب از دو گاز تشکيل شده است، نام يکي را اکسِژن و نام ديگري را هيدروژن نهاد. همچنين هنري کاونديش (Henry Cavendish, 1731-1810) دانشمند خجالتي انگليسي در سال 1766 طي تحقيقات و آزمايشهايي که انجام ميداد متوجه شد که هيدروژن يک عنصر مجزا مي باشد.
شايد بزرگترين خصيصه هيدروژن آن باشد که فراوان ترين عنصر در تمام عالم هستي مي باشد. هيدروژن قابل اشتعال بوده حتما” تعجب خواهيد کرد اگر بدانيد که بنا بر برآوردهايي که انجام شده است حدود 90 درصد از اتمها و نيز حدود 75 درصد از جرم کل هستي از هيدروژن تشکيل شده است. اين ماده در تمام ستاره ها وجود دارد و منبع اصلي تهيه انرژي ستاره ها بواسطه واکنش هاي هسته اي مي باشد.
از ميان روشهاي صنعتي تهيه هيدروژن مي توانه به ترکيب بخار آب با کربن گداخته، تجزيه هيدروکربنها بوسيله حرارت، واکنش ميان هيدروکسيد سديم يا پتاسيم با آلمينيوم، الکتروليز آب، ترکيب فلزات با اسيدها و … نام برد.
هيدروژن مايع براي مصارف برودتي کاربرد فراروان دارد و در مطالعات مربوط به ابر رسانا ها (Superconductors) بکار مي رود. هيدروژن همچنين ماده اوليه سازنده سياره غول پيکر مشتري (Jupiter) و ساير سياره هايي است که حالت گازي دارند. جالب است بدانيد که ميزان فشار در مرکز چنين سياراتي آنقدر زياد مي باشد که در آنجا نه تنها هيدروژن جامد وجود دارد بلکه فشار به حدي زياد است که وجود هيدروژن بصورت فلز در اين قسمت از اينگونه سيارات به اثبات رسيده است.
تحقيقات دانشمندان آمريکايي در سال 1972 نشان داد که در فشارهاي بالاي 2Mbar هيدروژن مي تواند به حالت فلز نمايان شود و قابليت هدايت بسيار زيادي از خود نشان دهد. به دنبال آن در سال 1973 دانشمدان روسي موفق شدند که با فشاري معادل 2.8Mbar هيدروژن را بشکل و سختي فلز تهيه کنند و آزمايشهايي را بر روي قابليت رسانايي اين فلز انجام دهند.
با وجود همه اين مسايل در جو زمين ميزان هيدروژن آنقدر زياد نيست. دليل عمده آن سبکي بيش از حد اين ماده مي باشد که توان ماندگاري اين گاز در جو کره زمين را کم مي کند. در روي زمين نيز هيدروژن علاوه بر آب در انواع سوخت هاي فسيلي (نفت، ذغال) و نيز ساختمان ارگانيک گياهان و موجودات زنده وجود دارد. لازم به ذکر است که امروزه تحقيقات و آزمايشات دانشمندان براي جايگزيني سوختهاي فسيلي با هيدروژن به نتايج قابل قبولي رسيده است و اميد آن مي رود که بزودي بتوان بصورت صنعتي از اين ماده بعنوان يکي از منابع اصلي توليد انرژي استفاده کرد.
پلاتين
پلاتين ، که به طور گسترده اي بعنوان کاتاليزور همگن و ناهمگن به کار ميرود ، فلزي است بسيار گرانقيمت . پلاتين مانند طلا براي ساختن جواهرات قيمتي استفاده ميشود ، اما کاربردهاي عملي پلاتين بسيار بيشتر از طلا است .
مردمان آفريقاي جنوبي در اولين قرن بعد از ميلاد راههاي استفاده از پلاتين در ساختن جواهرات را ابداع کردند، اسپانيوليها در قرن شانزدهم اين گنجينه ها و ذخاير پلاتين را در آمريکاي جنوبي کشف کردند ، در واقع نام اين فلز از نام اسپانيولي آن پلاتين يا ” نقره اندک ” گرفته شده است .
شنهاي رودخانه هاي سواحل غربي آمريکاي جنوبي سرشار از طلاست ، پلاتين اغلب همراه با طلا يافت ميشود ، اما کاشفان اسپانيولي با زحمت زياد دانه هاي ريز پلاتين را از خردوريزهاي طلا بيرون ميکشيدند در برخي موارد آنها معتقد بودند که پلاتين همان طلايي است که به قدر کافي مدفون نمانده است تا به طلاي زرد تبديل شده باشد و آنها پلاتين را دوباره در رودخانه ميانداختند تا گذشت زمان آن را به طلاي زرد تبديل کند !
پلاتين تا اوليل قرن 18 به اروپا راه نيافت و در سال 1736 يک افسر نيروي دريايي اسپانيا دواولوآ به وجود پلاتين در معادن طلاي امريکا جنوبي پي برد ، کشتي وي در سال 1745 در راه بازگشت به اسپانيا مورد حمله کشتيهاي جنگي قرار گرفت و سرانجام به اسارت نيروي دريايي انگلستان در آمد .وي را به همراه نوشته هايش درباره پلاتين به لندن بردند ، و در آنجا اعضاي انجمن سلطنتي انگلستان از کارهاي او مطلع شدند و در واقع دواولوآ را به عنوان عضو انجمن انتخاب کردند در اين اثنا نمونه اي از اين فلز را به لندن آوردند و کار بر روي مطالعه خواص آن شروع شد .
پلاتين به دليل رنگ ، زيبايي و ارزش آن تحت عنوان “طلاي سفيد ” شناخته شد . اين نام از طرف کاشفان اوليه اروپايي بکار رفت و. در هر حال خيلي زود معلوم شد که کار کردن با آن خيلي دشوار تر از طلاست ، بخاطر نقطه ذوب بسيار بالاي آن 1769 درجه که بسيار بالاتر از بقيه فلزات است وکوششهاي زيادي براي ذوب کردن پلاتين صورت گرفت و سرانجام لاوازيه شيميدان فرانسوي توانست آن را در مقياس بسيار کم ذوب کند ، در اواخر قرن نوزدهم بود که روشهاي کار طوري طراحي شدند که امکان ذوب کردن مقدار قابل توجهي پلاتين و تبديل آن به محصولات بسيار مفيد ميسر شد .
از نظر ميزان فراواني آن در قشر زمين مانند طلا ميباشد و معمولا با فلزاتي ديگري که فلزات گروه پلاتين نام دارد “روتنيم ، اسميم ، روديم ، ايريديم ، پالاديم و پلاتين ” يافت ميشود ، همه اين فلزات از نظر اقتصادي با اهميت هستند اما اهميت آنها به اندازه پلاتين نيست.
مصرف سالانه پلاتين در ايالات متحده امريکا در حدود 1300000اونس تروي يا در حدود 45 تن تخمين ميزنند در هر حال ، بزرگترين بخش از کاربرد آن در کاتاليزورهايي است که براي کنترل گازهاي خروجي اگزوز اتومبيلها بکار ميرورد ، مهمترين مصرف ديگر آن در صنايع شيميايي است از قبيل توليد کودهاي شيميايي ارزان که بيشتر اين کودها از سنتز آمونياک و تبديل آن به کودهاي نيترات دار بدست ميايند ، دومين مرحله از اين فرايند کلي در دستگاههايي انجام ميگيرد که در آنجا از توريهاي پلاتين -روديم به عنوان کاتاليزور استفاده ميکنند.
پلاتين بدليل نقطه ذوب بالا و مقاومت در برابر خوردگي ، براي ساختن ظروف جهت استفاده از فرايندهاي دماي بالا بکار ميرود و براي مثال شيشه هاي نوري بسيار خالص را از ذوب کردن اجزاي سازنده شيشه در کروزه هاي پلاتيني تهيه ميکنند ، پشم شيشه را نيز از فشردن شيشه مذاب برروي يک صفحه پلاتيني داراي سوراخهاي بسيار ريز بدست مي آورند . از تازه ترين و هيجان انگيزترين مصرف ترکيب پلاتين ميتوان به استفاده از آن در معالجه سرطان از طريق شيمي درماني اشاره کرد در اين معالجه از معرف سيس پلاتين استفاده ميشود . که فرمول آنبه شکل زير است :
(H3N)2PtCl2
هليوم
در اولين رديف جدول تناوبي (Periodic Table) گوشه سمت راست هليوم (Helium) با عدد اتمي 2 وجود دارد. در سال 1868 دانشمندي بنام ژوزف لاکري (Joseph Lockyer) هنگام مشاهده و تحقيق علمي برروي خورشيد گرفتگي متوجه اولين نشانه ها از وجود عنصر جديد در طيف نور خورشيد شد و به پيشنهاد دوستان نام اين عنصر را هيلوم نهاد. (Helios در يوناني به معني خورشيد مي باشد.) دانشمندان تا آن زمان چنين عنصري را بر روي کره زمين مشاهده نکرده بودند.
سالها بعد دانشمندي بنام ويليام رمزي (William Ramsay) توانست همين عنصر را در طيق مواد معدني اورانيوم دار نيز مشاهده کند و بعدها دراوايل قرن بيستم مشخص شد که در فعل و انفعالات هسته اي ذرات آلفا در واقع همان هسته هاي هليم مي باشند.
برخلاف هيدروژن که قبلا” راجع به آن صحبت کرديم، هليم از جمله عناصر فراوان در عالم مي باشد. در واقع مي توان گفت اغلب گازهاي طبيعي به نوعي شامل اين عنصر مي باشند. مقدار هليوم موجود در جو معادل يک در 200 هزار مي باشد، در بسياري از مواد معدني راديواکتيو نيز مي توان به اين عنصر دسترسي داشت.
دانشمندان با تجزيه و تحليل طيف نور ستارگان مشخص کرده اند که از جمله عناصر بسيار مهم بخصوص در ستاره هاي فوق العاده داغ عنصر هليوم مي باشد و اين عنصر نقش بسيار مهمي در واکنش هاي هسته پروتون- پرتون و چرخه کربن که منبع انرژي ستارگان است، دارد. بعنوان مثال ديگر فيوژن (Fusion) هيدروژن به هليوم توانايي آزاد کردن انرژي بسيار زيادي دارد که در بمب هاي هيدروژني از آن استفاده مي شود.
اوايل قرن بيستم هزينه تهيه يک واحد حجم هليم معادل 2500 دلار بود اما با پيشرفت تکنولوژي در اواخر قرن بيستم اين رقم به 37.5 دلار براي 1000 واحد حجم رسيد. هليم از جمله عناصري است که حتي در صفر مطلق بصورت جامد در نيامده و مايع مي باشد و تنها با بالا بردن فشار مي توان آنرا بشکل جامد مشاهده کرد.
از موارد کاربرد اين عنصر در صنعت مي توان به کاربردهاي آن در جوشکاري، صنعت ساخت نيم هادي، تهيه تيتانيم (Titanium) و زيريکونيوم (Ziriconium)، سرد کردن راکتورهاي هسته اي، تونل هاي مافوق صوت و … اشاره کرد. همچنين دانشمندان از ترکيب هليوم و اکسيژن براي تهيه اتمسفر مصنوعي استفاده مي کنند. شايد آشناترين کاربرد هليوم پر کردن بالن هاي بزرگ براي پرواز باشد، در اين مورد اين گاز از لحاظ ايمني از هيدروژن بسيار ايمن تر مي باشد. امروزه کاربردهاي خاصي از هليوم براي تشخيص سرطان نيز بصورت گسترده مورد استفاده قرار مي گيرد.
نقره
نقره ، يکي از عناصر شيميايي، با نشانه Ag ، داراي عدد اتمي 47 ، وزن اتمي 107.8682 و در گروه يک فرعي (IB) جدول تناوبي قرار گرفته است. نقره فلزي سفيد مايل به خاکستري و براق است و از نظر شيميايي يکي از فلزات سنگين و از جمله فلزات نجيب و از نظر تجارتي عنصري گرانبها تلقي مي‌گردد. نقره يکي از عناصري است که از گذشته هاي دور و دورانهاي باستان بعنوان يک فلز شناخته شده و مورد استفاده واقع ميشده و از آن در کتابهاي فراعنه مصري ، که قدمت اين کتابها به حدود 3600 سال قبل از ميلاد مسيح بالغ مي‌گردد، بعنوان فلزي که از نظر ارزش داراي {5}{2}frac ارزش طلا است، ياد شده است. از نقره ، 25 ايزوتوپ راديواکتيو شناخته شده اند که داراي اجرام اتمي 102 الي 117 مي‌باشند. نقره معمولي از دو ايزوتوپ با جرمهاي 107 و 109 تشکيل شده است.
نقره جزء عناصر نسبتا کمياب بوده و از نظر فراواني در قشر جامد زمين ، در مرتبه شصت و سومين عنصر قرار دارد. اين عنصر تشکيل دهنده حدود6-10 ×1% از پوسته زمين است. برخي اوقات نقره بصورت عنصر آزاد يافت مي‌شود (نقره خالص) و گاهي نيز به صورت آلياژ با ساير فلزات ملاحظه مي‌شود. در هر صورت بايد توجه داشت که در اکثر نقاط، نقره بصورت مواد معدني حاوي ترکيبات نقره ملاحظه مي‌شود. مهمترين کانيهاي نقره عبارتند از: آرجنتيت (Ag2S,argentite) و سرارجيريت (AgCl ,horn silver,Ceragyrite).
از سوي ديگر تعدادي از کانيهايي که در آنها نقره با سولفيدهاي ساير فلزات ترکيب شده است نيز وجود دارد که عبارتند از: استفانيت (stephanite) بفرمول(5Ag2S.Sb2S5) ، پلي بازيت (polybasite) بفرمول (Cu_2S, Ag_2S).(Sb_2S_3, As_2S_3)، پروستيت(proustite) بفرمول (3Ag_2S.As_2S_3)و پيرآرجيريت (pyrargyrite) بفرمول (3Ag_2S.Sb_2S_3).
حدود سه چهارم نقره توليدي ، در حقيقت فراورده جانبي حاصل از استخراج ساير فلزات است. علاوه بر اين ، مقدار مهمي از نقره نيز از طريق بازيافت سکه‌هاي از رده خارج شده که بايد با مقداري نقره ممزوج شونده و يا از مقدار نقره آنها کم شود، جمع آوري مي‌گردد.همچنين بازيافت نقره از قراضه هاي صنعتي که ضمنا شامل باقيمانده هاي عکاسي است، با اهميت تلقي مي‌گردد.
نقره خالص فلزي براق و نسبتا نرم است که تا اندازه اي سخت تر از طلاست. زمانيکه اين فلز پرداخت شود، داراي درخشندگي مي‌شود و مي‌تواند 95% از نور تابيده به خود را بازتاب نمايد. اين عنصر در ميان کليه فلزات ، مقام بهترين رسانا در زمينه گرما و الکتريسيته را دارا است و در زمينه قدرت چکش خواري و مفتول شوندگي داراي مرتبه دوم پس از طلا است. چگالي نقره 10.5 برابر آب است، بصورتيکه يک متر مکعب از آن داراي وزن 10500 کيلوگرم مي‌باشد. نقره در 961 درجه سانتيگراد ذوب شده و در حدود 2200 درجه سانتيگراد مي‌جوشد.
طلا و نقره مانند محلولهاي واقعي مي‌توانند در هر نسبتي با يکديگر مخلوط شده و آلياژ تشکيل دهند. کيفيت نقره و يا بعبارت بهتر عيار آن بر حسب تعداد قسمت نقره خالص در 1000 قسمت مخلوط فلزات بيان مي‌گردد و بطور معمول نقره تجاري داراي عيار 999 است.
خواص شيميايي نقره
اگرچه نقره از نظر شيميايي در ميان فلزات نجيب فلزي بسيار واکنش پذير تلقي مي‌گردد، لکن بايد توجه داشت که در مقايسه با ساير عناصر از مرتبه واکنش پذيري قابل ملاحظه‌اي برخوردار نمي‌باشد. اين عنصر به آساني اکسيده شدن آهن اکسيد نمي‌شود، لکن با گوگرد و هيدروژن سولفيد واکنش داشته و تشکيل همان تيرگي آشنا را مي‌دهد که در نقره‌هايتان ملاحظه مي‌کنيد.
براي رفع اين نقيصه مي‌توان آبکاري نقره را با کمک روديم به انجام رسانيده و از وقوع تيرگي مورد نظر پيشگيري نمود همچنين با استفاده از کرم (Cream) يا پوليش نقره مي‌توان لايه تيره بسيار نازکي را که نقره در ترکيب با گوگرد بوجود آورده است را زدوده و آن را مجددا براق نمود. از طرف ديگر اين تيرگي را مي‌توان از نظر شيميايي بوسيله حرارت دادن ظرف مورد نظر در محلوا رقيقي از کلريد سديم و کربنات هيدروژن سديم يا قرار دادن قسمت تيره در تماس با فلزي فعالتر مانند آلومينيوم که مي‌تواند با گوگرد ترکيب شود و مجددا فلز را به حالت اوليه برگرداند، از بين برد.
نقره نمي‌تواند با اسيدهاي غير اکسيدکننده مانند اسيدهاي کلريدريک و سولفوريک يا بازهاي قوي مانند هيدروکسيد سديم واکنش نمايد، لکن اسيدهاي اکسنده مانند اسيد نيتريک يا اسيد سولفوريک غليظ آن را در خود حل کرده و يون يک مثبت نقره (+
Ag) را تشکيل مي‌دهند. اين يون که در کليه ترکيبات ساده و محلول نقره وجود دارد، تقريبا بصورت ساده اي با استفاده از عوامل احيا کننده آلي مانند آنچه در آئينه هاي نقره اي ملاحظه مي‌شود، به فلز آزاد احيا مي‌گردد. براي آبکاري نقره لازم است يونهاي کمپلکس نقره احيا شود. يون (+
Ag)بي‌رنگ است، لکن تعدادي از ترکيبات نقره بدليل نفوذ ساير اجزاي تشکيل دهنده ساختماني رنگينند. بايد توجه داشت که اکسيژن درحد حيرت انگيزي در نقطه ذوب نقره به ميزان 20 قسمت حجمي از اکسيژن در يک قسمت حجمي نقره حل مي‌شود. پس از سرد کردن مايع مورد نظر نيز اکسيژن به ميزان 75% قسمت (از نظر حجمي) در نقره باقي مي‌ماند.
تجزيه و شناسايي
محلولهاي حاوي يون نقره را مي‌توان به آساني تشکيل رسوب کلريد نقره بوسيله افزايش اسيد کلريدريک ، شناسايي کرد. اين رسوب را مي‌توان از رسوبهاي سرب و جيوه يک ظرفيتي ، بوسيله قدرت حل شدن آن درهنگام افزودن هيدروکسيد آمونيوم اضافي و ايجاد رسوب مجدد با افزودن اسيد نيتريک متمايز نمود. مضافا تجزيه وزني بوسيله کلريد نقره يا برميد نقره که به آساني قابل رسوب دادن ، خشک کردن و توزين مي‌باشند، ميسر مي‌باشد. همچنين مي‌توان يون نقره را بوسيله عمل الکتروليز به نقره فلزي احيا و بدين روش توزين نمود. از محلول تيوسيانات پتاسيم استاندارد شده نيز مي‌توان براي تجزيه حجمي نقره استفاده کرد.
ترکيبات نقره
نقره در ترکيباتش اکثرا بصورت يک ظرفيتي است. لکن اکسيد ، فلوئوريد و سولفيد دو ظرفيتي نقره نيز ملاحظه شده است. تعدادي از ترکيبات مهم نقره عبارتند از:
• نيترات نقره (AgNO_3): ترکيبي بي‌رنگ ، بسيار محلول ، اساسا سمي و به سادگي به نقره فلزي احيا مي‌شود و از آن در تهيه ترکيبات نقره ، آئينه هاي نقره ، جوهرها استفاده مي‌شود.
• هيدروکسيد دي آمين نقره Ag(NH_3)_2]OH]: ترکيب کوئورديناسيوني محلول در آب که به وسيله افزودن هيدروکسيد آمونيوم به محلولهاي املاح نقره ، تشکيل مي‌شود. اين ترکيب در اثر ماندن تشکيل ترکيب بسيار منفجره نقره فولمينات شده را مي‌دهد.
• سيانيد نقره (AgCN): مورد مصرف بوسيله سيانيد سديم يا پتاسيم اضافي در آبکاري براي تشکيل يونهاي کمپلکس-
Ag(CN)_2و --
Ag(CN)_3که به فلز نقره احيا مي‌شوند.
• کلريد نقره (AgCl): ترکيب سفيد نامحلول که در هيدروکسيد آمونيوم حل شده تشکيل يونهاي کمپلکس +
Ag(NH_3)_2 مي‌دهد. در عکاسي و نيز بعنوان آشکار کننده يونيزاسيون براي اشعه هاي کيهاني، کاربرد دارد.
• برميد نقره (ArBr): ترکيب نامحلول زرد روشن که نسبت به AgCl نامحلولتر است و بيشتر در عکاسي به مصرف مي‌رسد.
• يديد نقره (AgI): ترکيب نامحلول زرد رنگ و نامحلولتر از AgBr است و براي اصلاح وضعيت ابرها به منظور بارندگي (Cloud Seading) و در عکاسي کاربرد دارد.
• سولفيد نقره (Ag_2S): نامحلولترين نمک نقره ، سياه رنگ و جزء اصلي تشکيل دهنده تيرگي ظروف نقره مي‌باشد.
کمپلکس هاي نقره
نقره يک ظرفيتي تعداد زيادي از ترکيبات پايدار کوئورديناسيوني تشکيل مي‌دهد. اين ترکيبات اغلب دو کوئوردينانسي بوده، داراي دو گروه يوني يا مولکولي پيوسته به يک يون مرکزي +Ag مانند Ag(CN)_2 مي‌باشند. کمپلکسهاي کوئورديناسي مانند -AgCl_3]
2] نيز شناخته شده‌اند و احتمالا کمپلکسهاي چهار کوئورديناسي مانند-AgCl_4]
3] در محلولها رخ مي‌دهد. نقره دو ظرفيتي مي‌تواند در برابر تجزيه ، بوسيله تشکيل يون +Ag
2 با استفاده از ترکيبات آلي مانند ارتو_ فنانترولين ، پيريدين و alpha' ،alpha _ دي پيريديل پايدار شود. يون نقره سه ظرفيتي (+Ag
3) نيز با استفاده از کمپلکس شدن به وسيله اتيلن دي بي گوايند پايدار مي‌شود. از طرف ديگر کليه فلزات ضرب سکه ، يعني مس ، نقره و طلا به آساني با مواديکه اتمهاي نيتروژن ، گوگرد يا هالوژن براي اتصال با آنها تدارک مي‌کنند، کمپلکس مي‌شوند (در مقايسه با مواديکه تدارک اکسيژن مي‌نمايند). بعنوان مثال کمپلکسهاي نقره با يون هيدروکسيد (در مقايسه با کمپلکسهاي هيدروکسيدروي که کوئوردينانس‌شونده خوبي با اکسيژن هستند) خيلي پايدار نيستند، بنابراين اکسيد نقره در محلولهاي قوي هيدروکسيد سديم فقط به ميزان کمي حل مي شود، در حاليکه هيدروکسيد روي با توجه به کوئورديناسيون شدنش با هيدروکسيد ، در آن حل مي‌شود.
کاربرد
• نقره در اغلب مصارفش با يک يا چند فلز ، آلياژ شده و بدان صورت مصرف مي‌شود. مهمترين مصرف اين فلز در ضرب سکه است نقره همچنين داراي مصارف معروفي در زمينه جواهر سازي و ظروف نقره و نيز آب نقره است.
• به دليل ناپايداري در مقابل اسيدهايي غير اکسنده به صورت بوته و يا ساير وسايل شيميايي مصرف مي‌شود و گاهي ابزار آلات جراحي ، لحيم نقره و باطريهاي انباره‌اي مقاوم در برابر خوردگي را از نقره تهيه مي‌کنند.
• در آينه سازي به مقدار زياد نقر ه مصرف مي‌شود وهمچنين مقدار زيادي نقره براي تهيه نقره هاليدها در عکاسي مصرف مي‌شود.
• رسانايي عالي نقره موجب کاربرد هرچه بيشتر آن در الکتروتکنيک شده است. از آلياژهايي که در آنها نقره بعنوان جزئي از کل مصرف مي‌شود، مي‌توان ملغمه‌هاي دندانپزشکي و پيستونهاي موتور بلبرينگ را نام برد.
همچنين نقره داراي خواص قارچ‌کشي است و در مواردي از آن در فرايندهاي سالمسازي(Sterilization) آب استفاده مي‌شود.
کبالت
اطلاعات اوليه
کبالت ، عنصر شيميايي است که با نشان Co و عدد اتمي 27 در جدول تناوبي قرار دارد.
تاريخچه
کبالت و ترکيبات آن در دوران باستان شناخته شد که براي آبي کردن رنگ شيشه از آنها استفاده مي‌کردند. “George Brand” به خاطر کشف کبالت شهرت يافت. تاريخ کشف اين عنصر در منابع مختلف ، متفاوت است، اما اين کشف بين سالهاي 1730 و 1737 اتفاق افتاده است. او موفق به اثبات اين نکته شد که منبع رنگ آبي شيشه‌ها کبالت است. قبلا” بيسموت همراه کبالت را عامل رنگ آبي شيشه‌ها مي‌دانستند.
در خلال قرن نوزدهم ، کبالت آبي (80 -70% کبالت جهان ) در Blaafarvaerket در نروژ ، به رهبري صنعتگر پروسي “Benjamin Wegner” توليد شد. “John Livingood” و “Glenn Seaborg” در سال 1938 کبالت 60 را کشف کردند. کلمه کبالت از واژه آلماني kobalt يا kobold ، به معني روح شيطان گرفته شده است. اين نام را کارگران معدن به‌علت سمي و دردسرساز بودن اين عنصر براي آن انتخاب کردند. ( کبالت ساير عناصر معدن را آلوده و کم عيار مي‌کرد. )
پيدايش
کبالت ، بصورت فلز آزاد وجود ندارد و عموما” به‌صورت سنگ معدن يافت مي‌شود. کبالت معمولا” به‌تنهايي استخراج نمي‌شود و به‌عنوان محصول جانبي فعاليتهاي استخراج مس و نيکل بدست مي‌آيد.
سنگ معدنهاي اصلي کبالت عبارتند از: کبالتيت ، اريتريت ، گلائوکودوت و اسکوتروديت. عمده‌ترين توليد کنندگان کبالت در جهان ، چين ، زامبيا ، روسيه و استراليا هستند.
ترکيبات
به‌علت وجود حالتهاي اکسيداسيون مختلف ، تعداد زيادي از ترکيبات کبالت وجود دارد. هر دو اکسيد در دماي پايين ، ضدفرومغناطيس مي‌باشند؛ CaO ، Co3O4 .
خصوصيات قابل توجه
کبالت ، عنصر فرومغناطيس سختي است که داراي رنگ خاکستري براقي مي‌‌باشد.دماي کوري آن ، K1388 با ممنتم بور 6/1 – 7/1 در هر اتم است. اين عنصر اغلب با نيکل همراه است و هر دوي آنها از اجزاي مشخص فلز شهاب سنگي مي‌باشند. پستانداران ، نيازمند مقدار بسيار کمي از نمکهاي کبالت هستند. کبالت 60 که ايزوتوپ راديواکتيو و مصنوعي کبالت است، يک ردياب راديواکتيو مهم و عامل معالج سرطان به‌شمار مي‌آيد. نفوذ پذيري نسبي کبالت ، دو سوم آهن است. کبالت ، فلزي عموما” داراي مخلوطي از دو ساختار شکل بلورين fcc و hcp با دماي انتقال fcc –> hcp K722 مي‌باشد. حالات اکسيداسيون عادي کبالت ، شامل 2+ و3+ است، گرچه 1+ نيز ديده شده است.
کاربردها
* آلياژهايي از قبيل :
o آلياژهاي ديرگداز ، براي قطعات توربين گاز موتورهاي هواپيما.
o آلياژهاي مقاوم در مقابل فرسايش و آسيب بر اثر کارکرد بالا.
o فولاد ، در سرعتهاي بسيار زياد.
o کاربيدهاي روکشدار ( فلزات سخت هم ناميده مي‌شوند ) و ابزارهاي الماسه.
* آهن ربا و واسطه ضبط مغناطيسي ( ازقبيل نوار کاست و ويدئو ).
* کاتاليزور براي مصرف در صنايع شيميايي و نفتي.
* در آبکاري الکتريکي براي ظاهر ، استحکام و مقاوت در برابر اکسيداسيون.
* عامل خشک کننده در رنگها ، جوهر و براق‌کننده‌ها.
* لايه زيرين در لعابهاي چيني.
* رنگدانه ( کبالت آبي و سبز ).
* الکترودهاي باطري.
* تايرهاي راديال تسمه فولادي.
* کبالت –60 بعنوان منبع اشعه گاما داراي چندين کاربرد است :
o در پرتو درماني ( راديوتراپي ) بکار مي‌رود.
o در استرليزه کردن غذاها با روش تابشي ( پاستوريزه کردن سرد ) بکار مي‌رود.
o در راديوگرافي صنعتي به‌منظور تشخيص عيوب ساختاري قطعات فلزات بکار مي‌رود.
کاربردهاي پزشکي
کبالت 60 ( Co-60) ، فلزي راديواکتيو است که در پرتودرماني کاربرد دارد. کبالت 60 دو اشعه X و گاما با انرژيهاي 1.17MeV و 1.33MeV توليد مي‌کند. منبع کبالت 60 تقريبا” به قطر 2 سانتيمتر است که نتيجه آن ، تشکيل يک نيم سايه هندسي است که لبه ميدان تشعشع را نامشخص مي‌کند. از ويژگيهاي بد اين فلز ،‌ توليد مقدار کمي غبار رقيق است که باعث بروز مشکلاتي در حفاظت مقابل اشعه مي‌گردد.
منبع کبالت 60 تقريبا” براي 5 سال مفيد است، اما بعد از اين مدت هم بسيار راديواکتيو مي‌باشد و بنابراين دستگاههاي کبالت در جوامع غربي که ليناکس متداول است، کمتر مورد استفاده قرار مي‌گيرند. اولين دستگاه کبالت 60 درماني ( بمب کبالت ) براي اولين در کانادا ساخته شد و نيز براي اولين بار در همانجا مورد استفاده قرار گرفت. در واقع اولين دستگاه در مرکز سرطاني Saskatoon به نمايش در آمده است.
نقش بيولوژيک
مقادير کم کبالت براي بسياري از موجودات زنده از جمله انسان ، حياتي است. وجـــــــــــــــــود 0.3 تا 0.13 قسمت در ميليون کبالت در خاک براي سلامتي حيوانات علف‌خوار مفيد است. اين عنصر ، جزء اصلي ويتامين کبالامين يا ويتامين B-12 مي‌باشد.
ايزوتوپ ها
کبالت ، بصورت طبيعي داراي 1 ايزوتوپ پايدار ( 59- Co) مي‌باشد.22 راديوايزوتوپ نيز شناخته شده که پايدارترين آنها Co-60 با نيمه عمر 5,2714 سال ، CO-57 با نيمه عمر 271,79 روز ، Co-56 با نيمه عمر 77,27 روز و Co-58 با نيمه عمر 70,86 روز هستند. مابقي ايزوتوپهاي راديواکتيو ، داراي نيمه عمري کمتر از 18 ساعت هستند که اکثريت آنها نيمه عمري کمتر از 1 ثانيه دارند. اين عنصر همچنين داراي 4 حالت برانگيختگي است که تمامي آنها نيمه عمري کمتر از 15 دقيقه دارند.
ايزوتوپهاي کبالت از نظر وزن اتمي ، بين 50amu و amu 73 قرار دارند. حالت فروپاشي اصلي قبل از فراوانترين ايزوتوپ پايدار 59-Co ، الکترون گيري و حالت اصلي بعد از آن کاهش بتا مي‌باشد.محصول فروپاشي اصلي پيش از 59-Co ايزوتوپهاي عنصر 26 (آهن) و محصولات اصلي بعد از آن ايزوتوپهاي عنصر 28 (نيکل) مي‌باشند.
هشدارها
فلز کبالت پودر شده ، خطر آتش سوزي به همراه دارد. بهتر است همه ترکيبات کبالت را سمي در نظر گرفت، مگر اينکه خلاف آن ثابـت شده باشد. احتمالا”بيشتر ترکيبات کبالت خيلي زهرآگين نيستند. کبالت 60 ، ارسال کننده اشعه گاماي قوي است، لذا تماس با اين نوع کبالت خطر ابتلا به سرطان را ايجاد مي‌کند. بلع کبالت 60 منجر به ورود مقداري کبالت درون بافتهاي بدن مي‌شود که به‌کندي از بدن خارج مي‌شود.
کبالت 60 در مقابله‌هاي اتمي ، عاملي خطرساز است، چون ارسالهاي نوتروني مقداري از آهن را به اين ايزوتوپ راديواکتيو تبديل مي‌کند. بعضي طراحي‌هاي تسليحات اتمي ، عمدا” به گونه اي مي‌باشد که ميزان کبالت 60 را که بعنوان ذرات راديواکتيو پراکنده مي‌شوند، افزايش دهند. گاهي اوقات آنها را بمب کثيف يا بمب کبالت مي‌نامند. خطر در مواقع غير از جنگ اتمي ، استفاده نادرست ( يا سرقت ) از واحدهاي راديوتراپاتيک پزشکي است.
ليتيم
ليتيم را (واژه يوناني lithos به معني سنگ) ، "Johann Arfvedson" در سال 1817 کشف کرد. "Arfvedson" اين عنصر جديد را هنگاميکه در سوئد مشغول تجزيه و تحليل بود، با مواد معدني اسپادومين و لپدوليت دريک کاني پتاليت کشف نمود. "Christian Gmelin" در سال 1818 ، اولين کسي بود که شاهد قرمزرنگ شدن نمک ليتيم در شعله آتش بود. اما هر دوي اين افراد ، در جداسازي اين عنصر از نمکش ناکام ماندند.
اين عنصر را براي اولين بار "W.T. Brande" و "Humphrey Davy" با استفاده از الکتروليز اکسيد ليتيم جدا کردند. توليد تجاري فلز ليتيم در سال 1923 بوسيله شرکت آلماني Metallgesellschaft AG و با استفاده از الکتروليز کلريد ليتيم و کلريد پتاسيم مذاب محقق گشت. ظاهرا" نام ليتيم به اين علت انتخاب شد که اين عنصر در يک ماده معدني کشف شد، در حاليکه ساير فلزات قليايي اولين بار در بافتهاي گياهي ديده شده‌اند.
اطلاعات کلي
ليتيم ، عنصر شيميايي است، با نشان Li و عدد اتمي 3 که در جدول تناوبي به همراه فلزات قليايي در گروه 1 قرار دارد. اين عنصر در حالت خالص ، فلزي نرم و به رنگ سفيد خاکستري مي‌باشد که به‌سرعت در معرض آب و هوا اکسيد شده ، کدر مي‌گردد. ليتيم ، سبک‌ترين عنصر جامد بوده ، عمدتا" در آلياژهاي انتقال حرارت ، در باطري‌ها بکار رفته ، در بعضي از تثبيت‌کننده‌هاي حالت mood stabilizers مورد استفاده قرار مي‌گيرد.
خصوصيات قابل توجه
ليتيم ، سبکترين فلزات و داراي چگالي به اندازه نصف چگالي آب است. اين عنصر همانند همه فلزات قليايي به‌راحتي در آب واکنش داده ، به سبب فعاليتش هرگز در طبيعت بصورت آزاد يافت نمي‌شود. با اين وجود ، هنوز هم واکنش‌پذيري آن از سديم کمتر است. وقتي ليتيم روي شعله قرار گيرد، رنگ زرشکي جالبي توليد مي‌کند، اما اگر به شدت بسوزد، شعله‌هايي سفيد درخشان ايجاد مي‌کند. هنچنين ليتيم ، عنصري تک‌ظرفيتي است.
کاربردهـا
ليتيم ، به‌علت گرماي ويژه‌ اش ( بالاتر از تمامي جامدات) در انتقال حرارت مورد استفاده قرار مي‌گيرد. به‌علت خاصيت electrochemical ، ماده مهمي در آند باطريها محسوب مي‌شود. ساير کاربردها:
نمکهاي ليتيم ، مثل کربنات ليتيم ( Li2CO3 ) و سيترات ليتيم ، تثبيت‌کننده‌هاي حالت هستند که در درمان بيماريهاي متضاد نقش دارند.
ليتيم کلريد و ليتيم برميد ، به‌شدت رطوبت را جذب مي‌کنند، لذا در خشک کننده‌ها به‌کرات کاربرد دارند.
استارات ليتيم ، يک ماده ليز کننده کلي در دماي بالا و براي تمامي مقاصد به شمار مي‌رود.
ليتيم ، عاملي آلياژ ساز است که در توليد ترکيبات آلي مورد استفاده قرار گرفته ، نيز داراي کاربردهاي اتمي مي‌باشد.
گاهي اوقات از ليتيم در ساخت شيشه و سراميک استفاده مي‌گردد، مانند شيشه‌هاي 200 اينچي تلســـــکوپ در Mt. Palomat.
در فضاپيماها و زيردريائي ، براي خارج کردن دي‌اکسيد کربن ازهوا از هيدروکسيد ليتيم استفاده مي‌شود.
از آلياژ اين فلز با آلومينيوم ، کادميم ، مس و منگنز در ساخت قطعات هواپيماهاي بلند پرواز استفاده مي‌گردد.
پيدايــش
ليتيم بسيار پراکنده است، اما به‌علت واکنش‌پذيري زيادي که دارد، در طبيعت بصورت آزاد وجود ندارد و هميشه بصورت ترکيب با يک يا چند عنصر يا ترکيب ديگر ديده مي‌شود. اين فلز بخش کوچکي از کليه سنگهاي آذرين را تشکيل داده ، نيز در بسياري از شورابهاي طبيعي وجود دارد.
توليد ليتيم از پايان جنگ جهاني دوم به‌شدت افزايش يافت. اين فلز در سنگهاي آذرين از ساير عناصر جدا مي‌شود و از آب چشمه‌هاي معدني هم بدست مي‌آيد. لپدوليت ، اسپادومين ، پتاليت و امبلي گونيت ، مهمترين مواد معدني حاوي ليتيم هستند. در آمريکا ، ليتيم را از شورابهاي واقع در Searles Lake خشکيده در کاليفرنيا ، مناطقي از Nevada و نقاط ديگر بازيافت مي‌کنند. اين فلز که همانند سديم ، پتاسيم و ساير اعضاء گروه فلزات قليايي ، ظاهري سيمگون دارد، با روش الکتروليز از يک مخلوط ليتيم و کلريد پتاسيم گداخته توليد مي‌شود. قيمت هر پوند ليتيم در سال 1997 ، 300 دلار آمريکا بود. جداسازي آن بصورت زير است:
کاتد: *Li+* + e ? Li
آند: -Cl-* ? 1/2 Cl2 (gas) + e
ايزوتوپهـا
ليتيم ، بطور طبيعي متشکل از 2 ايزوتوپ پايدار Li-7 و Li-6 است که Li-7 فراوان‌تر است ( وفور طبيعي 5/92%). 6 راديوايزوتوپ هم براي آن وجود دارد که پايدارترين آنها ، Li-8 با نيمه عمر 838 هزارم ثانيه و Li-9 با نيمه عمــــــــــــــــر 3/178 هزارم ثانيه مي‌باشد. مابقي ايزوتوپهاي راديواکتيو ، نيمه عمرهايي کمتر از 8,5 هزارم ثانيه داشته يا ناشناخته‌اند.
ايزوتوپهاي ليتيم طي يک سري فرآيندهاي طبيعي مختلف از جمله تشکيل مواد معدني ( رسوب شيميايي) ، متابوليسم ،(جابجائي يوني ،(در برخي از خاکهاي معدني که Li-6 به Li-7 ترجيح داده شده است در مکانهاي octahedral ، ليتيم جايگزين منيزيم و آهن مي‌شود) ، hyperfiltration و دگرگوني صخره‌ها ، بطور اساسي شکسته مي‌شوند.
هشدارهــا
ليتيم همانند فلزات قليايي ديگر در حالت خالص ، شديدا" آتش زا و در معرض هوا و مخصوصا" آب تا حدي انفجاري است. اين فلز همچنين خورنده بوده ، لذا بايد توجه خاص داشت و از تماس آن با پوست بدن اجتناب کرد. در صورت ذخيره ، بايد آنرا در هيدروکربن مايع قابل اشتعالي مانند نفت نگهداري نمود. ليتيم ، هيچگونه نقش بيولوژيکي نداشته ، تا حدي سمي محسوب مي‌شود.
سِلِنيوم
سِلِنيوم يک ماده معدني کمياب است که در خاک و غذا يافت مي‌شود. اين ماده يک ضد اکساينده قوي است بنابراين از واکنش‌هاي شيميايي زيان‌آور که در ياخته‌هاي بدن اتفاق مي‌افتد، جلوگيري مي‌کند. ياخته‌هاي حمايت شده بهتر قادرند در مقابل بيماريهايي نظير بيماري قلبي، سرطان و اختلالات وابسته به سن از خود مقاومت نشان دهند.
بيشتر ما سلنيوم کافي از رژيم غذايي دريافت نمي‌کنيم. وقتي که سطح سلنيوم بدن پايين باشد بيشتر در معرض خطر بيماريهاي مختلف هستيم زيرا سيستم ايمني بدن تنبل مي‌شود و مواد سمي در خون ساخته مي‌شود.
اگر شما نياز به اضافه کردن سلنيوم در رژيم غذايي خود داريد، پزشک معالج ترجيح مي‌دهد که مکمل سلنيوم را به صورت ترکيب با ويتامين «اي» مصرف کنيد. پژوهش نشان داده‌است که مصرف سلنيوم به همراه ويتامين «اي» سلامت عمومي بدن را تقويت مي‌کند و در درمان يا پيشگيري بسياري از بيماريها مؤثر است.
کاربردها:
سلنيوم در درمان بيماري «کشان» (Keshan) مؤثر است. اين بيماري يک اختلال قلبي جدي است که در زنان و بچه‌هاي چيني در محل‌هايي که زمين‌هاي کشاورزي فاقد مواد معدني است، ديده مي‌شود. علاوه بر اين سلنيوم در درمان بيماريهاي شايع ديگر مؤثر و مفيد است. اين بيماريها شامل موارد زير است:
سرطان. سلنيوم خطر سرطان پستان، روده بزرگ، کبد، پوست و شش را کاهش مي‌دهد. سلنيوم از طريق کمک به ايجاد سلامتي و مبارزه از طريق سلولهاي سفيد خون، از رشد ياخته‌هاي سرطاني جلوگيري مي‌کند.
بيماري قلبي. پژوهشها نشان مي‌دهد که سلنيوم از طريق کاهش سطح کلسترول بد بدن (LDL)، از جمله و سکته قلبي جلوگيري مي‌کند. سلنيوم همچنين شريان‌ها را از رسوب خطرناک چربي که مسئله مهمي بعد از يک حمله قلبي است، حفظ مي‌کند.
سيستم ايمني ضعيف شده. سلنيوم در ساختن سلولهاي سفيد به بدن کمک مي‌کند و از اين طريق سيستم ايمني را بر عليه بيماري و عفونت فعال و بيدار نگه مي‌دارد.
سلنيوم در موارد زير مفيد و مؤثر است:
تقويت توليد مثل، از طريق افزايش باروري مرد و همچنين رشد جنين.
به عملکرد طبيعي کبد، تيروييد و پانکراس کمک مي‌کند.
از پيري زودرس، تشکيل آب مرواريد و در حد امکان از سندرم مرگ ناگهاني شيرخوار جلوگيري مي‌کند.
لوپوس، روماتيسم مفصلي و سيروز الکلي کبد را درمان مي‌کند.
درمان بيشتر اختلالات پوستي نظير: فقدان خاصيت ارتجاعي پوست، آکنه، اگزما و پسوريازيس.
منابع غذايي :
بيشتر سلنيوم مورد نياز شما از رژيم غذايي تأمين مي‌شود. مخمر آبجو و سبوس گندم. کبد، کره، ماهي و ماهي صدف، سير، غلات، تخم آفتابگردان و آجيل منابع خوبي از سلنيوم هستند. همچنين سلنيوم در يونجه، ريشه باباآدم، دانه رازيانه، جينسنگ، برگ تمشک و بومادران يافت مي‌شود.
وقتي غذاها به صورت فرآورده غذايي درآيند سلنيوم آنها از بين مي‌رود. شما بايد سعي کنيد انواع مختلفي از غذاها را به صورت اوليه طبيعي و نه فرآورده‌هاي بخوريد. اين بدان معني است که از غذاهاي کنسرو شده، فريز شده و آماده پرهيز کنيد.
اشکال ديگر:
پزشک به شما توصيه مي‌کند که آيا نياز به اضافه کردن سلنيوم به رژيم غذايي داريد يا خير. شما مي‌توانيد سلنيوم را به صورت مکمل‌هاي مواد معدني- ويتامين‌ها استفاده کنيد که يک فرمول مغذي ضد اکساينده است و يا اينکه مکمل‌ها را به طور جداگانه مصرف کنيد. سلنيوم همچنين در مخمرهاي غذايي نيز در دسترس است.
نحوه مصرف :
براي تأثير مفيد و واقعي، بهتر است روزانه 50 تا 200 ميکروگرم سلنيوم مصرف کنيد. مردان روزانه به حداقل 70 ميکروگرم سلنيوم و زنان 55 ميکروگرم سلنيومنياز دارند. خانم‌هاي حامله و مادران شيرده 65 تا 75 ميکروگرم روزانه سلنيوم نياز دارند. تحقيقات نشان مي‌دهد که بييشتر براي مقابله با بيماريها و افزايش سلامتي به بيش از 100 ميکروگرم مکمل سلنيوم در روز نياز داريم.
مانند مصرف هر دارو يا مکملي قبل از مصرف مکمل‌هاي سلنيوم در بچه‌ها با پزشک مشورت کنيد.
براي اثر بهتر سلنيوم را با ويتامين «اي» مصرف کنيد. از پزشک بخواهيد که مقدار مناسب را براي شما تجويز کند (1 ميلي گرم سلنيوم روزانه همراه با 200 واحد از ويتامين «اي» مصرف شود).
به همراه سلنيوم، از ويتامين «سي» استفاده نکنيد زيرا باعث کاهش اثر سلنيوم و سميت بيشتر مي‌شود.
موارد احتياط :
سلنيوم معمولاً باعث مسموميت نمي‌شود. با اينحال مصرف مقدار زياد آن (بيش از 1000 ميکروگرم از آن در يک روز) به مدت زياد باعث خستگي، ورم مفاصل، ريزش مو، افتادن ناخن، تنفس مشکل، بوي بدن، اختلالات گوارشي يا تحريک پذيري مي‌شود. بررسي‌ها همچنين نشان مي‌دهد که مصرف زياد سلنيوم در بچه‌ها با اختلالات رفتاري همراه است.
تداخل هاي احتمالي :
ويتامين اي به عنوان يک ضد اکساينده اثر سلنيوم را افزايش مي‌دهد. وقتي اين دو ماده با هم مصرف مي‌شوند سلولها به بهترين وجه پشتيباني مي‌شوند.
وقتي ويتامين سي به همراه سلنيوم مصرف مي‌شود بدن زمان بيشتري براي جذب و استفاده از سلنيوم نياز دارد. براي جلوگيري از اين پيشامد، ويتامين‌ها و مکمل‌هاي معدني را در 2 زمان متفاوت از روز مصرف کنيد. به خاطر داشته باشيد که مکمل‌ها زماني که همرا با غذا مصرف شوند بهترين جذب را دارند. در صورتي که شيمي درماني ميشويد به مقدار بيشتري سلنيوم نياز داريد.
سديم
سديم يکي از عناصر متداول موجود در پوسته زمين است به طوري که 6/2 درصد پوسته زمين را ترکيبهاي سديم دار تشکيل ميدهد. مهم ترين ترکيب آن نمک خوراکي يا سديم کلرايد است .
نمک خوراکي را ميتوان از آب دريا يا سنگ نمک بدست آورد . سديم از نظر واکنش پذيري بسيار شبيه عنصر همگروه خود ليتيم عمل ميکند . بنابر اين استخراج آن از سنگ نمک به دشواري انجام ميشود.
براي استخراج سديم از الکتروليز نمک آن استفاده مي شود. سلول الکتروليزي آن سلول داون ناميده ميشود.
در اين سلول ،‌سديم کلرايد ذوب ميشود .پس جريان الکتريکي را از خود عبور ميدهد .يونهاي کلرايد به سمت آْند کشيده مي شوند . به جايي که در آن اکترون از دست مي دهند:
2Cl- – 2e ==è Cl2
پس در آند گاز کلر تشکيل ميشود . يونهاي کلر الکترون از دست مي دهند و اکسيد مي شوند.
يونهاي سديم به سمت کاتد کشيده مي شوند در اينجا هر يون سديم يک اکترون مي گيرد:
Na+ + e ==è Na
پس در کاتد سديم مذاب تشکيل ميشود .همانطور که يونهاي سديم الکترون ميگيرند کاهش مي يابند.
جدا نگهداشتن سديم مايع از کلر، ضروري و مهم است زيرا اين دو براي تشکيل دوباره سديم کلرايد به شدت با هم واکنش ميدهند.
از آنجا که سديم فلزي بسيار واکنش پذير است، معمولا به صورت همراه با فلزهاي ديگر کمتر کاربرد دارد .اين فلز با آب به شدت واکنش ميدهد پس ميتوان نتيجه گرفت که در محيط مرطوب چندان کاربرد ندارد.
به هر حال بالا بودن واکنش پذيري آن، به اين معناست که ميتوان در استخراج تيتانيم از تيتانيم کلرايد ،‌از سديم استفاده کرد :
TiCl4 + 4Na ==è 4NaCl + Ti
معمولا در اين واکنش،‌به جاي سديم ،‌بيشتر از منيزيم استفاده مي شود .
از سديم مي توان به عنوان خنک کننده در نيروگاههاي هسته اي استفاده کرد. به اين ترتيب ،‌گرما از راکتورهاي داغ به ديگ هاي بخار ( جايي که آب به جوش مي آيد )‌منتقل ميشود.
سديم براي اين کار مناسب است زيرا هدايت کننده گرمايي مناسبي است.هنگامي که ذوب ميشود به آساني جاري ميشود و در گستره ي بسيار وسيعي از دما به حالت مايع وجود دارد.
سديم در 98 0Cذوب ميشود و تا دما به 891 0C نرسد ،‌نمي جوشد،‌اما سديم مايع را هنگامي که داغ است بايد از رطوبت دور نگه داشت.
لامپهاي زرد خيابان، داراي بخار سديم هستند. به ازاي هر ژول انرژي الکتريکي که به بخار سديم ميرسد،‌مقدار زيادي نور مريي از آن بيرون مي آيد . به همين علت اين لامپ ها ارزان هستند.
تاريخچه
مدت زمان زيادي است که سديم (soda) بصورت ترکيبي شناخته شده است. اين عنصر در سال 1807 توسط "Sir Humphry Davy" از طريق عمل الکتروليز هيدروکسيد سديم جدا شد. در اروپاي قرون وسطي ، ترکيبي از سديم با نام لاتين Sodanum براي تسکين سردرد استفاده مي‌شد. نماد جديد سديم Na از لاتين جديد Natrium که در زبان يوناني که نوعي نمک طبيعي است مي آيد گرفته شده است
پيدايش
سديم در ستارگان فراوان است و اين فراواني در خطوط طيفي D در نور ستارگان مشهودتر مي‌باشد. سديم حدودا 2.6% از پوسته زمين را به خود اختصاص داده است که چهارمين عنصر از نظر فراواني در پوسته زمين و فروانترين فلز قليايي مي‌باشد. اين عنصر هم‌اکنون به‌صورت اقتصادي از عمل الکتروليز کلريد سديم توليد مي‌شود. اين روش ارزان‌تر از روش الکتروليز هيدرواکسيد سديم است. قيمت هر پوند سديم فلزي حدودا 15 تا 20 سنت (در سال 1997) مي‌باشد. ولي هر پوند سديم ACS آزمايشگاهي ، حدودا 35 دلار قيمت دارد که از نظر حجمي ارزان‌ترين فلز است.
خصوصيات قابل توجه
سديم مانند ديگر فلزات قليايي ، نرم ، سبک وزن ، سفيد مايل به نقره‌اي و واکنش دهنده است و از اين جهت هرگز به‌صورت آزاد در طبيعت يافت نمي‌شود. سديم در آب غوطه‌ور شده ، آن را تجزيه کرده ، هيدروژن آزاد مي‌کند و هيدرواکسيد مي‌سازد. سديم در آب فورا آتش مي‌گيرد، ولي در هواي معمولي در دماي زير 388 کلوين آتش نمي‌گيرد.
کاربردها
سديم در حالت فلزي ، عنصر لازم براي ساختن استر ها و ترکيبات آلي مي‌باشد. اين عنصر قليايي بوجود آورنده کلريد سديم NaCl است که براي زندگي حياتي است نيز مي‌باشد.
استفاده در برخي از آلياژها براي بهبودي ساختارشان
استفاده در ساخت صابون و ترکيبش با اسيدهاي چرب
NaK ، آلياژسديم و پتاسيم ، يک ماده مهم منتقل کننده حرارت است.
ترکيبات
نمک طعام يا کلريد سديم ، معمول‌ترين ترکيب سديم است. اما سديم در کاني‌هاي بسيار ديگري از قبيل آمفيبول ، کريوليت ، هاليت ، soda niter ، زئوليت و ... بوجود مي‌آيد. ترکيبات سديم براي صنايع شميايي شيشه‌سازي فلزي ساخت کاغذ صنعت نفت ، ساخت صابون و نساجي کاربرد دارد. صابون معمولا يک نمک سديم از اسيدهاي چرب است.
ترکيبات سديم که براي صنايع گوناگون بسيار مهمند، عبارتند از: (NaCl , soda ash (Na2CO3) , baking soda NaHCO3) , caustic soda (NaOH) , Chile saltpeter (NaNO3), di- and tri-sodium phosphates , sodium thiosulfate (hypo , Na2S2O3 * 5H2O) , and borax (Na2B4O7 * 10H2O).
ايزوتوپها
براي اين عنصر 13 ايزوتوپ شناسايي شده است که تنها ايزوتوپ پايدار آن Na-23 مي‌باشد. سديم همچنين دو ايزوتوپ راديو اکتيو نيز دارد که عبارتند از: Na22 با نيم عمر 2.605 سال و Na24 با نيمه عمر 15 ساعت.
هشدارها
سديم در حالت پودر در آب خاصيت انفجاري خواهد داشت و با عناصر ديگر به‌راحتي تجزيه و ترکيب مي‌شود. هميشه بايد با ان عنصر با مراقبت کامل کار کرد.
پتاسيم
پتاسيم يکي از عناصر شميايي جدول تناوبي است که نماد آن K و عدد اتمي آن 19 مي‌باشد. پتاسيم ، فلز قليايي سفيد مايل به نقره‌اي است که به‌طور طبيعي به‌صورت ترکيبي با عناصر ديگر در آب دريا و ديگر کاني‌ها يافت مي‌شود. اين عنصر به‌سرعت در هوا اکسيد شده ، بسيار واکنش پذير است(مخصوصا در آب ) و از نظر شميايي همانند سديم است.
پتاسيم ( انگليسي ، potash و لاتين ، kalium ) در سال 1807 توسط "Sir Huphry Davy" که آن را از پتاس سوزآور ( KOH )بدست آورد، کشف شد. اين فلز قليايي تنها فلزي بود که توسط عمل الکتروليز از هم جدا شده بود.
اين عنصر حدودا 2.4% از وزن پوسته زمين را تشکيل مي‌دهد و از نظر فراواني هفتمين عنصر در آن مي‌باشد. بدست آوردن پتاسيم از کاني‌ها بدليل خاصيت نامحلولي و ماندگاري آن بسيار دشوار است.
با اين وجود ، مواد معدني ديگر مانند Carnallite ، Langbeinite ، Polyhalite و Sylvite در بستر درياها يا درياچه‌هاي قديمي يافت مي‌شوند. مواد معدني بسيار زياد ته‌نشين شده در اين برکه‌ها عمل استخراج پتاسيم و نمک آن را اقتصادي‌تر مي‌کند. منابع مهم پتاسيم و پتاس منابعي در کاليفرنيا ، آلمان ، نيومکزيکو ، يوتا و ديگر نقاط زمين مي‌باشد. در عمق 3000 فوتي زير بستر Saskatchewan ، مقادير عظيمي از پتاس وجود دارد که مي‌تواند به‌عنوان يک منبع مهم براي اين عنصر در آينده در نظر گرفته شود.
اقيانوسها نيز منابع ديگري براي پتاسيم مي‌باشند، اما در مقايسه با سديم مقدار پتاسيم موجود در يک حجم معين از آب دريا بسيار کم است. پتاسيم در صورت عمل الکتروليز مي‌تواند به اجزاي هيدروکسيدش تجزيه شود. از روشهاي حرارتي نيز براي توليد پتاسيم استفاده مي‌شود. پتاسيم هرگز به‌صورت رها شده در طبيعت يافت نمي‌شود. با اين وجود ، يونهاي +K در ارگانيسمهاي زنده براي فيزيولوژي سلولهاي تحريکي بسيار مهم هستند.
خصوصيات قابل توجه
پتاسيم که دومين فلز سبک مي‌باشد، در ميان فلزات ، واکنش‌پذيرترين و الکتروپوزيتيوترين است. اين فلز ، بسيار نرم بوده ، با چاقو به‌راحتي برش مي‌خورد و در سطوح صاف به رنگ نقره‌اي مي‌باشد. از آنجا که به در هوا به‌سرعت اکسيد مي‌شود، بايد زير روغن معدني يا نفت نگهداري شود. پتاسيم مانند ديگر فلزات قليايي در آب تجزيه شده و هيدروژن آزاد مي‌کند. در آب فورا آتش مي‌گيرد و نمک آن هنگامي که در معرض يک شعله قرار بگيرد، رنگ بنفش از خود ساطع مي‌کند.
کاربردها
اکسيد پتاسيم که با نام پتاس شناخته شده است، در توليد کود بکار مي‌رود. نيترات پتاسيم در ساخت باروت کاربرد دارد.
در ساخت شيشه استفاده مي‌شود. از NaK که آلياژ سديم و پتاسيم است، به‌عنوان رسانه انتقال گرما استفاده مي‌شود.
پتاسيم ، ماده بنياني براي رشد گياهان بوده و در انواع گوناگون خاک يافت مي‌شود.
يونهاي پتاسيم در سلولهاي حيواني موادي حياتي براي زنده نگه داشتن سلولها مي‌باشند.
کلريد پتاسيم يک جانشين براي نمک طعام بوده ، براي ايست قلب در اعدامهاي توسط تزريق کشنده استفاده مي‌شود. بيشتر نمکهاي پتاسيم بسيار مهم بوده ، شامل برميد پتاسيم ، کربنات پتاسيم ، کلرات پتاسيم ، کلريد پتاسيم ، کرومات پتاسيم ، سيانيد پتاسيم ، دي‌کرومات پتاسيم ، هيدروکسيد پتاسيم ، يديد پتاسيم ، نيترات پتاسيم و سولفات پتاسيم مي‌باشند.
ايزوتوپها
تا کنون 17 ايزوتوپ پتاسيم شناخته شده‌اند. شکل غير ترکيبي پتاسيم از سه ايزوتوپ تشکيل شده است: ( K39(93.3%) ، K-40(0.01% و ( K-41(6.7% . بايد گفت که K-40 که به‌صورت طبيعي بوجود مي‌آيد، توسط عمل الکترون‌گيري يا حذف پوزيترون به Ar-40 پايدار تبديل شده و با خروج نگاترون به ( Ca-40 ( 88.8% پايدار تبديل مي‌شود. k_40 نيمه عمري 1.250* 109ساله دارد.
فروپاشي K-40 به Ar-40 معمولا در روش تاريخ‌گذاري بر روي سنگها استفاده مي‌شوند. شيوه تاريخ‌گذاري K-Ar به اين فرضيه بستگي دارد که سنگها در زمان تشکيل هيچ آرگوني نداشته و تمام آرگون ايجاد شده توسط تششعات مانند آرگون 40 در يک سيستم بسته نگهداري شده‌اند. کانيها توسط ميزان تمرکز پتاسيم و مقدار آرگون ايجاد شده توسط تششعات که در آن جمع شده‌اند، تاريخ گذاري مي‌شوند. بهترين مواد معدني که براي انجام عمل تاريخ‌گذاري مناسب هستند، عبارتند از Biotite , Muscovite , Plutonic, hornblende و Feldspar آتشفشاني. تمام نمونه سنگهاي آتشفشاني نيز در صورتي که تغيير نکرده باشند، به همين گونه تاريخ‌گذاري مي‌شوند.
به غير از تاريخ‌گذاري ايزوتوپهاي پتاسيم در مبحث هواشناسي نيز کاربرد وسيعي دارند. ايزوتوپهاي پتاسيم همچنين در چرخه تغذيه مطالعه مي‌شوند، چرا که پتاسيم يک ماده غذايي لازم براي زندگي است.
پتاسيم در بدن
پتاسيم يک يون مهم در بدن است و از آنجائي که تغييرات جزئي مي توانند action potentials را مختل کند که در نتيجه مشکلات عصبي و قلبي ايجاد مي‌شود، تجمع آن در خون بدقت تنظيم مي‌شود. بسياري از آنتي‌بيوتيکها ، از جمله آن که توسط باکتري Bacillus brevis توليد مي‌شود، کار سلولها را با نشستن بر روي دروازه‌هاي يون مثبت مختل مي‌کنند. در نتيجه يونهاي +k و +Na اجازه پيدا مي‌کنند از غشاء سلولي عبور کنند و بنابراين action potential به‌طور غير مجاز از غشاء سلول عبور مي‌کند. پتاسيم در پلاسماي خون نسبتا در سطح پائيني قرار دارد ( معمولا 3.5 تا 5.0 mmol/L ) ، ولي درون سلولها تمرکز زيادي دارد ( در حدود 100 mmol/L ). سطوح پائين آن در خون hypokalemia و سطوح بالاي آن hyperkalemia نام دارند. هر دو سطح پائين و بالا براي قلب خطرناکند.
هشدارها
پتاسيم باآب بسيار واکنش پذير است و از اين رو بايد در زير روغن‌هاي معدني مانند پارافين قرار گيرد.
شناخت محيط رشد: پتاسيم
ترکيبات اين عنصر در اغلب خاکها به اندازه کافي يافت مي شود. با وجود اهميت زيادي که پتاسيم دارد، هنوز نقش اصلي آن در گياه کاملاً مشخص نيست و هنوز دقيقاً نمي‌دانيم در فتوسنتز و تهيه قند و فعال ساختن آنزيم‌ها چه نقشي ايفا مي‌کند. در گياه ، اين عنصر همانند ازت و فسفر قابل انتقال بوده ، بنابراين کمبود آن ابتدا در برگهاي پير مشاهده مي‌شود. از علائم کمبود پتاسيم سوختگي کنار برگها مي‌باشد. از کودهاي پتاسيم مي‌توان کلرورپتاسيم ، سولفات پتاسيم و نيترات پتاسيم را نام برد.
اورانيوم
اورانيوم يکي از عنصرهاي شميايي است که عدد اتمي آن 92 و نشانه آن U است و در جدول تناوبي جزو آکتنيدها قرار مي‌گيرد. ايزوتوپ ‎235U آن در نيروگاه‌هاي هسته‌اي به عنوان سوخت و در سلاح‌هاي هسته‌اي به عنوان ماده منفجره استفاده مي‌شود.
اورانيوم به طور طبيعي فلزي است سخت، سنگين، نقره‌اي رنگ و پرتوزا. اين فلز کمي نرم تر از فولاد بوده و تقريبآ قابل انعطاف است. اورانيوم يکي از چگالترين فلزات پرتوزا است که در طبيعت يافت مي‌‌شود. چگالي آن 65? بيشتر از سرب و کمي کمتر از طلا است.
سال‌ها از اورانيوم به عنوان رنگ دهنده لعاب سفال يا براي تهيه رنگ‌هاي اوليه در عکاسي استفاده مي‌شد و خاصيت پرتوزايي (راديواکتيو) آن تا سال 1866 ناشناخته ماند و قابليت آن براي استفاده به عنوان منبع انرژي تا اواسط قرن بيستم مخفي بود.
فراواني
اين عنصر از نظر فراواني در ميان عناصر طبيعي پوسته زمين در رده 48 قراردارد.
اورانيوم در طبيعت بصورت اکسيد و يا نمک‌هاي مخلوط در مواد معدني (مانند اورانيت يا کارونيت) يافت مي‌‌شود. اين نوع مواد اغلب از فوران آتشفشان‌ها بوجود مي‌‌آيند و نسبت وجود آنها در زمين معادل دو در ميليون نسبت به ساير سنگها و مواد کاني است. اورانيوم طبيعي شامل ‎99/3% از ايزوتوپ ‎238U و ‎0/7% ‎235U است.
اين فلز در بسياري از قسمت‌هاي دنيا در صخره‌ها، خاک و حتي اعماق دريا و اقيانوس‌ها وجود دارد. ميزان وجود و پراکندگي آن از طلا، نقره يا جيوه بسيار بيشتر است.
تاريخچه
اورانيوم در سال 1789 توسط مارتين کلاپروت (Martin Klaproth) شيمي دان آلماني از نوعي اورانيت بنام پيچبلند (Pitchblende) کشف شد. اين نام اشاره به سياره اورانوس دارد که هشت سال قبل از آن، ستاره شناسان آن را کشف کرده بودند.
اورانيوم يکي از اصلي‌ترين منابع گرمايشي در مرکز زمين است و بيش از 40 سال است که بشر براي توليد انرژي از آن استفاده مي‌‌کند.
دانشمندان معتقد هستند که اورانيوم بيش از 6/6 بيليون سال پيش در اثر انفجار يک ستاره بزرگ بوجود آمده و در منظومه شمسي پراکنده شده است.
ويژگي‌هاي اورانيوم
اورانيوم سنگين‌ترين (به بيان دقيقتر چگالترين) عنصري است که در طبيعت يافت مي‌شود (هيدروژن سبکترين عنصر طبيعت است.)
اورانيوم خالص حدود ‎18/7 بار از آب چگالتر است و همانند بسياري از ديگر مواد پرتوزا در طبيعت بصورت ايزوتوپ يافت مي‌‌شود.
اورانيوم شانزده ايزوتوپ دارد. حدود ‎99/3 درصد از اورانيومي که در طبيعت يافت مي‌شود ايزوتوپ 238 (U-238) است و حدود ‎0/7 درصد ايزوتوپ 235 (U-235). ديگر ايزوتوپ‌هاي اورانيم بسيار نادر هستند.
در اين ميان ايزوتوپ 235 براي بدست آوردن انرژي از نوع 238 آن بسيار مهم‌تر است چرا که U-235 (با فراواني تنها ‎0/7 درصد) آمادگي آن را دارد که در شرايط خاص شکافته شود و مقادير زيادي انرژي آزاد کند. به اين ايزوتوپ Fissil Uranium، به معناي «اورانيوم شکافتني» هم گفته مي‌‌شود و براي شکافت هسته‌اي استفاده مي‌شود.
اورانيوم نيز همانند ديگر مواد پرتوزا دچار تباهي مي‌‌شود. مواد راديو اکتيو داراي اين خاصيت هستند که از خود بطور دايم ذرات آلفا و بتا و يا اشعه گاما منتشر مي‌‌کنند.
U-238 باسرعت بسيار کمي تباه مي‌‌شود و نيمه عمر آن در حدود ‎4،500 ميلون سال (تقريبآ معادل عمر زمين) است.
اين موضوع به اين معني است که با تباه شدن اورانيوم با همين سرعت کم انرژي معادل ‎0/1 وات براي هر يک تن اورانيوم توليد مي‌‌شود و اين براي گرم نگاه داشتن هسته زمين کافي است.
شکاف هسته‌اي اورانيوم
U-235 قابليت شکاف هسته‌اي دارد. اين نوع از اتم اورانيوم داراي 92 پروتون و 143 نوترون است (بنابراين جمعآ 235 ذره در هسته خود دارد و به همين دليل U-235 ناميده مي‌‌شود)، کافي است يک نوترون دريافت کند تا بتواند به دو اتم ديگر تبديل شود.
اين عمل با بمباران نوتروني هسته انجام مي‌‌گيرد، در اين حالت يک اتم U-235 به دو اتم ديگر تقسيم مي‌‌شود و دو، سه و يا بيشتر نوترون آزاد مي‌‌شود. نوترون‌هاي آزاد شده خود با اتم‌هاي ديگر U-235 ترکيب مي‌‌شوند و آنها را تقسيم کرده و به همين منوال يک واکنش زنجيره‌اي از تقسيم اتم‌هاي U-235 تشکيل مي‌‌شود.
اتم U-235 با دريافت يک نوترون به اورانيوم 236 تبديل مي‌‌شود که ثبات و پايداري نداشته و تمايل دارد به دو اتم با ثبات تقسيم شود. انجام عمل تقسيم باعث آزاد شدن انرژي مي‌‌شود بگونه‌اي که جمع انرژي حاصل از تقسيم زنجيره اتمهاي U-235 بسيار قابل توجه مي‌شود.
نمونه‌اي از اين واکنش‌ها به اينصورت است:
U-235 + n –> Ba-141 + Kr-92 + 3n + ‎170 Million electron Volts‎
U-235 + n –> Te-139 + Zr-94 + 3n + 197 Million electron Volts
که در آن: electron Volt = 1.602 x 10-19 joules
(يک ژول انرژي معادل توان يک وات براي مصرف در يک ثانيه است)
مجموع اين عمليات ممکن است در محلي بنام رآکتور هسته‌اي انجام گيرد. رآکتور هسته‌اي مي‌‌تواند از انرژي آزاد شده براي گرم کردن آب استفاده کند تا در نهايت از آن براي راه اندازي توربين‌هاي بخار و توليد برق استفاده شود.
آرسنيک
اطلاعات اوليه
آرسنيک ، عنصر شيميايي است که در جدول تناوبي با علامت As مشخص است و داراي عدد اتمي 33 مي‌باشد. آرسنيک ، شبه فلز سمي معروفي است که به سه شکل زرد ِ سياه و خاکستري يافت مي‌شود. آرسنيک و ترکيبات آن ، بعنوان آفت‌کش مورد استفاده قرار مي‌گيرند: علف کش ، حشره کش و آلياژهاي مختلف.
خصوصيات قابل توجه
آرسنيک از نظر شيميايي شبيه فسفر است، تا حدي که در واکنشهاي بيوشيميايي مي‌تواند جايگزين آن شود. لذا سمي مي‌باشد. وقتي به آن حرارت داده شود، بصورت اکسيد آرسنيک در مي‌آيد (اکسيده مي‌شود) که بوي آن مانند سير است. آرسنيک و ترکيبات آن همچنين مي‌توانند بر اثر حرارت به گاز تبديل شوند. اين عنصر به دو صورت جامد وجود دارد: زرد و خاکستري فلز مانند.
کاربردها
* در قرن بيستم ، آرسنِت سرب بعنوان يک آفت کش براي درختان ميوه به‌خوبي مورد استفاده قرار گرفت، ( استفاده از آن در افرادِکه به اين کار اشتغال داشتند، ايجاد آسيبهاي عصب شناسي کرد ) و آرسنيت مس در قرن نوزدهم بعنوان عامل رنگ کننده در شيريني‌‌ها بکار رفت.
* در سموم کشاورزي و حشره کشهاي مختلف استفاده مي‌شود.
* آرسنيد گاليم يک نيمه رساناي مهمي است که در IC ها بکار مي‌رود. مدارهايي که از اين ترکيب ساخته شده‌اند، نسبت به نوع سيليکوني بسيار سريعتر هستند ( البته گرانتر هم مي‌باشند ). آرسنيد گاليم بر خلاف سيليکون آن band gap مستقيم است. پس مي‌تواند در ديودهاي ليزري و LED ها براي تبديل مستقيم الکتريسيته به نور بکار رود.
* تري‌اکسيد آرسنيک در خون شناسي براي درمان بيماران سرطان خون حاد که در برابر ATRA درماني مقاومت نشان مي‌دهند، بکار مي‌رود.
* در برنز پوش کردن و ساخت مواد آتش بازي و ترقه مورد استفاده قرار مي‌گيرد.
تاريخچه
آرسنيک ( واژه يوناني arsenikon به معني اريپمنت زرد ) در دوران بسيار کهن شناخته شده است . از اين عنصر به کرات براي قتل استفاده شده است. علايم مسموميت با اين عنصر تا قبل از آزمايش مارش تا حدي نا مشخص بود. “آلبرتوس مگنوس” را اولين کسي مي دانند که در سال 1250 اين عنصر را جدا کرد . “جوان شرودر” در سال 1649 دو روش براي تهيه آرسنيک منتشر کرد.
پيدايش
آرسوپيزيت ( سنگ آرسنيک) که ميس پيکل Mispickel هم ناميده مي‌شود، سولفوري است که بر اثر حرارت ، بيشترِن مقدار آرسنيک از سولفيد آهن آن جدا مي‌شود. مهمترين ترکيبات آرسنيک عبارت است از: آرسنيک سفيد ، سولفيد آن ، گرد حشره کش ، آرسنيت کلسيم و آرسنيت سرب.
از گرد حشره کش ، آرسنيت کلسيم و آرسنيت سرب بعنوان سموم و حشره کشها در کشاورزي استفاده مي‌شود .اين عنصر گاها” بصورت خالص يافت مي‌شود، ولي معمولا” بصورت ترکيب با نقره ، کبالت ، نيکل ، آهن ، آنتيموان يا سولفور وجود دارد.
هشدارها
آرسنيک و بسياري از ترکيبات آن سمي هستند. آرسنيک با مختل کردن وسيع سيستم گوارشي و ايجاد شوک ، منجر به مرگ مي‌شود.
جدول تناوبي
جدول تناوبي عنصرهاي شيميايي‏، نمايشي از عنصرهاي شيميايي شناخته شده‌است که بر اساس ساختار الکتروني مرتب گرديده‌است به‌گونه‌اي که بسياري از ويژگي‌هاي شيميايي عنصرها به صورت منظم در طول جدول تغيير مي‌کنند.
جدول اوليه بدون اطلاع از ساختار داخلي اتم‌ها ساخته شد: اگر عناصر را بر حسب جرم اتمي آنها مرتب نماييم، و آنگاه نمودار خواص معين ديگر آنها را بر حسب جرم اتمي رسم نماييم، مي‌توان نوسان يا تناوب اين خواص را بصورت تابعي از جرم اتمي مشاهده نمود. نخستين کسي که توانست اين نظم را مشاهده نمايد، يک شيميدان آلماني به نام يوهان ولفگانگ دوبِرَينر (Johann Wolfgang D?bereiner) بود. او متوجه تعدادي تثليث از عناصر مشابه شد:
نمونه تثليث‌ها
عنصر جرم اتمي چگالي
Cl 35.5 1.56 g/L
Br 79.9 3.12 g/L
I 126.9 4.95 g/L
Ca 40.1 1.55 g/cm3
Sr 87.6 2.6 g/cm3
Ba 137 3.5 g/cm3
و به دنبال او، شيميدان انگليسي جان نيولندز (John Alexander Reina Newlands) متوجه گرديد که عناصر از نوع مشابه در فاصله‌هاي هشت تايي يافت مي‌شوند، که آنها را با نت‌هاي هشتگانه موسيقي شبيه نمود، هرچند که قانون نت‌هاي او مورد تمسخر معاصرين او قرار گرفت. سرانجام شيميدان آلماني لوتار مَير (Lothar Meyer) و شيميدان روسي دميتري مندليف (Dmitry Ivanovich Mendeleev) تقريباً بطور هم‌زمان اولين جدول تناوبي را، با مرتب نمودن عناصر بر حسب جرمشان، توسعه دادند(ولي مندليف تعداد کمي از عناصر را خارج از ترتيب صريح جرمي، براي تطابق بهتر با خواص همسايگانشان رسم نمود – اين کار بعدها با کشف ساختار الکتروني عناصر در اواخر سده نوزدهم و آغاز سده بيستم توجيه گرديد).
فهرست عناصر بر پايه نام، علامت اختصاري و عدد اتمي موجود است. شکل زير جدول تناوبي عناصر شناخته شده را نمايش مي‌دهد. هر عنصر با عدد اتمي و علامتهاي شيميايي. عناصر در يک ستون («گروه») از لحاظ شيميايي مشابه مي‌باشند.