ویژگی های الماس و گرافیت

 

ویژگی های الماس

•  در الماس هر اتم کربن با چهار پیوند یگانه به چهار اتم کربن دیگر اتصال یافته است. اتم کربن در این حالت ساختاري چهار وجهی با زاویه ي پیوندي 5/109 درجه دارد و هر چهار اتم کربن متصل به آن در چهار گوشه ي یک چهار وجهی قرار گرفته اند.

 

 لطفا"ادامه مطالب را کلیک کنید.......

ادامه نوشته

هالوژن ها

عناصر گروه هفتم (اصلی) هالوژنها

 

 عناصر این گروه به ترتیب عبارتند از : فلوئور F ، کلر Cl، برم Br ، ید I  ، استانین At. شعاع اتمی این عناصر با افزایش عدد اتمی (از بالا به پائین) زیاد می شود انرژی یونیزاسیون کم شده الکترونگاتیوی نیز کم می شود نقاط ذوب و جوش بیشتر شده. پتانسیل اکسیداسیون آنها به ترتیب کاهش

 می یابد و هر کدام در لایه آخر 7 الکترون (s²p⁵) دارند، با فلزات میل

 ترکیبی شدید دارند و مولکول حاصل از آنها اغلب خصلت یونی دارد مانند

 NaF و KCl و BaI₂ . با هیدروژن هالدیدئیدروژن می دهند که پس از حل شدن در آب محلول اسید به وجود می آورند مانند HCl و HI. از بالا به پائین خواص غیر فلزی ضعیف تر می شود غیر فلز بالاتر می تواند غیر فلز پائین تر را از نمکش بیرون کرده و هالوژن آزاد نماید . مثلاً:                     

                                      KCl +  Br --------> عملی نیست

 ولی از تأثیر کلر بر نمک Br، برم حاصل می شود: 

                                       2KBr + Cl₂ ----------->2 KCl + Br₂ 

 بنابراین از لحاظ فعالیت شیمیایی ترتیب زیر برقراراست:

 F_۲>Cl_۲>Br_۲>I_۲>As

فلوئور و کلرگازی شکلند، برم مایع و ید جامد است که خیلی زود به حالت بخار در می آیند به همین دلیل آنها را به صورت  F₂, Cl₂,Br₂,I₂  نشان می دهند. 

 فلوئور در تمام ترکیبات یک ظرفیتی است ولی سایر هالوژنها می توانند ظرفیت های مختلف در ترکیبات داشته باشن زیرا در فلوئور فقط یک الکترون منفرد در اوربیتال 2p وجود دارد و به هیچ وجه نمی تواند حالت برانگیخته پیدا کند ولی در سایر هالوژنها ، الکترونها حالت برانگیخته پیدا می کنند و الکترونهای منفرد زیاد تر ایجاد می گردد. مثلاً: اتم کلر 17Cl در ترکیب با فلوئور 9F  ممکن است CLF و ClF₃ و ClF₅ و ClF₇ بدهد در هر ترکیب حالت برانگیخته الکترونها را در اوربیتال 3d می توان توجیه کرد.

 هالوژنها چون میل ترکیبی زیادی با عناصر دیگری دارند در طبیعت به حالت آزاد وجود ندارد ولی به صورت ترکیب فراوان هستند این عناصر اغلب سمی و خطرناکند در حالیکه ترکیبات آنها بسیار مفید و با ارزش هستند و کاربرد آنها در صنایع مختلف زیاد است مانند گاز فریون CF₂Cl₂ که در یخسازی به کار می رود پی وی سی  و د.د.ت (دی کلر ـ دی فنیل تری کلرواتان)، کلروفرم ، .... سایر ترکیبات فلوئور برم و ید که در انواع داروها و ترکیبات مختلف مورد استفاده قرار می گیرند.

 برای تهیه ی هالوژنها از نمک های آنها استفاده می کنند فقط فلوئور را از الکترولیز KHF₂ یا (KF.HF)  بدست می آورند. بقیه هالیدها با اسید سولفوریک و دی اکسید منگنز هالوژن می دهند مثلاً: طرز تهیه ید از یدید سدیم:

 2NaI + H₂SO₄ + MnO₂ -------> MnSO₄ + 2NaHSO₄ + I₂ + 2H₂O

از تاثیر گاز کلر بر یدیدها نیز می توان ید بدست آورد یا از تاثیر گاز کلر بر برمیدها برم حاصل می شود. فلوئور اکسید کننده ایست شدید و کلر نیز اکسید کننده است برم و ید هم خاصیت اکسید کنندگی و هم خاصیت احیا کنندگی دارند مثال:

 2KI + Cl₂ ------> 2KCl + I₂ 

3I₂ + 2Al ------> 2AlI₃

که در اولی ید اکسید شده و در دومی ید احیاء شده است.

•  یدومتری:

 به واکنش هایی که در آن ید اکسید می گردد یعنی از محلول یدیدها ید آزاد می گردد یدومتری گویند.

 2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ -------> I₂ + K₂SO₄ + H₂O 

تذکر: ارزش حجمی آب اکسیژنه (پر اکسید هیدروژن) از رابطه a=N.Ev  بدست می آید که a ارزش حجمی N نرمالیته  Ev ای کی والان حجمی معادل 6/5 است.

• هیدراسیدها (هالیدها هیدروژن):

 هالیدهای ئیدروژن به ترتیب عبارتند از HF و HCl و HBr و HI که برای تهیه ی آنها از تاثیر اسید سولفوریک بر هالیدهای فلزی استفاده می کنند. 

این مواد در آب حل شده تولید اسید می نمایند. فلوئوریدئیدرژن به علت داشتن پیوند ئیدروژنی استثنائاً نقطه ی جوش بالاتر دارد و در حالت عادی مایع است بقیه هالیدهای ئیدروژن با افزایش جرم مولکولی نقطه ی جوش بالاتر دارند به همین دلیل فلوئورید ئیدرژن به صورت H₂F₂  و همین ها به صورت زیروند 3 تا آخر وجود دارد. 

هیدرواسید ها بر اغلب فلزات، ا کسیدها، بازها، کربناتها اثر کرده و نمک می دهند.

اسید فلوئوریدریک بر شیشه اثر می کند یعنی سیلیس SiO₂ را در خود حل می نماید.

• اکسی اسیدهای هالوژنه:

 غیر از فلوئور، هالوژنها اکسی اسید (اسید اکسیژن دار) نیز تولید می کنند مانند KClO₄ پر کلرات پتاسیم NaIO₃ یدات سدیم NaBrO هیپو برومیت سدیم. هرچه تعداد اکسیژن در اکسی اسیدهای هالوژن بیشتر باشد، خاصیت اسیدی آن زیاد تر است زیرا اکسیژن از هالوژن الکترونگاتیوتر می باشد و زوج الکترونهای مشترک بین Cl و O را به طرف خود می کشد در نتیجه خروج الکترون مشترک بین H و O متوجه اکسیژن پیوندی هیدروژن و اکسیژن کاسته می گردد و پروتون (⁺H) آسانتر آزاد می گردد.

 بنابر این از لحاظ اسیدی می توان گفت که:

 HClO₄ > HClO₃ > HClO₂ > HClO

عدد اکسیداسیون کلر در این ترکیبات به ترتیب 1،3،5،7 است و نمکهای این اسیدها به ترتیب هیپوکلریتها، کلریتها، کلراتها و پر کلراتها می باشند.

•  طرز تشخیص هالیدهای محلول (آنیون هالید^- X):

 برای تشخیص یون فلوئور از یون ^۲+ Ca و برای تشخیص یون کلرید از یون⁺ Ag استفاده می کنند:

 Ca²⁺ + 2F^- -----> CaF₂

Ag⁺ + Cl^- -------> AgCl

 (یدیدها با کلرید و برمیدها با کلر. برم می دهند که قبلا گفته شد)

نکته مهم  :

۱.  اسیدهای هالوژنه با افزایش جرم مولکولی خاصیت اسیدی بیشتری پیدا می کنند و درجه تفکیک یونی آنها زیادتر است یعنی:

HI > HBr > HCl > HF

 2. هالوژنها در آب حل می شوند و محلول رنگی بوجود می آورند (ید در حلالهای آلی حل می شود)

 رنگ محلول بستگی به نوع هالوژن و نوع حلال دارد مثلا در تترا کلرید کربن ید بنفش، برم قرمز و کلر زرد می شود.

 3. جدول مشخصات هالوژنها نشان می دهد که با کاهش عدد اتمی از ید تا کلر بر مقدار انرژی الکترون خواهی افزوده می شود ولی در مورد فلوئور از انرژی الکترون خواهی کاسته می گردد(به علت کوچک بودن حجم آن)

 4. استاتین آخرین عنصر گروه هفتم از بمباران کردن بیسموت با اشعه آلفا بدست می آید که ایزوتوپهای زیادی دارد.

• تغییرات شعاع اتمی

 

• توضیح علت افزایش شعاع اتمی

شعاع یک اتم توسط عامل های زیر کنترل می شود: 

• تعداد لایه های الکترون های اطراف هسته
• کششی که الکترون های بیرونی تر از هسته احساس می کنند.

با مقایسه فلوئور و کلر، تعداد الکترون های هر لایه خواهد بود:

 

در هر مورد، الکترون های خارجی، کشش خالص +7 را از سوی هسته احساس می کنند. بار مثبت بر روی هسته توسط منفی بودن الکترون های داخلی کم می شود.

این روند برای تمام اتم های گروه 7 نیز صادق است.

بنابراین تنها عاملی که اندازه اتم را تحت تأثیر قرار می دهد، تعداد لایه های الکترون های داخلی است که باید در اطراف اتم جا بگیرند. بدیهی است که لایه های بیش تر الکترونی، جای بیش تری اشغال خواهد کرد (چون الکترون ها در این حالت، بیش تر همدیگر را دفع خواهند کرد). این به معنای آن است که با پایین رفتن در این گروه، اتم ها بزرگ تر شوند.

تغییرات الکترونگاتیوی:

الکترونگاتیوی، اندازه گیری تمایل یک اتم برای جذب جفت الکترون های پیوندی است. معمولا از مقیاس پالینگ برای اندازه گیری الکترونگاتیوی استفاده می شود که فلوئور، الکترونگاتیوترین عنصر جدول تناوبی است.

توجه کنید که با پایین رفتن در این گروه، الکترونگاتیوی کاهش پیدا می کند.

توضیح علت کاهش الکترونگاتیوی:

این علت به سادگی از شکل های فلوئورید هیدروژن و کلرید هیدروژن فهمیده می شود:

جفت های پیوندی الکترون ها بین هیدروژن و هالوژن، همان کشش خالص +7 را از هر دو اتم کلر و فلوئور احساس می کند. اما در مورد کلر، هسته دورتر از جفت پیوندی است. این به معنای آن است که کلر به شدت فلوئور، جذب نمی شود.

همچنان که هالوژن ها بزرگ تر می شوند، هر جفت پیوندی از هسته هالوژن دورتر می شود؛ بنابراین با قدرت کم تری جذب هسته اتم می شود. به بیان دیگر از بالا به پایین، الکترونگاتیوی کم می شود.

 

• تغییرات اولین الکترون خواهی

اولین انرژی الکترون خواهی، انرژی آزاد شده ای است که 1 مول از اتم های گازی، یک الکترون به دست می آورد تا 1 مول از یون -1 تشکیل دهد:

وقتی این تغییر اتفاق می افتد، انرژی اولین الکترون خواهی، انرژی آزاد شده در هر مول اتم X است.

این انرژی، مقدار منفی دارد. برای مثال، اولین الکترون خواهی کلر، -394 KJ/mol است. طبق قرارداد، علامت منفی نشان دهنده آزاد شدن انرژی است.

توجه کنید که روند تغییرات الکترون خواهی در گروه، منظم نیست. به استثنای فلوئور، مقادیر الکترون خواهی کم تر می شود (گرمای کم تری آزاد می شود).

الکترون خواهی، اندازه گیری جاذبه بین الکترون ورودی به یک اتم و هسته است.جاذبه بیش تر به معنای الکترون خواهی بیش تر است.

در اتم بزرگ تر، جاذبه از هسته ای با بار مثبت بیش تر، توسط الکترون های محافظ خنثی می شود؛ بنابراین هر الکترون ورودی، اثر بار خالص +7 را از مرکز اتم احساس می کند؛ دقیقا مثل حالت شعاع اتمی یا الکترونگاتیوی.

وقتی اتم، بزرگ تر می شود، الکترون ورودی از هسته دورتر می شود و جاذبه کم تری احساس می کند. پس مقدار الکترون خواهی در این گروه از بالا به پایین کاهش می یابد.

اما چرا فلوئور فرق دارد؟

فلوئور، اتم بسیار کوچکی است، پس الکترون ورودی به هسته فلوئور بسیار نزدیک است. پس چرا الکترون خواهی آن از کلر کم تر است؟

در این مورد، عامل دیگری نقش دارد. وقتی الکترون تازه ای به یک اتم اضافه می شود، وارد فضایی با بار منفی زیاد به دلیل الکترون های موجود می شود. بنابراین دافعه ناشی از این الکترون ها مقداری از جاذبه هسته را خنثی می کند.

چون اتم فلوئور بسیار کوچک است، چگالی الکترونی بسیار بالاست. این به معنای آن است که دافعه زیاد است و چاذبه هسته را آن قدر کم می کند که الکترون خواهی فلوئور کم تر از کلر باشد.

 

 

بررسی ویژگی های گروه های اصلی اول و دوم جدول تناوبی

•  ویژگی های فلزات قلیایی  Alkali Metals  

نوع ویژگی	توضیح
آرایش الکترونی لایه ظرفیت	n S^1
نماد کاتیون پایدار	^+M
واکنش پذیری	بالا
چگالی	کم
نقطه ذوب	کم
محصول واکنش با هالوژن ها	هالید فلز قلیایی
محصولات واکنش با آب	گاز هیدروژن و هیدرواکسید فلز
شرایط نگهداری در آزمایشگاه	در زیر نفت
روند تغییر واکنش پذیری از بالا به پایین	افزایش
روند تغییر انرژی نخستین یونش از بالا به پایین	کاهش
روند تغییرالکترونگاتیوی  از بالا به پایین	کاهش

 واکنش ها

• واکنش با اکسیژن

فلزات قلیای با اکسیژن ترکیب می شوند و بستگی به مقدار اکسیژن و نوع فلز ، اکسید معمولی ،پراکسید و سوپراکسید تشکیل می شود. 

4Li(s) + O₂ (g) -> 2Li₂O(s) (lithium oxide

2Na(s) + O₂ (g) -> Na₂O₂(s) (sodium peroxide

K(s) + O₂ (g) -> KO₂(s) (potassium superoxide

 

 واکنش  سدیم با اکسیژن ( واکنش سوختن )

•  واکنش با آب

2M(s) + 2H₂O(l) -> 2MOH(aq) + H₂(g

واکنش لیتیم با آب

2Li + ۲H₂O → ۲LiOH + H₂

واکنش سدیم با آب

2Na + ۲2H₂O → ۲NaOH + H₂

 

واکنش پتاسیم با آب

2K + ۲H₂O → ۲KOH + H₂

 

•  واکنش با هالوژن ها

2M(s) + Cl₂(g) -> 2MCl(s

واکنش سدیم با گاز کلر

 

• معادله واکنش های هالوژن های مختلف با سدیم

2Na(s) + F₂(g) → NaF(s

2Na(s) + Cl₂(g) → NaCl(s

2Na(s) + Br₂(g) → NaBr(s

2Na(s) + I₂(g) → NaI(s

 سوال-معادله واکنش های فلز های دیگر قلیایی را با هالوژن ها بنویسید.

سوال-برای کدام یک از شما جنتلمنا، آنهایی که در بیرون پنجره اند جذابترند؟

 

• بررسی عناصر گروه دوم (IIA):

 

نام عنصر	نشانه اتمی	عدد اتمی	چگالی g/cm3	نقطه ذوب  ^oc	جرم اتمی	شعاع اتمی pm	شعاع یونی pm	رنگ شعله
بریلیم	Be	4	1.82	1278	9.01	112	0.34	-
منیزیم	Mg	12	1.74	651	14.31	160	0.78	سفید
کلسیم	Ca	20	1.55	843	40.08	197	1.06	سرخ مایل یه نارنجی
استرانسیم	Sr	38	2.6	769	87.62	215	1.27	سرخ درخشان
باریم	Ba	56	3.5	725	137.33	222	1.43	زرد مایل به سبز
رادیم	Ra	88		700			1.57

beryllium	Be	He] 2s^2
magnesium	Mg	Ne] 3s^2
calcium	Ca	Ar] 4s^2
strontium	Sr	Kr]  5s^2
barium	Ba	Xe] 6s^2
radium	Ra	Rn] 7s^2

 

 بریلیم رفتار شیمیایی منحصر به خود را دارد و  پیوند های شیمیایی آن به طور عمده کووالانسی هستند.خواص شیمیایی منیزیم با توجه به جایگاه آن در گروه کمی متفاوت است. منیزیم تمایل زیادی برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد که با نسبت بزرگ بار به شعاع آن مطابق است. به عنوان مثال منیزیم هیدروکسید را مانند بریلیم هیدروکسید در محلول های آبی آن می توان رسوب داد در صورتیکه هیدروکسیدهای سایر اعضاء گروه به طور متوسط در آب محلول هستند.

از دیگر خواص منیزیم به ترکیب شدن نسبتاً آسان آن با کربن می توان اشاره نمود.

به دلیل افزایش بار موثر هسته بر لایه الکترونی شعاع اتمی فلزات قلیایی خاکی کمتر از شعاع اتمی فلزات قلیایی می باشد و تعداد الکترونهای پیوندی آنها دو برابر گروه ۱ است. به همین دلیل نقطه ذوب، نقطه جوش و دانسیته این فلزات از فلزات قلیایی بیشتر است.

کلیه فلزات این گروه الکتروپوزیتیو هستند. به دلیل اینکه اندازه و قطبش پذیری یونهای ⁺M² آنها نسبت به یونهای ⁺M هم الکترون نظیر بسیار کمتر است، اغلب در نمکها یونهای کاملی را تشکیل می دهند. هرچند که ترکیبات ⁺Mg² تا اندازه ای و ترکیبات یونهای ⁺Be² به طور کامل کووالانسی هستند.

بریلیم در بعضی از خواص شیمیایی خود به آلومینیم شباهت دارد، از جمله اینکه با تشکیل غشای اکسید نفوذ ناپذیر روی سطح فلز در مقابل اسیدها مقاومت می نماید. اکسید آن خاصیت آمفوتری داشته و هیدروکسید و کلرید آن مانند اسید لوویس عمل می کند.

سری عناصر کلسیم، استرانسیم، باریم و رادیم همبستگی نزدیکی دارند. به طوریکه خواص فیزیکی و شیمیایی این عناصر و ترکیبات آنها به همان ترتیبی که در گروه ۱ دیدیم با افزایش اندازه یون به طور منظم و مرتب تغییر می کند. در میان این عناصر خاصیت یونی و الکتروپوزیتیوی Ra از همه بیشتر است.

کلیه ایزوتوپهای رادیم رادیواکتیو هستند و رادیم ۲۲۶ طولانی ترین نیمه عمر را دارد. این ایزوتوپ در سری تجزیه رادیواکتیو طبیعی اورانیم ۲۳۸ تشکیل می شود و اولین بار توسط پیر و ماری کوری از پیچبلاند جدا شد. زمانی این ایزوتوپ استفاده گسترده ای در رادیوتراپی  داشت ولی در حال حاضر از رادیوایزوتوپهایی که در رآکتورهای هسته ای ساخته می شود به جای رادیم ۲۲۶ استفاده می کنند.

در طبیعت گاهی اوقات در کانی های گروه ۲ مقداری هم عنصر اروپیم یافت می شود که نشان دهنده تشابه خواص شیمیایی این عنصر با فلزات قلیایی خاکی می باشد. 

عناصر گروه دوم به دلیل داشتن فعالیت شیمیایی نسبتاْ زیاد در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شوند. آرایش الکترونی لایه ظرفیت این گروه ns2 بوده و به دلیل شرکت دو الکترون در پیوند فلزی بین اتمها، پیوند آنها با هم قویتر از پیوند فلزی گروه اول می باشد. به همین دلیل عناصر گروه دوم سخت تر از فلزات قلیایی بوده و دمای ذوب و جوش آنها هم بالاتر است.

در این گروه منیزیم کمترین و بریلیم بیشترین نقطه ذوب و جوش را دارند. هم چنین چگالی این گروه از بریلیم تا کلسیم کاهش یافته و سپس در عناصر بعدی افزایش می یابد. که به این ترتیب کلسیم کمترین چگالی را در این گروه داراست. و بدون به حساب آوردن رادیم می توان گفت که باریم بیشترین چگالی در بین پنج عنصر این گروه دارد. هرچند که تفاوت بین اولین و دومین انرژی یونش در بریلیم زیاد است. اما حتی در این عنصر از گروه دوم نیز شواهدی طبیعی بر وجود حالت اکسایش ۱+ وجود ندارد. و عدد اکسایش فلزات این گروه به طور غالب ۲+ است.

در بریلیم به دلیل اندازه کوچک اتم، پتانسیل یونش زیاد، انرژی تصعید زیاد، انرژی آب پوشی و انرژی شبکه برای جداسازی کامل الکترون ها کافی نبوده و در تمام ترکیبات حتی ترکیباتی نظیر BaO و BaF₂ که بریلیم با عناصر بسیار الکترونگاتیو ترکیب می شود، پیوندها به میزان قابل ملاحظه ای خصلت کووالانسی دارند. برای تشکیل دو پیوند کوالانسی در ترکیبی مانند  BeX₂  بعد ار برانگیخته شدن به هیبریداسیون sp می رسد. تحت این هیبریداسیون ترکیب X- Be -X خطی تشکیل می شود که زاویه پیوندی در آن ۱۸۰ درجه می باشد.

بریلیم در این شرایط دارای عدد کوئوردیناسیون ۲ است و تمایل شدیدی برای افزایش این مقدار به عدد کوئوردیناسیون ماکسیمم یعنی ۴ و یا لااقل ۳ دارد.

 

 

در BeCl₂ این افزایش عدد کوئوردیناسیون با پلیمر شدن از طریق پل انجام می گیرد. همچنین در بعضی از ترکیبات اتم بریلیم برای رسیدن به ماکسیمم کوئوردیناسیون به صورت اسید لوویس عمل می نماید. بریلیم در بعضی موارد مانند دیمرهای گازی Be₂Cl₄ و Be₂Br₄ عدد کوئوردیناسیون 3 دارد. در دمای عادی فقط نمونه های محدودی از ترکیبات Be یافت می شود که در آنها اتم بریلیم دارای کوئوردیناسون ۲ با پیوندهای خطی sp باشد.

لازم به تذکر است که ترکیبات بریلیم بسیار سمی بوده و تنفس آنها فوق العاده خطرناک می باشد.لذا هنگام کار کردن با این ترکیبات باید حاکثر احتیاط را رعایت کرد.

مهمترین کانی بریلیم در طبیعت بریل Be₃Al₂(SiO₃)₆ است که اغلب به صورت منشورهای بزرگ شش ضلعی یافت می شود. بریلیم خاکستری رنگ، تقریباً سبک (1.86g/cm³) بسیار سخت و تاحدی شکننده است. از بریلیم به عنوان پنجره در دستگاه اشعه X استفاده می شود، همچنین به عنوان ضد اکسنده به برنزهای مس و فسفر و نیز به عنوان سخت کننده به مس اضافه می شود. به دلیل بی اثر بودن اسیدها بر فلز بریلیم که به واسطه تشکیل اکسید بی اثر صورت می گیرد، اغلب برای واکنش با اسیدها آن را به صورت پودر یا ملغمه در می آورند. سرعت نسبی انحلال بریلیم در اسیدها به این قرار است:

HF> H2SO₄ ~ HCl> HNO₃

و مانند آلومینیوم در بازهای قوی حل شده و یون بریلات تشکیل می دهد. از سوزاندن بریلیم در هوا اکسید متبلور و سفید رنگ BeO بدست می آید. بریلیم هیدروکسید یک آمفوتر می باشد و در محلول های آبی رسوب می نماید.

عناصر منیزیم، کلسیم، استرانسیم و باریم به مقدار قابل توجهی در کانیها و در دریا وجود دارند. در رسوباتی نظیر دولومیت CaCO₃.MgCO₃ ، کارنالیت MgCl₂.KCl.6H₂O ، باریت BaSO₄ و غیره مقدار زیادی از این عناصر را می توان یافت.

کلسیم از نظر فراوانی در قشر زمین سومین فلز بوده و در گروه دوم بیشترین فراوانی را دارد.

منیزیم فلزی سفید مایل به خاکستری است که اغلب سطح ورقه آن با لایه نازکی از اکسید پوشیده می شود. این لایه تاحدودی فلز را از نظر شیمیایی محافظت می کند. منیزیم در هوا با نور سفید بسیار درخشنده و شدیدی سوخته و اشعه فرابنفش تولید می نماید که برای سلامتی چشم بسیار مضر است، و بایستی از عینک محافظ استفاده نمود.

کلسیم و دیگر فلزات قلیایی خاکی نرم و نقره فام هستند و از نظر واکنش پذیری شبیه به سدیم می باشند ولی با قدرت واکنش پذیری کمتری. اکسید منیزیم نسبتاً بی اثر می باشد ولی  سایر اکسیدهای این گروه با آب ترکیب شده و ضمن آزاد کردن انرژی تشکیل هیدروکسید می دهند. منیزیم هیدروکسید در آب نامحلول است و از لحاظ قدرت بازی ضعیف تر از سایر بازهای سری Ca-Ra می باشد. اکسیدهای فلزهای قلیایی خاکی کربن دی اکسید هوا را جذب می نمایند.

واکنش های مهم فلز های قلیایی خاکی

• واکنش با اکسیژن

2Mg(s) + O₂(g) ® 2MgO(s

Ca(s) + Cl₂(g) ® CaCl₂(s

به جز بریلیم همه فلز های قلیایی خاکی با اکسیژن هوا در دمای معمولی واکنش می دهند و این واکنش پذیری از بالا به پایین در گروه افزایش می یابد.

• واکنش با آب

به جز بریلیم همه این فلز ها با آب واکنش میدهند . البته واکنش پذیری از بالا به پایین زیاد می شود.

•  واکنش با اسید ها

به جز بریلیم همه این فلز ها با اسید ها واکنش میدهند . البته واکنش پذیری از بالا به پایین زیاد می شود.

Mg(s) + 2H⁺(aq) ® Mg^۲+(aq) + H₂(g

• واکنش با هیدروژن و تشکیل هیدرید

کلسیم - استرانسیم و باریم با هیدروژن در حرارت تشکیل نمک هیدرید می کنند.

Ca(s) + H₂(g) ® CaH₂(s

• واکنش با کربن دی اکسید

منیزیم در دمای بالا در کربن دی اکسید می سوزد.

2Mg(s) + CO₂(g) ® 2MgO(s) + C(s

•  واکنش اکسید فلز قلیایی خاکی با آب

CaO(s) + H₂O(l) ® Ca(OH)₂(s

منابع

http://kimiagar85.blogfa.com

www.rsc.org

بار موثر هسته اتم

 

قاعده ی اسلیتر برای تعیین بار موثر هسته اتم

اثر پوششی لایه‌های الکترونی و قاعـده تجربی اسلیتر:

همانطور که لایه‌های ابر مانع نفوذ کامل نور خورشید به سطح زمین است، لایه‌های الکترونی نیز از نفوذ اثر جذب هسته بر هر یک از الکترونها می‌کاهند. اثر کاهش‌دهنده سایر الکترونهای اتم را بر بار هسته مؤثر بر یک الکترون، اثر پوششی یا اثر حایل و یا اثر S، می‌نامند. می‌توان بار مؤثر هسته Z* را که بر یک الکترون معین وارد می‌شود، از کم کردن اثر حایل برای سایر الکترونها از کل بار هسته (عدد اتمیZ ) بدست آورد. مقدار ‌Z* همیشه از ‌Z کمتر است.

---

مثال

محاسبه بار مؤثر هسته بر سطحی‌ترین الکترون در پتاسیم.

این مقادیر برای الکترون 4s در پتاسیم عبارت است از:

‌Z*=Z - S

Z=19        S=16.8

بنابراین بار مؤثر هسته (Z*) که روی الکترون 4s در پتاسیم اثر می‌گذارد برابر 19–16.8=2.2 است. به عبارت دیگر، الکترون 4s در پتاسیم وجود 2/2 پروتون و نه 19 پروتون را احساس می‌کند!

چون بار مؤثر هسته در بسیاری از بررسیهای کمی به ویژه، تعیین شعاع اتمی و یونی، انرژی الکترون، انرژی یونیزاسیون، الکترونگاتیوی عناصر، دخالت داشته و در روند تغییرات این خواص نقش اساسی دارد. با وجود این، برای محاسبه آن روش کاملاً دقیقی وجود ندارد. البته دو روش برای محاسبه آن ارائه شده است که نتایج حاصل از آنها کم یا بیش تقریبی است.

روش اسلیتر

این روش که توسط اسلیتر در سال 1930 ارائه شد، روشی قدیمی، تجربی و تقریبی است. نتایج حاصل از این روش، فقط در مورد اتم هلیم دقیق است و برای عناصر دوره دوم نسبتاً دقیق ولی برای عناصر دوره سوم به بعد تقریبی است. از این رو،‌ فقط در بررسیهای کیفی و مقایسه‌ای و توجیه روند تغییرات خواص عناصر، می‌توان از این روش استفاده کرد. در مورد تقریبی بودن نتایج این روش، می‌توان دو علت زیر را برشمرد:

1ـ اسلیتر، نقش الکترونهایی را که در تراز بالاتر از الکترون مورد نظر، قرار دارند، از نظر اثر پوششی نادیده گرفته بود.

2ـ وی فقط عدد کوآنتومی اصلی (n) به بیانی دیگر فقط ترازهای اصلی انرژی اتم را مورد توجه قرار داد. یعنی، بین الکترونهای ترازهای فرعی مربوط به یک تراز اصلی انرژی تفاوتی قایل نشد. مثلاً، برای تمام الکترونهای ترازهای فرعی 3s، 3p و 3d، ثابت پوششی برابری در نظر گرفته بود.

اسلیتر برای محاسبه بار مؤثر هسته، قواعدی به شرح زیر وضع کرده بود:

آرایش الکترونی را به ترتیب گروهبندی زیر می‌نویسیم:

(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(5s,5p)...

I: اگر الکترون مورد نظر در ترازهای s یا p قرار داشته باشد، برای هر الکترون پوشش دهنده که:

1ـ نسبت به الکترون مورد نظر، در تراز بالاتری قرار دارد، ثابت پوششی برابر صفر است.

2ـ در همان تراز اصلی الکترون مورد نظر قرار دارد، ثابت پوششی برابر 35/0 است (مگر در مورد تراز 1s که برابر 30/0 در نظر گرفته می‌شود)

3ـ در تراز اصلی ماقبل تراز اصلی الکترون مورد نظر قرار دارد، ثابت پوششی برابر 85/0 است.

4ـ در ترازهای اصلی پایین‌تر از تراز ماقبل تراز الکترون مورد نظر قرار داشته باشد، ثابت پوششی برابر واحد است.

II: اگر الکترون مورد نظر در ترازهای d و f قرار داشته باشد،‌

با رعایت قاعده 1 از بند I:

1ـ برای هر الکترون پوشش دهنده که در همان تراز فرعی d)یا f) قرار دارد، ثابت پوششی 35/0 در نظر گرفته می‌شود.

2ـ برای هر یک از الکترونهای باقیمانده دیگر،‌ مقدار ثابت پوششی برابر واحد منظور می‌شود.

شکل و جدول زیر به نحوی، قواعد نامبرده فوق را مجسم می‌کنند.

5s,5p	4f	4d	4s,4p	3d	3s,3p	2s,2p	1s
							0.31	1s
						0.35	0.85	2s,2p
					0.35	0.85	1	3s,3p
				0.35	1	1	1	3d
			0.35	0.85	0.85	1	1	4s,4p
		0.35	1	1	1	1	1	4d
	0.35	1	1	1	1	1	1	4f
0.35	0.85	0.85	0.85	1	1	1	1	5s,5p

---

مثال 1

بار مؤثر هسته اتم Br و یون^- Br  را برای الکترون لایه ظرفیت آنها به روش اسلیتر حساب کنید.

حل

با توجه به آرایش الکترونی اتم برم یعنی:

₃₅Br:  1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵

اگر یکی از الکترونهای لایه ظرفیت آن را به عنوان الکترون مورد نظر کنار بگذاریم، شش الکترون همتراز در لایه ظرفیت، 18 الکترون در لایه ماقبل و 10 الکترون در لایه‌های داخلی باقی می‌ماند. از این‌رو، می‌توان نوشت:

σ =6×0.35+18×0.85+10×1=27.40

Z*=Z- σ=35-27.40=7.60                                             

در مورد ^- Br   که یک الکترون اضافی در لایه ظرفیت دارد، می‌توان نوشت.

σ=7×0.35+18×0.85+10×1=27.75

Z*=Z- σ=35-27.75=7.25

همانطور که ملاحظه می‌شود، بار مؤثر هسته اتم خنثی، همواره از بار مؤثر هسته آنیون مربوطه، بیشتر است.

---

مثال 2

بار مؤثر هسته را برای الکترون لایه ظرفیت در اتم K و یون⁺ K  به روش اسلیتر حساب کنید.

حل

با توجه به توضیحی که در مثال قبل داده شد، در مورد اتم پتاسیم می‌توان نوشت:

₁₉K:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

σ=0×0.35+8×0.85+10×1=16.8

Z*=Z- σ=19-16.8=2.2

در مورد یون  ⁺  K     نیز داریم:

₁₉K:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

σ=0×0.35+8×0.85+2×1=11.25

Z*=Z- σ=19-11.25=7.75

ملاحظه می‌شود که بار موثر هسته برای الکترونهای آخرین تراز در یون ⁺K   نسبت به اتم خنثی پتاسیم خیلی بیشتر است. اصولاً بر همین اساس است که انرژی دومین یونیزاسیون پتاسیم که در واقع، انرژی لازم برای جدا شدن الکترون از یون  ⁺ K  است (729 کیلوکالری بر مول) از انرژی اولین یونیزاسیون پتاسیم (99 کیلوکالری بر مول) خیلی بیشتر است.

---

مثال3

بار مؤثر هسته را برای الکترونهای تراز 4s و 3d در اتم منگنز حساب کنید.

حل

ابتدا آرایش الکترونی اتم منگنز را می‌نویسیم:

₂₅Mn:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s²

در مورد محاسبه بار مؤثر هسته برای الکترونهای تراز 4s، مطابق قواعد بند I، می‌توان نوشت:

σ_(4s)=1×0.35+13×0.85+10×1=21.4

Z*_(4s)25-21.4=3.6

برای محاسبه بار مؤثر هسته برای الکترونهای تراز 3d، مطابق قواعد بند II، می‌توان نوشت:

σ_(3d)=2×0+4×0.35+18×1=19.4

Z*_(3d)25-19.4=5.6

ملاحظه می‌شود که بار مؤثر هسته برای الکترونهای تراز  dنسبت به الکترونهای تراز s لایه ظرفیت در اتم منگنز و بطور کلی در اتم هر عنصر واسطه دیگر، بیشتر است. در نتیجه جاذبه هسته نیز در آنها بر الکترونهای تراز d لایه ظرفیت بیشتر است. بر همین اساس است که به هنگام یونیزاسیون عناصر واسطه، الکترونهای تراز s لایه ظرفیت زودتر از الکترونهای تراز d این لایه، از اتم جدا می‌شوند.

ماخذ:

 شيـمي معـدني (1)

تاليف: دكتـر  آقـا بزرگ- دكتـر مـلاردي

یک سوال مهم در مورد جدول تناوبی

سوال- با توجه به جدول تناوبی داده شده زیر در هر دوره چه اوربیتال هایی در حال پر شدن هستند؟

ساختار جدول تناوبی امروزی

ساختار زیر تقسیم بندی عناصر را نشان می دهد

 توضیحات مهم در مورد جدول تناوبی

شناخت عناصر و مهم تر از آن تسلط بر روی نوع دسته بندی و علم به مکان آنها در جدول تناوبی کمک می کند تا بتوان مشخصات و ویژگی های آنها را حدس زد و  به خوبی از آنها استفاده کرد .

 دسته بندی های کلی ای را برای جدول سحر آمیز مندلیف آورده اند که از جالب ترین دسته هایی که  نیز خواصی جالب دارند می توان به گروه 17 یا همان هالوژن ها اشاره کرد. ابتدا در این قسمت به  دسته بندی عناصر بر اساس آرایش الکترونی می پردازیم سپس به خواص عمومی هالوژنها اشاره می کنیم بعد از آن به سراغ آشنایی کامل از عناصر تشکیل دهنده ی این گروه می رویم.

 عناصر را می توان بر اساس آرایش الکترونی آنها طبقه بندی کرد:

1.گازهای نجیب: در جدول تناوبی ، گازهای نجیب در انتهای هر تناوب در گروه 0 (صفر) جای دارند. این عناصر گازهای بی رنگ، تک اتمی ، دیا مغناطیسی و از نظر شیمیایی غیر فعالند. بجز هلیم (که آرایش الکترونی 1s2 دارند) تمام گازهای نجیب آرایش الکترونی ns2np6 که نظمی بسیار پایدار است، دارند.

2. عناصر نماینده: این عناصر گروههای A جدول تناوبی را تشکیل می دهند و شامل فلزات و نافلزات هستند . خواص شیمیایی این عناصر بسیار متنوع است . بعضی از آنها دیامغناطیس و بعضی دیگر پارامغناطیس هستند. ولی ترکیبات این عناصر دیا مغناطیس و بی رنگ اند. پوسته های الکترونی درونی تمام این عناصر ، کامل یا پایدارند(ns2np6). اما بیرونی ترین پوسته در این عناصر ، از عنصری به عنصر بعدی در حال افزایش الکترون و پر شدن است. این پوسته بیرونی پوسته والانس و الکترونهای آن، الکترونهای والانس نامیده می شوند. تعداد الکترونهای والانس هر اتم ، برابر شماره گروه است که عنصر در آن قرار گرفته است. خواص شیمیایی این عناصر به الکترونهای والانس آنها بستگی دارد.

 

3.عناصر واسطه: این عناصر در گروههای B جدول تناوبی دیده می شوند. از ویژگیهای این عناصر درون سازی آنهاست. یعنی الکترون متمایز کننده در آنها ، به روش نامگذاری، یک الکترون d درونی است. در عناصر واسطه ، الکترونهای دو پوسته ی آخری در واکنشهای شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرند. تمام این عناصر فلز بوده ، بیشتر آنها پارا مغناطیس اند و ترکیبات شدیداً رنگین و پارا مغناطیس به وجود می آورند.

4.عناصر واسطه درونی : این عناصر در پائین جدول تناوبی دیده می شوند، اما در واقع باید در تناوب های ششم و هفتم به دنبال عناصر گروه III B قرار گیرند. 14 عنصری که در تناوب ششم بعد از لانتان قرار دارند، سری لانتانید ها نامید می شوند. در تناوب هفتم ، دسته ای که به دنبال آکتینیم قرار می گیرند، سری آکتینیدها خوانده شده اند. در این دسته از عناصر، الکترون متمایز کننده از نوع f است و در پوسته فرعی f واقع در پوسته زیر ماقبل آخر قرار می گیرد. بنابر این، در شیمی این عناصر ممکن است سه پوسته بیرونی، دخالت داشته باشد. تمام عناصر واسطه درونی فلز هستند. این عناصر پارامغناطیس اند و ترکیبات آنها نیز رنگین و پارا مغناطیس است.

فلزات و نافلزات:

 گروه های 1 IA)) ) و IIA) 2 ) جدول تناوبی ، فعالترین فلزات را در بر می گیرند. چون عناصر یک گروه دارای ویژگیهای یکسان می باشند، یک گروه را گاهی یک خانواده می نامند. بسیاری از گروه ها دارای نامهای خانوادگی اند. گروه1 به استثنای هیدروژن ، خانواده ی فلزات قلیایی نامیده می شود. گروه 2 را خانواده ی فلزات قلیایی خاکی می نامند.

 نا فلزات در سوی دیگر جدول ، در گروه هایVIA) 16 ، (VIIA) 17 و (VIIIA) 18 قرار گرفته اند . گروه (VIA) 16 را خانواده ی کالوژن می نامند. گروه (VIIA) 17 را به نام خانواده ی هالوژنها می شناسند. عناصر گروه (VIIIA) 18 ، گازهای نجیب نام دارند.

 به طور کلی ، فلزات ، سخت، درخشنده و رسانای خوب گرما و الکتریسیته اند. نافلزات و بالاخص هالوژنها در دمای  معمولی گاز یا جامدهای شکننده اند. اگر جامد باشند، سطح آنها تیره است و نارسانا به شمار می آیند. 

 نافلزها:

 همانطور که گفته شد در گروه های چهارم، پنجم، ششم و هفتم (هالوژن ها) جدول تناوبی عناصری قرار دارند که اغلب خواص غیر فلزی دارند این عناصر یا گازی شکلند یا جامد که حالت شکننده دارند و هادی جریان برق و حرارت نیستند . غیر فلزها در ترکیب با فلزها اغلب پیوند یونی تشکیل می دهند و با یکدیگر الکترون به اشتراک می گذارند که به هر صورت به آرایش الکترونی گاز بی اثر دوره خود می رسند از گروه چهارم تا هفتم خواص غیرفلزی شدید دارند و با فلزات ترکیب شده تشکیل نمک می دهند به همین دلیل آنها را هالوژن (نمک زا) می گویند.