تحقیق درباره كاربرد های  علم شيمي در علوم

 

 

 

دبير گرامي:

 

تهيه كننده:

 

كلاس 107

 

دبيرستان :

 

تجزيه شيميائي

مقصود از تجزيه شيميائي تعيين عهاصر و يا ترکيباتي که يک ماده را تشکيل مي دهند مي باشد خواه اين ماده بصورت جامد و يا مايع و يا گازي شکل و خواه در طبيعت و يا در آزمايشگاه مصنوعا تهيه شده باشد . اين تجزيه شامل دو قسمت مي شود :

1_ تجزيه کيفي يا چوني که بتعيين نوع و طبيعت اجسام ساده و يا ترکيباتي که ماده مورد امتحان را تشکيل مي دهند مي پردازد .

2 _ تجزيه کمي يا چندي که مقادير هر يک از اجزاء تشکيل دهنده را در واحد وزن و يا در واحد حجم معلوم مي سازد .

چون بمنظور تجزيه بيشتر اوقات هر ماده معدني را بصورت املاح محلول در آب در مي آورند و هر محلول معدني هميشه شامل دو يون مثبت و منفي يعني کاتيون و آنيون مي باشد و هر کدام از اين دو دسته هم بين خود تشابه خواص دارند که موجب طبقه بندي آنها مي گردد بنابراين اساس تجزيه چوني و چندي بر رويس همين خواص مشترک برپا گشته است .

اين تجسس شامل سخ مرحله مي شود :

1 _ تعيين دسته فلز

2 _ تشخيص فلزاتيکه در يک دسته وجود دارند .

3 _ از نو بوجود آوردن محلول خالص نمک فلز از انحلال رسوبي که در مطحله 1 و2 بدست آمده است و انجام واکنشهاي مشخص و ويژه هر کاتيون و يا هر آنيون مرحله اخير همان اهميت و ضرورت دو مرحله ديگر را دارا مي باشد .

براي سهولت امر و بمنظور اينکه دانشجويان مبتدي بتوانند بخوبي از عهده تجزيه چوني برآيند ماده مودر امتحان را بصورت يکي از نمکهاي حل شدني معمولا کلرور , سولفات و يا نيترات در دسترس آنان قرار مي دهند بنا براين هر وفت از محلول بدوي يا اصلي ذکري مي شود مقصود محلولي است که براي آزمايش داده شده است .

ولي نبايد محلول اصلي را با ((مادر آب ))اشتباه کرد . هنگاميکه محلول اصلي تحت تاثير معرفي قرار گيرد ممکن است گازي از آن برخيزد و يا رسوبي نمايان شود اگر با جوشاندن تمامي گاز را بيرون آوريد و يا با عمل صافي رسوب را جدا سازيد محلولي بدست مي آوريد که صفات و خصائص اصلي خود را از دست داده و داراي مشخصات ديگري گشته است بچنين محلولي که بعد از جدا نمودن گاز و يا رسوب آن آبهاي شست و شو و معرفات اضافه شده است ((مادر آب )) گفته مي شود .

 

تجسس دسته فلزات يا دسته کاتيونها :

چون منظور از نگارش اين کتاب تجسسس فلزات و آزمايش خواص آنالي تيکي نمکهاي آنها ميباشد لازمست که دانشجو قبلا تئوري آرنيوس Arrhenius و تجزيه شدن محلول املاح را بدو يون مثبت يا کاتيون و منفي يا آنيون بداند و پي برد که در کليه واکنشهائي که در مباحث مختلف اين کتاب از آن گفتگو مي شود فقط يونهاي مثبت و منفي يعني کاتيونها و آنيونها داخل در فعل انفعالات مي شوند و بالنتيجه هر وفت لفظ کاتيون و آنيون از نظر افتاد و بجاي آن کلمه فلز بکار برده شد منظور اينست که فلز مزبور بصورت نمک محلول براي آزمايش در اختياز دانشجو قرار داده شده است و از عنوان تجسس دسته فلزات نبايد معناي ديگري جز تعيين کاتيون استنباط کرد .

طبق آنچه که گفتيم فلزات و املاح آنها بين خود خواص آنالي تيکي مشترک دارند و ممکنست هر چند تاي آنها را جزء يکدسته قرار دهيم مثلا اگر معرف بخصوصي برروي چند تاي آنها رسوبي ظاهر ساخت مي گوئيم که اين چند فلز جزء يکدسته بايد قرار داده شوند .

ظهور رسوب و يا تغيير رنگ با استعمال معرفي موجب شده که فلزات معمولي را بشش دسته تقسيم کنند .

1 _ دسته ايکه اگر اسيدکلريدريک و يا کي کلرور قابل حل بر روي محلول آنها بريزيم رسوب غير فابل حل کلرور آنها توليد مي گردد که در آب سرد و اسيدهاي معدني رقيق غير قابل حل است .

فلزات ايندسته عبارتند از :                                  Ag  وPb  و Hg ⁺

        معرف مشترک                                                              HGl

2 _ دست ايکه کلرور آنها قابل حل در آب ولي سولفور آنها غير قابل حل در آب و اسيدهاي معدني رقيق است . يعني بايد بر روي محلول آنها گاز سولفورئيدرژن H₂S در محيط اسيد عبور داد تا فلز بصورت سولفور رسوب کند .

فلزات اين دسته نيز بدو طبقه تقسيم مي شوند :

الف _ کاتيونهائيکه سولفور آنها قابل حل در سولفورآمونيم S( NH₄) ₂ است و عبارتند از :

                                                                      Sb, Sn , As  

ب _ کاتيونهائيکه سولفور آنها غير قابل حل در سولفور آمونيم مي باشد و شامل فلزات زير مي شوند :

                                                    Hg ^{+ +} , Bi, Cu , Cb  

و همچين Pb که چون کلرورش کمي قابل حل مي باشد بدسته دوم آمده است .

معرف مشترک                                                             H₂S

3 _ دسته و يا کاتيونهائيکه کلرور آنها قابل حل است و سولفور آنها در محيط آب توليد نمي شود ولي ئيدرات آنها در مجاورت املاح آمونياکي غير قابل حل است .

فلزات ايندسته عبارتند از :                                           Fe^{+ + +} , Al , Cr

           معرف مشترک                                          ( NH₄Cl + NH₄OH)  

4 _ دسته ايکه کلرور آنها قابل حل در آب ولي سولفور آنها که قابل حل در اسيدهاي معدني رقيق است در آب و در سولفورآمونيم غير قابل حل است .

 فلزات ايندسته عبارتند از :                                    Zn , Mn ,Co , Ni  

              معرف مشترک                                             Sn( NH₄)₂

5 _ دسته ايکه کلرور و سلوفور آنها قابل حل ولي کربنات آنها غير قابل حل در آب و شامل فلزات زير است :                                                         Ba , Sr , Ca , Mg  

معرف مشترک                                                        CO₃(NH₄)₂

در ايندسته کربنات فلزات قليائي خاکي (Ba , Sr , Ca) در مجاورت مقدار کافي املاح آمونياکي غير قابل حل ولي کربنات منيزيم در اين محيط قابل حل است .

6 _ دسته ايکه کلرور و سولفور و ئيدرات و کربنات آن در آب حل مي شود و معرف مشترک ندارد مثل فلزات قليائي ( Na ,K , Li )  و راديکال NH₄ .

نکته اول _ از ذکر بار مثبت کاتيون که بايد با علامت + در بالاي فرمول بصورت قوه نمايش داده شود خود داري و فقط در موارد ضروري علامت گذاري شده است .

نکته دوم _ در هر جا نامي S ( NH₄)₂ ويا پلي سولفور آمونيوم Sn( NH₄)₂   و سولفيدرات آمونيم Sn( NH₄)₂H ₂  برده مي شود مقصود همان سولفورآمونيوم S ( NH₄)₂  است که برحسب زمان و مکان در آن کم و بيش مقداري s و يا SH₂ حل گشته و باسامي مختلف فوق الذکر نامبرده

 مي شود .

 

جيــوه

جيوه تنها فلزي است که در حرارت معمولي و فشار جوي مايع مي باشد . نقطه ذوب دو فلز سن يوم Cs و گاليوم Ga که به ترتيب 5 و 28 و 75 و 29 مي باشد کمترين نقطه ذوبي است که بين فلزات تا حال ديده شده است معهذا از نقطه ذوب جيوه که 87 , 38 درجه است بمراتب بالاتر مي باشد اين فلز بچگالي 546 , 13 است و در 95 ,‌356 درجه ميجوشد و در طبيعت بصورت سولفور HgS که نام معدن شناسي آن سينابر است وجود دارد . وقتي يک سنگ معدن را کباب مي کنيم و بصورت اکسيد در مي آوريم اکسيد حاصله در نحرارت بيشتر تجزيه مي شود و جيوه مي دهد . جيوه حاصله چندان خالص نيست و بايد آنرا در مجاورت هوا تقطير کرد تا تمام مواد ناخالص و فلزاتي مثل کادميم که بيش از جيوه فعال مي باشند اکسيد شوند و تنها جيوه فرازش حاصل کند و بخارات آن در اطاق ديگر جمع و بعد متراکم گردند . چنين جيوه اي لازمست مجددا با اسيد نيتريک رقيق شسته شود و بعد در خلاء تقطير تا اينکه صددرصد خالصشود . بعلت اينکه در اثر حرارت منحني انبساط آن تقريبا خطي است آنرا براي ترمومتر بکار مي برند ضمنا در مواردي که بخواهند قالب گيري دقيق انجام دهند مصرف مي گردد .

در حالت مايع قابليت هدايت الکتريکي آن نسبتا خوبست و در بعضي موارد آنرا براي سويچ يعني قطع و وصل الکتريسيته بکار مي برند , بحالت بخار که منواتمييک است قابليت هدايت الکتريکي آن زياد و از همين لحاظ بخار آنرا در چراغها براي توليد رنگ آبي روشن زنننده بکار ميبرند . بغير از پلاتين Pt  و کبالت Co و نيکل Ni  و آهن Fe بسياري از فلزات در جيوه حل مي بشوند و با آن ملقمه تشکيل مي دهد بعضي از اين ملقمه ها گشوده هاي واقعي و برخي ديگر گشوده هاي تعليقي مي بشاد يعني ذرات فلزات بحالت پاکنده و تعليق در مايع جيوه وجود دارند . از اين دو خاصيت در صنعت براي استخراج طلا و نقره و در دندانسازي براي پر کردن دندان استفاده مي شود .

ترکيبات جيوه مورد استعمال فراوان ندارند . تمام آنهائيکه قابل حل هستند سمي مي باشند فقط کلرومر کورويا کالومل براي طبابت کبد و فولمينات مرکوريک بعنوان چاشني براي انفجار ديناميت ها بکار مي رود .

اين فلز با دو حالت اکسيد اسيون وارد ترکيبات مي شود در يکي جيوه يک ظرفيتي و نمکهاي آن به مرکورو و ديگري جيوه دو ظرفيتي و نکهاي آن بمرکوريک موسومند . املاح مرکورو  هميشه بصورت جامد غير قابل حل و املاح مرکويک قابل حل در آب مي باشند . معتقدند که يون Hg ⁺  وجود ندارد بلکه اين يون هميشه بصورت Hg ⁺   : Hg ⁺   تشکيل مي شود يعني ساختمان الکتروني جيوه با قشر پنجم تکميل مي گردد و در قشر ششمي هنوز دو الکترن دارا مي باشد که با از دست دادن يکي از الکترنهاي اين قشر خارجي بصورت يون در مي آيد و چون هنوز در اين قشر يک الکترن باقي ميماند دو اتم با پيوند اشتراکي کوئووالانسي با يکديگر متحد مي شوند و ساختمان يون مرکورو را بصورت Hg ⁺   : Hg ⁺     تشکيل مي دهند .

طرق مختلفه براي اثبات چنين يوني وجود دارد يکي بوسيله تعيين و سنجش مقدار ثابت تعادل و ديگري بوسيله قابليت هدايت الکتريکي و مقايسه آن با ساير املاح فلزات سنگيني که مي توانند دو نوع نمک بفرمول MX₂  و MX بدهند و بالاخره با مطالعه اشعه ايکس بر روي بلورهاي کلرور مرکورو يا کالومل اخيرا مشاهده کرده اند که آرايش مولکولي بصورت ( - Cl-Hg-Hg-Cl-) ^x مي باشد و حال آنکه آرايش مولوکولي AgCl بصورت (-Cl-Ag-Cl-Ag-)^x مي باشد .

بيشتر واکنشهاي املاح جيوه مرکورو Hg₂ ^{+ +} واکنشهاي کاهش يعني تبديل آنهامرکوريک Hg ⁺  مي باشد .

از سنجش تنش پلاريزاسيون که در زير بيان مي شود نتيجه مي گيريم که کاهش املاح جيوه مرکوريک بجيوه مرکورو و بالاخره بفلز جيوه خيلي آسان مي بشاد و همين نکته موجب سهولت تشخيص اين عنصر مي گردد .

منظور از Hg₂ ^{+ +}  همان يون مرکورو مي باشد که با استدلالي که در فوق نموديم و بعلت عدم وجود بايد بصورت فوق الذکر ارائه شود .

املاح جيوه مرکورو بآساني تفکيک ميشوند و تشکيل کمپلکسهائي مي دهند مهمترين آنها کالومل Hg₂Cl₂  مي باشد که قابليت حل ان از برمور و يدورد و سولفور بيشتر مي باشد نمکهاي استات , نيرتات و سولفات بآسانس در آب حل مي شوند ولي بتدريج هيدروليز حاصل مي کنند و رسوب املاح بازيک بوجود مي آورند .

املاح جيوه مرکويک شباهت باملاح سرب و کادميوم دارند بدين معني فقط عده محدودي از آنها در رقت هاي متوسط تفکيک حاصل مي کنند و درجه تفکيک هم منوط بنوع آنيوني است که با آنها ترکيب شده است .

اين املاح در آب بآساني هيدروليز مي شوند زيرا Hg(OH)₂ باز ضعيفي است و املاح باريک بوجود مي آورد . با آمونياک نيز آمونوليز مي شوند و املاح آميدور که خاصيت بازي دارند بوجود مي آورند . منظور از آمونوليز دخالت يونهاي حاصله از NH₄OH در  واکنش مي باشد همانطور که يونهاي H و OH دخالت مي کنند و واکنش هيدوليز انجام مي دهند . چنانکه کمپلکس تترامين که فقط در محيط آمونياک پايدار است در محيط آب هيدروليز حاصل مي کند و تبديل به فرمول زير :

HO-Hg-NH-Hg-I مي گردد انجسم همان يد و آميدورمر کوريک مي باشد که در تحت معرف نسلر شرح آنرا داريم .

سولفور جيوه نامحلول ترين ترکيبات جيوه است ولي محسوسا در سولفورهاي قليائي و در پلي سولفورها حل مي گردد و توليد HgS₂ مي کند .

جيوه دو ظرفيتي در بسياري کمپلکسهاي قالبل حل با انديس کوئورديناسيون چهار وارد مي شود .

چون معرفات املاح جيوه مرکورو و املاح جيوه مرکويک از نظر اثر متفاوت هستند ما در بدو امر املاح جيوه مرکورو  Hg₂ ^{+ +}  و بعد املاح جيوه مرکويک  Hg ^{+ +}   را ذکر مي کنيم . بايد توجه داشت که جيوه مرکوريک دو نوع اکسيد مي دهد يکي برنگ زرد و ديگري برنگ قرمز . چنانچه بر روي ملح مرکوريک سود يا پباس بريزيم اکسيد زرد بدست مي آيد و حال آنکه اگر همين اکسيد را مدتي در شيشه سربسته قرار و يا کمي از آن را در کپسولي حرارت دهيد برنگ قرمز تبديل مي گردد و تا حدي خاصيت اکسيد کنندگي خود را از دست مي دهد .

املاح جيوه يک طرفيتي يا املاح مرکورو معمولا بي رنگ مي باشند و بغير HgCl و HgBr در حرارت قرمز تجزيه مي شوند و محلول آنها رنگ تورنسل قرمز مي سازد . بايد در نظر داشت که املاح جيوه يک ظرفيتي :

1 _ کم و بيش زود تجزيه باملاح جيوه دو ظرفيتي مي گردند و جيوه آزاد مي سازند .

2 _ قابليت حل آنها در محيط اسيد زياد است ولي در محيط خنثي تحت اثر آب ئيدروليز مي گردند و نمک بازي مايل بزرد غير قابل حل مي دهند .

3 _ در حال محلول و دهوا بکندي تبديل باملاح جيوه دو ظرفيتيمي کردند يعني کاهنده هستند .

اسيد کلريدريک _ HCl و کلر ورهاي قابل حل

رسوب سفيد گرد مانند Hg₂Cl₂ يا کلمل مي دهند .

   اين رسوب اگر خوب شسته شده باشد تحت تاثير HCl و NO₃H قرار نمي گيرد و فقط موقعيکه با HCl غليظ آنرا مدت طولاني بجوشانيم بکندي حل مي شود .

رســوب Hg₂Cl₂ در تيـــزاب سلطاني و يا آب کلر در گرمي قابل حل مي باشد و توليد  HgCl₂  

مي کند .

رسوب Hg₂Cl₂  تحت اثر NO₄OH سياه و برسوب خاکستري کلرواميدور مرکورو بفرمول NH₂-Hg-Hg-Cl مبدل مي گردد .

رسوب Hg₂Cl₂   تحت اثر پتاس نيز سياه مي شود و اکسيد مرکورو Hg₂O  بوجود مي آيد .

سولفورئيدرژن -  H₂S

رسوب سياه Hg₂S  مي دهد که فورا تبديل به HgS  و Hg مي شود .

اين رسوب غير قابل حل در S (NH₄)₂ ولي قابل حل در تيزاب است .

سولفيدرات آمونيوم Sn(NH₄)₂H₂

مانند H₂S رسوب HgS وHg  ميدهد .

کربنات سديم – CO₃Na₂

رسوب زرد کثيف يا مات CO₃Hg₂ ميدهد که اگر آنرا گرم کنيم در درون محلول اول به Hg₂O و CO₂ تبديل مي شود .

کربنات آمونيوم - CO₃(NH₄)₂

رسوب خاکستري سياه ميد هد ( رجوع باثر آمونياک شود . )

سود – NaOH و يا پتاس – KOH

رسوب سياه Hg₂O غير قابل حل در زيادتي اين معرف مي دهد که بعدا تبديل به HgO مي شود .

آمونياک NH₄OH

رسوب سياه مي دهد که فرمول حقيقي آن تا کنون معين نشده است و قديم بمنزله کلرواميدورمر کورو مي گرفتند .

يدور پاتسيم – KI

رسوب زرد مايل بسبز Hg₂I₂ بوجود مي آورد که در مجاورت مقدار زياد تري KI در بدو امر زرد رنگ و سپس حل مي گردد و فقط Hg باقي مي ماند .

کرومات پتاسيم – CrO₄K₂

رسوب قرمز براق CrO₄Hg₂ مي دهد .

کلرور قلع يا کروراستانو – SnCl₂

رسوب سفيد Hg₂Cl₂ مي دهد اين رسوب بعدا تحت زيادتي SnCl₂  کاملا کاهيده مي شود و Hg سياه باقي مي گذارد .

تبصره 1 _ در تشخيص املاح مرکورو Hg₂++ و مرکوريک (Hg₂++  ) دقت نمائيد .

تبصره 2 _ يک تيغه روي , آهن و يا مس در توي محلول املاح مرکورو از يک ورقه خاکستري رنگ جيوه مستور مي شود .

 

اثر آب بر روي رسوب کلرور

رسوب را بعد از شيت و وي کامل در بالن ته گردي قرار دهيد و بر روي آن آب بيفزائيد و جوش آوريد . اگر رسوبي باقي ماند در همان حال جوش آنرا از صافي رد کنيد . بدين نحو محلول نمره (I) بدست مي آيد .

اگر در لوله امتحاني و تحت اثر IK چند قطره اين محلول رسوب زرد داد که فقط در آب جوش حل ودر آب سرد بصورت پولک زرد در مي آيد معلوم مي شود که محلول(I) شامل Pb مي باشد و بايد بر روي آن معرفات خصوصي و ساير واکنش ها را بکار برد ولي اگر محلول نمره (I)  با  IK رسوبي ظاهر نساخت معلوم ميشود که آب جوش بر روي رسوب کلرور بي تاثير بوده و در محللو اوليه Pb وجود ندارد .

اثر NH₄OH بر روي محلول باقيمانده

اگر بعد از جوشاندن با آب رسوبي باقي ماند آنرا در لوله امتحاني قرار دهيد و برروي آن با احتياط آمونياک ( تا حد امکان کمتر ) بريزيد و بشدت تکان دهيد و بعد صاف کنيد تا محلول نمره (II) بدست آيد . اگر رسوبي باقي ماند بايد حتما سياه رنگ باشد و اگر سفيد است اشتباه خود را با توجه بنکات زيرين برطرف سازيد :

چند قطره محلول آمونياکي نمره (II) را تحت اثر ايسد معدني رقيق قرار دهيد تا اگر مانند شير بريده رسوب لخته لخته AgCl توليد شد پي ببريد که در محلول نمره (II) Ag وجود دارد پس از آن طبق آنچه که در مبحث معرفات ويژه Ag گفتيم رسوب AgCl را به محلول ملح قابل حل Ag تبديل کنيد و در مورد آن واکنشهاي ويژزه را انجام دهيد .

علل اشتباه _ اگر رسوب بعد ازتاثير آمونياک رنگ سفيد دارد دو علت براي آن مي توان قائل شد :

1 _ در طرز عمل تغييري داده شده است و بجاي اينکه رسوب را کاملا با آب بشوئيد و با آب مقطر بجوشانيد و بعد تحت اثر آمونياک قرار دهيد عمل عکس انجام داده ايد . در اينصورت رسوبي که داراي PbCl₂  بوده تحت اثر آمونياک قرار گرفته و بالنتيجه برسوب 3Pb(OH)₂ , PbCl₂  تبديل شده که در آبجوش غير قابل حل است . رفع اين نقيصه ميسر نيست مگر اينکه تجربه را از نو شروع کنيد و نظم گفته شده را در مد نظر گيريد .

2 _ وگرنه محللو اصلي داراي نمک Bi بوده که در اثر آب ئيدروليز حاصل کرده واکسي کلروربيسموت يا کلرور بيسموتيل داده است .

در اينصورت لازم است که رسوب را با آب اسيد دار مثلا آبي که بآن اسيد کلريدريک N/2 اضافه کردهايد بشوئيد تا اين رسوب در ان حل گردد و بعد آنچه که باقي ماند تحت اثر آب جوش قرار دهيد .

تهيه محلول آزمايش :

با روشي که بيان شد سه فلز دسته اول از هم جدا شدند . حال بايد هر يک را بصورت نمک مناسبي در آورد تا معرفات ويژه نيز در مورد آنها بکار برده شود .

1 _ در محلول نمره (I) رسوب PbCl₂  را که در آب جوش حل است با عبور گاز H₂S بصورت PbS رسوب دهيد . رسوب سولفور را که بحال خود واگذارده ايد و ته نشين شده است با کج کردن ظرف جدا سازيد و بعد از شيت و شو تحت اثر NO₃H قرار دهيد تا تبديل بمحلول (NO₃)₂Pb شود

2 _ در محلول نمره (II) نقره بصورت کلرور نقره آمونياک دار است که با H₂S رسوب Ag₂S ميد هد انحلال اين سولفور در NO₃H نقره را بصورت NO₃Ag  در مي آورد که بر روي آن معرفاب ويژه ريخته مي شود .

3 _ بالاخره بعد از تاثير آمونياک يون Hg⁺  بصورت رسوب سياه رنگي باقي مي ماند که بايد تبديل به سوبليمه HgCl₂ گردد براي اين منظور رسوب را کاملا بشوئيد و تحت اثر تيزات قرار دهيد . بعد در کپسولي آب آنرا تا نزديک بخشگي تبخير کنيد آنجه که باقي مي ماند HgCl₂ است که اگر آب بر روي آن بريزيد بصورت محلول در مي آيد .

 

 

 

 

آب _ HOH

ملح باز يک سفيد رنگ اکسي کلرورياکلرو آنتي مونيل توليد مي کند بشرطيکه SbCl₃ بحال محلول باشد .

اين فعل و انفعال برگشتني نشان مي دهد که اکسي کلرور در HCI حل مي شود اسيد تارتريک مانع ئيدروليز املاح Sb بواسطه آب مي شود ( اختلاف آن با Bi ) زيرا توليد ملحي بصورت درهم و برهم Complexe مي شود .

اسيد کلريدريک HCI

هيچ اثري ندارد .

سولفور هيدرژن H₂S

در محلولي که خيلي اسيد نباشد رسوب قرمز نارنجي Sb₂S₃ بوجود مي آورد . اگر محلول خيلي اسيدي باشد سولفور در آن حل مي شود .

اگز مقدار اسيد محللو اصلي از 6H₂O , HCI کمتر باشد واکنش در جهت (2) والا در جهت (I) انجام مي گيرد .

Sb₂S₃ قابل حل در HCI غليظ است و توليد SbCl₃  مي کند و اگر خوب شسته شده باشد در Sn(NH₄)₂ بخوبي حل مي شود مخصوصا موقعيکه درجه حرارت بين 60-70 درجه باشد . علت شستن رسوب اينستکهIICI موجود در رسوب را برطرف سازيم والا سولفور آمونيم را تجزيه مي کنيم و گوگرد توليد مي شود .  Sb₂S₃ قابل حل در KOH است و بهمين مناسبت در محيط قليا گاز H₂S با آن رسوبي بوجود نمي آورد . Sb₂S₃  غير قابل حل در آمونياک و CO₃(NH₄)₂ است ( اختلاف با As ). اسيد اکساليک مانع رسوب شدن Sb₂S₃  بوسيله H₂S نمي شود ( اختلاف آن با Sn ) .

اگر رسوب  Sb₂S₃   خوب شسته شود و مقداري از آنرا بدون آب با کمي KCN ذوب کنيم توليد ساچمه هاي فلز Sb مي شود .

رسـوب سولفور Sb₂S₃    در سـود و يا پتــــاس هم حل مي شود و توليد سولفور آنتي مونيت سديم

مي کند .

اين محلول تحت اثر محلول HCI مجددا  رسوب قرمز نارنجي ظاهر مي سازد .

 

 

قلـع

قلع بسه صورت آلوترپي وجود دارد : فرم a يا سفيد آن فرم عادي است که در درجه حرارت معملوي پايدار مي باشد وزن مخصوص آن 31 و 7 و نقطه ذوب آن 8 و 231 درجه است .

چنانچه درجه حرارت را بالا ببريم اين شکل برنک خاکستري که شکل ß است در مي آيد شکل خاکستري ß شکننده و بآساني تبديل به پودر مي شود و حال آنکه شکل سفيد قابليت مفتول شدن و صفحه شدن دارد . چنانچه فرم a را بدرجه حرارت بالاتر از 232 ببريم تبديل بفرم r مي شود که آنهم مانند شکل خاکستري ß شکننده مي باشد .

اين عنصر بصورت اکسيد کاسي تريت SnO₂  در طبيعت يافت مي شود و بآساني تحت اثر زغال کاهيده مي شود و بفلز ناخالص بتديل مي گردد کافي است که بعدا براي تخليص آن عمل الکتروليز انجام داده شود .

قلع موارد استعمال صنعتي زياد دارد آب قلع دادن , بسته بندي سيگار و دواجات و شکلات و غيره و همچنين آلياژهاي نرم مثل برنز , بابيت , حروف چاپ و غيره از آن جمله اند .

براي قلع سه حالت اکسيداسيون 2 و 3 و 4 قائل مي شوند و بعلت اينکه يکجسم آمفوتر مي باشد چهار ترکيب مهم مختلف مي دهد .

1 _ ترکيبات استانو که در آن Sn دو ظرفيتي است مثل SnCl₂ .

2 _ املاح استانيک که در آن Sn چهار ظرفيتي مي باشد مثل SnCl₄ .

3 _ استانيت ها که از اکسيد SnO يعني از يون SnO₂^—مشتق مي شوند مثل استانيت سديم .

4 _ اتانات ها , که مشتق از اييد ارتواسانيک Sn(OH)₄ مي شوند .

قلع بآساني رد اسيد کلريدرک حل مي شود و علاوه بر تصاعد هيدرژن توليد کمپلکس کلرو استاتيک SnCl₄H₂ ميکند ولي در اسيد نيتريک توليد اسيد متااستانيک SnO₃H₂ مي شود . بطور کلي املاح قلع بعلت کوئووالانسي خيلي کم يونيزاسيون حاصل مي کنند ولي بآساني هيدروليز مي شوند از همين لحاظ است که محلول آنها را بيشتر در مجاورت کمي اسيد نگاهداري مي کنند .

سولفور آن در اسيد و باز و سولفورهاي قليائي و در پلي سولفورها حل مي شود و در مورد معرف اخير توليد تيواستانات بفرمول SnS₂  مي کند خواه سولفور قهوه اي SnS و خواه سولفور زرد SnS₂  بکار رفته باشد .

معرف آلي اين جسم دي متيل گلي اکسيم و کاکوتلين و سبز دي آزين و بالاخره متيل 4 دي مرکاپتو 1-2 بنزن يادي تيول مي باشد که مفصلا در مبحث ميکروآناليز شرح آزمايش هر يک داده شده است .

ترکيبات استانو معمولا بيرنگ و فقط اکسيد استانو SnO سبز زيتوني يا سياه و سولفوراستانو SnS قهوه اي است .

بطور کلي ترکيبات استانو مانند H₂O و SnCl₂ بآساني هيدوليز و با ملاح بازيک  غير قابل حل در آب تبديل مي شوند بعلاوه آنها خاصيت اکسيد شوندگي آنها خواه بصورت نمک عادي و خواه بصورت نمک بازيک خيلي زياد مي باشد بنحوي که حتي در معرض هوا هم تبديل باملاح استانيک مي شوند از اينرو استعمال اين جسم بعنوان کاهنده مدلل مي گردد .

املاح استانيک هم بيرنگ مي باشند فقط سولفوراستانيک SnS₂  زرد رنگ است کلروراستانيک SnCl₄ مايعي است که در هوا دود مي کند و با آب چندين هيدرات متبلور مي دهد چنانکه پانتاهيدرات آن بنام اکسي موريات قلع در رنگ رزي بعنوان دندانه بکار ميرود اگر مقدار بيشتر آب اضافه کنيم اين هيدراتها حل مي شوند تا اينکه واکنش هيدروليز مخصوصا با محلول رقيق تازه تهيه شده جوش بروز مي کند .

املاح قلع دو ظرفيتي با املاح اتانو بيرنگ مي باشند و محلول آنها تورنسل را قرمز مي کند . تحت اثر اکسيد کنندگان بآساني تبديل باملاح استانيک مي گردند بنابراين کليه املاح قلع دو ظرفيتي احيا شونده يا کاهنده مي باشند

پس مطابق واکنش بالا محلولهاي اتانو در محيط اسيد و بمرور زمان تحت اثر اکسژن هوا تبديل باملاح اتانيک مي شوند و اگر درجه اسيدي محلول کمتر باشد اين اکسيد اسيون ناقص انجام مي گيرد و املاح استانوي بازيک هم بوجود مي آيند .

تحت اثر آب واکنش ئيدروليز بوقوع مي پيوندد و رسوب ملح استانو بازيک توليد مي شود .

اسيد کلريدريک – HCI

اثر ندارد .

سولفورئيدرژن - H₂O

در محلولي که کمي اسيدي باشد رسوب قهوه شوکلاتي رنگ مانند سولفوراستانو SnS توليد مي کند 

SnS شسته شده در پلي سولفور آمونيم Sn(NH₄)₂ حل استن بخصوص موقعيکه درجه حرارت را به 70-60 درجه برسانيم ولي جوش نياوريم زيرا پلي سولفور تجزيه مي گردد . زيادتي S پلي سولفور SnS ترکيب و SnS₂ تشکيل مي شود که با سولفور آمونيم باقيمانده توليد محلول سولفواستانات آمونيم مي نمايد يعني عمل شبيه بهمان عمل Sb₂S₃ است .

Sn-₂ يا گوگرد باقيمانده نيز در پلي سولفور زيادي حل مي گردد پس نتيجه واکنش بالا من حيث المجموع يک محلول است .

اگر بچنين محلول HCI بيافزائيم توليد رسوب زرد سولفور استانيک SnS₂ مي شود .

زنگ قهوه شوکلاتي SnS را با رنگ زرد SnS₂ اشتباه نکنيد .

SnS₂ قابلب حل در HCIغليظ است پس اگر  محلول اصلي خيلي اسيد باشد عبور H₂S هيچگونه رسوبي نمي دهد .

SnS قابل حل در KOH ولي غير قابل حل در NH₄OH و کربنات آمونيم است ( اختلاف آن با As₂S₃ ) .

SnS تحت اثر يک اکسيد کننده مثلا اسيد نيتريک تبديل باسيد متااستانيک ( SnO₃H₂)₅ مي شود .

 

آرسنيک As

آرسنيک در طبيعت :

آرسنيک بمقدار زياد بصورت ترکيبات مختلف در طبيعت يافت مي شود در حقيقت مقدار خيلي ناچيز آنرا مي توان درهمه جا يافت . دو سنگ معدن مهم آن عبارتند از ميسپسکل آهن FeSAs يا سولفورآرسنيور و سولفورهاي ارسنيک کاه رئالگار و ارپيمان نيز ناميده مي شوند . اين سنگ معدنها اغلب با سنگهاي معدن سولفوردار ساير فلزات همراه مي باشند . وقتي چنين سولفورهائي را با عمل کباب کردن باکسيد تبديل مي سازند ارسنيک نيز بصورت اکسيد As₂O₃ که خيلي فرار است در مي آيد . وقتي گازهاي متصاعده As₂O₃ را وارد اطاقهاي سرد کننده اي مي کنند گرد سفيد اين اکسيد بدست مي آيد که در تجارت آنرا ارسنيک سفيد مي نامند با تصفيه مجدد اين گرد اکسيد ارسنيک خالص حاصل مي شود که از آن ساير ترکيبات را مي سازند .

آرسنيک و آلوترپي :

فلز ارسنيک که ار کاهش اين اکسيد بدست مي آيد بسه و حتي چهار فرم آلوترپي وجود دارد ولي فقط شکل خاکستري آن که تا حدي نماي فلزي دارد پايدار مي باشد اين شکل که آنرا ارسنيک a مي گويند جامد متبلور شکننده ايست که قابليت هدايت الکتريکي و حرارتي آن در حدود 25/1 مس است و وقتي آنرا تا 450 درجه حرارت مي دهيم بخارات زرد رنگ تترا اتمي As₄ متصاعد ميشود که در 800 درجه بملکولهاي دي اتمي مبدل مي گردد اين شکل در هواي خشک اکسيد نمي شود ولي در 400 درجه در هوا مي سوزد و شعله سفيدي مي دهد و تبديل به As₂O₃ مي گردد . نوع ديگر ارسنيک زرد يا ß ارسنيک مي باشد که از تبريد سريع بخارات ارسنيک بدست مي آيد مانند فسفر سفيد اين نوع ارسينک بصورت بلورهاي زرد روشن مي باشد و ملکولهاي تترا اتميک آن در سولفور کربن حل مي گردد .   

وقتي آنرا در درجه حرارت معمولي در معرض هوا قرار مي دهيد بتندي اکسيد مي گردد و نور درخشاني از خود بيرون مي دهد .

در حقيقت شيمي اين عنصر شبيه به شيمي فسفر مي باشد و پنج شباهت کلي زير ذکر مي شود :

1 _ بحالت بخار و يا بحال محلول در بعضي حلالها ملکولهاي اين دو عنصر چهار اتمي مي باشد .

2 _ اين دو عنصر بصورت بلورهاي شفاف زرد روشن وجود دارند که تحت اثر اکسيد اسيون از خود نور بيرون مي دهند و با کسيدي بفرمول X₂O₃ تبديل مي شوند .

3 _ اين دو عنصر توليد هيدرور غير قابل حل XH₃ مي کنندکه بر خلاف NH₃ خاصيت قليائي نشان نمي دهد .

4 _ اين دو عنصر توليد اکسيدهاي درهم و برهمي بفرمول X₄O₆ و X₄O₁₀  مي کنند .

5 _ هر دو عنصر اسيدهائي بفرمول XO₃ H₃ و XO₄ H₃ مي دهند و ارسنياتها و فسفاتهاي حاصله از آنها با يکديگر ايزومرف مي باشند .

برعکس سه اختلاف مهم نيز بين اين دو عنصر وجود دارد :

1 _ اگر ارسنيک در حالت و شکل عادي خود نماي فلزي دارد فسفر کاملا نافلز است .

2 _ فسفر ترکيباتي بنام ترکيبات فسفونيوم مانند ترکيبات آمونيوم ميدهد که بهترين نمونه آن يدور فسفونيوم PH₄I مي باشد و حال آنکه ارسنيک چنين ترکيباتي بوجود نمي آورد .

3 _ پانتوکسيد ارسنيک As₂O₅ تحت اثر حرارت تجزيه مي گردد و ارسنياتها کسيد کننده مي باشند و حال آنکه  P₂ O₅ خيلي پايدار و فسفات ها خاصيت اکسيد کنندگي نشان نمي دهند .

موارد استعمال :

ارسنيک موارد استعمال خيلي محدود دارد و بعلت سمي بودن ترکيبات آن را براي کشتن حشرات و ميکربهاي نباتات بکار مي برند . براي اينکه چوب نپوسد آنرا آغشته بمحلول ارسنيت يا ارسنيات مي کنند .

بعضي ترکيبات آنرا بصورت گاز جنگي بکار مي برند .

ارسنيک مي تواند چهار ظرفيت مختلف دارا گردد :

1 _ بصورت ظرفيت منفي مثل AsH₃

2 _ ظرفيت سه مثبت مانند AsCl₃

3 _ بصورت چهار ظرفيتي در ترکيبات (As₄O₈)ⁿ

4 _ در ترکيبات پنج ظرفيتي بصورت (As₂O₅)ⁿ

در دو حالت اخير معتقدند که حالت پليمري وجود دارد زيرا وزن مولکولي بطور دقيق بدست نيامده است در حالت چهار ظرفيتي مي توان قائل شد که اکسيد چهار ظرفيتي شامل ارنيک سه ظرفيتي و پنج ظرفيتي مي باشد زيرا وقتي اين اکسيد را در محلول قليائي حل مي کنيم مخلوط ارسنيت و ارسنيات بدست مي آيد همانطور که بي اکسيد ازت NO₂ در محيط قليا توليد نيتريت و نيترات مي کند .

وقتي اين فلز را در اسيدي غليظ و گرم حل مي کنيم توليد اسيد ارسنيک AsO₄ H₃ مي شود يعني مانند فلزات ملحي بوجود نمي آيد و هيدرژن هم متصاعد نمي شود .

برعکس وقتي آنرا با اکسيژن , گوگرد و يا هالوژنها حرارت مي دهيم توليد ترکيبات سه ظرفيتي مثل AsCl₃ مي شود .

سولفور ارسنيک As₂S₃ در محلولهاي قليائي و سولفورهاي قليائي حل مي گردد و از اين لحاظ تشابه اين عنصر با قلع و انتيموان و صفات آمفوتري آن تاييد مي گردد و از همين روست که اين عنصر در طبقه اول دسته دوم کاتيونها قرار داده مي شود .

همانطور که گفتيم برا يان عنصر چهار نوع ترکيب مختلف وجود دارد : يکي ترکيبات ارسنيو و ديگري ترکيبات ارسنيک و بالاخره ارسنيت و ارسنياتها , ضمنا بايد توجه داشت که از نظر تئوري ازانيدريد ارسنيو As₂O₃ چهار نوع اسيد مشتق مي شود :

اسيد متاارسنيو

اسيد ييروارسنيو

اسيد ارتوارسنيو

اسيد پلي ارسنيو

بهمين نحو با نيدريدارسنيک سه اسيد تعلق مي گيرد که هر سه بدست آمده اند .

اسيد متاارسنيک

اسيد پيروارسنيک

اسيد ارتوارسنيک

چون ترکيبات ارسنيت و ارسنياتها از همه مهمتر هستند معرفات اين ترکيبات در زير بيان مي شود :

ازنظر ميکروآناليز و براي تشخيص مقدار خيلي کم آن بيشتر استفاده از موليبدات آمونيم مي شود که در زير بيان گشته است :

اين فلز در شمي تجزيه زماني بصورت ارسنيت ها که اسيد آنها اسيد ارسنيو AsO₃ H₃مي باشد و تا کنون بحالت آزاد جدا نشده است وجود دارد ارسنيت ها کاهنده يا اکسيد شونده مي باشند . زماني ديگر بصورت ارسنياتها که اسيد آنها اسيد ارسنيک AsO₄ H₃ است وجود دارد . ما مشخصات هر يک از ايندودست را جداگانه شرح مي دهيم و بالاخره بعضي اوقات هم بصورت نمک مثلا تري کلرورارسنيک AsCl₃و يا پانتاکلرورارسنيک AsCl₅ مورد آزمايش قرار مي گيرد .

ساختمان اتم :

مدت ¾ قرن دانشمندان مشغول جمع آوري اطلاعات درباره ساختمان اتم بودند . مقداري از اين معلومات از بررسي خواص اجسام راديو اکتيو مانند اوارنيم حاصل شده بود . دستگاههاي پرشتاب کننده ذره ها , در طيف نگار جرمي و دستگاههاي اشعه ‌X و طيف نماها و مقدار زيادي دستگاههاي الکتروني ديگر , اطلاعات بيشتري به دانشمندان دادند , و با مجموعه آنها تئوري قابل فهم ساختمان اتمي عناصر را , بسط دادند .

همانطور که در 3§ از بخش يکم ديديم اين تئوري شامل توضيح مطلب مهم و قابل ملاحظه اي است که بوسيله يک مدل مطابق خواص معلوم عناصر بيان مي شود .

اين مدل ساختملن اتمي , در درس بعد از اين بخش و نيز در بخش چهارم بيان خواهد شد . شما همينطور که مي خوانيد متوجه باشيد که اين توضيحات بر مبناي بهترين توجيه حاصل از آزمايشهائي است که درباره ساختمان اتم بعمل آمده است . ممکن است در صورت لزوم آزمايشهاي بيشتري درباره تحقيق مدل اتمي عناصر بعمل آيد .

در زمان حاضر دانشمندان مشخص کرده اند که اتمها , ذره هاي ساده غير قابل تقسيم نيستند بلکه از چند جزء خيلي کوچکتر که بطور مفصلتري مرتب شده اند تشکيل شده اند .

يک اتم از دو قسمت اصلي تشکيل شده است . قسمت مرکزي که داراي بار الکتريکي مثبت است و به هسته مــوسـوم است . هسته بسيار کوچک و نسبتا سنگين است قطر هسته در حدود

^{13 –} 10 سانتيمتر است . واحد مناسب تر براي بيان قطر اتم , آنگسترم ^o A است و يک آنگسترم برابر ^{8 –} 10 سانتيمتر است . يعني ^o A 1 بهمان نسبت از cm 1 کوچکتر است که cm1 از 1000 کيلومتر کوچکتر مي باشد . پس قطر هسته در حدود ^o A ^{5 –} 10 مي شود و در حدود يک صد هزارم قطر اتم است . سعني اتم در حدود 1 تا 5 آنگسترم قطر دارد . ريزه هاي بسيار کوچک با بارالکتريسيته منقيس و بنام اکترون دور هسته در نواحي بنام لايه ها يا سطحهاي انرژي حرکت مي کنند در حدود سال 1913 نيل بهر دانشمند دانمارکي ( 1855 تا 1962 ) حرکت الکترونها بدوهسته را با حرکت سيارات منظومه شمسي بدور خورشيد مقايسه کرد . هر چند امروزه بعقيده دانشمندان فيزيک و شيمي , مسير حرکت الکترونها بدور هسته, مانند مدار سيارات مشخص و معلوم نيست  و بايد حرکت الکترونها را با حرکت نامنظم زنبوران عسل بدور کندويشان تشبيه کنيم . زيرا الکترونها گاهي به هسته نزديک و گاهي از آن دور مي شوند . پس بايد فضاي خالي نسبتا بزرگي را دور هسته اشغال کنند . بنابراين مي گوئيم يک ابر الکتروني دور هسته , تشکيل مي دهند که به اتم حجم مي دهد و اتمهاي ديکر را طرد مي کنند .

هر اتمي از نظر الکتريکي خنثي است زيرا بارالکتريکي مثبت هسته برابر بار الکتريکي منفي الکترونهاي لايه ها يا سطوح انرژي است .

 

اتم هيدروژن :

معروفترين نوع هيدروژن گاهي بنام پروتيوم خوانده مي شود . و داراي هسته اي شامل يک پروتون است و يک الکترون دور اين هسته در گردش است . اين الکترون در داخلي ترين لايه , يا کمترين سطح انرژي که يک الکترون مي تواند داشته باشد , حرکت مي کند . اين لايه يا سطح انرژي , لايه K يا اولين سطح انرژي نام دارد . براي آنکه اندازه ها و فاصله هاي بين اجزاء اتم پروتيم بهتر فهميده شود . هسته ( يک پروتون ) را باندازه ته يک سنجاق 25/0 سانتيمتر نشان مي دهيم . باين مقياس الکترون که کمي از آن پروتون بزرگتر است , بايد دور هسته و بفاصله اي که بطور متوسط حدود 12 متر باشد , يعني در کره اي باين شعاع حرکت کند . اين الکترون با سرعت دور هسته مي چرخد و عملا چنين فضائي را اشغال مي کند .

عدد اتمي يک اتم , برابر عده پروتونهاي هسته آنست .  يک عنصر شامل اتمهايي است نآن

 

 

 

که همه آنها داراي يک عده مساوي پروتون در هسته شان مي باشند . بنابراين همه شان داراي همان عدد اتمي هستند ( تمام اتمهاي طبيعي که برانگيخته نشده و خنثي هستند , داراي يک آرايش الکتروني مساوي دور هشته شان هستند . ) عنصر هيدروژن شامل اتمهائي است که در هسته شان يک پروتون دارند . بنابراين عدد اتمي آنها برابر 1 است . هر اتمي که داراي عدد اتمي 1 باشد داراي يک پروتون در هسته اش خواهد بود و اتم هيدروژن است .

علاوه بر پروتيوم که 985/99 درصد در هيدروژن طبيعي وجود دارد و نوع ديگر از هيدروژن مي شناسيم که يکي ازآنها دوتريوم است که به نسبت %15 0/0 در هيدروژن طبيعي موجود است و هسته آن داراي يک پروتون و يک نوترون است و يک الکترون در خارج از هسته آن حرکت مي کند . نوع سوم هيدروژن , تري تيم است که خاصيت راديواکتيوي دارد و مقدار آن در طبيعت بسيار کم است .

ولي مصنوعا باواکنش هاي هسته اي ساخته مي شود . هسته تري تيم داراي يک پروتون و دو نوترون است و يک الکترون دور آن در گردش است .

اين سه قسم اتم همه اتم هيدروژن هستند زيرا هسته آنها يک پروتون دارد و عدد اتمي آنها در هر حال برابر 1 است . با وجود اين چون عده نوترونهاي هسته آنها مختلف است , جرم اين اتمها متفاوت است .

اتمهاي يک عنصر که داراي جرمهاي مختلف هستند ايــزوتوپ يعني همخانه ناميده

 مي شوند .

بيشتر عناصسر داري دو يا چند شکل ايزوتوپ هستند که ممکن است طبيعي باشند يا بطور مصنوعي تهيه شوند . با وجود آنکه ايزوتوپهاي عناصر داري جرم مختلف هستند در خواص شيميائي تفاوت زيادي ندارند . 

هر يک از اقسام مختلف اتم که بوسيله ترکيب هسته هايش مشخص مي شود نو کليد مي نامند .

و نو کليدهائي که داراي عدد اتمي مساوي باشند ايزوتوپ ناميده مي شوند سه نوع ايزوتوپ هيدرژن نو کليدهاي پروتيم و دوتريم و تريتيم هستند .

علاوه برنامهائي که به نو کليدهاي هيدرژن داده شده است مي توان آنها را بوسيله عدد جرمي شان مشخص ساخت و عدد جرمي يک اتم برابر حاصل جمع پروتونها و نوترونهاي هسته آن است .

عدد جرمي پروتيم 1 است ( 1 پروتون + 0 نوترون ) در صورتيکه در هسته دو تريم برابر2 است  ( 1 پروتون + 1 نوترون ) و در تريتيم 3 است ( 1 پروتون + 2 نوترون ) . گاهي اين ايزوتوپها را با اسم هيدرژن ي1 و هيدرژن 2 و هيدرژن 3 مشخص مي کنند .

قـانـون تنـاوبي بودن خواص عنـاصـر

 

1_ جدول تناوبي مندليف :

اگر قرار شود , خواص 104 عنصر شيميائي را براي کسب معلومات مختصري هم که باشد , در دانش شيمي بررسي کنيم , کار و تکليف مشکلي در پيش خواهيم داشت , اما اگر بعضي از عناصر خواص شبيه هم داشته باشند و بتوانيم آنها را با هم طبقه بندي کنيم , بخاطر سپردن خواص مشخص کننده هر طبقه زياد مشکل نخواهد بود , حتي ممکن است بعضي تغيير ها را در خواص افراد هر طبقه بخاطر بسپاريم . مخصوصا اگر اين تغييرات بطور منظمي صورت گيرد . در طول اواخر قرن هيجدهم و اوايل قرن نوزدهم , شيمي دانان بعضي اجسام را بعنوان عنصر شيميائي مشخص کردند بعلاوه نشان داند که شباهتهائي بين خواص بعضي عناصر موجود است . از جمله کشف کردند که سديم  و پتاسيم فلزهاي نقره فام نرمي هستند و دريافتند که کلسيم و باريم و استرونسيم فلزي را براههاي شيميائي مشابهي همانندي تشکيل مي دهند ؛ و کلروبرم و يد عناصر غير فلزي رنگين هستند . اما اين قبيل کشفيات

پراکنده براي طبقه بندي تمام عناصر معلوم در يک دستگاه واحد , زياد مفيد و اميد بخش نبود .

 

2_ اولين کوششها براي طبقه بندي عناصر :

در حدود سال 1800 شيمي دانان تعيين وزن اتمي دقيق بعضي عناصر را شروع کردند و بزودي کوششهائي براي طبقه بندي عناصر براين مبني بعمل آمد . در سال 1817 يوهان ولفگانگ دوبرينر

 ( 1849 _ 1780 )   ملاحظه کرد که وزن اتمي استرونسيم تقريبا برابر نصف مجموع وزن اتمي ها ي کلسيم و باريم است . و نيز بعدها مشاهده رد که وزن اتمي برم ميانگين وزن اتمي هاي کلرويد است .همنيطور وزن اتمي سلنيم با متوسط وطن اتمي هاي گوگرد و تلوريم تفاوت چنداني نداشت . دوبرينر اين دسته ها را 3 تائي يا ترياد ناميد .

در سال 1864 جهن نيولاند ( 1898 _ 1838 ) تمام عناصر معلوم آنزمان را بترتيب وزن اتمي شان مرتب کرد و بعد آنها را بدسته هائي که هر يک داراي   هفت عنصر بود تقسيم کرد نيولانداين تقسيم را باين مناسبت انجام داد که عنصر هشتم بنظر او داراي خواص شيميائي نظير عنصر اول دسته قبل بود . آنوقت اين عنصر را اول دسته دوم قرار داد و سعي کرد که بهمکارانش بقبولاند که قانون هشت تائي او مقيد است ولي آنان در کمال ساده دلي باين فکر خنديدند .

لتارمير ( 1895 _ 1830 ) نيز جدولي براي طبقه بندي عناصر مطابق وزن اتمي آنها تنظيم کرد .

 

موزلي عدد اتمي عناصر را تعيين کرد : در حدود 45 سال بعد از کار مندليف درباره جدول تناوبي عناصر , کشف مهم ديگري بعمل آمد که به حل مسئله طبقه بندي عناصر                                                                             کومک کرد . در بخش سوم بيان کرديم که عدد اتمي يک عنصر , عده و پروتونهاي هسته را تعيين مي کند هنري گوين جفري موزلي ( 1915 _ 1787 ) دانشمند برگزيده جوان انگليسي از اشعه X براي تعيين عدد اتمي عناصر استفاده کرد .

شعاعهاي x تشعشعات الکترو مغناطيسي با تواتر زياد و طول موج کوتاه هستند . اشعه x در اين لوله ها با جنس فلزي که هدف قرار گرفته بستگي دارد . بنابراين فلزهاي مختلف از آلومينيم تا طلا را که جرم اتمي آنها بترتيب زياد مي شود هدف قرار داد و مشاهده کرد که : هر چه پروتونهاي هسته اتم فلز بيشتر باشد طول موج شعاع x هدف قرار گيرد , کمتر خواهد بود .

موزلي دريافت که در بعضي موارد يک تغيير غير عادي در طول موج اشعه بين دو عنصر متوالي پيش مي آيد . اين تغيير دو برابر مقدار محاسبه شده بود . موزلي نتيجه گرفت که د راين موارد يک عنصر از جدول تناوبي کم است . بعدها چندين عنصر کشف شد و خانه هاي خالي که موزلي تعيين کرده بود پرشد .

قانون تناوب : وقتي عناصر را در يک جدول تناوبي بجاي ترتيب جرم اتمي صعودي , بترتيب عدد اتمي آنها مرتب کنيم , مسائلي که در تنظيم جدول پيش آمده بود خود _ بخود برطرف مي شود . وقتي جدول را بترتيب جرم اتمي صعودي مرتب کنيم پتاسيم قبل از آرگن قرار مي گيرد . در صورتيکه اگر مطابق خواص شيميائي شان در جدول مرتب کنيم پتاسيم بعد از آرگن واقع مي شود و اينمطلب با عدد اتمي 18 براي آرگن و 19 براي پتاسيم مطابقت دارد . همين طور است در مورد تلوريم 52 ويد 53 .

همنطور که در ( 1 § ) ديديم مندليف اينطور نتيجه گرفت که خواص فيزيکي و شيميائي عناصر تابع تناوبي وزن اتمي آنها است . امروزه کاملا واضح است که عدد اتمي بهتر ترتيب تنظيم جدول تناوبي را مي دهد و نتيجه تحقيقات مندليف امروزه بشرح زير ولي بنام قانـون تنــاوبي بيان

مي شود : خواص فيزيکي و شيميائي عنصرها تابع تناوبي عدد اتمي آنها هستند . بعبارت ديگر وقتي عناصر را به ترتيب عدد اتميشان مرتب کنيم خواص آنها در فواصل معيني تکرار مي شود .

 

تنظيم جدول تناوبي مدرن : مراجعه مکرر باين جدول وقتي اين درس را مي خوانيد به شما در فهميدن و يادگرفتن جدول کمک خواهد کرد . هر عنصر در اين جدول جاي مخصوص و معيني دارد . در ميان هر خانه علامت اختصاري يک عنصر نوشته شده و بالاي علامت اختصاري جرم اتمي و پائين آن عدد اتمي ديده مي شود . طرف راست هر علامت اختصاري اعدادي مي بينيد که عده الکترونهاي هر لايه را نشان مي دهد . عناصري که در يک خط قرار دارند , عناصر يک نوبت يا سري و عناصر يک خط عمودي را گروه يا ستون يا خانواد ه مي نامند .

عدد اتمي هيدرژن 1 است و اين عنصر بتنهائي بالا و بيرون جدول قرار دارد . زيرا داراي چند خاصيت منحصر بخود او است , د رحقيقت , هيدروژن در ستون اول سمت چپ جاي دارد . زيرا مدار خارجي آن مانند ديگر عناصر اين ستون داراي يک الکترون است .

هليم با عدد اتمي 2 بالاي ستون آخر سمت راست قرار دارد و ساده ترين عنصر اين ستون است که به گازهاي نجيب اختصاص دارد . دقت کنيد که هليم دوالکترون در لايه k دارد و اين لايه با 2 الکترون کامل مي شود . هيدروژن و هليم نوبت اول عناصر را تشکيل مي دهند .

نوبت دوم شامل هشت عنصر است . ليتيم يک فلز نرم و نقره فام است . فلز تند اثري است که اتم آن داراي يک الکترون در مدار خارجي L است . بريليم فلزي است نقره فام ولي کم اثر از ليتيم , که اتم آن داراي 2 الکترون در لايه L است . برون يا بر يک جسم جامد سياه زنگ با کمي خاصيت فلزي است و اتمهاي آن داراي 3 الکترون در لايه L هستند . کربن عنصر جامدي است با خواص شيميائي جالب و مخصوص که بين خواص فلزها و غير فلزها است و چها ر الکترون در لايه L دارد . نيتروژن گازيست بي رنگ با خواص غير فلزي که 5 الکترون در لايه دارد . اکسيژن گازيست بي رنگ با خواص غير فلزي که 5 اکترون در لايه L دارد . فلوئور گاريست زرد کمرنگ با خاصيت غير فلزي بسيار شديد و 7 الکترون در لايه L و نئون گازي بيرنگ و کم اثر با 8 الکترون در لايه خارجي L دارد .

در اين شرح مختصر از خواص  اين عناصر , بايد دفت شود که تبرتيب از يک فلز تند اثر شروع شده و بيک غير فلز تند اثرر و يک عنصر بي اثر خاتمه مي يابد . اين تغيير خاصيت فلز تند اثر بغير فلز با تغيير عده اکترونهاي لايه L از 1 تا 7 همراه است و نئون عنصر بي اثر داراي 18 الکترون يک اکته در لايه L است .

نوبت سوم هم شامل هفت عنصر است : سديم فلزي است نفره فام و نرم , مانند ليتيم با يک الکترون در لايه M و منيزيم فلز نقره فام و خواص شبيه بريليم بادو الکترون در لايه M است آلومينيم فلز خاکستري رنگ با کمي خاصيت غير فلزي و 3 الکترون در لايه M . سيليسيم غير فلز تيره رنگ با خواصي شبيه کربن و 4 الکترون در لايه M است . فسفر غير فلز جامد که ترکيباتي شبيه ترکيبات نيتروژن و 5 الکترون در لايه M دارد . گوگرد غير فلزي است جامد برنگ زرد با 6 الکترون در لايه M و کلر عنصر گازي شکل برنگ سبز مايل بزرد با خاصيت غير فلزي شديد شبيه خواص فلوئورو 7 الکترون در لايه M . واپسين آنها آرگن گاز بيرنگ کم اثر با 8 الکترون در لايه M است .

دوباره عناصر با خواص فلز تند اثر تا غير فز تند اثر مرتب مي شوند و عده اکترونها از 1 تا 7 مرتبا زياد مي شود و عنصر گازي شکل کم اثر با 8 اکترون که تشکيل اکته مي دهد يک گاز نجيب است .

دقت کنيد عناصري که داراي خواص مشابه هستند ساختمان الکتروني مدار خارجي شان کاملا يکسان است و در يک ستون يا گروه از جدول تناوبي قرار دارند .

در گروه I جدول تناوبي , خانواده سديم , با 6 عنصر فلزي بسيار تند اثر و. شبيه بهم با خواص فلزي شديد شونده , جاي دارد . اتمهاي آنها همه داراي يک الکترون در لايه خارجي هستند . فرانسيم مفصل ترين اتم گروه سديم است و محل آن در جدول تناوبي نشان مي دهد که بايد تند اثر ترين اين عناصر راديم است .

گروه II شامل 6 فلز تند اثر است که از نظر خواص  شيميائي خيلي شبيه هم هستند و اتم هر يک از آنها داراي 2 الکترون در لايه خارجي است و بخانواده کلسيم موسومند . از نظر شيميائي تند اثر ترين اين عناصر راديم است .

خواص عناصر گروه III ( گروه بر ) هر چه اتمها مفصل تر مي شود , از غير فلزي به فلزي تغيير مي کند . اتمهاي اين گروه داراي 3 الکترون در لايه خارجي هستند .

عناصر گروه IV ( گروه کربن ) بهمين طريق تغيير مي کنند و اتمهاي آنها داراي 4 الکترون در لايه خارجي است . اتمهاي هر دو گروه داراي لايه هاي داخلي بسيار با ثبات هستند .

گروه V ( گروه نيتروژن ) است . نيتروژن و فسفر عناصر بالاي اين گروه غير فلزي هستند . عنصر بيسموت در انتهاي ستون , فلزي  است . ارسنيک و انتيمون خواص فلزي و غير فلزي هردورانشان مي دهند . هر يک از اين اتمها داراي 5 الکتروه در لايه خارجي است و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات است .

گروه VI گروه اکسيژن است و هر چه ساختمان اتمي آنها مفصل تر مي شود خواصشان از غير فلز تند اثر تافلز تغيير مي کند . هر عنصر داراي 6 الکترون در لايه خارجي است و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات هستند .

عناصر گروه VII هالوژن نام دارند و غير فلزي هاي تند اثري هستند که اتم هر يک از آنها داراي هفت الکترون در لايه خارجي است . و لايه هاي داخلي آنها خيلي باثبات هستند تند اثرترين هالوژنها ساده ترين آنها , فلوئور است . بنابراين مي بينيم که فعاليت عناصر مرتبا از فعالترين فلزها در پائين و گوشه چپ جدول تناوبي عناصر تا فعالترين غير فلزها در بالا و گوشه راست تغيير مي کند .

گروه VIII گارهاي نجيب هستند که باستثناي هليم که 2 الکترون در لايه خارجي دارد همه اتمهاي اين عناصر داراي 8 الکترون يعني يک اکته در لايه خارجي هستند و اين بزرگترين مقدار الکترونها در يک لايه خارجي است . اين عناصر معمولا کم اثر هستند و تا چندسال قبل آنها را بي اثر مي دانستند . حالا چند ترکيب شيميائي از آنها يعني از کريپتن و گرنن و رادون تهيه شده است .

نوبت چهارم عناصر , اولين نوبت طويل را تشکيل مي دهد و علاوه بر هشت عنصر , در گروههاي I تا VIII , داراي 10 عنصر واسطه هستند . اين عناصر همه فلزي و داراي يک يا دو الکترون در لايه خارجي هستند و الکترونهاي متوالي معمولا در گروه 5 اربي تال فضائي لايه هاي فرعي d 3 وارد مي شوند .

نوبت پنجم عناصر هم , شامل هيجده عنصر است و داراي ده عنصر انتقالي است که در آنها الکترونهاي متوالي در گروه 5 اربي تال فضائي لايه هاي فرعي d 4 وارد مي شوند و تمام اين عناصر انتقالي هم فلزي هستند .

نوبت ششم شامل سي و دو عنصر است . يعني علاوه بر عناصر I تا VIII و 10 عنصر انتقالي داراي گروه 14 تائي عناصر خاکي کمياب مي باشد . خواص شيميائي اين عناصر با هم شباهت زياد دارند و آنها را سري لانتان مانندها مي خوانند . دو لايه خارجي اتمهاي اين عناصر همه يکسان هستند .

الکترونهاي متوالي در گروه 7 اربي تال فضائي لايه هاي فرعي f 4 وارد مي شوند و باينطريق عده الکترونهاي در چهارمين سطح انرژي از 18 به 32 مي رسد .

نوبت هفتم عناصر تا بحال ناقص است ولي کاملا  با نوبت ششم شباهت دارد . عناصر خاکهاي کمياب اين نوبت سري آکتينيم مانندها ناميده مي شوند . تا بحال 18 عنصر از نوبت هفتم جدول تناوبي شناخته شده و خواص آنها از طرف مجمع بين المللي دانشمندان شيمي گزارش شده است .

در جدول تناوبي , عناصر را بدسته هاي فلز و غيرفلز و گازهاي نجيب تقسيم کرده اند . خطي که فلزها را از غير لفزها جدا مي کند بشکل خط شکسته ( زيک زاک ) است که بشکل قطر از بالا بپائين و بطرف راست کشيده شده است عناصري که نزديک اين خط شکسته قررا دارند به شبه فلز موسومند است و خواص فلزي و غيرفلزي هر دورا در شرايط مختلف نشان مي دهند .

اندازه اتمها _ يک خاصيت تناوبي _ در بخش سوم نشان داديم که يک اتم شامل يک هسته مرکزي و يک مقدار الکترون است که دور هسته مي چرخند . چون قطر هسته در حدود يک , يکصد هزارم قطر تمام اتم است مي توان بيشتر حجم اتم را مربوط بحرکت مفصل الکترونها دانست . الکترونها در اثر حرکتشان و نيز در اثر بارالکتريسيته منفي که دارند , عملا فضاي پيرامون هسته اشغال مي کنند و تشکيل ابر الکتروني کروي شکل مي دهند که باتم حجم مي دهند و اتمهاي ديگر را دور نگاه مي دارد . حجم يک اتم مقدار کاملا معيني نيست , زيرا اطراف يک ابر الکتروني سطوح مشخصي ندارد و بنوعي غير مشخص و نامعين است . يک اتم ممکن است در ترکيب با يک اتم ديگر باساني تغيير شکل بدهد اما نيروي بسيار زيادي لازم است , تا بتوانيم آنها را بمقدار قابل ملاحظه اي فشرده و متراکم کنيم . باوجود اين دانشمندان توانسته اند فاصله بين هسته هاي دو اتم متصل بهم را در بلورهاي عناصر و در مولکولهاي عناصر گازي شکل اندازه بگيرند . نصف اين فاصله ها را با تصحيح مختصري برابر شعاع يک اتم مي گيرند . شعاع يک اتم و بنابراين حجم آن , آنطور که ممکن است ما بمناسبت زياد شدن مرتب عده الکترونها در عناصر متوالي , انتظار داشته باشيم ؛ با عدد اتمي مرتبا زياد نمي شود . در جدول تناوبي شعاع اتمها که يک جدول تناوبي کوچک است , در هر ستون از بالا بپائين زياد مي شود و در هر نوبت از چپ براست کاسته مي گردد . در اين جدول عدد اتمي عناصر زير علامت اختصاري ثبت شده است و شعاع اتمي بحسب انگسترم A^o بالاي علامت اختصاري قرار دارد . از اين جدول و منحني زير دو نتيجه درباره رابطه بين شعاع اتمي عناصر و محل آنها در جدول تناوبي عايد مي گردد :

1 _ در گروهها يا ستونهاي جدول تناوبي , بطور کلي شعاع اتمي عناصر با عدد اتمي مرتبا زياد مي شود . هر عنصر در يک ستون از جدول تناوبي از عنصر بالاترش يک سطح انرژي بيشتر دارد . گرچه هر قدر بار هسته زياد مي شود , مي کوشد شعاع لايه هاي الکتروني را کمتر کند و آنها راکتراکم تر سازد , بازهم زياد شدن يک لايه بيشتر از اين مقدار تراکم اثر دارد .

2_ در هر نوبت يا سري شعاع اتمي عموما از گروه I تاگروه  VII مرتبا کم مي شود . اين کم شده عمومي شعاع اتمي در طول يک نوبت , مربوط به زياد شدن نيروي جاذبه هسته ها براي الکترونهاي همان سطح انرژي است , که در نتيجه آنها را  بطرف هسته جذب مي کند . دليل نامنظم بودن اين تغيير هم ممکن است اثر بزرگ شدن سطح انرژي ها و زياد شدن اثر نيروي دافعه الکترونها هنگامي که در يک لايه فرعي وارد مي شوند , باشد .

 

پيوند يوني ( الکترووالانس ) :

در تشکيل يک جسم مرکب بطريقه پيوند يوني , الکترون از مدار خارجي يک اتم بمدار خارجي اتم دوم منتقل مي شود . و در اين را معمولا هر دو اتم به مدار خارجي با هشت الکترون مي رسند . مثلا وقتي سديم و کلر بهر هم اثر مي کنند و تشکيل کلريد سديم مي دهند , الکترون منفرد s 3 از اتم سديم به اربي تال منفرد p3 از اتم کلر منتقل مي شود . اکنون اتم سديم يک الکترون کم دارد و بشکل آرايش اکتروني باثبات نئون در مي آيد و نيز اتم کلر با يک الکترون اضافي بوضع آرايش الکتروني باثبات آرگن مي رسد . چون تنها يک اتم از هر عنصر با انتقال الکترون بوضع الکتروني باثبات  تر در آمده است فرمول جسم حاصل NaCl است . يک فرمول شيميائي يک نوع تندنويسي با علامت اختصاري عناصر است که نسبت ترکيب جسم حاصل را نشان مي دهد . اجزائي که در اين عمل از انتقال يک الکترون حاصل مي شوند , ديگر مانند اتمهاي سديم و کلر از نظر بارالکتريکي خنثي نيستند , بلکه يک يون سديم با يک بارالکتريکي مثبت و يک يون کلر با يک بارالکتريسيته ساکن منفي بيشتر هستند . اين يونها بصورت قرينه در بلورهاي کلريدسديم نسبت يک يون کلر سديم و يک يون کلر مرتب شده اند .

فرمول NaCl که ترکيب کلريدسديم را نشان مي دهد , يک فرمول تجربي است زيرا تنها نوع اتمهاي تشکيل جسم مرکب و ساده ترين عدد کامل آنها را تعيين مي کند . عده پروتنها و الکترونها را د راتم و يون سديم و کلر نشان مي دهد و بارالکتروستاتيک و شعاع آنها را بحسب  A^o   معلوم مي کند

تنها با بکاربردن سومين سطح انرژي الکتروني  , علامت اختصاري سديم بشکل الکترون نقطه , بصورت Na و براي کلر بصورت Cl نوشته مي شود . بعد از انجام عمل ترکيب , فرمول کلريد سديم را مي توان بشکل Na + . Cl ^-  و يا ساده تر بصورت فرمول يوني Na +  Cl ^– نوشت و o علامت اختصاري الکترون در فرمولاهاي اين فصل کتاب هستند و تنها براي نشان دادن محل اصلي الکترونها بکار مي روند و چگونگي کامل شدن لايه هاي خارجي را نشان مي دهند و تفاوت شکل آنها بدين معني نيست که الکترونهاي اتم عناصر مختلف تفاوت دارند . تمام الکترونها صرف نظر از اتمي که آنها را داده است يک شکل و يکسان هستند .

 

دستور نوشتن فرمولهاي شيميائي :

نوشتن فرمول بيشتر ترکيبات بيشتر ترکيبات يوني با استفاده از جدول يونها , بسيار آسان است و نيازي بساختمان اتمي و پيوند شيميائي آنها ندارد . از فرمول کلريدسديم شروع مي کنيم که داراي يون هاي Na⁺ و^- Cl است . است وقتي فرمول يوني يک جسم مرکب نوشته مي شود , بايد مجموع بارهاي طرف اول ( مثبت ) جسم مرکب با حاصل جمع بارهاي طرف دوم ( منفي ) مساوي و مختلف العلامه باشد . مجموع بارهاي هريون برابر حاصل ضرب باريون , در عده اين يونها است . چون بارالکتريکي يک يون سديم , بار بارالکتريکي يون کلريد مساوي و مختلف العلامه است . NaCl شامل يک يون از هر کدام آنها خواهد بود .

حالا به کلريدکلسيم مي پردازيم , يون کلسيم Ca⁺⁺  و يون کلر  Cl ^– است . براي مساوي بودن بارهاي مثبت و منفي بايد دو تا   Cl ^–  و يک Ca⁺⁺ بگيريم تا 2- و 2+ برابر باشند پس فرمول CaCl₂ مي شود و زير نويس 2 عده يونهاي کلر را معلوم مي کند حالا ببينيم فرمول برميد آلومينيم چه خواهد بود . يون آلومينيم Al⁺⁺⁺ و يون برميد Br ^– است . براي مساوي بودن بارها که بايد 3- و 3+ شود فرمول را AlBr³ مي نوسيسم . البته اين فرمولها تجربي است . و ساده ترين نسبت عددهاي کامل را  در جسم مرکب نشان مي دهد .

 

دستور نوشتن فرمول اجسام مرکب ديگر :

درباره سولفات سرب (II) کار خيلي آسان است زيرا يون سرب Pb ^{+ +}  و يون سولفات SO₄- است يعني داراي بارمساوي و مختلف العلامه هستند . پس از هريون , يکي لازم و کافي است و فرمول PbSO₄ مي شود .

در فرمول هيدروکسيد منيزيم Mg ^{+ +}  و هيدروکسيد OH^- است پس بايد از اين يون بيش از يکي يعني دو يون بکار ببريم و در پرانتز بگذاريم Mg(OH) بديهي است اگر پرانتز نباشدMgOH ₂ درست نيست . زيرا اينطور معني مي دهد که بجاي دو يون هيدروکسيد [ يک اتم اکسيژن و دو اتم هيـــدروژن در فرمول موجود است . شيمي دانـــان زير نويس را بيرون پـرانتــز قرار مي دهند , تا عده

مرتبه هائي که بايد فرمول تکرار شود معلوم باشد , و الته براي يک بار , راديکال در فرمول پرانتز لازم نيست و K(OH) نمي نويسيم .

اجازه بدهيد , يک فرمول ديگر يعني ترکيبي بنام استــات ســرب (II) را بررسي کنيم . يــون سرب

 Pb ^{+ +} (II) و يون استات C₂H₃O₂^- است . پس براي يک يون سرب C₂H₃O₂^- لازم خواهد بود و مطابق انچه درباره هيدروکسيد منيزيم ديديم , بايد يون استات را در پرانتز بگداريم و فرمول را بصورت Pb(C₂H₃O₂^-)₂ و با زير نويس 2 بنويسيم و نشان بدهيم که دو بنيان استــات با يک يون

 Pb ^{+ +} (II) ترکيب شده است .

سولفات آمونيم هم داراي 2 راديکال NH₄⁺  و SO₄^- است . براي انکه بارهاي آنها مساوي و مختلف العلامه باشند NH₄  را در پرانتز قرار مي دهيم و براي پرانتز زير نويس 2 مي نويسيم .

بالاخره براي نوشتن فرمول کربنات آهن III مي گوئيم يون آهن (III) Fe ^{+ + +}  و يون کربنات CO₃^- است . پس براي آنکه داراي بار مساوي و مختلف العلامه شوند , بايد يون آهن را بازيرنويس 2 و يون کربنات را در پرانتز با زيرنويس 3 بنويسيم Fe₂(CO₃)₃

اگر شما در آموختن شيمي تازه کار باشيد , بايد شکار ا از موارد استثناي زياد که در طريفه بار يوني براي نوشتن فرمولها موجود است آگاه کنيم . از يک فرمول بيش از آنچه براي نوشتن آن لازم است اطلاعي بدست نمي آيد . ممکن است شما فرمول بسياري از اجسام مرکب را بنويسيد و بعد بدانيد که چنين ترکيبي اصلا وجود ندارد . در مقابل عده زيادي از اجسام مرکب مي شناسيم که نمي توان فرمول آنها را بطريفه يوني نوشت .

 

نامگذاري اجسام مرکب از روي فرمول آنها :

براي نامگذاري عده زيادي از اجسام مرکب بايد نخست نام قسمت راست فرمول جسم و بعد نام قسمت چپ را بگوئيم BaSO₄ را سولفات باريم بخوانيم ( Ba ^{+ +}  يون باريم و SO₄^- راديکال سولفات است )FeCl₃ را کلريد آهن (III) مي ناميم . بايد دانست که آهن دو درجه اکسيد اسيون (II) و (III) دارد . يعني FeCl₃ از يک يون Fe^{+ + +} با بار 3 + و سه يون ^- Cl با بار 1- ترکيب شده و کلريد آهن(III) خوانده مي شود و نيز FeCl₂ را که يک يون Fe ^{+ +} با بار 2+ و دو يون ^– Cl با بار 1- دارد , کلريد آهن (II) مي ناميم .

بکار بردن عددهاي رومي براي بيان عدد اکسيداسيون , در نامگذاري تمام ترکيبات شيميائي , هميشه مفيد و ممکن و آسان نيست . راه ديگر براي نامگذاري ترکيبهاي کووالاني دوتائي , بکار بردن پيشوندهاي عددي يوناني است . و ميدانيم ترکيبهاي دو تائي تنها از دو عنصر تشکيل يافته اند و نام آنها بشرح زير داراي دو قسمت است :

1 _ کلمه اول جسم شيميائي دوتائي ع شامل سه قسمت است : الف _ يک پسشوند که عده اتمهاي عنصر دوم را تعيين مي کند . ب _ ريشه نام عنصر دوم . ج _ پسوند , ايد که مخصوصا نشان مي دهد که جسم دو عنصري است .

2 _ کلمه دوم نام جسم شيميادي دوتائي داراي دو قسمت است : الف _ يک پيشوند که عده اتمهاي عنصر اول فرمول را تعيين مي کند . ب _ نام عنصر اول فرمول جسم بنابراين CO را مونواکسيدکربن مي ناميم . و چون تنها يک اتم کربن در فرمول وجود دارد براي نام کربن که عنصر اول فرمول است , به پيشوند احتياجي نيست و پيشوند مونو در کلمه اول نام , براي اين است که معلوم شود تنها يک اتم اکسيژن است و پس از آن دنباله ايد ide گفته مي شود .

بهمين طريق CO2 را دي الکسيد کريتن مي خوانيم . پيشوند تري براي سه و تترا براي چهار و پنتا براي پنج بکار مي رود . اين پيشوندهغ با کلمه اول و دوم نام اجسام بکار مي روند براي مثال SLCl3 را تري کلريد آنتيمون و CCl4 را تتراکلريد کربن و As2S5 را پنتاسولفيد دي ارسنيک مي نامند .

 

معناي فرمول شيميائي :

نوشتن فرمولهاي شيميائي را براي بسياري از اجسام شيميائي ياد گرفتيم و براي اينکار از آنچه درباره بارالکتريکي يونهاي تشکيل دهنده آنها آموخته ايم بهره گرفتيم  . وقتي مي دانيم که اجسام بصورت مولکول ساده هستند , فرمول آنها يک مولکول جسم را نشان مي دهد و بفرمول مولکولي معروف است . براي مثال وقتي فرمول ساختماني جسم معلوم نباشد يا بدانيم که اين جسم نمي تواند فرمول ساده تري داشت باشد , مي گوئيم : فرمول ساده ترين نسبت عدد ي اتمهاي عناصر مرکب کننده را نشان مي دهد . در اينصورت فرمول را ساده ترين فرمول يا فرمول تجربي مي خوانيم .

بگذاريد چند فرمول شيميائي را امتحان کنيم تا معناي اين مطلب را کاملا بدانيم . فرمول آب يک جسم مــرکب , H₂O است . اين فرمول مولکولي , يک مـولکـول آب را معرفي مي کند و نشان مي دهد که هر مولکول آب از دو اتم هيدروژن و يک اتم آب ساخته شده است .

چون وزن اتمي هيدورژن 0/1 و وزن اتمي اکسيژن 0/16 است معناي اين فرمول مولکولي آنست که : وزن فرمولي آب 18 است [ 18= 16+ 2 * 1 ] . وزن فرمولي هر جسم مرکب برابر حاضل جمع وزن اتمي هاي تمام اتمهاي موجود در فرمول است .

فرمول تجربي کلريدسديم نمک طعام NaCl است . اين جسم , جسم جامد بلوريني است که فرمول مولکولي ساده تري ندارد و يونهاي سديم و کلر بترتيب بسيار منظمي در آن قرار گرفته اند و اين فرمول تجربي عده نسبي اتمهاي هر يک از عناصر موجود در ترکيب سديم وکلر را بيان مي کند و نشان مي دهد که براي هر اتم سديم يک اتم کلر يا براي هر 23 گرم سديم , 5/35 گرم کلر موجود است . يعني وزن فرمولي کلريدسديم برابر 5/58 = 5/35 + 23 است .

 

وزن مولکولي :

ديديم که فرمول مولکولي بر يک مولکول از جسم دلالت دارد چون H₂O يک فرمول مولکولي است و يک مولکول آب را معين مي کند وزن فرمولي آب 18 , وزن نسبي يک مولکول آب است و وزن فرمولي يک جسم شيميائي مولکولي وزن مولکولي آن است .

بمعناي دقيق تر , درست نيست که از وزن مولکولي بر يک جسم غير مولکولي مانند کلريدسديم که بيک فرمول تجربي نشان داد ه شده است صحبت کنيم . عبارت وزن فرمولي کلي تر از اصطلاح وزن مولکولي بکار مي رود و شيمي دانان وزن فرمولي را ترجيح مي دهند . هر چند هردو را بجاي يکديگر بکار مي برند , و در محاسبات تجزيه شيميائي عنصري فرق گذاشتن بين آنها معني ندارد .

وزن فرمولي يک جسم مرکب :

اگر بخواهيد وزن مجموع کلاس شيمي تان را بدانيد , بايد وزن تمام اجزاء و افراد کلاس را باهم جمع کنيد . همين طور براي محاسبه وزن فرمولي هر جسمي که فرمول آن بشما داده شده است , بايد وزن اتمي هاي تمام عناصر موجود در مولکول را در عده خودشان ضرب کرده و حاصل ضربها را جمع کنيم .

براي مثال فرمول قند نيشکر C₁₂H₂₂O₁₁ را حساب مي کنيم :

                عده اتمها                      وزن اتمي                وزن مجموع

                    C12                          0/12                  0/144 = 2*12

                    H 22                          0/1                   0/22 = 1*22

                   O 11                          0/16                  0/176 = 16*11

وزن فرمولي ( وزن مولکولي )                                      0/342

 

فرمول هيدروکسيد کلسيم Ca(OH)₂ است وزير نويس 2 که زير پرانتز نوشته مي شود نشان مي دهد که دو بنيان OH که در فرمول هست Ca ترکيب شده است .

                عده اتمها                      وزن اتمي                وزن مجموع   

                 Ca 1                           1/40                   1/40 = 1/40*1

                  O 2                           0/16                   0/32 = 16*2

                  H 2                           0/1                      0/2 = 0/1*2

 وزن فرمولي                                                              1/74

 

گاهي آسانتر است که در تعيين وزن فرمولي اين قبيل اجسام , بجاي آنکه مثلا H,O را جداگانه حساب کنيم عده بنيانهائي مانند OH را باهم به حساب بياوريم .

              Ca 1 با جرم اتمي                    1/40                      1/40 = 1/40*1

              OH 2 با وزن                            17                        0/34 = 0/17*2

وزن فرمولي                                                                          1/74

 

وزن اتمي هاي عناصر وزن هاي نسبي بر مبناي 12- C است که براي آن 12 بطور کامل و دقيق پذيرفته شده است . در بررسي مقداري واکنشهاي شيميائي , وزن اتمي ها و وزنهاي فرمولي کاملا قابل استفاده هستند و استعمال اين اعداد نسبت وزني عناصر يا اجسام مرکبي را که بر هم اثر مي کنند يا ترکيب مي شوند بما مي گويند . و ما مي توانيم اين وزنهاي نسبي را بهر واحدي که بخواهيم تبديل کنيم . بنابراين فرمولها در محاسبات شيميائي نهايت اهميت را دارند .

منبع:

     كتاب شيمي عمومي

نگارش :

                                  دکتر فضل الله شيرواني

 

                                   انتشارات دانشگاه تهران

 

          كتاب شيمي مدرن

 تــرجمه :        احمد رضا قلي زاده

 

    نـوسينـدگان :

                              کــلارک متـکالف

                              جــان اي . ويليامز

                              جوزف اف . کاستکا

             

منبع : سايت علمی و پژوهشي آسمان -- صفحه اینستاگرام ما را دنبال کنید
اين مطلب در تاريخ: یکشنبه 16 آذر 1393 ساعت: 21:46 منتشر شده است
برچسب ها : تحقیق درباره كاربرد های علم شيمي در علوم,