ξ❤ξ»¯−ـ‗_ღ نبـضــــ❤ ـات قـلبي ღ_‗ـ−¯«ξ❤ξ二

[كالقمر وحيدة]

اَللَّه يفِكّكْ يآ إبنْ آدَم مِن اثنين " . .

خلِّنْ يخونِكْ !
وصَآحْبن يِنقِلْ عُلومك ’!

[كالقمر وحيدة]

حگمـهـ ولآ اروع :


لآ تثقي في قلب آلرجآل . .
ولآ في [ شمس الشتآء ] . .
ولآ في آلدنيآ فإنهآ دآر آلفنآء . .
ولگن !!
ثقي في آخت لم تلدهآ لگ امگ
ولگن !!
ولدتهآ لگ الآيآم . .
فإذآ گآن آجمل مآ في آلورد
[ آلرحيق]
فإن آجمل مآ في آلدنيآ . . . [ آلصديق ]



..خالد الفيصل..

[كالقمر وحيدة]

الذين يشاهدون محتوى الموضوع الآن : 2 ( الأعضاء 2 والزوار 0) ‏كالقمر وحيدة, ‏قلبي أصيل

ورود الكادي لاطلالتك

[كالقمر وحيدة]

مجودي انتظر اخلص لك البحث وبحطها هنا

لاني شاطره بالكيمياء ويارب افيدك يالغلا

[كالقمر وحيدة]

كيف تكون الربط بين nوh في نوع nh4
والتوزيع الالكتروني ونوع التهجين nh4

واي عنصر شرحه بالتفصيل ورقتين فقط

الرابطة التناسقية

-هي نوع من الروابط التساهمية، إلا أن مصدر إلكترونى الرابطة إحدي الذرتين
-تنشأ الرابطة عندما تمنح أحدى الذرتين (الذرة المانحة) زوجاً من الإلكترونات الحرة في أوربيتال إلي ذرة أخري (ذرة مستقبلة) بها أوربيتال فارغ لتصل للتركيب الإلكتروني الثابت

ومثله أيون الأمونيوم +NH4

نوع التهجين sp3

تحتوي ذرة النيتروجين في جزئ النوشادر على زوج من الإلكترونات الحرة تمنحه لأيون الهيدروجين الموجب

ويتكون أيون الامونيوم الموجب NH4+

التوزيع الالكتروني N=7
1s2 2s2 2p3

n عندها في المستوى الثاني الاخير 5
.n.
.
هذا صارو 3 باقي 2 نحطهم زوج فوق n
..

يصير .n.
.

باقي شرح لعنصر انتظر شوي افحط لك فيه

[كالقمر وحيدة]

مجودي قبل اكمل لك وريه اختك ان شاء الله يكون تمام وصح لاني من زمان مافتحت الكيمياء بس حسب خبرتي قدرت اطلع الي اذكره

[كالقمر وحيدة]

نسيت اكتب لك انه ياخذ شكل هرم رباعي الاوجه

[كالقمر وحيدة]

وهذا شرح عنصر



الفوسفور Phosphorus

P

العدد الذري : 15
عدد الكتلة : 30.9738
درجة الانصهار : 44.1 درجة مئوية
درجة الغليان : 280 درجة مئوية
الكثافة : 1.82 جم / سم3
نصف القطر : 1.09 أنجستروم
اعداد الأكسدة : -3 , +3 , +5
السالبية الكهربية : 2.19
النظائر : P-31 100%
التوزيع الالكتروني : Ne]3s2 3p3]

[CENTER]

تاريخ الفوسفور ووجوده في الطبيعة

اكتشف الفسفور في عام 1669 بواسطة الكيميائي الألماني هيننج براند (H.Brand) وذلك أثناء تبخيره للبول في حيز بعيد عن الهواء , وكان هدفه البحث عن( حجر الفلاسفة ) والمعلوم أن البول يحتوي على ميتا فسفات الصوديوم وهذه تختزل بالكربون الى الفسفور .

وقد تحدث براند الى كرافت ( Kraft ) عن تجربته وقد نقلها هذا الى العالم الإنجليزي بويل الذي تمكن من تحضيره بتسخين البول مع الرمل , وكان شيل (Scheele ) أول من حضر الفسفور من فسفات الكالسيوم الطبيعي .
وتسمية الفسفور ناتجة عن الاغريقية Phos وتعني الضوء وPhoros وتعني Bearer أي ( حامل الضوء ) وذلك لانه يتوهج في الظلام .

لايوجد الفسفور في الطبيعة على حالة منفردة وذلك لما يتميز به من نشاط كيميائي ملحوظ .
يوجد الفسفور بنسبة 0.13 % من تركيب القشرة الأرضية , ويعد معدن الأباتيت الفلوري [x3Ca3 (PO4)2.Ca(F,Cl)] من أهم مصادره في الطبيعة حيث يحتوي على نسبة 42.3 % (P2O5 ) , ويتواجد على شكل منشور سداسي منتظم .




ومن المصادر الأخرى للفسفور في الطبيعة الفوسفوريت [x3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 ]
وفوسفات الحديدالثنائي [Fe3(PO4)2.8H2O]

ويوجد الفسفور في كل من المملكتين النباتية والحيوانية في البروتين وكذلك في العظام فيوجد على صورة هيدروكسي أباتيت . [x3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2] أو كربوناتو أباتيت [x3Ca3(PO4)2.CaCO3.H2O] وتحتوي المواد البرازية في كل من الإنسان والحيوان على نسبة كبيرة من الفسفور إذ يكون 40 % من رماده .

الأشكال التآصلية للفوسفور

يوجد الفوسفور العنصر في إحدى عشر صورة , ولكن أكثرها شيوعاً الفوسفور الأصفر ( الأبيض المصفر ) والفوسفور الأحمر والفوسفور الأسود .

الفوسفور الأصفر ( الأبيض المصفر )

تحضير الفوسفور الأبيض

يحضر الفوسفور الأبيض من فوسفات الكالسيوم ( ومن الفوسفوريت أو من رماد العظام ) بتسخينه مع مخلوط الرمل وفحم الكوك في فرن كهربائي عند درجة حرارة بين 1000 – 1500 درجة مئوية فيتكون أولاً خامس أكسيد الفوسفور الذي يختزل الى الفوسفور بالكربون .








ويتصاعد الفسفور من الفرن بشكل بخار فيبرد بالماء وينقى بإعادة تقطيره في معوجات من الحديد .



قديماً كان يحضر الفوسفور من فوسفات الكالسيوم بمعالجتها أولاً بحمض الكبريتيك حيث يتكون حمض الفسفوريك وبالتسخين يتحول الى حمض الميتافسفوريك , ثم يختزل بالكربون حيث يتصاعد الهيدروجين وأول أكسيد الكربون وبخار الفوسفور الذي يفصل بالتبريد .

خواصه

الفوسفور الأبيض ( يكون أبيض اللون صافي عندما يكون جديداً ) عبارة عن كتلة صلبة شفافة لينة كالشمع له رائحة تشبه رائحة الثوم .



الفوسفور الأبيض سام جداً ( 50 ملجرام ) تمثل جرعة تقريبية مميتة، ويمكن أن يسبب حروقاً خطيرة عند لمسه .
تبلغ كثافته 1.82 ودرجة انصهاره 44.1 م ودرجة غليانه 280 م . يذوب الفوسفور الأبيض بقلة في الكحول وبوفرة في الإثير والبنزين والتربنتينا وثاني كبريتيد الكربون والزيوت النباتية .
يتكون الفوسفور الأبيض من جزيئات رباعية لها شكل هرمي , بحيث ترتبط كل ذرة فوسفور بثلاث ذرات فوسفور اخرى لتكون هرم رباعي الأوجه .




تفاعلاته

يتميز الفوسفور الأبيض بنشاط كيميائي ملحوظ .

1- التفاعل مع الأكسجين .

يشتعل الفوسفور ذاتياً إذا عرض للهواء إذا كان في حالة تجزئ دقيق مكوناً دخاناً أبيضاً .

وإذا غمست ورقة ترشيح في محلول الفوسفور في ثاني كبريتيد الكربون مثلاً ثم عرضت للهواء لوحظ أن الورقة تشتعل بمجرد تبخر المذيب .
أما قطع الفوسفور الكبيرة نسبياً فإنها تشتعل كذلك إذا عرضت للهواء عند درجة تزيد قليلاً عن 50 درجة مئوية أو بالإحتكاك . ولذلك يحفظ الفوسفور دائماً في زجاجات تحت الماء .

2- التفسفر

من خواص الفسفور الأبيض انه يضئ في الظلام ويعزى ذلك الى تأكسد طبقة البخار التي تحيط به .
ايضاً عندما يحفظ الفسفور الأبيض تحت الماء ويسخن ببطء يبدأ يتوهج مكوناً لهباً بارداً ( درجة حرارة هذا اللهب منخفضة وبالتّالي يدعى كلهب باردة ) .



3- التفاعل مع القلويات

يتفاعل الفسفور الأبيض مع القلويات مكوناً الفسفين .





4- التفاعل مع الكلور

يشتعل الفوسفور الأبيض في جو من الكلور مكوناً ثالث وخامس كلوريد الفوسفور .






5- التفاعل مع المعادن

يتفاعل الفسفور الأبيض مع الكثير من المعادن مثل الصوديوم والمغنسيوم مكوناً الفسفيدات .



6- التفاعل مع حمض النيتريك

يتفاعل مع حمض النيتريك كعامل إختزال قوي حيث يتكون حمض الفوسوفوريك و ثاني أكسيد النيتروجين .



الفوسفور الأحمر

تحضيره

يتم الحصول على الفوسفور الأحمر بتسخين الفوسفور الأبيض الى درجة حرارة 350 درجة مئوية لعدة ساعات في أوتوكلاف حديدي . يحتوي الفوسفور المتحول ما بين 0.5 الى 10.0 % من الفوسفور الأبيض حيث يعزل بمعالجته بمحلول هيدروكسيد الصوديوم المخفف والساخن أو ثنائي كبريتيد الكربون أو البنزين , ومن ثم يرشح الفوسفور الأحمر في مرشحات ضاغطة ويغسل ويجفف ويعبأ في علب معدنية .

خواصه

مسحوق أحمر بنيّ .



يتركب الفوسفور الأحمر من تركيب شبكي معقد حيث ترتبط عدة جزيئات من P4 معاً بروابط قوية .




ولعل الإختلاف في التركيب بين الفوسفور الأبيض والأحمر يفسر خمول الفوسفور الأحمر النسبي , وغير ذلك من الإختلافات .

لا يذوب الفسفور الأحمر في ثاني كبريتيد الكربون , تبلغ كثافته 2.3 ودرجة غليانه 592.5 درجة مئوية وهو عديم الرائحة , غير سام وأقل خطراً من الفوسفور الأبيض , كا أنه أكثر استقراراً وأقل نشاطاً من الفوسفور الأبيض , فلا يتحد مع الكبريت أو الهالوجينات إلا عند درجات الحرارة المرتفعة كما أنه لا يضئ في الظلام , ولا يتفاعل مع القلويات إلا عند التسخين عند درجات حرارة عالية , كما أنه لا يتفاعل مع الأكسجين إلا عند تسخينه عند درجة 260 درجة مئوية .

الفوسفور الأسود

تحضيره

يتم الحصول على الفوسفور الأسود مبلوراً بتسخين الفوسفور الأبيض عند درجة حرارة 220- 370 درجة مئوية تحت ضغط مرتفع يصل الى 1200 ضغط جوي لمدة ثمانية أيام في وجود الزئبق كمحفز مع قليل من الفوسفور الأسود .

خواصه

تبلغ كثافته 2.70 , ثابت في الهواء , يمتاز الفوسفور الأسود عن الأشكال الأخرى للفوسفور بقدرته على نقل التيار الكهربائي .

استخدامات الفوسفور

يستخدم الفوسفور الأبيض في صناعة مركبات الفوسفور وصناعة مواد خامدة للحريق كما يستخدم الفوسفور الأبيض في صنع منتجات مثل الصلب، والبلاستيك، ومبيدات الحشرات , وسم للفيران ، والأسمدة، والعقاقير، وغذاء الحيوان، ومزيلات عسر الماء والمنظفات .

بينما يستخدم الفوسفور الأحمر في صنع أعواد الثقاب المأمونة ( ثقاب الأمان تشتعل فقط إذا حكت على سطح يحوي فوسفوراً أحمر , أما التي تحك أينما كان فتحوي مركباً فوسفورياً في رؤوسها ) .




ايضاً يستخدم في صناعة مبيدات الذباب, ومصابيح الإضاءة المتوهجة .

[كالقمر وحيدة]

عنصر النيتروجين...



الاسم - نيتروجين
الرمز - N
العدد الذري - 7
الوزن الذري - 14.0067
الحالة في درجة حرارة الغرفة - غازية
اللون - لا لون له

يكون النيتروجين قرابة 78% من مجمل غازات غلاف الكرة الارضية الجوي (من حيث الحجم)... ظنه العلماء في الماضي غازا قليل التفاعل فسماه لافوازييه "الازوت"... والتي تعني "بلا حياة"... لكن مركباته كثيرة جدا تبدأ من الاغذية الى الاسمدة الى المواد المتفجرة وغيرها...
حينما يسخن النيتروجين فهو يتحد مع عدة عناصر مثل الماغنيسيوم والليثيوم والكالسيوم... اما حينما يخلط مع الاكسجين ويعرض لشرارة كهربية فإنهما يكونان اكسيد النيتروجين ومن ثم ثاني اكسيد النيتروجين...





بعض الإضافات عن عنصر النتروجين...
من المعلوم لدينا أن النتروجين يوجد في الهواء الجوي بكميات كبيرة جدا بينما لا يوجد في تربة الأرض إلا بكميات قليلة ونحن نعلم وفي غياب النتروجين لا يستطيع النبات أن يكون البروتنات التي يحتاج إاليها الانسان والحيوان وللأسف الشديد فأن النبات لا يستطيع أن يمتص غاز النتروجين من الجو وهذا قد يكون بسبب الخمول الكيميائي لهذا العنصر حيث أنه لا يتفاعل بسهولة مع العناصر أو المركبات .
ويترتب على ذلك أن النبات لا يستطيع أن يحصل على النتروجين إلا من التربة ولكن النسبة الموجودة من مركبات النتروجين في التربة قليلة جدا وبمرور الزمن تبدا هذه النسبة في النقصان وقد تختفي تماما من بعض الحقول وتصبح التربة بذلك غير صالحة للزراعة ولهذا فأن الأمر يستدعى في أغلب الأحوال إضافة بعض المخصبات المحتوية على مركبات النتروجين مثل مركبات النترات أو اليوريا من حين لأخر لزيادة محتوى النبات من النتروجين .

وللحصول على مركبات النتروجين اتجهت الأنظار إلي شيلي بأمريكا الجنوبية فقد وجدوا أن الصحراء الواسعة الموجودة والتي تسمى بصحراء أتاكاما بها رواسب هائلة من النترات تحت طبقة الرمال الرقيقة التي تغطي سطحها.
وهنا استخدموا المزارعون نترات الصوديوم في إخصاب التربة الزراعية وزيادة محتواها من النتروجين وخاصة أن نترات الصوديوم سهلة الذوبان في الماء ويسهل على جذور النبات امتصاصها .
وقد أدى الإسراف في استخدام النترات من أجل إخصاب التربة إلى حدوث أضرار كثيرة بالبيئة وفي عام 1898 أدلى عالم إنجليزي بتصريح غريب قال فيه أن مناجم النترات في شيلي على وشك النفاد وأن العالم مهدد بحدوث مجاعة من النتروجين وقد أدى هذا كله ببعض العلماء إلى طريقة أخرى للحصول على النتروجين وفكروا إلى استغلال النتروجين الموجود في الهواء الجوي ومن ثم تحويله إلى مركبات لاستغلاله في إخصاب التربة وفي عام 1908 تمكن عالمان من النرويج هما (كريستان بركلاند) و(صاميل آيد)من تثبيت نتروجين الجو بواسطة شرارة كهربائية ويتم الحصول على النتروجين أيضا من النشادر التي يتم تصنيعه بطريقة هابر. ..
وبهذه الطريقة نضمن مصدر للنتروجين لا ينضب .

يمثل النيتروجين أحد الغازات الأساسية مع غاز الأكسجين وغاز ثاني أكسيد الكربون التي تسبب في تلوث الهواء وارتفاع حرارته الكونية
وهناك عدة استخدامات للنيتروجين بالإضافة الى استخدامه في المخصبات الزراعية ومن ضمن هذه الاستخدامات ...

مثلا في وجود النيتروجين مع غاز الاكسجين في عملية التنفس حكمة ربانية ذلك لو أن الإنسان أستنشق الأكسجين فقط فإن ذلك سوف يؤدي إلى هلاك الإنسان .... ولكن كيف ذلك ؟؟

فلو أستنشق الإنسان غاز الاوكسجين فقط فأنه عند مروره بالقصبة الهوائية يحتك بجدارها ونتيجة لهذا الإحتكاك تتولد حرارة كبيرة قد تؤدي إلى إشتعال الرئة ...
ولكن سبحان الله العظيم على نعمائه ... فوجود غاز النيتروجين مع الأكسجين له حكمة عظيمة جداً إذ يعمل على تخفيف هذا الإحتكاك فبالتالي عندما يصل إلى الرئة تمتص الأكسجين فقط وتطرد غاز النيتروجين مع ثاني أكسيد الكربون أو يخرج من ضمن الغازات التي يتخلص منها الجسم على شكل مركبات مثل اليوريا كنواتج إخراج وغيرها ...

- وغاز النيتروجين أحد مكونات وسائد الوقاية الهوائية الموجودة في السيارات وغيرها من وسائل المواصلات التي لها وضيفة حماية الركاب فنحن نعلم أن هناك عزما للأجسام المتحركة، وأنها تستمر في التحرك بنفس سرعتها الحالية وفي نفس الاتجاه إذا لم تكن هناك قوة خارجية تؤثر عليها، وتتكون السيارة من الأجزاء المركبة وأشياء غير مثبتة فيها وكذلك الركاب. وإذا لم يتم تقييد هذه الأشياء فإنها ستبقي متحركة مهما كانت سرعة السيارة.
وعندما تتوقف السيارة ،أو تصطدم بجسم آخر فتكون القوة المطلوبة لإيقاف ما بداخلها قوة كبيرة جداً لان عزم السيارة يكون قد تغير لحظتها بينما عزم الراكب لم يتغير، لذا فالهدف من نظام الكبح (التقييد) باستخدام الوسادة الهوائية هو المساعدة في إيقاف الراكب وذلك عن طريق إبطاء سرعته دون التسبب في أضرار كبيرة له. وتشغل الوسادة الهوائية حيزاً بين الراكب وعجلة القيادة أو لوحة العدادات.
والوسادة الهوائية تتكون بالإضافة الى الوسادة نفسها وجهاز الاحساس يتكون من نظام نفخ الوسادة وهو عبارة عن تفاعل (أزيد الصوديوم) مع (نترات البوتاسيوم) لإنتاج غاز النيتروجين، وتقوم هذه التفاعلات الساخنة للنيتروجين بنفخ الوسادة. فنظام الوسادة الهوائية يقوم بإشعال وقود صلب يحترق بسرعة بالغة ليعطي حجما كبيرا من الغاز لنفخ الوسادة، والتي تخرج من مكان تخزينها لتصل سرعتها إلى 322 كم الساعة، ثم بعد ثانية يتبدد الغاز من خلال ثقوب صغيرة جدا في الوسادة وبذلك تفرغ الوسادة وتنكمش كي يستطيع الشخص التحرك، ولا يستغرق كل ذلك إلا 251 من الثانية، أما باقي الوقت فهو كاف للمساعدة في منع أي إصابات خطيرة. والمسحوق الذي يخرج من الوسادة الهوائية عبارة عن دقيق ذرة أو بودرة تلك ويستخدمها المصنعون لإبقاء الوسادة سهلة الطي ومنزلقة.

وهناك مركبات عدة للنيتروجين منها النافع ومنها الضار ومن ضمن هذه المركبات ...

-حمض النيتريك(HNO3-
الحمض النقي أصفر أو عديم اللون سريع التطاير وتتصاعد منه أبخرة أكاسيد النيتروجين ذات الرائحة النفاذة الكاوية ولذلك تكون الأعراض التنفسية شديدة الظهور. ويستعمل حمض النيتريك في الصناعة وخاصة صناعة المفرقعات والأصباغ والكمية القاتلة حوالي 6سم3 بالفم. يحدث التسمم في الصناعة من حمض النيتريك عرضياً نتيجة تأكل أنابيب الحمض نظراً لقدرته البالغة علي اختراق كل المواد تقريباً وعند خروجه من أنابيبه وتعرضه للهواء تتكون كمية من أكاسيد النيتروجين الكاوية الخانقة وقد يحدث ذلك عند كسر زجاجات الحمض في المختبرات الكيميائية وعند وقوع هذه الحوادث يجب علي الأشخاص القريبين من مكان تسرب الحمض المبادرة إلى ترك المكان وفتح النوافذ لتساعد علي تهوية المكان ويلاحظ أن الأشخاص الذين يتعرضون لاستنشاق هذه الغازات والأبخرة قد لا تظهر عليهم الأعراض مباشرة بل بعد مضي ساعات ولذلك يجب وضعهم تحت الملاحظة إذ ربما تظهر الأعراض فجأة بهيئة سعال وضيق التنفس وزرقة في الوجه واختناق قد يؤدي إلى الوفاة العاجلة من التهاب الشعب الهوائية الحاد.

- النشادر : NH3
غاز النشادر يدخل في إنتاج الأسمدة الكيميائية وصناعات أخرى وهو غاز شديد التهيج للأغشية المخاطية بالعيون والرئتين والتعرض لكميات كبيرة منه يسبب أزمة رئوية حادة وحروق بالعين والشعب الهوائية والوفاة وقد أثبتت دراسة حديثة ان التعرض لغاز النشادر في بيئة العمل قد سبب الربو الشعبي لعدد من العاملين.


- أكاسيد النيتروجين (NO, NO2, N2O)
تنتج معظم أكاسيد النيتروجين من احتراق الوقود والمصدر الرئيسي للتلوث البيئي خارج بيئة العمل هو السيارات وفي بعض الأحيان يكون التلوث داخل المنزل أكثر من خارجه والمصادر الرئيسية هي أفران الغاز واستعمال الكيروسين للتدفئة. إن التعرض لتركيز عال من هذه الاكاسيد يسبب الوفاة او تلف الشعب الهوائية وقد سبب الانتفاخ الرئوي عند حيوانات التجارب.

وقد استخدمت مركبات النيتروجين كثيرا في مجال الحرب الكيميائية ومن ضمن هذه المركبات
كلوريد السيانوجين(ClCN ) ويسمى هذا بمخترق الاقنعة لأنه كان يتسرب من مصفاة القناع الى الوجه مما يؤدي بالجنود الى خلع أقنعتهم من الآلم الذي يصيب وجوههم حيث هذا يسبب تهيجا كبيرا في الوجه وعندما يوجد هذا في الوجه يسبب نزول الدموع بشكل غزير ووجود أن معظم المعادن تتآكل في وجود كلوريد السيانوجين وقد أستخدم الجيش الفرنسي حوالي 400طن من هذا الحمض بالإضافة الى سيانيد الهيدرجين وذلك خلال الحرب العالمية الأولى..

وأيضا هناك مركب آخر يسمى( ثنائي إيثيل أميد حمض ليسير جيك ) الذي يرمز له أختصارا (LSD) وهو يعتب من السموم النفسية أو عقاقير الهلوسة والتي تسبب تشويش ذهني أو خلل عقلي مؤقت لدى الاصحاء وهذا المركب تم أكتشافه في عام 1943 من قبل العالم هوفمان .

ان كيمياء النيتروجين تتميز بسهولة ذرات النيتروجين على تكوين اربطة مزدوجة وثلاثية... حيث ان ذرة النيتروجين المتعادلة تحتوي على 7 الكترونات... منها 5 في المستوى الاخير 2s2 2p3... لذا يمكن للذرة ان تصل الاوكتيت من خلال 3 ازواج من الالكترونات نصفها من ذرة نيتروجين اخرى...



بما ان نصف القطر التساهمي لذرة النيتروجين صغير نسبيا (0.07 نانومتر) فإن ذرات النيتروجين تقترب كثيرا من بعذها البعض لتكون اربطة تساهمية قوية... ولتوضيح ذلك نرى ان طاقة تفكيك الرابط الثلاثي بين ذرتي نيتروجين مساو 946 كيلو جول للمول الواحد... وهي ضعف ما يلزم لتفكيك الرابط المزدوج بين ذرتي الاكسجين...
ان قوة الرباط الثلاثي بين ذرتي النيتروجين تجعل من جزيء النيتروجين جزيئا غير فعال... لدرجة انه من الصعب تفاعله مع مركبات اخرى في درجة حرارة الغرفة... الليثيوم هو احد العناصر القليلة التي تتفاعل مع النيتروجين بدرجة حرارة الغرفة...
بالرغم من ذلك نجد ان هنالك مركبات كثيرة تحتوي على النيتروجين وذلك يعود لسببين اثنين... الاول هو سهولة تفاعل النيتروجين في درجات حرارة مرتفعة, فمثلا في درجات حرارة مرتفعة يتفاعل النيتروجين مع الاكسجين ليكونا الاكاسيد... ومع الهيدروجين ليكونا الامونيا... والثاني هو وجود عدد من المواد الحافزة التي تساعد على تفاعل النيتروجين مع مواد اخرى...
الآن كما نعلم أن من المصادر الطبيعية للإشعاع : الأشعة الكونية ( جاما, البروتونات , والنترونات السريعة , الأشع الفوق بنفسجية..) ...
ومقدارها يختلف على حسب :
1) المكان ( حيث أن الجسيمات المشحونة ( مثل البروتونات) تتأثر بالمجال المغناطيسي لذلك نجد أن نسبتها ترتفع عند الأقطاب المغناطيسية عنها في خط الإستواء)
2) والإرتفاع عن سطح البحر ( حيث أن النترونات تكون نسبتها أكبر كلما إرتفعنا عن سطح البحر)
3) بالإضافة لضروف الجوية ( بما فيها من نشاط شمسي وضغط جوي)..

إلا أنه ولله الحمد وجود الغلاف الجوي يساعدنا في تقليل ضرر هذه الإشعاعات عن طريق حرفها أو تغيير طبيعتها..
إلا أنه للأسف للغلاف الجوي تأثير سلبي علينا ولكنه لا يقارن بالإيجابي ..
أحد التأثيرات السلبية سببها وجود النيتروجين في الغلاف الجوي.... حيث أن النيتروجين ( عدده الذري 7 وعدده الكتلي 14) عندما يتعرض لنترونات السريعة فإنه يتحول إلى أحد نظائر الكربون الغير مستقرة ( يصبح عدده الذري 6 وعدده الكتلي 14) .. والتي تنزل مع الأمطار وتلوث الكرة الأرضية...
وهذه العملية تعرف (بالأسر النيوتروني)
ذرة نيتروجين 14 + نيوترون = ذرة كربون 14 + بروتون ..
ذرة كربون = ذرة نيتروجين 14 + جسيم بتا السالب + ضديد النيوترينو..

[كالقمر وحيدة]

عنصر الهيدروجين

الهيدروجين أحد أهم العناصر الكيميائية، ويتميز بأنه عديم الطعم واللون والرائحة.

ويرمز للهيدروجين بالحرف H

تعتبر ذرة الهيدروجين أخف وأبسط ذرة معروفة، حيث إنها تتكون من بروتون واحد فقط (يحمل شحنة موجبة)

وإلكترون واحد (يحمل شحنة سالبة). عدده الذري (1)، ووزنه الذري (1,0079).

اشتُق اصطلاح الهيدروجين من كلمتين إغريقيتين تعنيان: مُكّوِن الماء، حيث يحتوي جزيء الماء على ذرتين من الهيدروجين وذرة واحدة من الأكسجين.


وجوده. يعتبر الهيدروجين العنصر التاسع من حيث وفرته في القشرة الأرضية،
حيث يُكوّن تقريبا 1% من القشرة. ويوجد معظم الهيدروجين متحداً مع العناصر
الأخرى، ولكن وجود عديد من تجمعات الهيدروجين الحر كان سببًا في حدوث
انفجارات عنيفة في مناجم الفحم تحت سطح الأرض. وتتركب معظم أجزاء الشمس
والعديد من النجوم من الهيدروجين.

ويتحد الهيدروجين مع العناصر الكيميائية الأخرى في خلايا النباتات
والحيوانات بمثل ما هو في الماء. وتتركب الهيدروكربونات، التي تعد واحدة
من أهم أنواع المركبات، من الهيدروجين والكربون. فالنفط والغاز الطبيعي
على سبيل المثال، يتكونان من خليط متنوع من الهيدروكربونات. كما تحتوي
الأحماض الشائعة، والعديد من القلويات وكذلك العديد من المركبات الأخرى
على الهيدروجين.


خواصه. اكتشف العالم الإنجليزي، هنري كافندش، خواص الهيدروجين، ومَيزه
عنصرًا عام 1766م. ويمكن تكثيف الهيدروجين إلى سائل يغلي عند درجة حرارة -
257,87°م ويتجمد عند درجة حرارة -259,14°م.

ويعد غاز الهيدروجين خفيفاً جداً حيث إن حجمه يمثل واحداً من أربعة عشر
جزءاً من وزن حجم مكافئ من الهواء عند درجة حرارة 20°م، وتبلغ كثافته
0,00008375جم/سم§. وهو شحيح الذوبان في الماء، ولايساعد على الحياة، لكنه
غير سام.

وللهيدروجين، مثله مثل العديد من العناصر، أكثر من نظير. والنظائر هي ذرات
العنصر نفسه لكنها تمتلك أعداداً مختلفة من النيوترونات المتعادلة
كهربائيًا في النواة. وللهيدروجين ثلاثة نظائر؛ يحتوي نظير الهيدروجين
الأكثر شيوعًا، أي البروتيوم، على بروتون واحد في النواة. وقد اكتشف
الكيميائي الأمريكي، هيرالد أوري، عام 1932م، النظير الثاني المسمى
الديوتريوم أو الهيدروجين الثقيل، وقد مُنح لهذا الاكتشاف جائزة نوبل لعام
1934م. تتكون نواة الديوتريوم من بروتون واحد ونيوترون واحد. وتكوِّن ذرات
الديوتريوم حدا أقصى يقدر بجزء من 4,000 إلى 6,000 جزء من الهيدروجين
العادي. وفي عام 1934م اكتشف العلماء النظير الثالث للهيدروجين، وهو
التريتيوم، وتحتوي نواته على بروتون ونيوترونين، ويمتلك خاصية إشعاعية.
وقد استخدم في القنبلة الهيدروجينية.


تحضير الهيدروجين. يمكن إنتاج الهيدروجين معمليًا بالتحليل الكهربائي
للماء. انظر :التحليل الكهربائي. وعند استخدام التحليل الكهربائي، يقوم
التيار الكهربائي بتحليل الماء إلى عنصريه، غازي الهيدروجين والأكسجين.

تُنتج كميات كبيرة من الهيدروجين تجارياً بوصفه منتجًا ثانويًا عند تصنيع
الصودا الكاوية باستخدام التحليل الكهربائي للماء المالح، ولكن معظم
الهيدروجين ينتج تجارياً بتمرير بخار الماء على فحم ساخن أو حديد أو
بتفاعل البخار مع الغاز الطبيعي في وجود عامل حفّاز.

يتفاعل الصوديوم والعديد من الفلزات النشطة مباشرة مع الماء مطلقة
الهيدروجين من الماء حتى عند درجة حرارة الغرفة. وتحرر الفلزات الأقل
نشاطاً، مثل المغنسيوم، الهيدروجين من البخار. انظر : السلسلة الدافعة
الكهربائية. ويتفاعل الخارصين والعديد من الفلزات الأخرى مع الأحماض بصورة
أفضل من تفاعلها مع الماء، وتُستخدم هذه الفلزات في بعض الأحيان لتحل محل
هيدروجين المحاليل الحمضية في الماء.


مركبات الهيدروجين. يتحد الهيدروجين مباشرة مع العديد من الفلزات النشطة،
ولكن تُصنع معظم مركبات الهيدروجين بطرق غير مباشرة. وتنطلق كمية كبيرة من
الحرارة نسبياً عند اتحاد ذرتين من الهيدروجين لتكوين جزيء منه. وقدرة
الهيدروجين على الاشتعال مكنته من أن يكون مفيداً في إنتاج العديد من
المركبات. فعلى سبيل المثال، ينفجر خليط من الهيدروجين والأكسجين بعنف عند
اشعاله بشرارة. ويشتعل الهيدروجين بلهب حار منتجاً الماء في وجود هواء أو
أكسجين. ويشتعل الكلور في وجود الهيدروجين مكوناً غاز كلوريد الهيدروجين
عديم اللون Hcl. كما يعرف محلول كلوريد الهيدروجين في الماء بحمض
الهيدروكلوريك.

تُصنع كميات كبيرة من غاز النشادر NH3 بعملية هابر باتحاد الهيدروجين والنيتروجين.

وتحُضّر بقية مركبات الهيدروجين بطرق غير مباشرة من ضمنها مركبات فوق أكسيد الهيدروجين H2O2 )

وحمض الخل (CH3COOH) والكحول الأثيلي ( C2H5OH

ويتحد الهيدروجين مباشرة مع العديد من المركبات تحت ظروف مناسبة.
فيتحد الهيدروجين مع أول أكسيد الكربون (CO2) بطريقة باترت مكوناً الميثانول أو كحول الخشب (CH3OH).

ويتحد أيضا مع الدهون السائلة مكوناً شحوماً صلبة.

وتدعى هذه الطريقة بالهدرجة،وتستخدم لتحويل الزيوت النباتية إلى سمن شبه صلب يستخدم في الطهي.


استخداماته. يوجد للعديد من مركبات الهيدروجين، مثل غاز النشادر والكحول
الأثيلي وفوق أكسيد الهيدروجين، استخدامات صناعية كثيرة. ويستخدم
الهيدروجين بشكل موسع لاستخلاص الفلزات من مركباتها لكونه عاملاً مختزلاً
جيداً. بمعنى آخر يقوم الهيدروجين بانتزاع الأكسجين والعناصر اللافلزية
الأخرى من المركبات الفلزية تاركاً الفلز نقياً. فيمكن على سبيل المثال،
تكوين فلز التنجستن النقي بتمرير تيار من الهيدروجين فوق ثالث أكسيد
التنجستن المسخن، فينتزع الهيدروجين الأكسجين ويتحد معه مكوناً الماء.
وبتمرير الهيدروجين بالطريقة نفسها فوق بعض الكلوريدات الفلزية الساخنة،
ينتج الفلز الحر، وكلوريد الهيدروجين. وينتج الماء والحديد عند تسخين صدأ
الحديد، أو أكسيد الحديديك مع الهيدروجين. كذلك فإن كثافة الهيدروجين
المنخفضة جعلته مادة مفيدة لملء البالونات.

ومقدرة الهيدروجين على إنتاج حرارة عند اتحاده مع الأكسجين، جعلته وقوداً
جيداً. وقد طور العلماء في بعض الدول مثل كندا، واليابان، والولايات
المتحدة الأمريكية، والاتحاد السوفييتي (سابقًا) طرقًا لاستخدام
الهيدروجين مصدرًا للطاقة، وماتزال الأبحاث في هذا المجال جارية. فالوقود
الهيدروجيني على سبيل المثال، يوفر الطاقة للمحرك الرئيسي في نظام العربة
المدارية للمكوك الفضائي للولايات المتحدة الأمريكية. وتستخدم إحدى وحدات
الطاقة، الوقود الهيدروجيني لإنتاج الكهرباء في مدينة نيويورك. وقد صمم
المهندسون سيارات تجريبية تسير بالوقود الهيدروجيني. وعند تفاعل الفحم مع
الهيدروجين كيميائياً يمكن تكوين البترول، أو زيت الوقود، أو الغاز
الطبيعي المصنّع.