whatsapp call admin

مقاله در مورد مندلیف

word قابل ویرایش
18 صفحه
8700 تومان
87,000 ریال – خرید و دانلود

مندلیف

در قرن ۱۹ ابتدا یوهان دوبراینر خواص مجموعه ای از عناصر را به صورت ۳ تایی مورد بررسی قرار داد.سپس جان نیولندز قانون ۸ تایی خود را تنظیم و ارائه کرد.طبقه بندی نوین تناوبی عناصر از کایولیوس لوتامیر به ویژه مندلیف نشات میگیرد.هنری موزلی توانست بر پایه طیف خطی پرتو ایکس هر عنصر عدد اتمی صحیح آن را تعیین کند.بنا بر این توانست مشکل عناصری را که بر اساس وزن اتمی در جای درست خود قرار نمیگرفتند حل کند

تاریخ ها نیز برای سالی هستند که جدول خودشون رو ارائه کردند .
لاووازیه ۱۷۸۹
برزیلیوس ۱۸۰۸
دوبرامیز ۱۸۱۷
لوشان کورتوا ۱۸۶۲
نیولندر ۱۸۶۳
ادلینگ ۱۸۶۴
مندلیف ۱۸۶۹ :‌ (جدول)

لوتارمیر ۱۸۷۰
بوهر ؟ :‌ (‌جدول)

و اینم یه جدولی هست که نمی دونم که کی اون رو درست کرده :

در سال ۱۸۷۱ دیمتری ایثوانوویچ مندلیف (۱۹۰۷- ۱۸۳۴) دانشمند نابغه روسی طرح جدول تناوبی خود را مطرح نمود.جدول تناوبی مندلیف بر پایه ویژگی های شیمیایی و فیزیکی ۶۳ عنصر کشف شده تا آن زمان استوار بود. قبل از مندلیف دانشمندانی چون دوبرنیر، نیولندز و می یر نیز سعی کرده بودند تا عنصرهای کشف شده را به صورتی طبقه بندی نمایند که از روی موقعیت آنها در جدول تناوبی بتوان خواص شان را پیشگویی نمود. اما دسته بندی مندلیف به دلیل ابتکاراتی که مندلیف در تهیه آن بکار برده بود بسیار موفق تر از سایر دسته بندی ها بود.

مندلیف با بررسی عناصر مختلف متوجه شد که یک نظام و الگوی مشخص در تکرار تناوبی خواص عناصر وجود دارد. این نظام که بر پایه آن گفته می شد، هرگاه عنصرها را بر اساس افزایش جرم اتمی مرتب نماییم، خواص شیمیایی و فیزیکی آن ها به طور تناوبی تکرار می شود، اساس طبقه بندی مندلیف گردید.

مندلیف در تنظیم جدول خود از دو اصل زیر استفاده نمود:
۱- عنصرها برحسب افزایش تدریجی جرم اتمی آن ها در ردیف هایی کنار یکدیگر قرار می گیرند.
۲- عنصرهایی که در یک گروه قرار می گیرند، باید خواص مشابهی داشته باشند.
وی در مواردی مجبور شد برخی از خانه های جدول تناوبی خود را خالی بگذارد، تا سایر عناصر با خواص مشابه در یک گروه قرار بگیرند. در توجیه این مسئله مندلیف معتقد بود که هنوز تعدادی از عناصر کشف نشده اند. او خواص این عناصر را پیش از کشف آنها پیش بینی نمود و همین مسئله

سایر دانشمندان را در کشف این عناصر مشتاق کرد. از جمله عناصری که مندلیف جای آنها را خالی گذاشت می توان به عناصری با عدد جرمی ۴۴، ۶۸و ۷۲ اشاره کرد، که بعدها این عناصر کشف شده و باعث شهرت و اعتبار هرچه بیشتر مندلیف شدند.

علاوه بر سه عنصر فوق مندلیف خواص ۷ عنصر دیگر را نیز به همین ترتیب پیشگویی کرده بود که بعدها یکی پس از دیگری کشف شده و باعث شهرت یافتن جدول تناوبی مندلیف شدند.
از دیگر خلاقیت هایی که مندلیف در تنظیم جدول خود بکار برد می توان به ترجیح دادن شباهت خواص عناصر یک گروه بر افزایش تدریجی جرم اتمی اشاره نمود. وی در مورد عناصری مانند تلور با

عدد جرمی ۱۲۷.۶۰ و ید با عدد جرمی ۱۲۶.۹ با اینکه می بایست ید را را در گروه ششم و قبل از تلور قرار می داد با توجه به خواص آنها برعکس عمل نموده و ید را علیرغم کم بودن جرم اتمی آن بعد از تلور در گروه هفتم قرارا داد. او در مورد کبالت(۵۸.۹۳) و نیکل (۵۸.۶۹) و همچنین آرگون (۳۹.۹۵) و پتاسیم ( ۳۹.۱) نیز اصل شباهت خواص را بر افزایش جرم اتمی ترجیح داد تا اینکه عناصر دارای خواص شیمیایی و فیزیکی مشابه در یک گروه قرار بگیرند.

در سال ۱۹۱۳ میلادی ازمایش های هنری موزلی با رتوی تازه کشف شده X نشان داد که در هسته هر اتم تعدادی بار مثبت وجود دارد که همان عدد اتمی یک عنصر می باشد. عدد اتمی هر عنصر مقداری معین و ثابت بوده و برخلاف جرم اتمی اعشار ندارد.

هم چنین معین شد که عدد اتمی ید از تلور، نیکل از کبالت و تاسیم از آرگون بزرگتر است. بنابراین مبنای اصلی جدول مندلیف از جرم اتمی به عدد اتمی تغییر یافته و جایگاه هر عنصر در جدول تناوبی بر اساس یک قانون علمی به نام قانون تناوبی معین گردید.
بر اساس قانون تناوبی، هرگاه عنصرها را بر اساس افزایش عدد اتمی آنها مرتب نماییم، خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.

جدول تناوبی امروزی بر ایه قانون تناوبی استوار است. در این جدول عنصرها به ترتیب افزایش عدد اتمی در ردیف های افقی قرار گرفته اند. این جدول ۱۸ ستون عمودی و ۷ سطر افق دارد. هر ستون را یک گروه یا خانواده و هر ردیف را یک دوره یا تناوب می نامند.بنابراین ما در جدول تناوبی ۱۸ گروه داریم که ۲ گروه سمت چپ و ۶ گروه سمت راست را گروههای اصلی و ۱۰ گروه میانی را گروه عناصر واسطه یا گروههای فرعی می نامند.

در روشهای قدیمی عناصر واسطه را به ۸ گروه تقسیم می کردند به همین جداول قدیمی ۱۶ گروه داشتند. ولی در روش جدید ۱۸ گروه در جدول وجود دارد.
بسیاری از خواص فیزیکی و شیمیایی یک عنصر را تعداد الکترون های لایه ظرفیت اتم آنها تعیین می کند. لذا از آنجایی که در یک گروه آرایش الکترونی لایه ظرفیت تمام اعضا مشابه است بنابراین خواص شیمیایی و فیزیکی عناصر یک گروه مشابه یکدیگر می باشد. به کمک آرایش الکترونی یک اتم می توان شماره گروه و تناوب آن را تعیین نمود. در اتم عنصرهای متعلق به گروههای اصلی تعداد الکترون های لایه ظرفیت با شماره گروه و شماره بیرونی ترین لایه الکترونی، نشان دهنده شماره تناوب عنصر است.

برای تعیین موقعیت عناصر واسطه در جدول تناوبی بایستی تعداد الکترونهای s و d لایه های آخر را باهم جمع کنیم، چنانچه مجموع الکترونها کمتر از ۸ باشد، شماره گروه عنصر را معین می کند. چنانچه مجموع الکترونها برابر با ۸، ۹ و یا ۱۰ باشد، عنصر به گروه VIIIB متعلق است. و اگر مجموع الکترونها برابر با ۱۱ یا ۱۲ باشد عنصر به ترتیب به گروه IB و IIB تعلق دارد. در عناصر واسطه شماره زیر لایه s بیرونی ترین لایه الکترونی، شماره تناوب عنصر را معین می کند.
از میان ۱۰۹ عنصری که تا به حال خواص آنها به طور کامل مورد بررسی قرار گرفته استُ ۹۱ عنصر به طور طبیعی در طبیعت یافت شده و بقیه طی واکنشهای هسته ای در آزمایشگاهها ساخته شده اند.

فلزها بیش از ۸۰ درصد عناصر جدول را به خود اختصاص می دهند. بیشتر عناصر اصلی و تمام عناصر واسطه و واسطه داخلی فلز هستند. این عناصر در دمای اتاق جامد بوده ( بجز جیوه که مایع است.) و نقطه ذوب و جوش اغلب آنها زیاد است. سطح فلزات براق بوده و گرما و جریان الکتریسیته را به خوبی از خود عبور می دهند. چکش خوار، تورق پذیر و شکل پذیر هستند.
نافلزها اغلب در دمای اتاق یا جامد هستند و یا گاز (بجز برم که مایع است.) سطح نافلزها براق نبوده و رسانای خوبی برای برق و گرما نیستند. برخلاف فلزها، شکننده بوده و قابلیت چکش خواری و مفتول شدن را ندارند.

تعدادی از عناصر جدول برخی از خواص فلزات و برخی از خواص غیرفلزات را توأمان دارند، به این عناصر شبه فلز می گویند که نقش بسیار مهمی در صنایع الکترونیک دارند. از جمله شبه فلزات مهم می توان به سیلیسیم اشاره نمود.

نام عنصر نشانه اتمی عدد اتمی چگالی نقطه ذوب جرم اتمی شعاع اتمی شعاع یونی رنگ شعله
لیتیم Li 3 0.534 453.7 6.94 0.152 0.068 قرمز
سدیم Na 11 0.971 371 22.99 0.185 0.098 زرد
پتاسیم K 19 0.862 336.8 39.10 0.227 0.133 بنفش
روبیدیم Rb 37 1.532 312.2 85.47 0.247 0.148 قرمز
سزیم Cs 55 1.873 301.6 132.91 0.265 0.167 آبی
فرانسیم Fr 87
این گروه شامل فلزات لیتیم(Li)، سدیم(Na)، پتاسیم(k)، روبیدیم(Rb)، سزیم(Cs)، و فرانسیم (Fr) است که به آنها گاهی فلزات قلیایی نیز گفته می شود. فرانسیم از سری عناصر تجزیه رادیواکتیو طبیعی بوده و بر اثر واکنش های هسته ای به طور طبیعی تشکیل می شود. تمام ایزوتوپ های فرانسیم طول عمر کوتاهی دارند.

واکنش پذیری فلزات قلیایی از سایر فلزات بیشتر بوده و به همین دلیل هیچ یک از این فلزات در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شوند. این عناصر یک الکترون منفرد در لایه ظرفیت خود دارند که به واسطه از دست دادن این الکترون به آرایش گاز بی اثر ماقبل خود رسیده و یون یک بارمثبت M+ تولید می کنند. با توجه به کوچک بودن نخستین انرژی یونیزاسیون در این گروه و با در نظر گرفتن این واقعیت که یونهای +M آنها کاملا کروی بوده و قطبیت پذیری آنها کم می باشد، چنین نتیجه می شود که شیمی این عناصر اساساً شیمی یونهای ۱+ آنهاست و جز حالت اکسایش ۱+ حالت

دیگری برای اکسایش آنها نمی توان در نظر گرفت. در بعضی موارد مانند مولکولهای دو اتمی و گازی شکل Na2 و Cs2 و … پیوندهای کووالانسی در بین عناصر این گروه مشاهده می شود و بدون شک در کی لیتها و ترکیبات آلی فلزی پیوند این عناصر با اکسیژن، نیتروژن و کربن به مقدار جزئی خصلت کووالانسی دارد. تمایل به داشتن خصلت کووالانسی در لیتیم حداکثر و در سزیم حداقل می باشد. با بررسی های انجام شده در مورد فرانسیم نیز مشخص شده که رفتار یون فرانسیم به همان صورتی است که از موقعیت آن در این گروه می توان انتظار داشت. در فلزات قلیایی اثر

افزایش اندازه و جرم بر روی خواص شیمیایی و فیزیکی، از همه گروههای جدول تناوبی آشکارتر می باشد. از این رو در این سری با افزایش عدد اتمی نقطه ذوب، گرمای تصعید، نقطه جوش، قدرت پیوندهای کووالانسی M2 ، انرژی شبکه کلیه نمکها( به جز آنهایی که اندازه آنیون در آنها بسیار کوچک است.) و … از بالا به پایین کاهش می یابد.

بعضی از خواص شیمیایی لیتیم به منیزیم شباهت دارد. خواص غیر عادی لیتیم اساساً از اندازه کوچک اتم و یون آن ناشی می شود. واکنش پذیری فلزات قلیایی در برابر کلیه واکنش گرها( بجز نیتریدها) با افزایش الکتروپوزیتیوی ( از لیتیم به سزیم) فزونی می یابد. از این رو لیتیم کمترین فعالیت شیمیایی و سزیم بیشترین فعالیت را دارد. آب و لیتیم فقط در ۲۵ درجه سانتیگراد و آن هم به کندی واکنش می دهند، در حالیکه در همین دما فلز سدیم به شدت با آب واکنش می دهد و واکنش پتاسیم با اشتعال همراه بوده، روبیدیم و سزیم واکنش انفجاری دارند. لیتیم و سدیم با برم مایع به زحمت ترکیب می شوند در حالیکه سایر عناصر گروه IA با برم مایع به شدت واکنش می دهند.

وقتی که فلزات قلیایی را در هوای آزاد می سوزانیم، لیتیم اکسید Li2O تولید نموده و به مقدار خیلی جزئی Li2O2 تولید می شود. در صورتیکه در مورد اسیدهای قلیایی دیگر M2O ، واکنش پیشرفت کرده و پر اکسید M2O2 تولید شده و مقداری هم سوپر اکسید MO2 ایجاد می شود.
پیوند فلزی در این گروه به دلیل اینکه برای هر اتم تنها یک الکترون لایه ظرفیت در پیوند شرکت می کند ضعیف تر از سایر فلزات است. از این رو نقطه ذوب و جوش فلزات قلیایی از سایر فلزات مانند طلا، نقره، مس و …. کمتر است.از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی از جاذبه هسته بر الکترون لایه آخر کاسته شده و پیوند فلزی ضعیف تر می شود. به همین دلیل است که به جز لیتیم فلزات این گروه بسیار نرم هستند و می توان آنها را با چاقوی آشپزخانه برش داد. چگالی این فلزات از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی به تدریج زیاد می شود.

سدیم و پتاسیم در لیتوسفر به مقدار زیاد و به صورت ذخائر وسیع سدیم کلرید و کارنالیت KCl.MgCl2.6H2O وجود دارند. لیتیم، روبیدیم و سزیم فراوانی کمتری دارند و به طور عمده فقط در چند کانی سیلیکاتی یافت می شوند. فلزات لیتیم، سدیم، پتاسیم و روبیدیم نقره ای رنگ می باشند در حالیکه سزیم به رنگ زرد طلایی است.

– 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
بریلیم رفتار شیمیایی منحصر به خود را دارد و شیمی آن به طور عمده کووالانسی است.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.
منیزیم کلسیم استرانسیم باریم
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 ۳ 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 (۱٫۸۶g/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.

این فقط قسمتی از متن مقاله است . جهت دریافت کل متن مقاله ، لطفا آن را خریداری نمایید
word قابل ویرایش - قیمت 8700 تومان در 18 صفحه
87,000 ریال – خرید و دانلود
سایر مقالات موجود در این موضوع
دیدگاه خود را مطرح فرمایید . وظیفه ماست که به سوالات شما پاسخ دهیم

پاسخ دیدگاه شما ایمیل خواهد شد