Forum - Edebiyat, Eğitim, Genel Kültür Forumu - vBulletin

Sayfa 2 Toplam 4 Sayfadan BirinciBirinci 1234 SonuncuSonuncu
Toplam 33 adet sonuctan sayfa basi 11 ile 20 arasi kadar sonuc gösteriliyor
dqw
  1. #11
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Sodyum

    Sodyum sembolü Na olan ve yer kabuğunda, çokluk bakımından altıncı sırada bulunan metalik bir element. Sodyum, denizlerde çözünmüş hâlde bulunan elementler içinde miktar olarak ikinci sırayı alır. Sembolü Lâtince “natrium” veya “soda metali” kelimesinden alınmıştır.

    Sodyum ilk olarak, eritilmiş sodyum hidroksitten 1807 senesinde Sir. H. Davy tarafından elektroliz yoluyla saf olarak elde edilmiştir. Aktif bir metal olması hasebiyle tabiatta serbest olarak bulunmaz. En çok sodyum klorür ve sodyum karbonat bileşiği hâlinde bulunur.

    Özellikleri: Sodyum, gümüş renginde hafif bir metaldir. Bıçakla kesilebilecek kadar yumuşaktır. İşlenmesi ve çekilmesi kolaydır. 97,8°C’de erir, 882°C’de kaynar. Yoğunluğu sudan daha düşük olup, 0°C’de 0,972 g/cm3tür. Elektrik akımını iletmesi civadan 18 kat fazladır. Isı iletkenliği 0,317 kal/m2s °C’dir.

    Sodyum, periyodik tabloda lityumla potasyum arasında 1A grubunda yer alır. Atom numarası 11, atom ağırlığı 22,9898’dir. Tabiî izotopu yoktur. Sun’î olarak sodyum 20-21-22-24-25 ve 26 izotopları elde edilmiştir. Diğer alkali metaller gibi en dış yörüngesinde bir elektron olduğu için bileşiklerinde 1+ değerliklidir.

    Sodyum, hava ile temas edince üzeri oksitlenerek beyaz bir tabaka meydana gelir. Su ile çok âni reaksiyona girerek sodyum hidroksit ve hidrojen meydana getirir. Hidrojenle 200°C’de reaksiyona girerse sodyum hidrür (NaH) verir. Oksijen ile reaksiyona girerse sodyum süperoksit (NaO2) ve sodyum peroksit (Na2O2) meydana gelir. Sodyumun sıvı amonyaktaki çözeltisinden ozon geçirilirse sodyum ozonid (NaO3) elde edilir. Azot ile sıcakta dahi reaksiyon vermez; oda sıcaklığında flour ile hızlı, klorla yavaş reaksiyon verir, fakat brom ve iyotla vermez.

    Elde edilişi: Sodyum, en çok eritilmiş sodyumklorürün elektroliziyle elde edilir. Elektroliz olayı neticesinde, anot üstündeki fanusta klor gazı toplanırken, katod etrafında da sodyum toplanır. Bu yolla elde edilen sodyum % 99,8 saflıktadır. Daha ileri saflaştırma özel metal filitrelerle yapılır. Sodyum elde etmede diğer bir metod da sodyum tuzlarını demir, karbon veya toprak alkali metaliyle termokimyevî reaksiyona uğratmaktır.

    Bileşikleri: Sodyum’un pekçok önemli bileşiği vardır. Sofralardan eksik olmayan tuz, sodyumun tabiatta serbest hâlde bulunan klorür tuzudur. Sodyum bikarbonat (NaHCO3) kabartma tozu olarak bilinir ve tıp, eczâcılık, seramik, kâğıt sanâyiinde de kullanılır. Sodyum bikarbonatla sülfürik asit karışınca bol miktarda karbondioksit açığa çıktığından yangın söndürücülerde kullanılır. Sodyum karbonat, soda olarak bilinir (Bkz. Soda). Sodyum hidroksit (NaOH) kostik soda olarak sanâyide çok kullanılır. Kostik sodanın en çok kullanıldığı yerler sabun, kâğıt, tekstil ve petrol sanâyiidir. Sodyum sülfür (Na2S) dericilikte tüyleri deriden dökmekte kullanılır. Sodyum nitrat (NaNO3) tabiatta bulunur ve şili güherçilesi olarak bilinir. İyi bir gübredir. Et ve tütün işlemlerinde kullanılır. Sodyum peroksid (Na2O2) yağların refinasyonunda, yün, ipek ve diğer elyafların işlenmesinde kullanılır. Sodyum fosfatlar (Na3PO4, Na2HPO4 ve NaH2PO4) önemli bileşiklerdir. Na2HPO4 bilhassa pirinç kaplamada, seramikte, yangına karşı dayanıklı malzeme yapımında ve deterjanda kullanılır. (Na3PO4) fotoğrafçılıkta, tıpta kullanılır. Tabiî olarak bulunan sodyum sülfat (Na2SO4) Glober tuzu olarak da bilinir; Cam ve kâğıt sanâyiinde kullanılır. Sodyum tiyosulfat (Na2S2O3H2O) tan ise fotoğrafçılıkta istifâde edilir.

    Kullanılışı: Elde edilen sodyum metalinin % 60’ı, motorlarda vuruntuyu önleyen kurşun tetraetilen üretiminde kullanılır. Kurşun tetra etil elde etmek için etil klorür Pb-Na alaşımıyla reaksiyona sokulur. Sodyum ayrıca titan ve zirkonyum halojenürlerden titan ve zirkon metali elde etmek için indirgeme vâsıtası olarak kullanılır. Birçok organik madde (bilhassa susuz alkol) elde edilir. Sodyumdan elde edilen sodyum siyanür elektrolitik kaplamada indirgeme vâsıtası olarak kullanıldığı gibi, birçok organik reaksiyonda kondansasyon, halojen çıkarma, renk giderme ve polimerizasyon vâsıtası olarak kullanılır. Sodyum buharlı elektrik lambalarının yapımında, nükleer santrallerde ısı iletim vâsıtası olarak “sıvı sodyum” kullanılır. Sodyumun çeşitli izotopları elde edilmiştir. Bunlardan sodyum -24 izotopunun yarılanma müddeti 15 saattir. Bu izotoplar biyoloji ve tıp sahalarında kullanılmaktadır.

    Atom numarası: 11 Simge: Na Kütle numarası: 22.9898 Kaynama Noktası (C): 892 Erime Noktası (C): 97.8 Yoğunluk: .97 Buharlaşma Isısı: 24.12 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .62 Elektriksel iletkenlik: .218 Isıl iletkenlik: .32 Özgül Isı Kapasitesi: .295 sarıya boyar.

  2. #12
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Manganez

    D oğal olarak oksit, karbonat ve silikat hâlinde dağılmış olarak bulunan, metalik bir element. En önemli bileşiği MnO2, 1774’e kadar bir demir bileşiği olarak biliniyordu. Ancak bu târihte K.W.Scheele tarafından yeni bir element ihtivâ ettiği keşfedildi. 1856 yılına kadar mangan ticârî bir önemi hâiz değilken (yokken), Sir Henry Bessemer tarafından çeliğe bir katkı maddesi olarak katılarak önem kazandı. Aşağı yukarı her bir ton çelik için 7 kg kadar mangan kullanılmaktadır.

    Özellikleri: Mangan, gümüş parlaklığında, sert ve kırılgan bir metaldir. Toz hâline getirilebilir. Erime noktası 1245°C, kaynama noktası 2150°C’dir. Özgül ağırlığı 7,43 g/cm3tür. Mn sembolüyle gösterilip, atom numarası 25, atom tartısı 54,938’dir. Elektron düzeni (Ar) 3d54S2dir. Bileşiklerinde 1+, 2+, 3+, 4+, 5+, 6+ ve 7+ değerliklerini alabilir. 2+ değerlikli oksidi oldukça bazik olup, zayıf asitlerde, mangan tuzlarını verecek şekilde çözünür. MnO, daha yüksek oksidasyon sayısındaki oksitlerin, indirgen atmosferde, ısı ile kısmen indirgenmesiyle veya metalin oksitlenmesiyle elde edilir. Manganın, 2+ ve 6+ değerlikli tuzları, çözeltiler içinde, diğer tuzlarından daha kararlıdır.

    Bulunuşu: Mangan tabiatta proluzit (MnO2), manganit (Mn2O3.H2O), hausmannit (Mn3O4) gibi oksit mineralleri şeklinde ve mangan silikat (MnSiO3), mangat spat (MnCO3), mangan sülfür (MnS) şeklinde bulunur.

    Elde edilişi: Saf mangan alüminotermi yöntemiyle elde edilir:

    Atom numarası: 25 Simge: Mn Kütle numarası: 54.938 Kaynama Noktası (C): 2150 Erime Noktası (C): 1245 Yoğunluk: 7.43 Buharlaşma Isısı: 53.7 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 3.5 Elektriksel iletkenlik: 0.054 Isıl iletkenlik: -- Özgül Isı Kapasitesi: .115

  3. #13
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Alüminyum

    A lm. Aluminium, Fr. Aluminium, İng. Aluminium. Periyodik sistemin 3A grubunda bulunan metalik bir element. Atom numarası 13, atom ağırlığı 27, yoğunluğu 25°C’de, 2,698 g/cm3, erime noktası 659,7°C, kaynama noktası 2057°C’dir. Bütün bileşiklerinde +3 değerlidir. Sanayide demirden sonra ikinci derecede önemli bir element olup dünya ve ayın yüzeyinde bol miktarda bulunur. Tabiatta elementel halde bulunmayıp, bileşikler halinde bulunur. Bileşikleri yerkabuğunun % 8’ini teşkil eder ve bolluk sırasında üçüncü gelir. Hemen hemen bütün kayalar özellikle volkanik kayalar % 60 alüminyum ihtiva eden alümino silikat mineralleridir. 1825 yılında Hans Oersted, metalik alüminyumu; alüminyum klorürü, potasyum amalgaması (potasyum civa karışımı) ile ısıtmak ve sonra da civayı destillemek (buharlaştırmak) suretiyle, metalik parlaklık gösteren bir toz halinde elde etmiştir:

    Yoğunluğu 2,7 olan hafif maden. Aynı hacimde demirden üç kat daha hafiftir. 660 derecede erir.

    Alüminyum, boksit denilen bir maden filizinden çıkartılır. Boksit adı, 1821'de bu filizin ilk bulunduğu yerin adından gelir (Fransa'da Provence iline bağlı Baux Bo köyü). Boksit, içinde biraz demir bulunduğu için kırmızı, daha doğrusu pas rengindedir.

    Boksitten elektroliz adı verilen bir yöntemle alüminyum elde edilir; bu yöntem çok fazla elektriğe ihtiyaç gösterir; bir ton alüminyum elde etmek için 17 000 kw/saat elektrik gerekir. Bu nedenle alüminyum özellikle A.B.D., Kanada, S.S.C.B., Japonya ve Fransa gibi önemli elektrik kaynaklarına sahip ülkelerde üretilir.

    Alüminyum üretimi hızla gelişmektedir: 1945'ten beri hemen hemen her 8 yılda bir üretim iki katına çıkar.

    Alüminyum, demirden sonra en çok kullanılan madendir, çünkü sanayi açısından pek ilgi çekici özelliklere sahiptir: hafiftir, ısıyı ve elektriği iyi iletir, atmosfer aşındırmasına karsı dayanıklıdır. Bununla birlikte, saf alüminyum birçok yerde kullanılamayacak kadar yumuşak olduğundan, «hafif alaşımlar» denilen birçok alaşımda, silisyum ile, magnezyum ile, bakır ile karıştırılır. Hafif oldukları için bu alaşımlar hafif malzemeyi gerektiren her yerde, özellikle uçak ve otomobil yapımında çok kullanılır (kullanılan alaşıma Dür alimin denir)

    Alüminyumdan en fazla otomobil yapımında yararlanılır; hafif olduğu için piston, karterler ve karoserlerde, iletken olduğu için blok silindir ve üst kapaklarda, süsleme amacıyla far ve ayna çerçevelerinde, kapı kollan v.b. yerlerde çok kullanılır. Alüminyum veya hafif alaşımlar bina yapımında, elektrikli araçlarda, kap-kacak yapımında v.b. yerlerde kullanılır. Alüminyum oksit başka doğal kimyasal elementlerle karıştırılınca safir ve yakuta dönüşür. Aynı oksit, toz haline getirilirse zımpara olur; bu da yüzeyleri aşındırarak düzlemeğe yarar.

  4. #14
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Silisyum

    Silisyum, yeryüzünde en çok bulunan elementlerden bir tanesidir. Yarıiletken özelliğe sahip oluşu ve doğada çok bulunması, transistör, diyot ve hafızalarda kullanılabilmesinin pratik oluşu, entegre devrelerin ve bilgisayarların silisyum teknolojisi üzerine inşa edilmesini sağlamıştır. Bugün, " Silikon Vadisi" denilen dev bir endüstrinin adını koymuştur.

    Silisyum Si sembolüyle gösterilen, ametal karakterli kimyâsal bir element. Yıldız ve meteorlarda da çok bulunan silisyum, dünyâ kabuğunun yüzde 27,6 sı gibi büyük bir kısmını meydana getirir. Dünyâda bulunan elementler içinde oksijenden sonra ikinci sırayı alır. Hayvan iskeletlerinde, bitki dokularında, denizlerde yaşayan diatomların hücrelerinin duvar yapılarında da bulunur. Normal olarak tabiatta serbest halde bulunmaz. Fakat hemen hemen bütün kayaçlarda, kum, kil ve topraklarda ya silis (SiO2) hâlinde veya oksijen ve alüminyum, mağnezyum, kalsiyum, demir, sodyum, potasyum gibi başka elementlerle oluşturduğu silikatlar hâlinde bulunur. İlk olarak 1826 senesinde İsveçli kimyâger Jakop Berzelius tarafından element olduğu fark edildi.

    Özellikleri: Peryodik tabloda IV A grubunda yer alır. Atom numarası 14, atom ağırlığı 28,086 olup kristal haldeyken siyahtan griye değişen renge sâhip sert ve kırılgan bir yapıdadır. Yoğunluğu 2,33 g/cm3 ve Mohs skalasına göre sertliği 7’dir. Silisyum 1410°C’de erir ve 2355°C’de kaynar. Elektriği iletme özelliği zayıf olup, ısıyla genleşme derecesi de azdır. Silisyumun birçok fiziksel ve kimyâsal özelliği karbonunkine; yapısı elmasınkine benzer.

    Si-28, Si-29 ve Si-30 olmak üzere üç kararlı izotopu ve dört radyoaktif izotopu bilinmektedir. Elektron düzeni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 şeklinde olup bileşiklerinde 4+ değerlikli olabilir. Kimyâsal yönden aktif bir element değildir.

    Kullanılma alanları: Silisyumun elektrik sanâyiinde önemi büyüktür. Saf silisyum, bor, galyum, fosfor ve arsenik ile doyurularak transistör, diyod ve diğer yarı iletkenlerin îmâlinde kullanılır. Metalurjide indirgeyici, çelik, pirinç ve bronz üretiminde alaşım elemanı olarak istifâde edilir. % 15 silisyum ihtivâ eden çelik alaşımı, aside dayanıklı kapların îmâlinde kullanılır. Endüstriyel öneme sâhip silikonlar; silisyum, oksijen, karbon ve hidrojenden sentetik olarak üretilen organosilisyum oksitlerdir. Yüksek sıcaklıklara dayanıklı ve inert olduklarından yağlayıcılarda, hidrolik sıvılarında, su geçirmeyen malzemelerde, vernik ve emâyelerde kullanılırlar.

    Atom numarası: 14 Simge: Si Kütle numarası: 28.086 Kaynama Noktası (C): 2680 Erime Noktası (C): 1410 Yoğunluk: 2.33 Buharlaşma Isısı: 40.6 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: 11.1 Elektriksel iletkenlik: .1 Isıl iletkenlik: .2 Özgül Isı Kapasitesi: .162

  5. #15
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Fosfor


    F osfor, ametaller sınıfından bir kimyasal element. VA grubu elementi olup, P sembolü ile gösterilir. Fosfor elementi 1669’da Henng Brand tarafından, ürenin ısıtılarak buharlaştırılması esnasında keşfedildi.


    Bulunuşu
    Fosfor tabiatta serbest halde bulunmaz. Tabiatta çeşitli mineralleri mevcuttur. Bunların başlıcaları; apatit 3Ca3(PO4)2 Ca(FCl)2, fosforit Ca3(PO4)2, vivianit Fe3(PO4)3 8H2O, wovelillit 4Al PO4 2Al(OH)3 9H2O ve monazit CaPO4 dir. Kemiğin yapısında, beyinde ve yumurtada bulunur. Özellikleri: Dört çeşit allotropu vardır. Bunların fiziksel özellikleri birbirinden farklıdır:


    Beyaz fosfor
    Zehirli, yağımsı ve sarımtrak renktedir. Karbondisülfürde çözünür. Yoğunluğu 1,82 g/cm3 olup, 44°C’de erir ve 280°C’ye doğru kaynar. Buharı hava ile hemen oksitlenir ve bir ışıldama olur. 60°’nin üstünde kendi kendine alevlenir. Sis halinde P2O3 bileşiğini meydana getirir. Sürtünme dahi bu olayı meydana getirebildiğinden, beyaz fosfor su altında saklanır.


    Kırmızı fosfor
    Koyu kırmızı renkte tozdur. Beyaz fosforun 250°C’de ısıtılması ile elde edilir. Beyaz fosforun tersine zehirsizdir. Yoğunluğu 2,2 g/cm3tür. 610°C civarında, erimeden buharlaşır. Moleküler yapıya sahib olan P8 şeklinde söylenir. Siyah fosfor: Yoğunluğu 2,7 g/cm3 olup az kullanılan allotroptur. Beyaz fosfordan elde edilir. 4. Mor fosfor: Mor kristaller halinde olup, yoğunluğu 2,33 g/cm3tür. Erime noktası 592,5°C’dir. Çözücüsü yoktur. Beyaz fosfordan elde edilir.


    Kimyasal özellikleri
    Fosforun
    ...Detaylı bilgi için linke tıklayınız.atom numarası 15, Atom numarası: Bir atomda bulunan proton sayısı, elementi tanımlar ve atom numarası olarak adlandırılır. Atomda bulunan proton sayısı aynı zamanda, elementin kimyasal karakteri hakkında da bilgi verir.
    ...Detaylı bilgi için linke tıklayınız.atom ağırlığı 30,973’tür. -3, +3, +5 değerliklerini alabilir. Fosfor yandığı zaman, şartlara bağlı olarak P2O3 ve P2O5 bileşiklerini meydana getirir. Beyaz fosfor düşük sıcaklıkta yandığı halde, kırmızı fosfor 400°C civarında yanar. Elde edilişi: Coignet usulü: Eski olmakla beraber, halen az çok kullanılan bir usuldür. Kemiklerden jelatin elde edilirken fosfor yan ürün olarak elde edilir. Kemikte, % 52-68 Ca3(PO4)2 ve az miktarda da Mg3(PO4)2 bulunur. Bu fosfatlar klorür asidi ile reaksiyona sokularak suda çözünen primer kalsiyum fosfat Ca(H2PO4)2 elde edilir. Bu tuzdan önce fosfat asidi (H3O4), daha sonra karbonla indirgeme ile elementel fosfor (P4) elde edilir. Elektrikle indirgeme usulü: Tabii fosfatlara uygulanır. Bu çeşit yollarla kazanılan kalsiyum tersiyer fosfat Ca3(PO4)2, elektrik fırınında kum (SiO2) ve kömür (C) ile reaksiyona sokulur ve fosfor elde edilir: Ca3(PO4)2 + 3SiO2+5C › 1/2P4+3CaSiO3 + 5CO Kullanılışı: İzli mermi, sis bombası ve işaret fişekleri yapımında kullanılır. Fosfat asidi ve fosfat türevlerinin fabrikasyonunda, kibrit yapımında, anorganik ve organik kimyada çeşitli maksatlar için istifade edilen fosfor bileşiklerinin elde edilmesinde kullanılır. Biyolojik önemi: Fosfor bütün canlı hücrelerde fosforik asidin organik asitlerle yaptığı esterleri halinde bulunur. Vücutta başlıca kalsiyumla beraber kemiklerde bulunur. Kanda fosfat iyonları halinde bulunabildiği gibi, lipid ve proteinlere bağlı olarak, bunun yanında ATP moleküllerinde de bulunur. Bileşikleri: Fosfor penta oksit: Beyaz bir toz olup, beyaz fosforun doğrudan doğruya yanmasından elde edilir. Erimiş fosfor üzerine doğrudan doğruya hava gönderilerek elde edilir. P4+5O2 › 2P2O5 Fosfor pentaoksit su ile çeşitli ürünler verir: P2O5+H2O › 2HPO3 (Metafosforik asit) P2O5+3H2O › 2H3PO4 (Ortafosforik asit) P2O5+2H2O › H4P2O7 (Pirofosforik asit) Fosfor pentaokside fosforik asidin anhidridi (susuz) de denir. Nem çekici olduğu için kurutucu olarak kullanılır. Fosfat asidi (Orto fosforikasit): Beyaz kristal (billur) halinde bir katı olup, 42°C’de erir. Suda her oranda çözünür. Gübre ve mine yapmakta, boyada, kabartma tozu hazırlanmasında, karbonatlı içeceklerde ve şurupta kullanılır. Piyasaya arz edilen fosfat asidi, çözeltilerinin yoğunlukları, 1,45 ile 1,70 arasında değişir. Ticari çözeltiler, % 60-70’liktir. % 98’lik çözeltileri de vardır. Fosfat asidi, P2O5’ten elde edildiği gibi, kırmızı fosfordan da elde edilebilir: 3P+5HNO3+2H2O › 3H3PO4+5NO Ayrıca fosfat tuzlarının H2SO4 ile reaksiyonundan elde edilir.


    Fosforik asidin tuzları
    Bu asidin üç çeşit tuzu vardır. Eğer tuzun bünyesinde iki hidrojen varsa primer, bir hidrojen varsa sekonder, hidrojen hiç yoksa tersiyer fosfat tuzu meydana gelmiş olur: NaH2PO4: Sodyum primer fosfat (asidiktir) Na2HPO4: Sodyum sekonder fosfat (zayıf asidik) Na3PO4: Sodyum tersiyer fosfat (nötr) Na3PO4 temizleyici özelliği olduğu için temizleme tozlarının içine katılır. Kalsiyum primer fosfat (Ca(H2PO4)2) gübre olarak kullanılır ve buna süperfosfat da denir. Bu madde jips’e sülfat asidi etki ettirmekle elde edilir.


    Pirofosforik asit
    Cam görünüşünde renksiz bir katıdır. Erime noktası 61°C olup, suda çözünür. Na4P2O7 bileşiği sulara sertlik veren kalsiyum, magnezyum ve demir iyonlarını (yani suyun sertliğini) bertaraf ettiği için sabuna katılır. Fosforik asidin 200°’den 300°ye kadar ısıtılması ile elde edilir: 2H3PO4 › H4P2O7 + H2O Metafosfat asidi: Anhidridi P2O5’tir. Sert ve camımsı bir katıdır. Suda çözündüğünde fosfat asidine dönüşür. Formülü, HPO3’tür. Fosfor trioksit: Fosforöz (fosfit) asidinin anhidriti olup, formülü P2O3’tür. Erime noktası 23,8°C’dir.


    Fosforöz (fosfit) asit
    Fosfor trioksidin soğuk su ile reaksiyonundan elde edilir: P2O3+3H2O › 2H3PO3 Fosfor triklorürün su ile reaksiyonundan da elde edilir. Beyaz bir katıdır. 74°C’de erir. Suda hemen çözünür. Üç tane protonu olduğu halde, iki değerlikli asittir ve fosfat asidinden daha kuvvetlidir.


    Fosfin
    Formülü PH3 olup, fosfor bu bileşikte -3 değerliklidir. Oldukça zehirli, renksiz ve sarmısak kokulu bir gazdır. Fosfin havada yanar ve fosforik asidi verir. Fosfor triklorür: PCl3 formülü ile gösterilir. Bu madde 1,5 g/cm3 yoğunlukta olup, 76°C’de kaynar. Nemli havada beyaz dumanlar neşreder ve gözü yaşartır. Organik kimya sentezlerinde çok kullanılır. Fosfor pentaklorür: Formülü PCl5 olup, beyaz billuridir. Erimeden buhar haline geçer, yani süblimleşir.


    Fosforun biyolojik önemi
    Birçok metabolizma olayının gerçekleşebilmesi için fosfor zaruri bir elementtir. Deoksiribonükleik asitlerin (DNA) moleküllerinde kodlanmış irsi özelliklerin yeni nesillere aktarılmasında, temel rol fosforundur. Vücuttaki fosforun kalsiyuma oranı azaldığında, çocuklarda raşitizm, büyüklerde ise kemik yumuşaması gibi hastalıklar ortaya çıkar. Fosforca zengin besinler olarak süt, yumurta, baklagiller ve ceviz gibi kuruyemişler sayılabilir. bkz. Atom
    ...Detaylı bilgi için linke tıklayınız.

  6. #16
    Paylaşımcı Üye sinanakin1996 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Aralık.2008
    Yaş
    25
    Mesajlar
    1.245

    Standart Elementler

    Kükürt

    D oğada yaygın olarak bulunan genellikle sarı renkte kimyevi bir element. Kimyada sembolü S olup çok eskiden beri bilinen elementlerden biridir.

    Özellikleri: Periyodik cetvelde IVA grubunda bulunur. Atom numarası 16, atom ağırlığı ise 32.064’tür. 2-, 4+ ve 6+ değerliklerini alabilir. Oksijensiz bileşiklerinde kararlı olup dâimâ 2- değerliklidir. Reaksiyon verme kabiliyeti oldukça iyi olup soygazlar hâriç diğer elementlerin hepsi ile reaksiyon verir.

    Kütle numaraları 29 ile 38 arasında değişen dokuz izotopu vardır. Tabiatta bulunan kükürtün takribi % 95’i S-32 kararlı izotopudur. % 4’ünü S-34 kararlı izotopu teşkil eder. Diğer kararlı izotoplarının kütle numaraları ise 33 ve 36’dır. Radyoaktif izotoplardan S-29 yarılanma süresi 0.19 saniye S-35 izotopunun yarılanma süresi 88 gündür. Saf kükürt tadsız ve kokusuzdur. Karbon disülfürde ve karbon tekraklorürde çözünür, fakat suda çözünmez. Elementin erime noktası 119°C, kaynama noktası ise 444,6°C’dir. Kükürt havada 261°C’de hemen yanabilir. Isı ve elektrik iletkenliği zayıftır. Kükürtün yoğunluğu 2,07 g/cm3’tür. Sertliği mohs derecesine göre 2,5 civârındadır.

    Kükürtün çeşitli allotropları vardır ve bunların bazı kimyevî özellikleri birbirinden farklıdır. Bu allotroplardan en meşhuru ortorombik kristal hâlinde kükürt olup, buna a kükürt de denir ve amber rengindedir. Monoklin kristal yapıya sâhib olan b-kükürt hafif sarı renktedir. Isıtılmakla a-kükürt b-kükürt hâline dönüşebilir. b-kükürt soğutulduğu zaman tekrar a- kükürte yavaş olarak dönüşür. Daha başka kristal halleri de vardır. Bunları l-kükürt ve m-kükürttür.

    Kükürt ısıtılırsa, 115-120°C dolayında açık sarı renk alır. 160°C’de l -kükürt hâlini alır. 160°C’den sonra renk koyulaşır ve polimerleşme başlar. 187°C’de bütün kütle reçine gibi donar. 444,6°C’de akıcı bir sıvı ele geçer. Bu sıvı suya dökülürse sarı, saydam ve yumuşak lastik gibi kütle ele geçer. Buna amorf kükürt denir.

    Kükürt buharları S8 ve S6, yüksek sıcaklıkta ise S4 ve S2moleküllerinden oluşur. a ve b kükürtler 8 atomlu moleküller hâlindedir.

    Bulunuşu: Kükürt tabiatta çok yayılmış olarak bulunur. Bir kısmı elementel hâlde; bir kısmı ise bileşik hâlindedir. Yerküresinin % 0.052’sini teşkil eder. Elementel hâlde, Türkiye’mizde, Amerika’da, İtalya veİspanya’da bulunur. Yurdumuzdaki en mühim yatak Keçiborlu’dadır.

    Bileşik hâlinde en çok pirit (FeS2) halkopirit (CuFeS2), glanit (PbS), çinkoblend ZnS ve sülfatlar hâlinde bulunur.

    Elde edilişi: Serbest halde kükürt ihtiva eden yataklardan Kükürt-Fransh metodu ile elde edilir. Bu metodla 350 metre kadar derinlikteki kükürtler çıkarılır. Kükürt yatağına kadar içiçe geçmiş üç boru indirilir. En iç borudan basınçlı hava, dış borudan ise 160°C’de sıcak su buharı gönderilir. Buhar sıcaklığı ile eriyen kükürt basınçlı havanın sürüklemesi ile ikinci borudan yeryüzüne çıkar. Su-kükürt karışımı havuzlara alınarak bekletilir ve kükürt çöker. Bu kükürt % 99 saflıktadır.

    Maden kömürlerinin destilasyonu esnasında elde edilen hidrojen sülfür (H2S) oksijen ile reaksiyona sokulur ve elementel kükürt elde edilir:

    2H2S+O2 ® 2H2O+2S

    Pirit (FeS2) de önemli bir kükürt kaynağıdır. Piritten elde edilen kükürt dioksit (SO2), hidrojen sülfür ile reaksiyona sokulursa serbest kükürt ele geçer:

    SO2+2H2S ® 3S+2H2O

    Kükürt dioksit, karbon monoksit ile reaksiyona sokulursa yine kükürt elde edilir:

    SO2+2CO ® S+2CO2

    Bileşikleri: Kükürtün oda sıcaklığında reaksiyon verme özelliği yok gibidir. Oda sıcaklığında ancak flour ve civa ile reaksiyon verebilir. En önemli bileşiği sülfat asidi (H2SO4)dir. (Bkz. Sülfat asidi.) Kükürt dioksidin su ile reaksiyonundan sülfit asidi elde edilir:

    SO2+H2O ® H2SO3

    Sülfit asidi organik bileşiklerin sentezinde kullanılan bir maddedir. Saman ve kumaşların ağartılmasında, kâğıt sanâyiinde beyazlatıcı olarak, metalurjide, analitik kimyâda, meyve ve yiyeceklerin saklanmasında, parafinlerin rafinasyonunda ve sülfit bileşiklerinin elde edilmesinde kullanılır.

    Sülfit asidi renksiz bir sıvı olup, karakteristik bir kokusu vardır. Yoğunluğu 1,03 g/cm3 olup suda çözünür. Oldukça kararsız olup hava ile okside olarak H2SO4 hâlini aldığı gibi SO2 fazlasından dolayı bozunabilir.

    Kükürt monoklorür (dikükürtdiklorür) çok bilinen bir kükürt halojen bileşiğidir. Formülü S2Cl2 olup bazı yağların klorlandırılmasında, mobilyada kullanılan kuruyan yağların elde edilmesinde, yağların ve kauçuğun soğuk vulkanizasyonunda, organik maddelerin klorlandırılmasında, askeriyede zehirli gaz olarak, böcek öldürücü olarak ve şekerin saflaştırılmasında kullanılır.

    Kükürt monoklorür erimiş kükürt içinden klor gazı geçirmek suretiyle elde edilir. Sarımsı-kırmızı renkte olup, keskin pis bir kokusu vardır. -82°C’de donar ve 138°C’de kaynar. Su ile kolayca çözünür. Organik çözücülerde de çözünür.

    Tiyonil klorür; kükürt oksiklorür olarak da bilinen bu bileşiğin formülü SOCl2’dir. Organik sentezlerde klorlama vasıtası olarak, A vitamininin, antihistaminiklerin, boyaların elde edilmesinde kullanılır. Renksiz veya kırmızı sıvıdır. Deriyi yakar ve su ile bozunur. Buharı da sıhhat için zararlıdır.

    Kükürtdioksit (SO2); renksiz, atmosferik basınçta iğneleyici, astım yapan bir gaz veya yüksek basınçta renksiz bir sıvıdır. Kükürdün havada yakılması ile elde edilir. Ayrıca metal sülfürlerin kavrulması ile, hidrojen sülfürün yakılması ile ve yağ, tabiî gaz rafinasyonunda veya gaz fabrikasyonunda yan ürün olarak elde edilir. Suda bol miktarda çözünerek sülfit asidini meydana getirir. Alkol ve eterde çözünür. 0°C’de spesifik giavitesi 1,43’tür. Sıvı SO2 elektrik akımı iletmez. Atmosfer basıncında -10°C’de kaynar. Yağların ve yiyeceklerin beyazlatılmasında, etlerin saklanmasında, kimyasal maddelerin elde edilmesinde, kâğıt îmâlatında, soğutmada ve camların tavlanmasında kullanılır.

    Kullanılışı: Kükürt, sanâyide hammadde olarak yaygın bir şekilde kullanılan maddelerden biridir. Meselâ Amerika’da yıllık kükürt tüketimi kişi başına 45 kg’dır. Bu oran Avrupa’da ortalama 32 kg, Hindistan’da 0,9 kg’dır. Üretilen kükürtün % 86’sı sülfat asidi îmâlâtında, bu asidin de % 47’si gübre îmâlatında kullanılır. Çelik ve petrol sanayiindeki işlemlerde, cevherden, metalleri elde etmede, kauçuk üretiminde, boyalarda, sentetik fiber üretiminde, katalizör olarak deterjan, sentetik reçine birçok organik ve anorganik maddelerin yapımında kullanılır. Zirâatte böcek ve mantar öldürmede ve radyoizotop olan S-35 birçok ilmî araştırmada kullanılır.

    Atom numarası: 16 Simge: S Kütle numarası: 32.064 Kaynama Noktası (C): 444.6 Erime Noktası (C): 119 Yoğunluk: 2.07 Buharlaşma Isısı: 3.01 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .34 Elektriksel iletkenlik: 1e-23 Isıl iletkenlik: 0.0007 Özgül Isı Kapasitesi: .175

  7. #17
    Onursal Üye SiNaN32 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Ekim.2008
    Yaş
    64
    Mesajlar
    6.980

    Standart Elementler

    Klor

    Halojenler sınıfından bir element. Kimyasal sembolü Cl’dir. Doğada halojenlerin en çok bulunanıdır. İlk defa 1774’te Scheele tarafından klorür asidinin piroluzit ile yükseltgenmesiyle elde edildi. O zaman klora, flogistonsuz tuz asidi adı verildi. 1810’da Davy tarafından, kimyevi bir element olduğu belirlendi ve sarı yeşil anlamına gelmek üzere “klor” diye adlandırıldı.
    Özellikleri
    Klor, sarı-yeşil renkli bir gazdır. Havadan 2,5 kat daha ağırdır. Klor gazı, solunum organlarını çok kötü şekilde yaralar. Bu sebeple, Birinci Dünya Savaşı sırasında öldürücü gaz olarak kullanılmıştır.

    Atom numarası 17, atom ağırlığı 35,45’tir. Klor molekülü Cl2 şeklinde olup, çok kararlıdır. Klorun kritik sıcaklığı 143,5°C olduğundan kolayca sıvılaştırılabilir. Kaynama noktası -34°C, donma noktası -101°C’dir. Klor iki kararlı izotopun, 35Cl (% 75,5) ve 37Cl (% 24,5) karışımıdır.

    Klorun elektron düzeni (Ne) 3s2 3p5 olup, diğer halojenler gibi elektron ilgisi çok yüksektir. Bileşiklerinde alabildiği değerlikler 1-, 1+, 4+, 5+, 6+ ve 7+’dır.

    Oda sıcaklığında, atmosfer baskısı altında bir hacim suda 2,2 hacim Cl2 çözünür. Sulu çözeltisi “klor suyu” adını alır. Sulu çözeltiden 8°C’de Cl2.6H2O bileşiminde, klor heksahidrat kristalleri ayrılır. Klor suyu, serbest klorun renk ve kokusunu gösterir. Fakat sudaki klor, su ile hipoklorit (HClO) ve klorür asidi (HCl) verir.

    Sıvı klor, kuru iken metallere etki etmediğinden çelik tüplerde saklanabilir. Elektriği de iletmez.
    Bulunuşu
    Klor, tabiatta yalnız volkan gazlarında serbest halde, bunun dışında klorürler halinde bulunur. Deniz suyu büyük oranda Cl ihtiva eder. Mesela okyanus suyunda % 2 Cl vardır. Jeolojik devirlerde denizlerin buharlaşmasıyla geriye NaCl MgCl2 yatakları kalmıştır. Apatit, belirli miktarda klor ihtiva eder.
    Elde edilişi
    Laboratuvarlarda klor, piroluzit ile klorür asidinden sıcakta elde edilir:

    MnO2+4HCl MnCl4+2H2O

    MnCl4 MnCl2+Cl2

    Klorür asidindeki klorürü, klora yükseltgemek için başka yükseltgenler de (KMnO4, K2Cr2O7 gibi) kullanılabilir. Teknikte klor elde etmek için HCl hava oksijeni ile yükseltgenir (katalizör mevcudiyetinde):

    2Cl2+2H2O

    Bu reaksiyon, Deacon yöntemi adı altında bugün de kullanılmaktadır. 400-600°C arasında denge, ürünler lehinedir. Bundan başka sodyum hidroksit üretiminde anodda çıkan klor gazı da büyük bir ihtiyaca cevap verecek miktardadır.
    Bileşikleri
    Klorun en mühim anorganik bileşiği, sofra tuzu olan sodyum klorürdür. Bileşiklerinde daha ziyade 1- değerlikli olan klor, oksijenli bileşiklerinde pozitif değerlikler alır. Sodyum hipoklorit (NaClO) Sodyum klorit (NaClO2), sodyum klorat (NaClO3) ve sodyum perkloratta (NaClO4) sırasıyla klor 1+, 3+, 5+ ve 7+ değerliklerini almıştır.

    Klorun en mühim organik bileşikleri, klorlu alkan ve alkenlerdir.Karbontetraklorür (CCl4), kloroform (CHCl3), metilen klorür (CH2Cl2), trikloretilen (CHCl=CCl2) ve tetrakloretilen CCl2=CCl2 en önemlileridir. Bu belişekler solvent olarak ve kuru temizlemede çok kullanılır. Etilen diklorür, vinilklorür (CH2=CHCl) üretiminde kullanılır. Vinilklorür ise plastik ve reçine üretiminde çok kullanılan bir maddedir.
    Kullanılışı
    Klor, bakterilere öldürücü olarak etki eder. Bu sebepten suyun dezenfektasyonu için kullanılır. Keza DDT gibi haşere öldürücü ilaç imalatında, beyazlatıcı olarak kireç kaymağı yapımında kullanılır. Etilenoksid, etilenglikol gibi endüstriyel önemi haiz fakat klorlu olmayan bileşiklerin üretiminde, ayrıca reçine îmâlâtında faydalanılan propilenglikol ve patlayıcı imalatında kullanılan gliserin üretiminde çok kullanılır.

    Klorun biyolojik önemi: Kandaki iyon dengesini oluşturan anyonların yaklaşık üçte ikisi klorür anyonudur. Vücudun ihtiyaç duyduğu klorür yemek tuzu ile alınır. Klorun bir bölümü deride, derialtı dokularda ve iskelette depolanır. Terlemeyle artan klorür kaybı içilen tuzlu ayran ile en iyi biçimde telafi edilebilir. Klorürler hücre dışı sıvıların basıncının ayarlanmasında, elektriksel bakımdan nötr olmasında ve vücudun absit-baz dengesinin sağlanmasında rol oynar.

    Atom numarası: 17 Simge: Cl Kütle numarası: 35.453 Kaynama Noktası (C): -34.7 Erime Noktası (C): -101 Yoğunluk: 1.56 Buharlaşma Isısı: 2.44 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .77 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 2e-05 Özgül Isı Kapasitesi: .116

  8. #18
    Onursal Üye SiNaN32 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Ekim.2008
    Yaş
    64
    Mesajlar
    6.980

    Standart Elementler

    Argon

    Argon Alm. Argon, Fr. Argon, İng. Argon. Soygazlardan bir element. Sembolü Ar, erime noktası -189 derece, kaynama noktası -185,7 derecedir. Üç tane izotopu vardır. Atom numarası 18’dir. Elektron dizilişi (Ne) 3S23P6dır. Kuru havada % 0,93 (ağırlıkça) oranında bulunmaktadır. Buradan anlaşılacağı üzere kuru havada azot ve oksijenden sonra çokluk bakımından üçüncü elementtir. Havanın karbondioksit miktarından 30 kat fazladır.

    Argon asal gaz olduğu için kimyasal reaksiyona girmez. Tek atomlu bir gazdır. Daima sıfır değerlikli atomlar halinde bulunur.

    Tarihçesi: 1892 yılında Lord Rayleigh, hem hava azotunun, hem de kimyasal yoldan elde edilen saf azotun yoğunlunu hassas olarak ölçtü. Hava azotunun yoğunluğunu daima 1,2567, saf azotunkini de 1,2505 gr/lt olarak buldu. Arada bir fark vardı ki, bunun olmaması gerekirdi. Lord Rayleigh ve arkadaşı Sir William Ramsey, şu fikri savundular: Havada, azotun yanında yoğunluğu azotun yoğunluğundan büyük meçhul bir gaz vardır. Ramsey, havadaki azot ve oksijeni kimyasal yolla ortamdan aldı ve geriye bir gazın kaldığını gördü. Geriye kalan gazın molekül ağırlığını 39,94 olarak buldu. Ayrıca bunun yeni bir element olduğu, spektroskopik metodlarla tesbit edildi. Bu elemente etkin olmayan anlamına gelen Argon ismi verildi. Asal gazlar içinde ilk keşf edilen elementtir. Bundan hemen sonra da kripton, xenon ve neon bulundu.

    Kullanılışı: Elektrik lambalarının doldurulmasında, ideal inert atmosfer meydana getirmede, ark teşekkülünü önlemede ve gaz kromotografisinde (taşıyıcı gaz olarak) kullanılır.

    Atom numarası: 18 Simge: Ar Kütle numarası: 39.948 Kaynama Noktası (C): -185.8 Erime Noktası (C): -189.4 Yoğunluk: 1.4 Buharlaşma Isısı: 1.56 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .281 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 4e-05 Özgül Isı Kapasitesi: .125


    Argon Alm. Argon, Fr. Argon, İng. Argon. Soygazlardan bir element. Sembolü Ar, erime noktası -189 derece, kaynama noktası -185,7 derecedir. Üç tane izotopu vardır. Atom numarası 18’dir. Elektron dizilişi (Ne) 3S23P6dır. Kuru havada % 0,93 (ağırlıkça) oranında bulunmaktadır. Buradan anlaşılacağı üzere kuru havada azot ve oksijenden sonra çokluk bakımından üçüncü elementtir. Havanın karbondioksit miktarından 30 kat fazladır.

    Argon asal gaz olduğu için kimyasal reaksiyona girmez. Tek atomlu bir gazdır. Daima sıfır değerlikli atomlar halinde bulunur.

    Tarihçesi: 1892 yılında Lord Rayleigh, hem hava azotunun, hem de kimyasal yoldan elde edilen saf azotun yoğunlunu hassas olarak ölçtü. Hava azotunun yoğunluğunu daima 1,2567, saf azotunkini de 1,2505 gr/lt olarak buldu. Arada bir fark vardı ki, bunun olmaması gerekirdi. Lord Rayleigh ve arkadaşı Sir William Ramsey, şu fikri savundular: Havada, azotun yanında yoğunluğu azotun yoğunluğundan büyük meçhul bir gaz vardır. Ramsey, havadaki azot ve oksijeni kimyasal yolla ortamdan aldı ve geriye bir gazın kaldığını gördü. Geriye kalan gazın molekül ağırlığını 39,94 olarak buldu. Ayrıca bunun yeni bir element olduğu, spektroskopik metodlarla tesbit edildi. Bu elemente etkin olmayan anlamına gelen Argon ismi verildi. Asal gazlar içinde ilk keşf edilen elementtir. Bundan hemen sonra da kripton, xenon ve neon bulundu.

    Kullanılışı: Elektrik lambalarının doldurulmasında, ideal inert atmosfer meydana getirmede, ark teşekkülünü önlemede ve gaz kromotografisinde (taşıyıcı gaz olarak) kullanılır.

    Atom numarası: 18 Simge: Ar Kütle numarası: 39.948 Kaynama Noktası (C): -185.8 Erime Noktası (C): -189.4 Yoğunluk: 1.4 Buharlaşma Isısı: 1.56 Kaynaşma (Füzyon) Isısı: .281 Elektriksel iletkenlik: -- Isıl iletkenlik: 4e-05 Özgül Isı Kapasitesi: .125

  9. #19
    Onursal Üye SiNaN32 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Ekim.2008
    Yaş
    64
    Mesajlar
    6.980

    Standart Elementler

    POTASYUM

    POTASYUM: Potasyum (K] hücreler içinde bulunan katyon madenlerin en başında yer alır. Hücre dışı sıvılarda en çok sodyum, hücre içinde en çok potasyum bulunur. Potasyum kasların işlevinde çok önemli bir yer tutar. Özellikle kalp kasının düzenli çalışması vücuttaki, kalp kası hücresindeki ve kandaki potasyum düzeyleriyle çok yakından ilgilidir. Potasyum, hücreler içindeki ozmotik basıncın korunmasına katkıda bulunarak hücre içindeki sıvının dışa kaçmasının önlenmesini sağlamaktadır. Hücre içinde fazla düzeyde potasyum bulunması aynı zamanda hücrelerdeki protein sentezi için de gereklidir. Besinler yoluyla günde 4 güne kadar potasyum alınmaktadır. Yukarıdaki tabloda çeşitli besinlerin potasyum yönünden değerleri verilmiştir. Potasyumun vücuttan en önemli atılım yolu böbrekler aracılığıyladır. Sağlıklı bir biçimde çalışan böbrekler, vücuttaki fazlahk potasyumu kolaylıkla atabilirler. Bu nedenle bazı özel durumların dışında vücutta potasyum fazlalığı gelişmemektedir. Ancak böbrek yetmezliği, aşırı su kaybı, damar içine aşırı düzeyde potasyum verilmesi ve Addison hastalığı gibi durumlarda kandaki potasyum düzeyi çok artmaktadır. Bu duruma “hiperkalemi” denilmektedir. Hiperka-lemi durumlarında kalp atış sayısının ve kasılma gücünün azalması, bilinç bulanıklığı, kas ağrıları ve güçsüzlüğü gibi belirtiler gelişmektedir. Vücutta potasyum azlığı gelişmesi daha sık rastlanan bir olaydır. Sindirim kanalı salgıları potasyum yönünden zengindir. Uzun süreli aşırı kusma ve ishaller potasyum kaybı yoluyla kanda potasyum azalmasına (hipopotasemi) yol açabilirler. Yetersiz beslenmeyle birlikte habis tümör, müzmin bulaşıcı hastalıkların seyri sırasında da hipopotasemi gelişebilir. Kortizol hormonu, böbreklerden sodyum geri emilimini ve buna karşılık potasyum atılmasını çoğaltmaktadır. Gushing hastalığı gibi kortizol salgısının yükseldiği durumlarda kanda hipopotasemi gelişebilmektedir. İdrar sökücü [diüretik] ilaçların bazıları da (örneğin “asetazolamid”, “klorotiazid” gibi) idrar içinde aşırı potasyum azlığı yaratabilmektedirler,Kanda potasyum azlığına bağlı olarak kalp atışlarında hızlanma, kalpte genişleme, kaslarda güçsüzlük, sinirlilik gibi belirtiler gelişebilmektedir.Hücre içi sıvıların en önemli katyonu potasyumdur. Besin olarak aldığımız po*tasyum kaynağı, besin olarak yediklerimizin hücre materyalidir. Potasyum* incebağırsakta plazmadaki dolaşan nicelikleriyle orantılı olarak emilir. Hücre dışı sıvılardaki potasyum vücuttaki tüm dokuları dolaşır ve bazıları üzerinde önemli etkiler gösterir. Özellikle kalbin depolarizasyonu ve kasılması gibi. Potasyumun kaybedilmesi pahasına sodyumun korunması aldesteron hor*monunun etkisiyle gerçekleşir. Bu nedenle normal böbrek fonksiyonları sırasında potasyum yitimi söz konusudur.

  10. #20
    Onursal Üye SiNaN32 - ait Kullanıcı Resmi (Avatar)
    Üyelik tarihi
    Ekim.2008
    Yaş
    64
    Mesajlar
    6.980

    Standart Elementler

    Kalsiyum


    Kalsiyum, toprak alkalileri grubundan metalik bir element. Sembolü “Ca”dır. İsmi Latincede “kireç” mânâsına gelen “calx” kelimesinden gelmektedir. İlk defa 1808’de Lumphru Davy tarafından kalsiyum hidroksitten elektroliz yoluyla elde edilmiştir.

    Özellikleri Metalik kalsiyum gümüş gibi parlaktır. Özgül ağırlığı 1,55 g/cm³tür. 851 °C’de erir. 1439 °C’de kaynar.

    Elektriği iyi iletir. Gevrek (kırılgan) olmasına rağmen yumuşaktır. Sertliği sodyum ile alüminyum arasındadır. Haddelenebilir ve dövülebilir. Çekme mukâvemeti 438 kg/cm²dir. Oksidasyon değeri 2+’dır. Atom numarası 20, atom ağırlığı 40,08’dir. Yeryüzünde altı tabiî izotopu bulunmaktadır: Ca40, Ca42, Ca43, Ca44, Ca46 ve Ca48. Dünya üzerindeki kalsiyum elementinin % 97’si Ca40 izotopudur. Sun’î olarak pekçok radyoaktif izotopları elde edilmektedir. Bunlardan birisi Ca45 olup, kemikte kalsiyum kalıntısı üzerinde yapılan araştırmalarda, su tasfiye işlemlerinde, deterjan aktivitesi için ve yüzey ıslanması hâdiseleri üzerindeki çalışmalarda kullanılmaktadır.


    Bulunuşu Kalsiyum yeryüzünde en bol bulunan beşinci elementtir. Volkanik kayaların % 3-63’ünü teşkil eder. Kimyevî reaktivitesi yüksek olduğundan serbest halde bulunmaz. Yer kabuğunda genellikle karbonat, sülfat, silikat ve fosfat bileşikleri şeklinde bulunur. En çok rastlanan mineralleri kireçtaşı, mermer, kalsit (CaCO3), dolamit (MgCO3 CaCO3), fluorit, fluspat (CaF2) apatit Ca3(PO4)2 Ca(FCl)2, gips (CaSO4.2H2O) ve fosfrittir Ca3(PO4)2. Ayrıca deniz suyunda çözünmüş olarak ve kemiklerde kalsiyum fosfat, kabuklu hayvanların kabuklarında ise kalsiyum karbonat hâlinde bulunmaktadır...


    Üretimi Bugün metalik kalsiyum yalnız eritilmiş kalsiyum klorürün elektrolizi ile elde edilmektedir. Elektrolit kabı olarak porselen veya demir kaplar kullanılmaz. Çünkü yüksek sıcaklıkta yapılan bu işlemde erimiş kalsiyum klorür, bu tür kaplara tesir eder. Bu sebeple grafitten yapılmış kaplar kullanılmaktadır.

    Bundan başka kimyevî yollarla da kalsiyum elde edilebilir. Bunlardan biri eritilmiş kalsiyum iyodürü sodyum ile muamele etmektir:

    CaI2 + 2Na → Ca+ 2NaI

    denklemine göre ayrılan kalsiyum, sodyumun fazlasıyla sıcakta alaşım yapar, soğukta kristallerden saf alkol ile sodyum uzaklaştırılarak kalsiyum elde edilir.

    Kalsiyum, pekçok metallerin alaşımlarının elde edilmesinde kullanılır. Kalsiyum-silikon alaşımları çelikte kristallerin tânecik büyüklüğünü kontrol eder. Alüminyumlu alaşımlarda ise kalsiyum, metallerin mekanik ve elektrik özelliklerini iyileştirir. Kalsiyum-lityum alaşımları, çelik, bakır ve nikel alaşımlarında deoksidan olarak kullanılır. Kalsiyum-germanyum alaşımları da, saflaştırıcı olarak kullanılır % 98 kurşun, % 2 kalsiyumdan meydana gelen alaşım mekanik yatak metallerinin hazırlanmasında kullanılır.

    Kalsiyum kolayca elektron kaybettiğinden dolayı, çok iyi bir indirgeyicidir. Bu amaç için kullanılan metalik sodyumdan pahalı olmasına rağmen, zirkonyum, hafniyum, vanadyum, tungsten, toryum, uranyum, yitryum, skandiyum, sezyum ve nadir toprak metalleri gibi az bulunan metallerin elde edilmesinde yaygın olarak kullanılır. Bu metaller, oksitleri veya florürlerinin indirgenmesi sonucu elde edilir. Suya olan aşırı hassaslığından dolayı, kalsiyum aynı zamanda alkol gibi organik çözücüleri kurutmak için de kullanılır. Deniz altında ses veren aletlerde kullanılması, su ile olan reaksiyonunda hidrojen gazı açığa çıkarmasına dayanır.

    Önemli bir kalsiyum bileşiği olan kalsiyum asetat, asetat ve asetik asit îmâlâtında, tekstil kurutmasında ve baskısında; kalsiyum bromür, fotoğrafçılıkta, su alıcı madde olarak yiyecek ve ahşabın korunmasında; kalsiyum siyanamit, sun’î gübrede istenmeyen otlara karşı ve demir-çeliğin sertleştirilmesinde; kalsiyum sikhamat, alkolsüz içkilerde, düşük kalorili ve diyabetik yiyeceklerde sun’î tat verici olarak; kalsiyum hipoklorit, bakterilere, mantarlara karşı; kalsiyum tungstat ışık veren boyalarda ve floresan lambalarda kullanılır. Bu bileşiğin sentetik kristalleri laser ve maserler için bir başlangıç maddesidir.


    Biyolojik önemi Yaşayan canlıların fizyolojik kimyâsında kalsiyum önemli rol oynar. İnsan vücûdundaki kalsiyumun % 99’u kemiklerde ve dişte bulunur. Kan kalsiyum düzeyi sağlıklı bır insanda 8,5-10,2 mg/dL düzeyindedir. 8,5 mg/dL altındaki değerler Hipokalsemi, 10,2mg/dL üzerindeki değerlerde ise hiperkalsemi olarak adlandırılır. Kalsiyumun büyük bir kısımı kanda Albumine bağlanarak taşınır. Vücutta birçok fizyolojik fonksiyonu olan kalsiyumun kâfi miktarlarda alınmaması, barsaklardan emiliminde bozukluklar, yetersiz güneş ışığına maruz kalmak kalsiyum eksikliğine sebep olur. Çocuklardaki klinik tabloya Raşitizm, yetişkinlerde ise Osteomalazi olarak isimlendirilir. Kalsiyumun dokularda kullanılabilmesi için C ve D vitaminlerinin de yeterince bulunması lâzımdır. Hattâ kandaki fosfor ve kalsiyumun birbirine oranları da uygun olmalıdır. Peynir kalsiyumca, ceviz fosforca zengin bir yiyecektir.

    Kalsiyumun, kasların gerginliği ve kalbin çalışmasında, gebelik ve doğumdan sonra süt yapımında büyük rolü vardır. Kemik gelişimi ve yapısı üzerindeki etkileri nedeniyle özellikle bebeklerde ve çocuklarda yeterince kalsiyum alınmasına özen gösterilmelidir. Kalsiyum, süt ve süt ürünlerinde, yeşil sebzelerde bol miktarda bulunur. Ayrıca, badem, fındık gibi kuru yemişlerde kalsiyum içerir.

    Fazla alınması durumunda ise kas güçsüzlüğü, kireçlenme gibi belirtiler görülebilir.


    Bitkilerdeki önemi Yaşlı yapraklardan genç yapraklara hareket etmediği için eksiklik belirtileri ilk olarak genç yapraklarda veya dokularda görülür. Bitkinin kök gelişimi zayıflar. Genç yapraklarda kenar ölümleri, kıvrılma ve kırışma olur. Meyveler yumuşar ve raf ömürleri kısalır. Şeker pancarında uç yanıklığı oluşur. Domateste çiçek burnu çürüklüğü, karpuzda ve biberdede benzer simptomlar görülür. Elma ve armutta mantarsı leke, acı çürük ve acı beneğe rastlanır. Birçok meyve ve sebzelerde dış ve iç zararlar görülür. Meyvelerin pazar değerleri düşer.


Benzer Konular

  1. Yaşam İçin Gerekli Olan Elementler
    Konu Sahibi Fuzuli Forum Fizik ve Kimya
    Cevap: 1
    Son Mesaj : 29.Ocak.2010, 17:34
  2. Yaşam İçin Gerekli Olan Elementler
    Konu Sahibi Fuzuli Forum Fizik ve Kimya
    Cevap: 0
    Son Mesaj : 29.Ocak.2010, 17:23

Yetkileriniz

  • Konu Acma Yetkiniz Yok
  • Cevap Yazma Yetkiniz Yok
  • Eklenti Yükleme Yetkiniz Yok
  • Mesajınızı Değiştirme Yetkiniz Yok
  •  
müslüman sohbet, islami forum sohbet oyun