عناصر المجموعة الخامسة عشرة من الجدول الدوري:

العدد الذري: 7

الوزن الذري:

 14.0067

 نقطة الانصهار : 

−209.86 °C (−345.8 °F)

نقطة الغليان: 

−195.8 °C (−320.4 °F)

الكثافة: (1 atm, 0° C) 1.2506 grams/litre

حالات التأكسد: −3, +3, +5

الترتيب الالكتروني: 1s22s22p3

النيتروجين غاز عديم اللون والرائحة، وهو غير نشط كيميائيًا نسبيًا. وعلى الرغم من كونه العنصر الأكثر وفرة في الغلاف الجوي، إلا أن النيتروجين يحتل المرتبة الخامسة فقط من حيث الوفرة في الكون، وذلك بسبب ندرته النسبية في الغلاف الأرضي والغلاف المائي.

يوجد نظيران طبيعيان للنيتروجين، هما النيتروجين-١٤ والنيتروجين-١٥، حيث يشكل النيتروجين-١٤ نسبة ٩٩.٦٣٪ من إجمالي النيتروجين.

هذا العنصر اللافلزي عديم اللون والطعم والرائحة، ويتواجد في الطبيعة كغاز غير قابل للاشتعال. بالمقارنة مع باقي عناصر المجموعة ١٥ ، يتميز النيتروجين بأعلى كهرسلبية، مما يجعله أكثر عناصر المجموعة لافلزية. 

حالات الأكسدة الشائعة للنيتروجين هي +5 و+3 و-3.

 تاريخُ العنصر:

 اكتُشف النيتروجين عام ١٧٧٢ على يد الكيميائي الاسكتلندي دانيال رذرفورد، عندما أزال الأكسجين وثاني أكسيد الكربون من الهواء، وأثبت أن الغاز المتبقي لا يدعم اشتعال النيران أو وجود الكائنات الحية. 

ورغم أن الفضل في هذا الاكتشاف يُنسب إلى رذرفورد، إلا أن العديد من العلماء البارزين الآخرين، مثل شيل وكافنديش وبريستلي، كانوا يعملون في الوقت نفسه على تحديد خصائص النيتروجين. اسم العنصر مشتق من الكلمتين اللاتينيتين "نيترون" و"جينيس"، واللتان تعنيان معًا "مُكَوِّن نترات البوتاسيوم".

أطلق الكيميائي الفرنسي أنطوان لوران لافوازييه خطأً اسم "أزوت" على النيتروجين، وهو مصطلح يعني "بلا حياة".

  يشكل النيتروجين حوالي 0.002% من قشرة الأرض، ولكنه يشكل 78% من حجم الغلاف الجوي للأرض. 

* كما اكتُشف النيتروجين في غلافَي كوكبَي الزهرة والمريخ الجويين. تبلغ نسبة النيتروجين في غلاف الزهرة الجوي 3.5%، بينما تبلغ 2.7% في غلاف المريخ الجوي. 

* يوجد النيتروجين بشكل طبيعي في البروتينات الحيوانية والنباتية، وفي بقايا متحجرة لنباتات قديمة. من المعادن المهمة المحتوية على النيتروجين نترات البوتاسيوم (KNO3) ونترات الصوديوم (NaNO3)، والتي توجد في المناطق الصحراوية وتُعدّ مكونات أساسية للأسمدة.

قبل اكتشاف عملية تحويل النيتروجين إلى أمونيا، كانت مصادر النيتروجين محدودة. تُعدّ عملية هابر-بوش، إحدى عمليات تحويل النيتروجين إلى أمونيا، بالغة الأهمية لإنتاج النيتروجين. يتميز النيتروجين بانخفاض ذوبانه في السوائل، ولا يمتلك أي أشكال تآصلية في جزيء N2.

يُعدّ غاز النيتروجين N2(g)، ذو الاستقرار الاستثنائي، المصدر الذي تُشتق منه جميع مركبات النيتروجين في نهاية المطاف. يعود استقرار N2(g) إلى بنيته الإلكترونية؛ فالرابطة بين ذرتي النيتروجين في N2 هي رابطة تساهمية ثلاثية، وهي رابطة قوية يصعب كسرها. التغير في المحتوى الحراري المصاحب لكسر الروابط في N2 ماص للحرارة بشدة: ΔH = +945.4 كيلوجول. 

بالإضافة إلى ذلك، تُظهر طاقات غيبس لتكوين مركبات النيتروجين أن تكوينها غير تلقائي، وأن العملية التالية لا تحدث في درجات الحرارة العادية:

تشمل أكاسيد وأحماض النيتروجين الأكسجينية أكسيد النيتروز (N2O)، وأكسيد النيتروجين (NO)، وثاني أكسيد النيتروجين (NO2). يُستخدم أكسيد النيتروز، المعروف أيضًا باسم "غاز الضحك"، في طب الأسنان، والولادة، ولزيادة سرعة السيارات. يوجد أكسيد النيتروجين في الضباب الدخاني وفي النواقل العصبية. الهيدرازين، N2H4، سائل سام عديم اللون ينفجر في الهواء. يُعد الهيدرازين عامل اختزال جيدًا، ويُستخدم ميثيل الهيدرازين عادةً كوقود للصواريخ.

 ما هي دورة النيتروجين؟ لماذا نحتاجها؟

* دورة النيتروجين، هي دوران النيتروجين بأشكاله المختلفة في الطبيعة. يُعدّ النيتروجين، وهو مُكوّن أساسي للبروتينات والأحماض النووية، ضروريًا للحياة على الأرض. على الرغم من أن 78% من حجم الغلاف الجوي عبارة عن غاز نيتروجين، إلا أن هذا المخزون الوفير موجود في صورة غير قابلة للاستخدام من قِبل معظم الكائنات الحية. مع ذلك، ومن خلال سلسلة من التحولات الميكروبية، يُصبح النيتروجين مُتاحًا للنباتات، التي بدورها تُحافظ في نهاية المطاف على الحياة الحيوانية. تندرج هذه الخطوات، التي تتبع تسلسلًا مُباشرًا تمامًا، ضمن التصنيفات التالية: تثبيت النيتروجين، واستيعاب النيتروجين، والأمونة، والنترجة، ونزع النيتروجين.

تتم الدورة النيرتروجينية بالتسلسل الآتي:

يتم تثبيت النيتروجين، الذي يتم فيه تحويل غاز النيتروجين إلى مركبات نيتروجينية غير عضوية، في الغالب (90%) بواسطة أنواع مُعينة من البكتيريا والطحالب الخضراء المُزرقة. يتم تثبيت كمية أقل بكثير من النيتروجين الحر بواسطة وسائل غير حيوية (مثل البرق، والأشعة فوق البنفسجية، والمعدات الكهربائية) و تتحول النترات إلى أمونيا عبر عملية هابر-بوش.

تُدمج النترات والأمونيا الناتجة عن تثبيت النيتروجين في مركبات الأنسجة الخاصة بالطحالب والنباتات الراقية. ثم تبتلع الحيوانات هذه الطحالب والنباتات، فتحولها إلى مركباتها الخاصة.

تتحلل بقايا جميع الكائنات الحية - وفضلاتها - بواسطة الكائنات الدقيقة في عملية الأمونيا، التي تُنتج الأمونيا (NH3) وأيونات الأمونيوم (NH4+). (في الظروف اللاهوائية، أو الخالية من الأكسجين، قد تظهر نواتج تعفن كريهة الرائحة، ولكنها تتحول هي الأخرى إلى أمونيا مع مرور الوقت). يمكن للأمونيا أن تغادر التربة أو تتحول إلى مركبات نيتروجينية أخرى، وذلك تبعًا لظروف التربة.

كما تُستقلب النترات بواسطة بكتيريا نزع النتروجين، التي تنشط بشكل خاص في التربة اللاهوائية المشبعة بالماء. يميل نشاط هذه البكتيريا إلى استنزاف نترات التربة، مما يؤدي إلى تكوين نيتروجين حر في الغلاف الجوي.

تُستقلب النترات أيضًا بواسطة بكتيريا نزع النتروجين، التي تنشط بشكل خاص في التربة اللاهوائية المشبعة بالماء. تثبيت النيتروجين هو أي عملية طبيعية أو صناعية تؤدي إلى اتحاد النيتروجين الحر (N2)، وهو غاز خامل نسبيًا ومتوفر بكثرة في الهواء، كيميائيًا مع عناصر أخرى لتكوين مركبات نيتروجينية أكثر تفاعلية مثل الأمونيا والنترات والنتريت.

* في الظروف العادية، لا يتفاعل النيتروجين مع العناصر الأخرى. ومع ذلك، توجد المركبات النيتروجينية في جميع أنواع التربة الخصبة، وفي جميع الكائنات الحية، وفي العديد من المواد الغذائية، وفي الفحم، وفي مواد كيميائية طبيعية مثل نترات الصوديوم (ملح البارود) والأمونيا. كما يوجد النيتروجين في نواة كل خلية حية كأحد المكونات الكيميائية للحمض النووي (DNA).

* يُثبَّت النيتروجين، أو يُدمج، في الطبيعة على شكل أكسيد النيتريك بواسطة البرق والأشعة فوق البنفسجية، ولكن كميات أكبر من النيتروجين تُثبَّت على شكل أمونيا ونتريت ونترات بواسطة الكائنات الحية الدقيقة في التربة. وتُساهم هذه الكائنات بأكثر من 90% من إجمالي تثبيت النيتروجين. يُعرف نوعان من الكائنات الدقيقة المثبتة للنيتروجين: البكتيريا الحرة (غير التكافلية)، بما في ذلك البكتيريا الزرقاء (أو الطحالب الخضراء المزرقة) مثل الأناباينا والنوستوك، وأجناس أخرى مثل الأزوتوباكتر والبيجيرينكيا والكلوستريديوم؛ والبكتيريا التكافلية (المتبادلة المنفعة) مثل الريزوبيوم، المرتبطة بالبقوليات، وأنواع مختلفة من الأزوسبيريلوم، المرتبطة بالأعشاب والحبوب.

 هابر-بوش، طريقة لتصنيع الأمونيا مباشرةً من الهيدروجين والنيتروجين، طوّرها الكيميائي الفيزيائي الألماني فريتز هابر. نال هابر جائزة نوبل في الكيمياء عام 1918 لاكتشافه هذه الطريقة التي جعلت إنتاج الأمونيا مجديًا اقتصاديًا. ثمّ طُوّرت هذه الطريقة إلى عملية واسعة النطاق باستخدام محفز وتقنيات الضغط العالي على يد كارل بوش، الكيميائي الصناعي الذي فاز بجائزة نوبل عام 1931 مناصفةً مع فريدريش بيرغيوس لأبحاثهما في مجال الضغط العالي.

كيف تتم عملية هابر-بوش إذن؟

كانت عملية هابر-بوش أول عملية كيميائية صناعية تستخدم الضغط العالي في التفاعلات الكيميائية. فهي تجمع النيتروجين من الهواء مباشرةً مع الهيدروجين تحت ضغوط عالية للغاية ودرجات حرارة متوسطة الارتفاع. يُمكّن استخدام محفز مصنوع في معظمه من الحديد من إجراء التفاعل عند درجة حرارة أقل من المعتاد، بينما يضمن إزالة الأمونيا من المزيج فور تكوّنها الحفاظ على حالة توازن تُفضّل تكوين المنتج. كلما انخفضت درجة الحرارة وارتفع الضغط المستخدم، زادت نسبة الأمونيا الناتجة في الخليط. في الإنتاج التجاري، يُجرى التفاعل عند ضغوط تتراوح بين 200 و400 ضغط جوي، ودرجات حرارة تتراوح بين 400 و650 درجة مئوية (750 إلى 1200 درجة فهرنهايت). تُعدّ عملية هابر-بوش الأكثر اقتصادية لتثبيت النيتروجين، ومع بعض التعديلات، لا تزال تُستخدم كإحدى العمليات الأساسية في الصناعة الكيميائية عالميًا.

 إسهامات غاز النتروجين:

 يُعدّ النيتروجين (N₂) أكثر الغازات المبردة شيوعًا في العالم. يغلي عند درجة حرارة -196 درجة مئوية. وهو عديم الرائحة واللون، وغير قابل للاشتعال، وخامل كيميائيًا، ولذلك يُعتبر الخيار الأمثل لتجميد الأطعمة، والحفظ بالتبريد، والتغطية الخاملة في التصنيع، وأبحاث التبريد.

تُعنى تقنية التبريد العميق (التبريد الفائق) بالعلوم والهندسة، وتحديدًا بإنتاج وحفظ والعمل في درجات حرارة منخفضة جدًا، عادةً ما تقل عن -160 درجة مئوية (حوالي 113 كلفن) في معظم المصانع. كلمة "التبريد الفائق" مشتقة من الكلمتين اليونانيتين "kryos" بمعنى الصقيع، و"genics" بمعنى الإنتاج. درجة حرارة 120 كلفن (-153 درجة مئوية) كحد فاصل بين التبريد القياسي والتبريد الفائق التقليدي.

تغطي درجات الحرارة المبردة نطاقًا واسعًا، ويُحدد كل مستوى منها بالغازات المبردة التي تتحول إلى سوائل عند هذه الدرجة. 

 يُعد النيتروجين من أكثر السوائل المبردة شيوعًا، حيث يغلي عند -196 درجة مئوية، ويمكن استخدامه في تطبيقات متنوعة، من تجميد الطعام إلى تغطية الأشياء بأغطية خاملة. عند -253 درجة مئوية، يتحول الهيدروجين من الحالة الغازية إلى الحالة السائلة، وهو أمر مفيد في دفع الصواريخ وخلايا الوقود. 

تعمل معظم أنظمة التبريد الصناعية المبردة في الجزء العلوي من هذا النطاق، والذي يتراوح بين -50 درجة مئوية و-160 درجة مئوية. وعندما تنخفض درجات الحرارة إلى ما دون -196 درجة مئوية، يزداد التعقيد الهندسي بشكل كبير، مما يتطلب استخدام غازات مبردة مثل الهيليوم والهيدروجين.

صناعة الأغذية والمشروبات

تُعد صناعة الأغذية والمشروبات من أبرز مُستخدمي غاز النيتروجين.

يُمكن أن يُساهم التعرض للأكسجين في أكسدة وتلف العديد من الأطعمة. يُمكن إدخال النيتروجين في العبوات لإزاحة الأكسجين وخلق بيئة أكثر تحكمًا حول المنتج.

تُساعد هذه العملية، المرتبطة عادةً بالتغليف في جو مُعدل (MAP)، في الحفاظ على نضارة المنتج ومظهره وجودته.

يمكن استخدام النيتروجين في منتجات مثل:

الوجبات الخفيفة

القهوة

المكسرات

اللحوم والدواجن

منتجات الألبان

الأطعمة الجاهزة

المشروبات

يُعدّ إنتاج النيتروجين في الموقع ذا قيمة خاصة للمنشآت التي تُعبّئ المنتجات باستمرار، وبالتالي تتطلب إمدادًا مستمرًا من النيتروجين.

صناعة الإلكترونيات

تتطلب الإلكترونيات الحديثة ظروف تصنيع دقيقة للغاية. يُستخدم النيتروجين بكثرة في صناعة الإلكترونيات نظرًا لخصائصه الخاملة التي تُساعد على خلق بيئة مُتحكّم بها وتقليل الأكسدة.

تشمل التطبيقات ما يلي:

تقنية التجميع السطحي (SMT)

اللحام الانتقائي

اللحام الخالي من الرصاص

تصنيع أشباه الموصلات

إنتاج المكونات واختبارها

بالنسبة لمصنّعي الإلكترونيات الذين يحتاجون إلى نقاء نيتروجين ثابت، يُمكن لمولد النيتروجين في الموقع توفير الغاز وفقًا لمتطلبات التدفق والنقاء الخاصة بالمنشأة.

تصنيع المعادن والقطع بالليزر

يُستخدم النيتروجين أيضًا على نطاق واسع في جميع مراحل تشكيل المعادن وتصنيعها.

يُعدّ القطع بالليزر أحد التطبيقات المهمة، حيث يُمكن استخدام النيتروجين عالي النقاء كغاز مساعد. يساعد النيتروجين على منع الأكسدة على طول حافة القطع، مما يُنتج سطحًا أنظف ويقلل الحاجة إلى عمليات معالجة إضافية.

يمكن للمنشآت التي تستهلك كميات كبيرة من النيتروجين الاستفادة من توليد الغاز عند الطلب بدلاً من شراء الأسطوانات أو الغاز بكميات كبيرة بشكل مستمر.

صناعة الأدوية

يُعدّ الحفاظ على بيئات مُتحكّم بها أمرًا بالغ الأهمية في جميع مراحل صناعة الأدوية.

تُتيح خصائص النيتروجين الخاملة استخدامه في التطبيقات التي قد يؤثر فيها الأكسجين أو الرطوبة سلبًا على المواد أو العمليات أو المنتجات النهائية.

تشمل التطبيقات الشائعة ما يلي:

تغطية الخزانات

نقل المنتجات

التعبئة والتغليف

التخزين

تخميل العمليات

يُتيح مولد النيتروجين الموجود في الموقع للمنشآت الصيدلانية تحكمًا أكبر في إمدادات النيتروجين، ويمكن تصميمه وفقًا لمتطلبات النقاء والتدفق المحددة.

صناعة النفط والغاز

تستخدم صناعة النفط والغاز النيتروجين في العديد من التطبيقات التي تتطلب غازًا جافًا وخاملًا.

تشمل تطبيقات النيتروجين ما يلي:

تنظيف خطوط الأنابيب

تغطية الخزانات

التخميل

اختبار الضغط

عمليات الآبار

التطبيقات البحرية

يُعدّ توليد النيتروجين في الموقع مفيدًا للغاية في هذا القطاع، إذ يُمكن تصميم الأنظمة لتناسب المنشآت الثابتة، فضلًا عن التطبيقات الميدانية والنائية.

المعالجة الكيميائية

يحتاج مصنّعو المواد الكيميائية غالبًا إلى التحكم في الغلاف الجوي المحيط بالمواد والعمليات.

يُمكن للنيتروجين إزاحة الأكسجين من الخزانات والأوعية ومعدات المعالجة، مما يُساعد على خلق بيئة خاملة.

بحسب العملية، يُمكن استخدام النيتروجين للتغطية، والتنظيف، ونقل المنتجات، وغيرها من عمليات التصنيع.

يُوفّر توليد النيتروجين عند الطلب للمصانع الكيميائية إمدادًا ثابتًا، مع تقليل اعتماد عمليات المعالجة على إمدادات الغاز الخارجية.

صناعة الطيران والسيارات

يُتيح استقرار النيتروجين استخدامه في العديد من تطبيقات الطيران والسيارات.

يُمكن استخدامه في تصنيع المكونات، والاختبار، والتخميل، ونفخ الإطارات، وغيرها من العمليات التي تتطلب إمدادًا مُتحكمًا به من الغاز.

نظرًا لاختلاف هذه التطبيقات اختلافًا كبيرًا، يمكن تهيئة أنظمة توليد النيتروجين وفقًا لمعدل التدفق والضغط والنقاء المطلوب.

أنظمة الوقاية من الحرائق والرشاشات

أصبح النيتروجين أداةً مهمةً في بعض تطبيقات الحماية من الحرائق.

يُمكن استخدام النيتروجين في أنظمة رشاشات الحريق الجافة والآلية لتقليل كمية الأكسجين داخل الأنابيب. ويُساعد الحفاظ على بيئة غنية بالنيتروجين في الحد من الظروف التي تُساهم في التآكل الداخلي.

تُعدّ تقنية توليد النيتروجين عبر الأغشية مناسبةً بشكلٍ خاص للتطبيقات التي لا تتطلب نقاءً عاليًا جدًا للنيتروجين.

التطبيقات البحرية والسفن

قد تحتاج السفن والمنشآت البحرية إلى النيتروجين لتخميل الغازات وغيرها من العمليات على متنها.

على عكس ترتيبات توصيل الغاز التقليدية، يُمكن لنظام النيتروجين الموجود في الموقع توفير إمداد مستقل أينما تم تركيب المولد. وهذا ما يجعل توليد النيتروجين جذابًا بشكلٍ خاص للتطبيقات التي قد يصعب فيها الوصول إلى الغاز المُوَصَّل.

 ما هي أهم تفاعلات النيتروجين و مركباته؟ و لماذا؟ 

أهم مركبات للنتيروجين هو حمض النيتريك (HNO3)، سائل عديم اللون، متصاعد الأبخرة، شديد التآكل، نقطة تجمده -42 درجة مئوية، ونقطة غليانه 83 درجة مئوية، وهو كاشف شائع في المختبرات ومادة كيميائية صناعية مهمة في صناعة الأسمدة والمتفجرات. وهو سام ويمكن أن يسبب حروقًا بالغة.

ما هو تاريخ تحضير حمض النتريك؟

كان تحضير حمض النيتريك واستخدامه معروفًا لدى الكيميائيين الأوائل. إحدى الطرق المختبرية الشائعة التي استُخدمت لسنوات عديدة، والتي تُنسب إلى الكيميائي الألماني يوهان رودولف غلاوبر (1648)، كانت تقوم على تسخين نترات البوتاسيوم مع حمض الكبريتيك المركز. 

في عام 1776، أثبت أنطوان لوران لافوازييه أنه يحتوي على الأكسجين، وفي عام 1816، حدد جوزيف لويس غاي لوساك وكلود لويس بيرتوليه تركيبه الكيميائي.

 

الطريقة الرئيسية لإنتاج حمض النيتريك هي الأكسدة التحفيزية للأمونيا. في الطريقة التي طورها الكيميائي الألماني فيلهلم أوستوالد عام ١٩٠١، يُؤكسد غاز الأمونيا تباعًا إلى أكسيد النيتريك وثاني أكسيد النيتروجين بواسطة الهواء أو الأكسجين بوجود محفز من شاش البلاتين. يُمتص ثاني أكسيد النيتروجين في الماء لتكوين حمض النيتريك. يمكن تجفيف المحلول الحمضي الناتج في الماء (حوالي ٥٠-٧٠٪ حمض وزنيًا) بالتقطير باستخدام حمض الكبريتيك.

يتحلل حمض النيتريك إلى ماء وثاني أكسيد النيتروجين وأكسجين، مكونًا محلولًا أصفر مائلًا للبني. وهو حمض قوي، يتأين كليًا إلى أيونات الهيدرونيوم (H3O+) والنترات (NO3−) في المحلول المائي، وعامل مؤكسد قوي (يعمل كمستقبل للإلكترونات في تفاعلات الأكسدة والاختزال). من بين التفاعلات العديدة المهمة لحمض النيتريك: معادلة الأمونيا لتكوين نترات الأمونيوم، وهو مكون رئيسي للأسمدة؛ نترجة الجلسرين والتولوين، لتكوين المتفجرات النيتروجليسرين وثلاثي نترو التولوين (TNT)، على التوالي؛ تحضير النيتروسليلوز؛ وأكسدة المعادن إلى الأكاسيد أو النترات المقابلة.

 تعرفنا على حمض النتريك؛ فتعالوا لنتعرف على أهم مركبات النتروجين، الامونيا:

كيف يتم تحضير الأمونيا؟

تم تحضير الأمونيا النقية لأول مرة على يد العالم الفيزيائي الإنجليزي جوزيف بريستلي عام 1774، وحدد الكيميائي الفرنسي كلود لويس بيرتوليه تركيبها بدقة عام 1785. وتُعد الأمونيا باستمرار من بين المواد الكيميائية الخمس الأكثر إنتاجًا في الولايات المتحدة. وتُعتبر عملية هابر-بوش الطريقة التجارية الرئيسية لإنتاج الأمونيا، وهي عملية تتضمن التفاعل المباشر بين الهيدروجين والنيتروجين.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

الأمونيا غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة قوية. تبلغ درجة غليانه -33.35 درجة مئوية (-28.03 درجة فهرنهايت)، ودرجة تجمده -77.7 درجة مئوية (-107.8 درجة فهرنهايت). يتميز الأمونيا بحرارة تبخر عالية (23.3 كيلوجول لكل مول عند درجة غليانه)، ويمكن التعامل معه كسائل في حاويات معزولة حراريًا في المختبر. (حرارة تبخر المادة هي عدد الكيلوجولات اللازمة لتبخير مول واحد من المادة دون تغيير في درجة الحرارة). جزيء الأمونيا له شكل هرمي ثلاثي، حيث ترتبط ذرات الهيدروجين الثلاث وزوج من الإلكترونات غير المشتركة بذرة النيتروجين. وهو جزيء قطبي، وترتبط جزيئاته ببعضها ارتباطًا وثيقًا بسبب الروابط الهيدروجينية القوية بين الجزيئات. ثابت العزل الكهربائي للأمونيا (22 عند -34 درجة مئوية [-29 درجة فهرنهايت]) أقل من ثابت العزل الكهربائي للماء (81 عند 25 درجة مئوية [77 درجة فهرنهايت])، لذا فهو مذيب أفضل للمواد العضوية. ومع ذلك، لا يزال مرتفعًا بما يكفي ليسمح للأمونيا بالعمل كمذيب مؤين جيد إلى حد ما. تتأين الأمونيا ذاتيًا أيضًا، وإن كان بدرجة أقل من الماء.

2NH3 ⇌ NH4+ + NH2

تُستخدم الأمونيا السائلة على نطاق واسع كمذيب غير مائي. تذوب الفلزات القلوية، وكذلك الفلزات القلوية الترابية الأثقل، وحتى بعض الفلزات الانتقالية الداخلية، في الأمونيا السائلة، مُنتجةً محاليل زرقاء. تُشير القياسات الفيزيائية، بما في ذلك دراسات التوصيل الكهربائي، إلى أن هذا اللون الأزرق والتيار الكهربائي ناتجان عن الإلكترونات المُذابة.

فلز (مُشتت) ⇌ فلز(NH3)x ⇌ M+(NH3)x + e−(NH3)y

تُعد هذه المحاليل مصادر ممتازة للإلكترونات لاختزال أنواع كيميائية أخرى. مع ازدياد تركيز الفلز المُذاب، يصبح لون المحلول أزرق داكنًا، ثم يتحول في النهاية إلى محلول بلون النحاس ذي بريق معدني. ينخفض التوصيل الكهربائي، وهناك أدلة على أن الإلكترونات المُذابة تتحد لتكوين أزواج إلكترونية.

2e−(NH3)y ⇌ e2(NH3)y

تذوب معظم أملاح الأمونيوم بسهولة في الأمونيا السائلة.

 ما هو التاريخ للتثبيت الصناعي للنتروجين؟

تثبيت النيتروجين الصناعي

لطالما استُخدمت المواد النيتروجينية في الزراعة كأسمدة، وخلال القرن التاسع عشر، ازداد فهم أهمية النيتروجين المُثبَّت لنمو النباتات. وبناءً على ذلك؛ جُمعت الأمونيا الناتجة عن صناعة فحم الكوك من الفحم واستُخدمت كسماد، وكذلك رواسب نترات الصوديوم (ملح البارود) من تشيلي. وحيثما وُجدت الزراعة المكثفة؛ نشأ طلب على مركبات النيتروجين لتكملة الإمداد الطبيعي في التربة.

 في الوقت نفسه، أدى ازدياد كمية نترات البوتاسيوم التشيلية المستخدمة في صناعة البارود إلى بحث عالمي عن رواسب طبيعية لهذا المركب النيتروجيني. وبحلول نهاية القرن التاسع عشر، بات من الواضح أن ما يتم استخراجه من صناعة تفحيم الفحم واستيراد النترات التشيلية لن يكفي لتلبية الاحتياجات المستقبلية. علاوة على ذلك، أُدرك أنه في حال نشوب حرب كبرى، فإن أي دولة معزولة عن الإمدادات التشيلية ستعجز سريعًا عن تصنيع الذخائر بكميات كافية.

خلال العقد الأول من القرن العشرين، تُوّجت جهود بحثية مكثفة بتطوير العديد من عمليات تثبيت النيتروجين التجارية. وكانت أكثر ثلاث طرق إنتاجية هي: الدمج المباشر للنيتروجين مع الأكسجين، وتفاعل النيتروجين مع كربيد الكالسيوم، والدمج المباشر للنيتروجين مع الهيدروجين.

 في الطريقة الأولى:

 يُسخّن الهواء أو أي خليط غير مختلط من الأكسجين والنيتروجين إلى درجة حرارة عالية جدًا، ويتفاعل جزء صغير من الخليط لتكوين غاز أكسيد النيتريك. ثم يُحوّل أكسيد النيتريك كيميائيًا إلى نترات لاستخدامها كأسمدة. بحلول عام ١٩٠٢، استُخدمت المولدات الكهربائية في شلالات نياجرا، نيويورك، لدمج النيتروجين والأكسجين في درجات حرارة عالية باستخدام القوس الكهربائي. لم يُحقق هذا المشروع نجاحًا تجاريًا، ولكن في عام ١٩٠٤، استخدم كريستيان بيركلاند وصاموئيل إيدي من النرويج طريقة القوس الكهربائي في مصنع صغير، والذي كان بمثابة النواة الأولى لعدة مصانع أكبر حجمًا وناجحة تجاريًا بُنيت في النرويج ودول أخرى.

* مع ذلك، كانت عملية القوس الكهربائي مكلفة وغير فعالة بطبيعتها في استهلاك الطاقة، وسرعان ما تم التخلي عنها لصالح عمليات أفضل.

* إحدى هذه الطرق اعتمدت على تفاعل النيتروجين مع كربيد الكالسيوم في درجات حرارة عالية لتكوين سياناميد الكالسيوم، الذي يتحلل مائيًا إلى أمونيا ويوريا.

* استُخدمت عملية السياناميد على نطاق واسع من قبل عدة دول قبل وأثناء الحرب العالمية الأولى، ولكنها كانت أيضًا كثيفة الاستهلاك للطاقة، وبحلول عام ١٩١٨، جعلتها عملية هابر-بوش قديمة الطراز.

 ما هي آثار نقصان النيتروجين؟

يُعدّ النيتروجين أحد العناصر العضوية العديدة التي تلعب دورًا هامًا في عملية التمثيل الضوئي وتعزيز الإنتاجية، ويُعتبر نقصه عاملًا رئيسيًا يُحدّ من كفاءة الإنتاج. يزيد النيتروجين من مؤشر مساحة الورقة (LAI) ويُعزز أيضًا الموارد الفسيولوجية للنبات . 

يُساهم نقص النيتروجين في فقدان اللون الأخضر للأوراق، وانخفاض مساحة الورقة، ومعدل التمثيل الضوئي، مما يؤدي إلى انخفاض إنتاجية نواتج التمثيل الضوئي، وبالتالي انخفاض الإنتاج.

 إن العلاقة الواضحة بين استقلاب النيتروجين ونقص إزالة سمية الأمونيا، والتي تعتمد على وظائف الكبد وتحويلة PS، تميز اعتلال الدماغ الكبدي عن أنواع الهذيان الأخرى غير المحددة (المعروفة أيضًا باسم "اعتلال الدماغ")، والتي تحدث بسهولة في العديد من الحالات الطبية الخطيرة، مثل الالتهاب الرئوي، والتهابات المسالك البولية، واحتشاء عضلة القلب، وكسور الورك، ونقص صوديوم الدم، والتسمم الدوائي، وما إلى ذلك، وتُلاحظ بسهولة لدى كبار السن.

 إذن، ما هي المخاطر التي تصاحب استخدام النيتروجين؟

تشمل المخاطر الرئيسية من النيتروجين استعمال غاز النيتروجين- و هو غاز خامل وغير قابل للاشتعال، ويُستخدم عادةً لتقليل مستويات الأكسجين وتوفير ظروف أكثر أمانًا. على الرغم من أنه لا يحترق ولا يساعد على الاحتراق، إلا أن وجود كميات زائدة منه في الأماكن المغلقة قد يؤدي إلى مخاطر الاختناق-، من هذه المخاطر ما يلي:

إزاحة الأكسجين والاختناق: عند انطلاق غاز النيتروجين في الهواء، فإنه قد يُزيح الأكسجين، مما يؤدي إلى انخفاض مستويات الأكسجين إلى مستويات خطيرة. وقد ينتج عن ذلك الاختناق، الذي قد يكون مميتًا إذا لم يُعالج فورًا.

خطر الانفجار في الأماكن المغلقة: في المناطق ذات التهوية السيئة أو التي لا تُدار فيها مستويات الغاز بشكل صحيح، يمكن أن يؤدي عدم توازن تركيزات النيتروجين والأكسجين إلى خلق ظروف خطرة، بما في ذلك زيادة خطر الانفجارات.

البيئات الغنية بالأكسجين: يمكن أن تؤدي المستويات المرتفعة من الأكسجين إلى زيادة كبيرة في قابلية اشتعال المواد، مثل الملابس، مما يزيد من خطر حوادث الحريق.

الحروق الناتجة عن التبريد الشديد: يمكن أن يؤدي التلامس المباشر مع النيتروجين السائل إلى قضمة صقيع شديدة أو حروق ناتجة عن التبريد الشديد.

الاختناق: يمكن أن يُزيح النيتروجين السائل الأكسجين في الهواء، مما يؤدي إلى خطر الاختناق في الأماكن المغلقة.

مخاطر الضغط: عند تحول الغاز من الحالة السائلة إلى الحالة الغازية، يتمدد بمقدار 700 إلى 800 ضعف. قد يؤدي التمدد السريع لهذا الغاز إلى تراكم الضغط، مما قد يتسبب في انفجارات إذا لم يتم تهويته بشكل صحيح.

تقصف المواد: التعرض المطول للنيتروجين السائل قد يجعل المواد هشة وعرضة للتشقق.

 رغم كل الحاجة و الفوائد التي تعود لوجود النتروجين في حياتنا، هنالك جزء من المخاطر يظهر عند إزدياد نسبة النيتروجين في مكان معين، دعونا نتعرف على هذه المخاطر:

 يُقدَّر التقييم الكمي لترسب النيتروجين في النظم البيئية البرية والمائية بناءً على مفهوم الأحمال الحرجة. وعندما يتجاوز ترسب النيتروجين هذه الأحمال الحرجة، قد يؤدي ذلك إلى التخثث وفقدان التنوع البيولوجي. وينتج ترسب النيتروجين بشكل رئيسي عن الأمونيا (NH3) الناتجة عن الأنشطة الزراعية، وأكاسيد النيتروجين (NOx) الناتجة عن عمليات الاحتراق.

في عام 2023، سُجِّلت أعلى تجاوزات للأحمال الحرجة لترسب النيتروجين في وادي بو بإيطاليا والمناطق الحدودية بين هولندا وألمانيا. سُجّلت تجاوزات كبيرة في مستويات التلوث على طول الحدود بين الدنمارك وألمانيا، وفي شمال شرق إسبانيا. كما ظهرت بؤرٌ ساخنةٌ لتجاوزات مماثلة في هولندا ومناطقها الحدودية مع بلجيكا.

تُعزى هذه التجاوزات إلى كلٍّ من مركبات النيتروجين المختزلة الناتجة عن الأنشطة الزراعية والنيتروجين المؤكسد الناتج عن عمليات الاحتراق. في عام 2023، شكّل القطاع الزراعي 94% من إجمالي انبعاثات النيتروجين المختزلة في الدول الأعضاء في الاتحاد الأوروبي البالغ عددها ٢٧ دولة، حيث نتج 67% من هذه الانبعاثات عن الثروة الحيوانية. وسُجّلت أعلى مستويات انبعاثات النيتروجين المؤكسد (ثاني أكسيد النيتروجين، وحمض النيتريك، والجسيمات المحتوية على النترات) في بلجيكا، وشمال ألمانيا، وشمال إيطاليا، وهولندا، وبولندا.

 

الفوسفور (P) :

عنصر كيميائي لا فلزي من عائلة النيتروجين، المجموعة ١٥ من الجدول الدوري، وهو في درجة حرارة الغرفة مادة صلبة عديمة اللون، شبه شفافة، لينة، شمعية الملمس، تتوهج في الظلام.

المعلومات الأساسية:

العدد الذري: 15

الوزن الذري: 30.9738

نقطة الانصهار (أبيض): 44.1 درجة مئوية 

نقطة الغليان (أبيض): 280 درجة مئوية 

الكثافة (أبيض): 1.82 غرام/سم³ عند 20 درجة مئوية 

حالات الأكسدة: -3، +3، +5

التوزيع الإلكتروني: 1s²2s²2p⁶3s²3p³

تاريخ اكتشاف الفسفور:

ربما يكون الكيميائيون العرب في القرن الثاني عشر قد عزلوا عنصر الفوسفور بالصدفة، لكن السجلات غير واضحة بشأن الاكتشاف العربي للفسفور. 

 

 أن الفوسفور قد اكتُشف عام ١٦٦٩ على يد هينينغ براند، وهو تاجر ألماني كان يهوى الخيمياء. ترك براند خمسين دلوًا من البول حتى تعفّن وتكاثرت فيه الديدان. ثم قام بغلي البول حتى أصبح عجينة، وسخّنه مع الرمل، فاستخلص بذلك الفوسفور النقي من الخليط. أبلغ براند عن اكتشافه في رسالة إلى غوتفريد فيلهلم لايبنتز، وبعد ذلك، أثارت عروض هذا العنصر وقدرته على التوهج في الظلام، أو ما يُعرف بـ"التفسفر"، اهتمامًا عامًا.

 مع ذلك، ظل الفوسفور مجرد ظاهرة كيميائية غريبة حتى بعد قرن تقريبًا، عندما تبيّن أنه أحد مكونات العظام. هضم العظام بحمض النيتريك أو حمض الكبريتيك يُنتج حمض الفوسفوريك، الذي يُمكن استخلاص الفوسفور منه عن طريق التقطير بالتسخين مع الفحم.

 

 في أواخر القرن التاسع عشر، طوّر جيمس بورغيس ريدمان من إدنبرة طريقة الفرن الكهربائي لإنتاج العنصر من صخور الفوسفات، وهي الطريقة المستخدمة اليوم.

 الفسفور في الأرض:

الفوسفور عنصر واسع الانتشار، إذ يحتل المرتبة الثانية عشرة من حيث الوفرة في قشرة الأرض، حيث يُساهم بنحو 0.10% من وزنها. وتبلغ وفرته الكونية حوالي ذرة واحدة لكل 100 ذرة من السيليكون، وهو المعيار. 

ويضمن تفاعله الكيميائي العالي عدم وجوده في الحالة الحرة *باستثناء بعض النيازك. 

يوجد الفوسفور دائمًا على شكل أيون الفوسفات. وتُعدّ أملاح الفوسفات الشكل الرئيسي المُركّب له في الطبيعة. 

وقد وُجد أن حوالي ٥٥٠ معدنًا مختلفًا يحتوي على الفوسفور، ولكن المصدر الرئيسي للفوسفور من بينها هو سلسلة الأباتيت، التي تحتوي على أيونات الكالسيوم إلى جانب أيونات الفوسفات وكميات متفاوتة من أيونات الفلوريد أو الكلوريد أو الهيدروكسيد، وفقًا للصيغة [Ca10(PO4)6(F, Cl, or OH)2]. ومن المعادن الأخرى المهمة الحاملة للفوسفور: الوافيليت والفيفيانايت. 

عادةً، تحل ذرات المعادن مثل المغنيسيوم والمنغنيز والسترونتيوم والرصاص محل الكالسيوم في المعدن، بينما تحل السيليكات والكبريتات والفانادات وأيونات مماثلة محل أيونات الفوسفات. 

 

توجد رواسب رسوبية ضخمة من الفلوروأباتيت في أجزاء كثيرة من الأرض.

 أما فوسفات العظام ومينا الأسنان فهو الهيدروكسي أباتيت. (يعتمد مبدأ الحد من تسوس الأسنان عن طريق الفلورة على تحويل الهيدروكسي أباتيت إلى الفلوروأباتيت، وهو أكثر صلابة ومقاومة للتسوس).

* النظير الطبيعي الوحيد للفوسفور هو النظير ذو الكتل 31. أما النظائر الأخرى من الكتلة 24 إلى الكتلة 46 فقد تم تصنيعها بواسطة تفاعلات نووية مناسبة. جميع هذه النظائر مشعة ولها عمر نصف قصير نسبيًا. يبلغ عمر النصف للنظير ذي الكتلة ٣٢ حوالي ١٤.٢٦٨ يومًا، وقد أثبت فائدته الكبيرة في دراسات التتبع التي تتناول امتصاص الفوسفور وحركته في الكائنات الحية.

 الفوسفوريت: 

صخر ذو تركيز عالٍ من الفوسفات في كتل عقدية أو متراصة. قد يكون مصدر الفوسفات متنوعًا، بما في ذلك اللافقاريات البحرية التي تفرز أصدافًا من فوسفات الكالسيوم، وعظام وفضلات الفقاريات.

و تتشكل أسمك رواسب الفوسفوريت في المناطق التي تتميز بوجود الصخر الزيتي الكربوني والصوان. عادةً ما يكون الفوسفوريت كربونيًا وحبيبيًا، ويختلط بمواد هيكلية وأصداف فوسفاتية. قد يصل سمك الرواسب إلى متر واحد.

 كما يتشكل الفوسفوريت في المناطق المستقرة المرتبطة بالحجر الرملي أو الصخر الزيتي. هذه الرواسب ليست كربونية، ولكنها تحتوي على عقيدات وأصداف مُفسفتة. تحتوي طبقات الفوسفوريت النموذجية على حوالي ٣٠% من خامس أكسيد الفوسفور (P2O5)، وتُشكل المصدر الرئيسي للمواد الخام لمعظم إنتاج الأسمدة الفوسفاتية في العالم. تشمل رواسب الفوسفوريت الهامة في الولايات المتحدة تكوين فوسفوريا في أيداهو وتكوين مونتيري في كاليفورنيا. كما توجد رواسب كبيرة في صحراء سيتشورا في بيرو. 

يؤدي تحوّل الفوسفوريت إلى ترشيح الكربونات والكبريتيدات، مما يزيد من نسبة خامس أكسيد الفوسفور. فعلى سبيل المثال، تحتوي تكوينات الفوسفوريا على حوالي ٣٤% من خامس أكسيد الفوسفور بالقرب من السطح، مقارنةً بنحو ٢٨% فقط في الأعماق.

 دورة عنصر الفوسفور في الطبيعة:

 يوجد الفوسفور على شكل فوسفات الكالسيوم والحديد والألومنيوم في الصخور البركانية والرسوبية. على أسطح القارات، تذوب الفوسفات بفعل عملية التحلل المعدني (التغيرات المعدنية) التي تُذيب الصخور بفعل مياه الأمطار. تمتص النباتات الفوسفات الذائب وتستخدمه لإنتاج المواد العضوية خلال عملية التخليق الحيوي. ثم ينتقل الفوسفور عبر السلسلة الغذائية عن طريق استهلاك الحيوانات للنباتات. ويذوب مرة أخرى بفعل تحلل المواد الميتة بواسطة الكائنات الدقيقة.

على نطاق ضيق (بحيرة، نهر، غابة، مرعى)، يمر الفوسفور بمراحل عضوية (من الكائنات الحية) ومعدنية (بعد تحلل الكائنات الحية). أما على نطاق أوسع، فينتقل الفوسفور إلى النظم البيئية بفعل التعرية المائية والترشيح، ثم تحمله الأنهار إلى المناطق الساحلية حيث يُخصب مياهها. وتتميز هذه المياه عمومًا بإنتاجيتها العالية من العوالق النباتية البحرية.

يتمتع الفوسفور، الذي لا يوجد في الحالة الغازية، بألفة عالية لجزيئات التربة والرواسب. ويرتبط هذا الانتقال بنقل الرواسب في البيئات المائية، حيث يترسب الفوسفور القادم من القارات في قاع المحيط. ولذلك، فإن دورته العالمية الطبيعية ليست متوازنة تمامًا بين الفقدان القاري والتراكم في قاع المحيط. ويُقال إن دورة الفوسفور "مفتوحة" على مستوى المحيط الحيوي. وهذا ما يميزها بوضوح عن دورة النيتروجين الطبيعية، التي تسير في حلقة مغلقة بين الغلاف الجوي وأجزاء الأرض الأخرى. من خلال إدخال الفوسفات من تعدين صخور الفوسفات (أسمدة الفوسفات والفوسفات المستخدمة كمنظفات في الغسيل)، يقوم الإنسان بتضخيم الخلل في دورة الفوسفور الطبيعية.

 

أهمية الفسفور للكائنات الحية:

 يُعدّ الفوسفور عنصرًا هامًا في العظام والأسنان، وهو ضروري لنمو الكائنات الحية. يوجد هذا العنصر عادةً في الكائنات الحية على شكل فوسفات. 

أما في أشكاله الأخرى، فمن المرجح أن يكون الفوسفور شديد السمية. يُهاجم الفوسفور الأبيض الجلد، وعند ابتلاعه، يُسبب نخرًا في عظم الفك، يُعرف باسم "فك الفوسفور". وقد وُجد أن بعض الإسترات العضوية لحمض الفوسفوريك، المستخدمة كمضافات لزيوت التشحيم، تُسبب شللًا دائمًا عند ابتلاعها عن طريق الخطأ. يُعدّ الفوسفين شديد السمية، وكذلك مشتقاته العضوية. بعض أكثر المواد سميةً المعروفة للإنسان، والتي تُسمى مجتمعةً غازات الأعصاب، هي مشتقات عضوية للفوسفور.

 يوجد الفوسفور في سوائل خلايا الأنسجة الحية على شكل أيون الفوسفات PO43−، وهو أحد أهم المكونات المعدنية للنشاط الخلوي.

 الجينات: التي تُوجّه الوراثة ووظائف الخلية الأخرى، والموجودة في نواة كل خلية، هي جزيئات من الحمض النووي (DNA)، الذي يحتوي جميعها على الفوسفور. 

تُخزّن الخلايا الطاقة المُستمدة من العناصر الغذائية في جزيئات الأدينوسين ثلاثي الفوسفات (ATP). يُعدّ فوسفات الكالسيوم المكوّن غير العضوي الرئيسي للأسنان والعظام. الفوسفور عنصر أساسي في المواد الحية (DNA، أغشية الخلايا، الإنزيمات، العظام، ATP)، ولكنه عنصر نادر في البيئة الطبيعية -أقل من ٠،١% من كتلة الصخور الأرضية-.

التصنيع التجاري و الاستخدامات المتعلقة بالفسفور:

 المصدر التجاري الرئيسي هو الفوسفوريت، أو صخر الفوسفات، وهو شكل غير نقي من الأباتيت الحامل للكربونات. تُقدّر كمية صخر الفوسفات في قشرة الأرض بنحو ٦٥ مليار طن، منها حوالي ٨٠% في المغرب والصحراء الغربية. يشمل هذا التقدير الخام الغني بالفوسفات بما يكفي لتحويله إلى منتجات مفيدة بالطرق الحالية. كما توجد كميات هائلة من مواد ذات محتوى فوسفوري أقل.

تعتمد التقنية الرئيسية لتحويل صخور الفوسفات إلى مواد قابلة للاستخدام على معالجة الصخور المسحوقة (إما بحمض الكبريتيك أو حمض الفوسفوريك)؛ لتكوين فوسفات الكالسيوم الهيدروجيني الخام، الذي يُعدّ إضافة قيّمة للأسمدة نظرًا لذوبانه في الماء.

 يُحرق معظم الناتج لإنتاج أنهيدريد الفوسفوريك، ثم يُعالج بالماء لتكوين حمض الفوسفوريك (H3PO4). يُستخدم حوالي ٩٥% من صخور الفوسفات المستخرجة في الولايات المتحدة في صناعة الأسمدة أو المكملات الغذائية للحيوانات. 

* مع ذلك، ظهرت مخاوف بشأن استخدام الفوسفور. يُهدر معظم الفوسفور خلال رحلته من التعدين إلى الاستهلاك البشري، وينتهي به المطاف في المجاري المائية حيث يُمكن أن يُسبب تكاثر الطحالب. ومن المخاوف الأخرى أن زيادة استخدام الفوسفور ستؤدي إلى استنزاف مخزون صخور الفوسفات غير المتجدد.

 لا يُستخدم سوى حوالي 5% من الفوسفور المُستهلك سنويًا في الولايات المتحدة في صورته العنصرية.

تشمل استخداماته: 

  في الألعاب النارية المواد المتتبعة، والمواد الحارقة، والألعاب النارية، وأعواد الثقاب. يُستخدم جزء منه كعامل مُسبك، وجزء آخر لقتل القوارض، بينما يُستخدم الباقي في التخليق الكيميائي.

 يُحوّل جزء كبير منه إلى كبريتيدات تُستخدم في صناعة أعواد الثقاب والمبيدات الحشرية ومضافات الزيوت. أما معظم المتبقي فيُحوّل إلى هاليدات أو أكاسيد لاستخدامها لاحقًا في تخليق مركبات الفوسفور العضوية.

 

.

يتميز الفوسفور بإمكانيات هائلة لتطبيقات واسعة النطاق في الإلكترونيات والإلكترونيات الضوئية. تشمل التطبيقات المقترحة: أجهزة الكشف الضوئي، والمكثفات الفائقة، والموصلات الفائقة، وأجهزة الذاكرة.

كما يُمكن استخدام مسحوق الفوسفور الأسود لتحضير النقاط الكمومية من الفوسفور الأسود (BPQDs). وتجعل خصائص هذه النقاط الكمومية منها مناسبة تمامًا لتطوير الأجهزة الكهروحرارية، وأجهزة الاستشعار، ومصابيح LED، والخلايا الكهروضوئية العضوية، وأنظمة تخزين الطاقة.

وقد لوحظ التأثير الكهروضوئي في طبقات الفوسفور الأسود القليلة، مما يجعل هذه المادة مفيدة في تكنولوجيا الطاقة الشمسية.

وبفضل العينات السميكة ذات فجوة الطاقة الأصغر من تلك الموجودة في مسحوق السيليكون، يُمكن استخدامها لاستغلال منطقة الأشعة تحت الحمراء القريبة إلى الأشعة تحت الحمراء من الطيف الشمسي التي لا يستطيع السيليكون الوصول إليها.

 

يتميز الفوسفورين بفجوة طاقة مباشرة قابلة للتعديل (بين ٠،٣ إلكترون فولت و ١،٨٨ إلكترون فولت) بتغيير عدد الطبقات المتراصة؛ وهذا ما يجعله نشطًا ضوئيًا في نطاق الطيف الأحمر إلى الأشعة تحت الحمراء القريبة، وقد أتاح تصنيع كواشف ضوئية تعمل في نطاق الضوء المرئي إلى الأشعة تحت الحمراء القريبة.

 يُعد هذا النطاق الطيفي مهمًا لشبكات الألياف الضوئية، مما يشير إلى إمكانية استخدام الفوسفورين في شبكات الاتصالات المستقبلية.

مستشعرات الغاز:

يُعتبر الفوسفورين مادةً مثيرةً للاهتمام في مجال الاستشعار الكيميائي نظرًا لنسبة مساحة سطحه إلى حجمه الكبيرة، ووجود زوج إلكتروني حر على كل ذرة. وقد تم تطوير مستشعر لغاز ثاني أكسيد النيتروجين (NO2) بحساسية تصل إلى ٢٠ جزءًا في المليار في الهواء. في حين أشارت دراسة نظرية إلى إمكانية استشعار الجزيئات المفردة باستخدام هذه المستشعرات.

ترانزستورات تأثير المجال للأجهزة الإلكترونية: 

تُعدّ ترانزستورات تأثير المجال (FETs) من أكثر تطبيقات الفوسفورين المحتملة دراسةً، حيث أُجريت العديد من الدراسات النظرية والتجريبية خلال السنوات الخمس الماضية. تضمن خصائصها الجذابة، كنسبة التشغيل/الإيقاف العالية نسبيًا، وحركية حاملات الشحنة الجيدة، إلى جانب الموصلية العالية، سرعة تبديل عالية وكفاءة منطقية خالية من الأخطاء.

أجهزة الذاكرة المرنة:

تتمتع النقاط الكمومية للفوسفور الأسود بإمكانية استخدامها كطبقة فعّالة في أجهزة الذاكرة المرنة. وقد أظهرت تأثير ذاكرة غير متطايرة وقابلة لإعادة الكتابة بنسب تيار تشغيل/إيقاف عالية (أكثر من 6.0 × 10⁴).

تخزين الطاقة وأقطاب البطاريات:

يجمع الفوسفورين بين سعة تخزين شحنة كبيرة وقابلة للعكس، وتغير طفيف في الحجم، وموصلية كهربائية جيدة. هذا المزيج من الخصائص يجعله مرشحًا جيدًا لتطبيقات تخزين الطاقة.

ظاهرة التلألؤ  الكيميائي  في الفسفور هو انبعاث ضوء خافت (أخضر أو أبيض) يكتسح سطح الفسفور الأبيض عند تعريضه للهواء، دون أن يترافق ذلك مع توليد حرارة عالية أو ألسنة لهب.

 

لا يعود هذا التوهج إلى امتصاص الضوء وإعادة إشعاعه (كما في الفلورة أو الفسفورة)، بل ينتج عن تفاعل أكسدة بطيء:

​التفاعل مع الأكسجين: يتفاعل بخار الفسفور الأبيضالمتسامي من السطح مع أكسجين الهواء الجوي .

​انبعاث الضوء: عندما تعود هذه الجزيئات المثارة إلى حالتها المستقرة ، تتخلص من الطاقات الزائدة عبر إطلاق فوتونات ضوئية في النطاق المرئي (طول موجي يقع غالباً بين 520 و560 نانومتر).

​حقائق أساسية حول الظاهرة

​تحدث في الفسفور الأبيض فقط: الفسفور الأحمـر والأسود أكثر استقراراً ولا يظهران هذه الظاهرة في الظروف العادية.

​ضوء بارد : يتم تحويل الطاقة الكيميائية مباشرة إلى طاقة ضوئية بكفاءة، دون هدر طاقة على شكل حرارة محسوسة.

​شرط وجود الأكسجين: عند وضع الفسفور الأبيض في الفراغ أو في غاز خامل مثل النيتروجين، يتوقف التوهج تماماً.

 

حمض الفوسفوريك (H3PO4):

* أهم أحماض الفوسفور الأكسجينية، يُستخدم في صناعة أملاح الفوسفات للأسمدة.

* كما يُستخدم في صناعة مواد حشو الأسنان، وفي تحضير مشتقات الألبومين، وفي صناعات السكر والنسيج. ويُستخدم أيضًا كنكهة حمضية تشبه نكهة الفاكهة في المنتجات الغذائية.

إنّ حمض الفوسفوريك النقي مادة صلبة بلورية درجة انصهاره ٤٢،٣٥ درجة مئوية، أما في صورته الأقل تركيزًا، فهو سائل عديم اللون ذو قوام لزج.

 يُحضّر الحمض الخام من صخور الفوسفات، بينما يُصنع الحمض ذو النقاوة العالية من الفوسفور الأبيض.

يُشكّل حمض الفوسفوريك ثلاثة أنواع من الأملاح، وذلك تبعًا لاستبدال ذرة هيدروجين واحدة، أو ذرتين، أو ثلاث ذرات. 

من بين أملاح الفوسفات المهمة: فوسفات ثنائي هيدروجين الصوديوم (NaH2PO4)، الذي يُستخدم للتحكم في تركيز أيونات الهيدروجين (الحموضة) في المحاليل؛ وفوسفات هيدروجين ثنائي الصوديوم (Na2HPO4)، الذي يُستخدم في معالجة المياه كعامل ترسيب لأيونات المعادن عالية الشحنة. فوسفات ثلاثي الصوديوم (Na3PO4)، المستخدم في الصابون والمنظفات؛ فوسفات  ثنائي هيدروجين الكالسيوم أو سوبر فوسفات الكالسيوم (Ca[H2PO4]2)، وهو مكون رئيسي للأسمدة؛ فوسفات أحادي هيدروجين الكالسيوم (CaHPO4)، المستخدم كعامل مُحسِّن للأملاح والسكريات.

* تتفاعل جزيئات حمض الفوسفوريك في ظل ظروف مناسبة، غالبًا عند درجات حرارة عالية، لتكوين جزيئات أكبر عادةً مع فقدان الماء. 

وهكذا، يتكون حمض ثنائي الفوسفوريك، أو حمض البيروفوسفوريك (H4P2O7)، من جزيئين من حمض الفوسفوريك، ناقص جزيء واحد من الماء.

 وهو أبسط أحماض الفوسفوريك المتعددة، وهي سلسلة متجانسة من جزيئات طويلة السلسلة.

 تتميز أحماض الميتافوسفوريك المعروفة ببنيتها الجزيئية الحلقية. ويُستخدم مصطلح حمض الميتافوسفوريك أيضًا للإشارة إلى مادة لزجة، عبارة عن خليط من سلاسل طويلة وحلقات. كما تُحضّر الأشكال البوليمرية المختلفة لحمض الفوسفوريك عن طريق ترطيب أكاسيد الفوسفور

 الفوسفور الأبيض مادة شديدة السمية عند التعرض لها بأي طريقة. يشتعل الفوسفور الأحمر تلقائيًا ويحترق مُنتجًا بخارًا أبيض لاذعًا يُشكل خطرًا على العينين والجهاز التنفسي. يشتعل تلقائيًا عند درجة حرارة ٢٩ درجة مئوية، وفي بعض الحالات عند درجات حرارة أقل، ولذلك يجب تخزينه والتعامل معه بحذر شديد.

 

يُعد الفوسفور الأحمر أقل تفاعلًا وسمية من الفوسفور الأبيض. مع ذلك، يحتوي الفوسفور الأحمر عادةً على الفوسفور الأبيض كشوائب، ويشتعل تلقائيًا عند درجات حرارة مرتفعة. كما يتفاعل بسهولة مع الماء عند درجات حرارة مرتفعة مُنتجًا الفوسفين السام. ونتيجةً لذلك، توجد لوائح صارمة للتعامل مع الفوسفور الأحمر وتخزينه، مما يزيد من تكلفة هذه المادة ويُحد من استخدامه ككاشف تجاري.

 

يشبه الفوسفور الأسود الجرافيت في نسيجه، وله بنية بلورية طبقية غير شائعة، حيث ترتبط طبقات من ذرة واحدة بثلاث ذرات. الميزة التقنية المهمة للفوسفور الأسود هي أنه مستقر نسبيًا وخامل، ويصعب اشتعاله في الهواء. وبالتالي، يُمكن تخزينه والتعامل معه بمخاطر منخفضة. مع ذلك، تعتمد التقنيات المعروفة لتصنيع الفوسفور الأسود على تحويل الفوسفور الأبيض تحت ضغط عالٍ جدًا.

 وتُعدّ عملية استخدام الفوسفور الأبيض تحت ضغط عالٍ جدًا عمليةً بالغة الخطورة. في حال توفرت عملية لإنتاج الفوسفور الأسود بأمان، فإنه سيصبح مادةً أوليةً مهمةً في تكنولوجيا أشباه الموصلات، مما يُقلل من مصدر الخطر والقلق لدى كلٍّ من التقنيين والبيئيين.

لذا، في المجال التجاري، تُستخدم المصطلحات "الفوسفور العنصري" و"الفوسفور الأبيض" و"الفوسفور الأصفر" بشكل متبادل لوصف المادة نفسها تقريبًا. مع أن الفوسفور الأبيض يُمكن استخلاصه من معظم المواد الفوسفاتية، إلا أنه على نطاق صناعي، يُنتج الشكل ألفا (α) عن طريق تكثيف بخار الفوسفور الناتج عن اختزال خامات فلوراباتيت بالكربون والسيليكا في فرن كهربائي تحت الماء. يستهلك إنتاج الفوسفور كميات هائلة من الكهرباء؛ إذ يلزم 12-15 ميغاواط ساعة لكل طن من الفوسفور المُنتج. يُعد الفوسفور الأحمر غير المتبلور (الفوسفور الأحمر) منتجًا تجاريًا يُصنع بتسخين الفوسفور الأبيض إلى 280 درجة مئوية. أما الفوسفور الأسود (BP) فيتكون عند درجات حرارة وضغوط عالية. في الوقت الحالي، ليس منتجًا تجاريًا، ولكن الفوسفورين، وهو التكوين أحادي الطبقة أو قليل الطبقات من الفوسفور الأسود.

 

هل يُنتج الفوسفور تلوثًا؟ و لماذا؟

* أدى التلوث البيئي الناجم عن الفوسفور، وخاصة في البيئات المائية، إلى زيادة الاهتمام بهذا العنصر على مدى عقود. ويُعتبر الفوسفور المسؤول الرئيسي عن ظاهرة التخثث. 

* وتعني كلمة "التخثث" لغوياً "التغذية الجيدة". ويشير مصطلح التخثث إلى نتيجة الإفراط في تخصيب المياه بالعناصر الغذائية (الفوسفور والنيتروجين)، والتي تصل في النهاية إلى حالة من اختلال التوازن البيئي (التخثث غير الطبيعي). ويتجلى التخثث في زيادة الكتلة الحيوية للطحالب وانخفاض نسبة الأكسجين في عمود الماء، وهو ما ينتج بدوره عن التمعدن غير الذاتي للمواد العضوية المتكونة.

تأثيرات ظاهرة التخثث:

١- يؤثر التخثث على الأنهار والبحيرات والمناطق الساحلية. بالإضافة إلى ذلك، يمكن أن يؤدي التخثث إلى اضطراب في بنية العوالق. فعلى سبيل المثال: قد يؤدي إلى تكاثر الطحالب غير المرغوب فيها مثل الدينوفيسيا والبكتيريا الزرقاء، والتي قد تنتج بعض أنواعها سموماً.

٢- يمكن أن يؤدي نقص الأكسجين إلى زيادة إطلاق الملوثات المرتبطة بالرواسب (المعادن، الملوثات الدقيقة).

٣- ناهيك عن الآثار الاقتصادية على مناطق الاستحمام (الطحالب السامة) وإنتاج مياه الشرب (انسداد مرشحات الضخ، استيطان الكائنات الطفيلية في الشبكات، ظهور نكهات وروائح غير مرغوب فيها، إلخ). 

* خلال عملية التخليق الحيوي، تحتاج الطحالب إلى الكربون (C) والنيتروجين (N) والفوسفور (P). ويتوقف نمو الطحالب على نسبة امتصاصها للعناصر الغذائية (نسبة ريدفيلد C: N: P = 106:16:1). تشير هذه النسبة إلى التركيب المولي للعناصر الكربونية والنيتروجينية والفوسفورية في خلية الطحلب.

* إذا كانت هذه العناصر موجودة بهذه النسب في البيئة المائية، فلا يوجد ما يحد من نمو الطحالب. أما إذا كان أحد هذه العناصر مفقودًا، فيُطلق عليه عامل محدد لنمو الطحالب (نقص النيتروجين أو الفوسفور، على سبيل المثال). يُشار غالبًا إلى الفوسفور باعتباره العامل المحدد الرئيسي لنمو الطحالب. ويتضح دوره جليًا في البيئات المائية العذبة حيث يتوفر النيتروجين بوفرة كبيرة. في المقابل، بالنسبة للبيئات البحرية الساحلية، يُشار غالبًا إلى النيتروجين (على شكل نترات) باعتباره العامل الرئيسي في ظاهرة التخثث.

 الزرنيخ:

خصائص العنصر:

العدد الذري: 33

الوزن الذري: 74.921595

نقطة الانصهار

(اللون الرمادي): 814 درجة مئوية عند ضغط 36 atm

الكثافة (اللون الرمادي): 5.73 غ/سم³ عند ١٤ درجة مئوية.

(اللون الأصفر) 2.03 غ/سم³ عند ١٩٦- درجة مئوية (64 درجة فهرنهايت)، فهو يتفكك مجرد وصوله الى ١٨ درجة مئوية

حالات الأكسدة: -3، +3، +5

التوزيع الإلكتروني: p1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4

الخواص والتفاعلات:

يُعدّ الزرنيخ، في حالته العنصرية الأكثر استقرارًا، مادة صلبة هشة ذات لون رمادي فولاذي، تتميز بانخفاض موصليتها الحرارية والكهربائية.

 ورغم أن بعض أشكال الزرنيخ العنصري تُشبه المعادن، إلا أنه يُصنّف على نحو أفضل ضمن اللافلزات. وقد تم الإبلاغ عن أشكال أخرى، لكنها غير موصوفة بدقة، لا سيما شكل أصفر غير مستقر، قد يتكون من جزيئات As4 المشابهة للفوسفور الأبيض P4. 

يتسامى الزرنيخ عند 613 درجة مئوية، ويوجد في الحالة الغازية على شكل جزيئات As4، التي لا تبدأ بالتفكك إلا عند حوالي 800 درجة مئوية؛ ويكتمل تفككه إلى جزيئات As2 عند حوالي 1700 درجة مئوية.

 التاريخ و المعرفة حول الزرنيخ:

كان الزرنيخ معروفًا في صورة بعض مركباته قبل وقت طويل من التعرف عليه كعنصر كيميائي.

 في القرن الرابع قبل الميلاد، كتب أرسطو عن مادة تُسمى السانداراتش، والتي يُعتقد الآن أنها معدن الريالجار، وهو كبريتيد الزرنيخ. ثم، في القرن الأول الميلادي، وصف كل من بليني الأكبر وبيدانيوس ديوسكوريدس مادة الأوريبيجمنتوم، التي يُعتقد الآن أنها صبغة الأوربيمينت، As2S3. 

وبحلول القرن الحادي عشر الميلادي، تم التعرف على ثلاثة أنواع من الزرنيخ: الأبيض (As4O6)، والأصفر (As2S3)، والأحمر (As4S4). 

ويُحتمل أن يكون ألبرتوس ماغنوس قد لاحظ العنصر لأول مرة في القرن الثالث عشر، عندما لاحظ ظهور مادة شبيهة بالمعدن عند تسخين الزرنيخ، وهو اسم آخر لـ As2S3، مع الصابون. 

ومع ذلك، ليس من المؤكد أن هذا العالم الطبيعي قد لاحظ العنصر الحر بالفعل. أما أول تقرير موثوق به عن المادة الحرة فقد نُشر عام ١٦٤٩م من قِبل يوهان شرودر، وهو صيدلي ألماني، قام بتحضير الزرنيخ عن طريق تسخين أكسيده مع الفحم.

 

 لاحقًا، لاحظ الطبيب والكيميائي الفرنسي نيكولا ليميري تكوّن الزرنيخ عند تسخين خليط من أكسيد الزرنيخ والصابون والبوتاس. وبحلول القرن الثامن عشر، أصبح الزرنيخ معروفًا على نطاق واسع كعنصر شبه فلزي فريد.

العنصر في الأرض:

 

يبلغ تركيز الزرنيخ في قشرة الأرض حوالي خمسة غرامات لكل طن، بينما يُقدّر تركيزه في الكون بحوالي أربع ذرات لكل مليون ذرة من السيليكون.

 ينتشر هذا العنصر على نطاق واسع، وتوجد كمية ضئيلة منه في حالته الطبيعية، بنسبة نقاء تتراوح بين ٩٠-٩٨%، وعادةً ما يكون مرتبطًا بمعادن مثل الأنتيمون والفضة. 

أما معظمه، فيتواجد في أكثر من ١٥٠ معدنًا مختلفًا، مثل الكبريتيدات والزرنيخيدات وكبريتيدات الزرنيخ والزرنيخيت. 

 

يُعدّ الميسبيكل، أو الأرسينوبيريت (FeAsS)، من أكثر المعادن الحاملة للزرنيخ شيوعًا، ومن المعادن الأخرى: الريالجار (As4S4)، والأوربيمينت (As2S3)، واللولينجيت (FeAs2). والإنارجيت، Cu3AsS4. كما يُعد أكسيد الزرنيخ شائعًا أيضًا. يُستخلص معظم الزرنيخ التجاري كمنتج ثانوي لصهر خامات النحاس والرصاص والكوبالت والذهب.

يوجد في الطبيعة نظير مستقر واحد فقط للزرنيخ، وهو النظير ذو الكتلة 75. ومن بين النظائر المشعة الاصطناعية، يوجد نظير ذو كتلة 76، ويبلغ عمر النصف له 26.4 ساعة. وقد استُخدم الزرنيخ-72 و-74 و-76 في إجراءات التشخيص الطبي.

كيف يتكون الزرنيخ؟

 

١-يتكون الزرنيخ المعدني عند تسخين الأرسينوبيريت عند درجة حرارة تتراوح بين 650 و700 درجة مئوية في غياب الهواء. 

٢-يتحد الزرنيخ الموجود في الأرسينوبيريت وشوائب الزرنيخ الموجودة في خامات المعادن الأخرى بسهولة مع الأكسجين عند تسخينه في الهواء، مكونًا أكسيدًا سهل التسامي، As4O6، المعروف أيضًا باسم "الزرنيخ الأبيض".

٣- يُجمع بخار الأكسيد ويُكثف في سلسلة من الحجرات المبنية من الطوب، ثم يُنقى لاحقًا عن طريق إعادة التسامي. يُحضر معظم الزرنيخ عن طريق اختزال غبار أكسيد الزرنيخ المُجمع بالكربون.

يُعد الاستهلاك العالمي للزرنيخ المعدني صغيرًا نسبيًا، إذ لا يتجاوز بضع مئات من الأطنان سنويًا. ويأتي معظمه من السويد.

ما هي مركبات الزرنيخ؟

ونظرًا لتعدد حالات أكسدة الزرنيخ من -3 إلى +5، فإنه يُمكنه تكوين أنواع مختلفة من المركبات. ومن أهم المركبات التجارية الأكاسيد، وأبرزها أكسيد الزرنيخوز (As4O6) وخماسي أكسيد الزرنيخ (As2O5). 

 

يُستخلص أكسيد الزرنيخ، المعروف باسم الزرنيخ الأبيض، كمنتج ثانوي من تحميص خامات النحاس والرصاص وبعض المعادن الأخرى، وكذلك من تحميص خامات الأرسينوبيريت وكبريتيد الزرنيخ. 

يُعدّ أكسيد الزرنيخ المادة الأولية لمعظم مركبات الزرنيخ الأخرى. كما يُستخدم في المبيدات الحشرية، ويُستخدم كمزيل للألوان في صناعة الزجاج، وكمادة حافظة للجلود.

 

 يتكوّن خماسي أكسيد الزرنيخ بفعل عامل مؤكسد (مثل حمض النيتريك) على أكسيد الزرنيخ. وهو يُشكّل مكونًا رئيسيًا في المبيدات الحشرية ومبيدات الأعشاب والمواد اللاصقة المعدنية.

 الأرسين (AsH3)، غاز سام عديم اللون يتكون من الزرنيخ والهيدروجين، وهو مركب زرنيخي معروف.

 يُنتج هذا الغاز، المعروف أيضًا باسم هيدريد الزرنيخ، من خلال التحلل المائي لزرنيخيدات المعادن واختزال مركبات الزرنيخ بواسطة المعادن في محاليل حمضية. 

وقد استُخدم كعامل تطعيم لأشباه الموصلات وكغاز سام عسكري. 

من مركبات الزرنيخ ذات الأهمية الخاصة في الزراعة حمض الزرنيخ (H3AsO4) وأملاح مثل زرنيخات الرصاص (PbHAsO4) وزرنيخات الكالسيوم [Ca3(AsO4)2]، والتي تُستخدم لتعقيم التربة ومكافحة الآفات، على التوالي.

يُكوّن الزرنيخ أيضًا العديد من المركبات العضوية، مثل رباعي ميثيل ثنائي الزرنيخ، (CH3)2As―As(CH3)2، المستخدم في تحضير حمض الكاكوديليك، وهو مادة مجففة شائعة الاستخدام. استُخدمت العديد من المركبات العضوية المعقدة للزرنيخ في علاج بعض الأمراض، مثل الزحار الأميبي، الذي تسببه الكائنات الدقيقة.

يُستخدم الزرنيخ في التطبيقات المعدنية نظرًا لخصائصه شبه الفلزية. يُفضل أن يحتوي على نسبة 1% من الزرنيخ في صناعة خرز الرصاص، على سبيل المثال، لأنه يُحسّن استدارة القطرات المنصهرة

. تتحسن الخصائص الحرارية والميكانيكية لسبائك المحامل القائمة على الرصاص عندما تحتوي على نسبة 3% من الزرنيخ. 

تُضفي كمية ضئيلة من الزرنيخ في سبائك الرصاص صلابةً عليها، مما يجعلها مناسبة للاستخدام في البطاريات وأغلفة الكابلات.

 كما تُحسّن تراكيز منخفضة من الزرنيخ مقاومة التآكل والخواص الحرارية للنحاس الأصفر والنحاس الأحمر. 

ويُستخدم الزرنيخ العنصري أيضًا في صناعة البرونز والألعاب النارية.

 أما الزرنيخ عالي النقاء، فيُستخدم في تكنولوجيا أشباه الموصلات، حيث يُستخدم مع السيليكون والجرمانيوم، بالإضافة إلى استخدامه في صورة زرنيخيد الغاليوم (GaAs) في الثنائيات والليزر والترانزستورات.

استخدامات الزرنيخ الصناعية:

أشباه الموصلات والدوائر المتكاملة:

يُستخدم الزرنيخ في أشباه موصلات الغاليوم-زرنيخ، والتي تُستخدم في الهواتف المحمولة، والألواح الشمسية، والاتصالات، وأبحاث الفضاء، والثنائيات الباعثة للضوء (LED). تُعدّ هذه الأشباه الموصلات أساس الإلكترونيات الحديثة، إذ تُمكّن الأجهزة من معالجة المعلومات، والتواصل لاسلكيًا، وإنتاج الضوء.

تعتمد تقنية الهواتف المحمولة بشكل كبير على مركبات زرنيخيد الغاليوم. تُتيح هذه الأشباه الموصلات ترددات الراديو اللازمة للاتصالات اللاسلكية. وبدون مركبات الزرنيخ، لن تعمل الهواتف المحمولة الحديثة. تستخدم الألواح الشمسية تقنية مماثلة لتحويل ضوء الشمس إلى كهرباء. تُعدّ أشباه الموصلات في الألواح الشمسية هي ما يُتيح الطاقة المتجددة.

الإلكترونيات التي تستخدم مركبات الزرنيخ:

الهواتف المحمولة والأجهزة الذكية

معدات الاتصالات

الألواح الشمسية وأنظمة الخلايا الكهروضوئية

مصابيح وشاشات LED

إلكترونيات الفضاء

أنظمة التكنولوجيا العسكرية

الدوائر المتكاملة لأجهزة الكمبيوتر

تُمثّل مصابيح LED تطبيقًا رئيسيًا آخر. تنتشر مصابيح LED في كل مكان الآن - في المنازل، والمكاتب، والسيارات، وأعمدة الإنارة. هذه المصابيح مستحيلة بدون أشباه الموصلات القائمة على الزرنيخ. وقد أدى التحول إلى تقنية LED إلى زيادة الطلب على الزرنيخ في السنوات الأخيرة مع تخلص الدول تدريجيًا من المصابيح المتوهجة القديمة.

يُعدّ الزرنيخ عالي النقاء المستخدم في الإلكترونيات صناعة متخصصة. يجب أن يكون الزرنيخ نقيًا للغاية مع أدنى حد من الشوائب، إذ يمكن حتى لأصغر الشوائب أن تؤثر سلبًا على أداء أشباه الموصلات. وقد أدى هذا الطلب على النقاء إلى تطورات في تكرير الزرنيخ ومعالجته.

صناعة الزجاج: 

يُمثل استخدام ثالث أكسيد الزرنيخ في صناعة الزجاج تطبيقًا صناعيًا هامًا آخر، حيث يُساعد على التخلص من الفقاعات والشوائب أثناء إنتاج الزجاج.

يضيف مصنّعو الزجاج كميات صغيرة من ثالث أكسيد الزرنيخ إلى الزجاج المنصهر، مما يُساعد على إنتاج زجاج أكثر نقاءً وتجانسًا. يعمل الزرنيخ كعامل مُصفٍّ يُحسّن جودة الزجاج. يتطلب استخدام الزرنيخ في صناعة الزجاج، وخاصةً الزجاج البصري والتطبيقات المتخصصة، عناية فائقة، ولكنه يبقى ذا قيمة عالية.

سبائك المعادن والتصنيع:

يُستخدم الزرنيخ في سبائك المعادن لتقوية مواد مختلفة لتطبيقات محددة. ويمثل هذا أحد أقدم الاستخدامات الصناعية للزرنيخ، ويعود تاريخه إلى قرون مضت. ولا يزال التصنيع الحديث يستخدم الزرنيخ كعنصر مُسبِّك، على الرغم من وجود بعض البدائل.

صناعات أخرى:

 

يُستخدم الزرنيخ أيضًا في دباغة الجلود، وبدرجة محدودة في المبيدات الحشرية ومضافات الأعلاف والمستحضرات الصيدلانية.

 

علاقة الزرنيخ و السلفهيدريل:

* ملاحظة 

السلفهيدريل: مجموعة من المركبات تتكون من الهيدروجين و الكبريت مهمات لدخولهن في تركيب الخلايا الحية.

يميل الزرنيخ إلى تكوين مركبات و الارتباط بمجموعة السلفهيدريل بشدة؛ مما يؤدي إلى:

تثبيط مسار أكسدة البيروفات و دورة حمض الستريك.

ضعف تجديد الجلوكوز.

انخفاض الفسفرة التأكسدية.

استبدال الفوسفور بالزرنيخ الخماسي في العديد من التفاعلات الكيميائية الحيوية؛ يؤدي استبدال الايون المستقر للفسفور إلى تحلل سريع سريع للروابط عالية الطاقة في مركبات مثل الأدينوسين ثلاثي الفوسفات ATP؛ مما يؤدي إلى قطع التنفس المايتوكوندري؛ و يؤدي إلى موت المايتوكوندريا.

و ينجذب الزرنيخ بقوة أكبر نحو الإنزيمات أو المركبات التي تحتوي على مجموعتين متجاورتين من السلفهيدريل،

​عند تفاعله معها، يشكل حلقة خماسية أو سداسية ثابتة ومستقرة هذا الارتباط يغير الشكل الفراغي للإنزيم أو يحجب موقعه النشط، مما يؤدي إلى تثبيطه وإيقاف وظائفه الحيوية تماماً.

و يرتبط الزرنيخ بمستقبلات الهورمونات المحتوية على السلفهيدريل؛ مما يمنع ارتباط الستيرويدات و تعطل المستقبلات.

يرتبط غاز الارسين المحتوي على الزرنيخ بخلايا الدم الحمراء، مما يؤدي إلى انحلالها.

يهاجم الزرنيخ مجموعات السلفهيدريل الحرة في الموقع النشط للعديد من الإنزيمات ويرتبط بها.

مما يؤدي إلى: تشوه الكوروموسات، الإجهاد التأكسدي- حيث يرتبط الزرنيخ بمركب الجلوتاثيون: وهو مضاد أكسدة رئيسي في الخلية يحتوي على الحمض الأميني السيستيين بمجموعة السلفهيدريل-، و تضخيم الجينات، تشوهات في الدم، تشوهات في النمو، اضطرابات في الجهاز العصبي، اضطرات في الجهاز الحركي.

الزرنيخ كأعتى سُمٍ في التاريخ:

كان الزرنيخ معروفًا كسمّ في البداية في الحضارة اليونانية، حيث استُخدم كقاتل للنبلاء، نظرًا لخصائصه (عديم الرائحة واللون والطعم)، فقد اعتبروه القاتل المثالي، إذ لا يمكن لأحد أن يعرف من هو القاتل أو ما هي الأداة المستخدمة.

 

وصل الزرنيخ إلى إنجلترا، وتحديدًا إلى برودفورد، عام ١٨٥٨، وشُخِّص أكثر من ٢٠٠ شخص بأعراض متشابهة تقريبًا، كالإسهال والقيء اللاإرادي، وقيء الدم، وحمى شديدة.

كان جميع هؤلاء الأشخاص قد تناولوا حلوى من أفضل مخبز حلويات في المدينة، والذي كان يستخدم أغلى المكونات، باستثناء إضافة الجبس إلى السكر، نظرًا لارتفاع سعر السكر آنذاك.

في ذلك اليوم، ذهب الصبي الذي يعمل في المخبز ليشتري بعض الجبس، ولم يكن هناك صيدلي، بل عامل في الصيدلية هو من باعه أكسيد الزرنيخ الثلاثي (As2O3).

نشبت مشادة كلامية بين الصيدلي وصاحب المخبز، ورغم هذه المشادة، باع صاحب المخبز الحلويات المحتوية على أكسيد الزرنيخ (As2O3). نعرف الآن ما حدث لهؤلاء الأشخاص، فبسبب هذه الحادثة، صدر قانون الصيدلة عام ١٨٦٨، وهو القانون الذي حدد تعريفات الصيدلي، والعلاجات التي يُسمح له ببيعها، والشهادات التي يجب أن يحملها.

وكان الزرنيخ... سمًا محظورًا.

خلال الثورة الصناعية الفرنسية، بدأ استخراج المعادن ينمو بسرعة، وكما ذكرنا، فإن الزرنيخ ليس عنصرًا منفردًا في الطبيعة، بل يوجد مختلطًا بالرصاص والقصدير والحديد، وغيرها.

في الوقت نفسه، أثناء تكرير المعادن وتنقيتها من الشوائب، كانت المداخن تُغطى بمسحوق أبيض، وهو أكسيد الزرنيخ (As2O3)! بدأ أصحاب المصانع ببيعه كمبيد حشري ومبيد للقوارض، وبدأ الناس باستخدامه كمبيد للبشر!

 

فجأةً، ظهر كارل فيلهلم شيل وقال: "الآن يمكننا استخدام مسحوق الزرنيخ والنحاس كبديل للون الأخضر الفاتح". مع هذا الاختراع، بدأت المصانع باستخدام الزرنيخ في كل مكان، في الملابس والأطباق وورق الجدران ومستحضرات التجميل النسائية.

يتفاعل الزرنيخ مع الرطوبة والهواء وعفن الخشب، مُنتجًا غازًا عديم الرائحة تقريبًا، ولكنه قاتل!

بهذه الطريقة، يتراكم الزرنيخ في الجسم، مُسببًا الألم والحمى والإسهال، وغيرها. ولكن ببطء، لن تموت! ستظهر عليك أعراض مشابهة لأعراض مرض لا علاقة له بالزرنيخ، إلى أن تُصاب بمرض شديد وتموت.

قال العديد من العلماء إن هذا هو سبب وفاة نابيلون عام 1821، خاصةً بعد إجراء فحوصات على شعره ووجدوا أن نسبة الزرنيخ فيه أعلى بمئة ضعف من المعدل الطبيعي. قال البعض إنه مات بسبب سرطان المعدة، ولهذا السبب لم تمت زوجته وابنه رغم وجود نفس الكمية من الزرنيخ في شعرهما. بينما قال آخرون إن سرطان المعدة كان بسبب الزرنيخ.

 

في أواخر القرن التاسع عشر، أدرك الأطباء أن الزرنيخ علاجٌ فعال، شريطة تخفيفه إلى نسبة 1% أو أقل. وبالفعل، كانوا على حق، فالجرعات الصغيرة غير ضارة، بل فعالة جدًا في القضاء على العديد من الأمراض، مثل سرطان الدم. وفي عام 1952، تم اعتماد فعالية جرعات الزرنيخ الصغيرة في علاج الأمراض، ولذلك كان العلاج الوحيد لمرض النوم (داء المثقبيات الأفريقي)، وهو مرض تسببه طفيليات المثقبية. يُنتج هذا العلاج ويُباع بحرية منذ ذلك الحين وحتى الآن. وقد ظهرت فكرة هذا العلاج بعد اكتشاف علاج الزهري بالزرنيخ عام ١٩١١، وفي عام 2000، تم اعتماد فعاليته في علاج سرطان الدم وبعض أنواع السرطان.

وعلى الرغم من استخدام الزرنيخ بجرعات صغيرة لعلاج السرطان، إلا أن الجرعات الكبيرة منه تُعد السبب الرئيسي للسرطان.

و يتعرض اكثر من ١٦٠ مليون انسان في العالم و تحديدا جنوب آسيا الى تسمم الزرنيخ؛ و ذلك بسبب تسربه الى المياه بسبب الاهمال للنظافة عند استخراجه.

 

ANTIMONY "Sb" الأنتيمون:

إنّ الأنتيمون Sb عنصر فلزي ينتمي إلى مجموعة النيتروجين المجموعة ١٥ من الجدول الدوري. 

يوجد الأنتيمون في العديد من الأشكال المتآصلة (حالات فيزيائية متميزة ناتجة عن ترتيبات مختلفة لنفس الذرات في الجزيئات أو البلورات). فالأنتيمون مادة صلبة لامعة فضية اللون مائلة للزرقة، هشة للغاية وذات ملمس متقشر. يوجد بشكل رئيسي على هيئة معدن الكبريتيد الرمادي، الإثمد (Sb2S3).

المعلومات الرئيسية:

١- العدد الذري: 51

٢-الوزن الذري: 121.76

٣-نقطة الانصهار: 630.5 درجة مئوية.

٤-نقطة الغليان: 1380 درجة مئوية 

٥-الكثافة: 6.691 غرام/سم³ عند 20 درجة مئوية.

٦-حالات الأكسدة -3، +3، +5

٧-التوزيع الإلكتروني 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p³

نظائر الانتيمون:

كلاهما نظيران مستقران غير مشعان، تختلف نسب تواجدهما طبيعيا حيث إن نظير الانتيمون ١٢٣ يمثل ٤٩،٧٢% من النسبة الكلية، و نظير الانتيمون ١٢١ يمثل ٥٧،٢١%، إن الفروقات بينهما ليست بفروقات هائلة، إلا أن النظير ١٢١ أكثر استقرارًا و أقرب إلى العنصر الأصلي. و قد تم تحضير نظائر مشعة للأنتيمون مختبريًا.

خصائص كيميائية:

١- يمكن أكسدة الأنتيمون بسهولة بواسطة الكبريت والهالوجينات عند تسخينه.

٢- عند تسخينه في الهواء، يحترق بلهب أزرق ساطع ويطلق أبخرة بيضاء من أكسيد الأنتيمون الثلاثي (Sb2O3).

٣- يذوب أكسيد الأنتيمون الثلاثي في الأحماض والقلويات.

٤- يتشابه التركيب الإلكتروني للأنتيمون إلى حد كبير مع تركيب الزرنيخ، إذ يحتوي على ثلاثة مدارات نصف ممتلئة في غلافه الخارجي. ولذلك، يمكنه تكوين ثلاث روابط تساهمية، ويُظهر حالتي أكسدة +3 و-3.

٥- الكهرسلبية للأنتيمون أقل من كهرسلبية الزرنيخ.

٦- يمكن للأنتيمون أن يعمل كعامل مؤكسد، ويتفاعل مع العديد من الفلزات لتكوين الأنتيمونيدات، التي تُشبه عمومًا النتريدات والفوسفيدات والزرنيخيدات، ولكنها أكثر فلزية.

* أن انتقال أحد أزواج الإلكترونات الحرة إلى مدار d خارجي يحدث بسهولة أكبر في الأنتيمون منه في الزرنيخ، حيث يُظهر الأنتيمون حالة الأكسدة +5 عند تكوين كل من خماسي فلوريد الأنتيمون وخماسي كلوريد الأنتيمون.

يمكن فصل الأنتيمون و وزنه لتحليله على هيئة كبريتيد Sb₂S₃. أو يمكن تحويل الكبريتيد إلى أكسيد، وبعد حرقه بعناية، يُوزن على هيئة Sb₄O₆. تتوفر أيضاً طرق قياس حجمية عديدة، بما في ذلك عدة طرق لأكسدة الأنتيمون في حالة الأكسدة +3 باستخدام برمنجنات البوتاسيوم أو برومات البوتاسيوم أو اليود. وفي حال عدم وجود الزرنيخ، يمكن تحديد كميات ضئيلة من الأنتيمون باستخدام طريقة غوتزيت المعدلة.

الأنتيمون في الأرض:

 

يُعدّ الأنتيمون أقل وفرةً بنحو خُمس وفرة الزرنيخ، إذ يُساهم بمعدل غرام واحد لكل طن من قشرة الأرض. ويُقدّر وجوده في الكون بنحو ذرة واحدة لكل خمسة ملايين ذرة من السيليكون؛ ما يعني أنه عنصر قليل الوجود.

 

 وقد عُثر على رواسب

صغيرة من المعدن الخام، لكن معظم الأنتيمون يوجد في صورة أكثر من مئة معدن مختلف. أهم هذه المعادن هو الستيبنيت (Sb2S3). توجد رواسب الستيبنيت في: الجزائر، وبوليفيا، والصين، والمكسيك، وبيرو، وجنوب إفريقيا، وأجزاء من شبه جزيرة البلقان. 

 

كما أن للكيرميسيت (2Sb2S3 · Sb2O3)، والتتراهيدريت الفضي [(Cu,Fe)12Sb4S13]، والليفينغستونيت (HgSb4S7)، والجيمسونيت (Pb4FeSb6S14) قيمة اقتصادية. 

في عام ٢٠٢٠، كان نحو نصف الأنتيمون المستخرج في العالم يأتي من الصين، ومعظم الباقي من روسيا وطاجيكستان. كما يمكن استخلاص كميات ضئيلة منه من إنتاج النحاس والرصاص. ويُعاد استخلاص بعض الأنتيمون من سبائك الرصاص الخردة من البطاريات القديمة، والتي أُضيف إليها الأنتيمون لزيادة صلابتها.

كيف أُكتشفَ الأنتيمون؟ و ما سبب تسميتهِ؟

 

كان القدماء على دراية بالأنتيمون، سواءً كفلز أو في صورته الكبريتية. وتشير التقديرات إلى أن شظايا إناء كلداني مصنوع من الأنتيمون تعود إلى حوالي 4000 قبل الميلاد. 

 

كما استُخدم الإثمد في مصر القديمة ككحل للعيون. كتب بليني الأكبر، خلال القرن الأول الميلادي، عن سبعة علاجات طبية مختلفة باستخدام ما أسماه "ستيمي" أو "ستيبي" (ستيبيوم)، والذي يُرجح أنه يشير إلى كبريتيد الأنتيمون. وتشير كتابات ديوسقوريدس المبكرة، التي تعود إلى نفس الفترة تقريبًا، إلى الأنتيمون المعدني. وتُظهر سجلات القرن الخامس عشر استخدام هذه المادة في سبائك الحروف والأجراس والمرايا.

 

 وفي عام ١٦١٥م، وصف الطبيب الألماني أندرياس ليبافيوس تحضير الأنتيمون المعدني عن طريق الاختزال المباشر للكبريتيد بالحديد، كما وصف كتابٌ في الكيمياء نُشر عام ١٦٧٥م من تأليف نيكولاس ليميري طرق تحضير هذا العنصر. 

وفي القرن نفسه، نُشر كتابٌ يُلخص المعرفة المتاحة عن الأنتيمون ومركباته، يُزعم أنه من تأليف باسيل فالنتين، وهو راهب بندكتي من القرن الخامس عشر، والذي يظهر اسمه في كتابات كيميائية على مدى قرنين من الزمان. يُشتق اسم الأنتيمون من الكلمة اللاتينية القديمة antimonium، والتي لا يزال أصلها الفعلي غير مؤكد.

كيفية الإنتاج التجاري للأنتيمون:

١-يتفاعل الإثمد عالي الجودة أو المخصب مباشرةً مع خردة الحديد في حالته المنصهرة، مُحررًا معدن الأنتيمون.

٢- كما يُمكن الحصول على المعدن بتحويل الإثمد إلى أكسيده، ثم اختزاله بالكربون.

٣- تُعد محاليل كبريتيد الصوديوم عوامل ترشيح فعالة لتركيز الإثمد من الخامات. ينتج عن التحليل الكهربائي لهذه المحاليل الأنتيمون. بعد تنقية الأنتيمون الخام، يُصب المعدن، المسمى "الريغولوس"، في قوالب.

يُستخدم حوالي نصف هذا الأنتيمون في صناعة المعادن، وخاصةً في السبائك. ولأن بعض سبائك الأنتيمون تتمدد عند التصلب -وهي خاصية نادرة تشترك فيها مع الماء-، فإنها ذات قيمة خاصة في صناعة المسبوكات ومعادن الطباعة؛ إذ يُجبر تمدد السبيكة المعدن على ملء الشقوق الصغيرة في قوالب الصب.

 علاوة على ذلك، فإن وجود الأنتيمون في معدن الطباعة، الذي يشمل أيضًا الرصاص وكميات ضئيلة من القصدير، يزيد من صلابة الحروف ويمنحها وضوحًا ودقةً عاليتين. حتى عند إضافته بكميات قليلة، يُكسب الأنتيمون المعادن الأخرى، وخاصة الرصاص، قوةً وصلابةً، حيث يُشكّل معه سبائك تُستخدم في ألواح بطاريات السيارات، وفي صناعة الرصاص، وفي أغلفة الكابلات، وفي المعدات الكيميائية مثل الخزانات والأنابيب والمضخات. وعند دمجه مع القصدير والرصاص، يُشكّل الأنتيمون سبائك مضادة للاحتكاك تُسمى معادن البابيت، والتي تُستخدم كمكونات لمحامل الآلات. ومع القصدير، يُشكّل الأنتيمون سبائك مثل معدن البريتانيا والبيوتر، المستخدمة في صناعة الأواني. كما يُستخدم الأنتيمون كسبائك في اللحام. ويُستخدم الأنتيمون عالي النقاء في تكنولوجيا أشباه الموصلات لتحضير مركبات الأنتيمونيد بين الفلزية، مثل الإنديوم والألومنيوم والغاليوم، المستخدمة في الثنائيات وأجهزة الكشف بالأشعة تحت الحمراء.

 تُستخدم مركبات الأنتيمون (وخاصةً ثلاثي أكسيد الأنتيمون) على نطاق واسع كمثبطات للهب في الدهانات والبلاستيك والمطاط والمنسوجات. كما تُستخدم مركبات أخرى من الأنتيمون كأصباغ في الدهانات، ويُستخدم طرطرات البوتاسيوم -ملح عضوي للأنتيمون- في صناعة النسيج للمساعدة في تثبيت بعض الأصباغ على الأقمشة، وفي الطب كمقشع ومُضاد للغثيان.

بعد أن تعرفنا عن استخدامات الأنتيمون؛ لابد أن نعرف عن خصائصه التي تجعله بهذه الأهمية للعالم جميعًا:

يُعدّ الأنتيمون العنصري أكثر أشكاله استقرارًا، وهو عبارة عن مادة صلبة فضية هشة ذات بريق معدني عالٍ.

إن للأنتيمون أشكال متعددة منها:

١- الأنتيمون المتفجر:هو شكل غير متبلور من الأنتيمون؛ فهو مسحوق أسود يُحضّر إما بالتبريد السريع لبخار الأنتيمون أو بالتحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الأنتيمون في حمض الهيدروكلوريك، باستخدام مهبط من البلاتين ومصعد من الأنتيمون. عند خدشه، تنفجر الكتلة السوداء الصلبة المترسبة على المهبط. قد تتكون هذه الكتلة من محلول صلب من ثلاثي كلوريد الأنتيمون في الأنتيمون المعدني.

٢- الانتيمون الأسود: 

يُستخلص الكبريتيد النقي من خامه. يُفصل الإثمد عن الخامات الأخرى بالطحن والتعويم. ثم يُسخّن الخام إلى درجة حرارة تتراوح بين 550 و600 درجة مئوية في وعاء مثقب. تُجمع المادة المنصهرة النقية وتُبرّد. كما يُحضّر الإثمد بتمرير كبريتيد الهيدروجين في محلول ثلاثي كلوريد الأنتيمون:

2 SbCl3 + 3 H2S → Sb2S3 + 6 HCl

2 Sb + 3 S → Sb2S3

2 Sb2O3 + 9 S → 2 Sb2S3 + 3 SO2

إنّ جميع طرق التحضير المذكورة أعلاه تُنتج ثلاثي كبريتيد الأنتيمون غير المتبلور.

اسم غير موحد يُستخدم للإشارة إلى الشكل المتآصل الأسود للأنتيمون، وإلى مسحوق الإثمِنيت، وهو كبريتيد ثلاثي الأنتيمون الأسود الناعم. استُخدم المسحوق الأسود أحيانًا ككحل للعين في مصر منذ عصر العمارنة. كما استُخدم مسحوق الأنتيمون الأسود منذ أواخر القرن السابع عشر لتسويد حواف الكتب.

يذوب كبريتيد ثلاثي الأنتيمون في القلويات وفي حمض الهيدروكلوريك المركز، وليس المخفف. كما يذوب عند غليه في محاليل كربونات القلويات. مع ذلك، يترسب على شكل مسحوق بني محمر، ذي محتوى أكسجين غير محدد (الكرميسيت)، عند تبريد المحلول. ويُكوّن ثيوأنتيمونات عند إذابته في كبريتيدات الفلزات القلوية. يُعدّ ثلاثي كبريتيد الأنتيمون مادةً أوليةً لإنتاج الأنتيمون ومركباته.

يوجد ثلاثي كبريتيد الأنتيمون في الطبيعة بشكل أساسي على هيئة معدن الإثمد، الذي يتكون من سلسلتين متوازيتين من Sb4S6 مرتبطتين ببعضهما. يُستخدم في الألعاب النارية، وفي أنواع معينة من أعواد الثقاب الآمنة، وكصبغة في الدهانات، وفي صناعة زجاج الياقوت.

الشكل التآصلي الأصفر للأنتيمون:هو شكل من أشكال الانتيمون و أكثرها أهمية يحصل عليه من خلال الستيبين (SbH3) بأكسدة هيدريد الأنتيمون عند درجة حرارة منخفضة، و من خلاله يتم الحصول على الانتيمون المتفجر.

 أصفر نابولي:

 

 شكل غير مستقر من الأنتيمون. يمكن الحصول عليه أثناء التحليل الكهربائي لثلاثي كلوريد الأنتيمون، SbCl3. عند ترسيب الأنتيمون الأصفر (الأنتيمون ألفا) على قطب كهربائي، فإنه يُشكّل محلولًا صلبًا في كلوريد الأنتيمون. يُعرف باسم أصفر نابولي، ينتج بألوان تتراوح من الأصفر الليموني للصبغة النقية جدًا إلى درجات أغمق. 

لماذا يعتبر أهم مركبات الأنتيمون قديمًا؟

قد تم إنتاج أصباغ صفراء من أنتيمونات الرصاص ذات مسحة خضراء أو برتقالية وردية أو حمراء؛ ويعتمد اللون على طريقة ودرجة حرارة التصنيع. وقد استُخدمت كملون للزجاج وبلاط السيراميك والطلاء لمدة ٣٥٠٠ عام على الأقل. تم التعرف على أصفر أنتيمونات الرصاص في قطع أثرية من الحضارات المصرية والميزوبوتامية والبابلية واليونانية والرومانية والسلتية. في الفن الأوروبي الغربي، استُخدم أصفر نابولي في طلاءات خزف المايوليكا منذ حوالي عام ١٥٠٠ وفي لوحات يعود تاريخها إلى حوالي عام ١٦٠٠. وقد شاع استخدامه خلال الفترة ١٧٥٠-١٨٥٠م، وبعد ذلك تم استبداله تدريجيًا بأصباغ صفراء أخرى. أصفر نابولي صبغة اصطناعية صيغتها الكيميائية Pb2Sb2O7. وله بنية بلورية مشابهة لمعدن البيندهيميت.

 لا يُستخدم هذا المعدن الطبيعي كصبغة. 

* ونظرًا لوجود معادن صفراء أخرى على جبل فيزوف بالقرب من نابولي، فمن المرجح أن هذا الارتباط قد يفسر تسمية "أصفر نابولي". مع ذلك، لا يوجد حتى الآن أي دليل موثق أو تحليلي يدعم هذه الفرضية.

 نُشرت المواد الخام وعمليات تصنيع الزالولينو -اسم آخر لأصفر أنتيمونات الرصاص- لأول مرة عام ١٥٥٦ على يد سيبريانو بيكولباسو من كاستل دورانتي بإيطاليا، في كتابه "الكتب الثلاثة لفن الخزاف". وفي عام ١٧٨٩، نشر جيامباتيستا باسيري وصفات مشابهة جدًا لصبغة الجيالولينو. تتطلب وصفات بيكولباسو تسخين خليط من الرصاص والأنتيمون والرواسب والملح. تشمل الدراسات العلمية حول اللون الأصفر النابولي تلك التي نشرها في فرنسا أوغست-دينيس فوجيرو دي بونداروي (1766) وليونور ميريميه (1839)، وفي سويسرا كارل برونر (1837).

قبل أن ينتشر استخدام اللون الأصفر النابولي على نطاق واسع في القرن الثامن عشر، كان اللون الأصفر الرصاصي القصديري هو الصبغة الأكثر استخدامًا من قبل الفنانين في أوروبا بدءًا من حوالي عام ١٣٠٠. 

أُعيد اكتشاف اللون الأصفر الرصاصي القصديري عام ١٩٤١ على يد ريتشارد جاكوبي من معهد دورنر في ميونيخ باستخدام تحليل حيود الأشعة السينية. 

حتى ذلك الحين، لم يكن معروفًا على نطاق واسع وجود ثلاثة أصباغ صفراء متميزة على الأقل تتكون من مركبات الرصاص: الأصفر الأنتيموني الرصاصي، والأصفر الرصاصي القصديري من النوع الأول، والأصفر الرصاصي القصديري من النوع الثاني. في الآونة الأخيرة، اكتشف العلماء أصباغًا مصنوعة من مركبات أكسيد الرصاص والأنتيمون والقصدير. استمر بيع اللون الأصفر النابولي الأصلي خلال القرن العشرين، لكن اسم "الأصفر النابولي" أصبح يُشير إلى درجة لون تُنتج تجاريًا بمزج أصباغ أخرى، مثل الأصفر الكادميوم والأبيض الزنكي والأحمر الفينيسي. يتميز الأصفر النابولي بثباته الضوئي واستقراره الكيميائي، ولكنه قد يصبح داكنًا عند تعرضه لدرجات حرارة عالية، أو لمركبات الحديد، أو أبخرة الكبريت.

 

 

إن الانتيمون فلز ذو صلابة منخفضة يمكن خدشها بقطعة نحاسية، حيث لا تتجاوز الدرجة ٣ من خلال مقياس موس للصلابة، و يمكن سحقه بالمطرقة، يعتبر موصلًا كهربائيًا و حراريًا رديئ التوصيل، له ظاهرة فيزيائية مميزة يشاركها فيه الماء: حيث أن الهيكلة الصلبة للأنتيمون أقل كثافة من السائلة؛ مما يعطيه مساحة للتمدد، لا يتأثر الأنتيمون المعدني بالهواء أو الرطوبة في الظروف العادية، ولكنه يتحول تدريجيًا إلى أكسيد إذا كان الهواء رطبًا.

هل الأنتيمون عنصر سام؟

 يُعدّ الأنتيمون وعدد من مركباته شديدة السمية. في الواقع، حُظر استخدام مركبات الأنتيمون للأغراض الطبية مؤقتًا قبل عدة قرون نظرًا لعدد الوفيات التي تسببت بها. 

ويُستخدم حاليًا في الطب طرطرات البوتاسيوم الأنتيمونية المائية، المعروفة باسم "طرطرات القيء"، كمقشع ومُعَرِّق ومُقَيِّئ. ويبلغ الحد الأقصى المسموح به لتركيز غبار الأنتيمون في الهواء ما يُقارب تركيز الزرنيخ، أي 0.5 ملليغرام لكل متر مكعب.

يحدث التعرض والتسمم عادةً عن طريق استنشاق جزيئات الغبار أو الأبخرة المحتوية على الأنتيمون.

حيث يتعرض عمال إعادة تدوير النفايات الإلكترونية، وكذلك العاملون في مصاهر المعادن، للأنتيمون بشكل كبير؛ إذ يوجد الأنتيمون غالبًا في الخامات المحتوية على الزرنيخ، والتعرض المشترك شائع. كما يوجد الأنتيمون عادةً في عينات بول عمال مصافي النفط، ومصنعي المواد الكيميائية، ومصنعي البطاريات.

ينتشر التعرض لمادة الستيبين في عملية شحن البطاريات. تتكون الستيبين من الأنتيمون والهيدروجين. يمكن أيضًا العثور على الأنتيمون في دخان السجائر؛ وتزداد احتمالية التسمم لدى المدخنين.يُنصح عمال الصيانة بتجنب استخدام منظفات المصارف التي تحتوي على هيدروكسيد الصوديوم، والتي قد تُطلق أيونات الهيدروجين في حال وجود الأنتيمون.

على الرغم من أن التسمم يرتبط عمومًا بالتعرض المهني، إلا أن الأشخاص الذين يعيشون بالقرب من مصادر الأنتيمون قد يتعرضون له عن طريق الهواء والتربة والنباتات. قد يتعرض عامة الناس أيضًا للتسمم بالأنتيمون نتيجة تناول الطعام أو الماء أو التربة أو الغبار الملوث.

ويمكن ملاحظة سمية الأنتيمون عند استخدام مركبات الأنتيمون الطبية التي نادرًا ما تُستخدم في البلدان الغنية بالموارد؛ وقد لا يكون المتخصصون الطبيون على دراية بإرشادات الجرعات وطريقة الإعطاء. وتُعدّ حالات التسمم الحاد بالأنتيمون نادرة، وعادةً ما تكون ثانوية لعلاج النفور من الكحول.

قد تكون سمية الأنتيمون خفية، خاصةً في حالات التسمم المزمن؛ وتختلف الأعراض السريرية. أكثر العلامات أو الأعراض شيوعًا هي: 

 التهيج الموضعي الذي يرتبط بتركيز التعرض للأنتيمون. يمكن أن يؤدي التعرض العيني لخماسي أكسيد الأنتيمون إلى إصابة كاوية، وحروق في القرنية، وضمور العصب البصري، والتهاب العنبية، ونزيف شبكي قد يكون دائمًا.

كما أن الأعراض الهضمية لسمية الأنتيمون شائعة جدًا؛ وتشمل الأعراض النموذجية الغثيان والقيء وآلام البطن.

 يتفاعل خماسي كلوريد الأنتيمون مع الماء في اللعاب مُنتجًا حمض الهيدروكلوريك، والحرارة، وخماسي أكسيد الأنتيمون. قد يُسبب حمض الهيدروكلوريك الناتج عن هذا التفاعل حروقًا في الجهاز الهضمي؛ وقد تُؤدي الجرعات الزائدة الشديدة إلى التهاب المعدة النزفي. قد يُؤدي العلاج بمركبات الأنتيمون خماسية التكافؤ، مثل ميغلومين أنتيمونات وستيبوغلوكونات الصوديوم، إلى التهاب البنكرياس، خاصةً لدى مرضى فيروس نقص المناعة البشرية.

تُقلل مركبات الأنتيمون من انقباض عضلة القلب وتُخفض التوتر الوعائي، مما يُؤدي إلى انخفاض ضغط الدم الانقباضي وبطء القلب.

 

البزموث:

يقع البزموث ضمن المجموعة الخامسة عشرة، وهي مجموعة النيتروجين، ويُعدّ أكثر المعادن فلزيةً، ولكنه في الوقت نفسه من أكثرها وفرةً. يتميز بصلابته ولمعانه وهشاشته وبلوراته الخشنة، ويمكن تمييزه عن باقي المعادن بألوانه الرمادية والبيضاء والحمراء.

 العدد الذري 83

الوزن الذري 208.98040

نقطة الانصهار 271.3 درجة مئوية (520.3 درجة فهرنهايت)

نقطة الغليان 1560 درجة مئوية (2840 درجة فهرنهايت)

الكثافة 9.747 غرام/سم³ عند 20 درجة مئوية (68 درجة فهرنهايت)

حالات الأكسدة +3، +5

التوزيع الإلكتروني 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f¹⁴5s²5p⁶5d¹⁰6s²6p³

نظائر البزموث:

يُشار إلى البزموت-209 غالبًا بأنه أثقل نظير مستقر لأي عنصر، ومع ذلك فهو مشعّ بشكل طفيف. 

حيث أظهرت الدراسات أن للبزموت-209 عمر نصف طويل بشكل لا يُصدق يبلغ 1.9 × 10¹⁹ سنة (يُقدّر عمر الكون بحوالي ١٣،٨ مليار سنة).

خصائص البزموث: 

١-البزموت عنصر متطاير عند درجات الحرارة العالية، ولكنه عادةً ما يبقى مع المعادن الأخرى بعد عمليات الصهر. 

ينتج عن التكرير الإلكتروليتي للنحاس البزموث كأحد مكونات رواسب الأنود. 

تتضمن عملية فصل البزموث عن الرصاص باستخدام طريقة بيترتون-كرول :

التي تتضمن تكوين بزموتيد الكالسيوم أو المغنيسيوم عالي الانصهار (Ca3Bi2 أو Mg3Bi2)، والذي ينفصل ويمكن إزالته كخبث. يمكن معالجة هذا الخبث بالكلور لإزالة المغنيسيوم أو الكالسيوم، ثم الرصاص العالق.

 بعد ذلك، تُعالج هذه الرواسب بهيدروكسيد الصوديوم لإنتاج بزموث عالي النقاء. 

أما طريقة بيتس: 

وهي طريقة فصل بديلة، فتتضمن التكرير الإلكتروليتي لسبائك الرصاص -التي تحتوي على البزموث وشوائب أخرى- في محلول من فلوروسيليكات الرصاص وحمض الفلوروسيليك الحر، حيث يُستخلص البزموث من رواسب الأنود. يمكن فصل البزموت عن خاماته الأكسيدية أو الكربوناتية عن طريق الترشيح بحمض الهيدروكلوريك المركز؛ ثم يؤدي التخفيف إلى ترسيب أوكسي كلوريد البزموت، BiOCl. وعند تسخينه مع الجير والفحم، ينتج البزموث المعدني.

البزموث في الأرض: 

 

يُعدّ البزموت من المعادن النادرة، إذ يُشكّل حوالي 2 × 10⁻⁵ بالمئة من وزن قشرة الأرض. 

ويُقدّر وجوده في الكون بنحو ذرة واحدة لكل 7 ملايين ذرة من السيليكون. يوجد البزموت في حالته الطبيعية وفي مركبات. 

في حالته الطبيعية: يُوجد في عروق مرتبطة بخامات الرصاص والزنك والقصدير والفضة في بوليفيا وكندا وإنجلترا وألمانيا. أما مركباته الطبيعية فهي بشكل رئيسي أكسيده (البزميت أو مغرة البزموت Bi₂O₃)، وكبريتيده (البزموثينيت أو لمعان البزموت Bi₂S₃)، وكربوناتيه (البزموتيت (BiO)₂CO₃ والبيسموتوسفيريت). 

مع ذلك، يُنتج البزموت تجاريًا في الغالب كمنتج ثانوي في صهر وتكرير خامات الرصاص والقصدير والنحاس والفضة والذهب. وهكذا، يُستخرج البزموت، على سبيل المثال: من خامات التنجستن في كوريا الجنوبية، وخامات الرصاص في المكسيك، وخامات النحاس في بوليفيا، وخامات الرصاص والنحاس معًا في اليابان.

* مع ذلك، وبحلول أوائل القرن الحادي والعشرين، كانت الصين تتصدر العالم في كلٍ من تعدين البزموت وتكريره. ويمكن أيضًا الحصول على البزموت النقي عن طريق اختزال أكسيده بالكربون أو عن طريق تحميص كبريتيده بوجود الفحم والحديد المعدني لإزالة الكبريت.

تاريخ البزموت:

من الواضح أن البزموت لم يكن معروفًا كمعدن مستقل. فقد اعتقد عمال المناجم في العصور الوسطى أنه مجرد مرحلة يمرون بها لفصل الفضة عن المعادن الأخرى الأقل قيمة، وكان من المعروف أن البزموت يختلط بالرصاص والأنتيمون والقصدير، ولذلك صُدم عمال المناجم عندما رأوا أحد أشكاله.

كان أحد أكثر أسماء البزموت شيوعًا آنذاك هو "tectum argenti" والذي يعني "الفضة المُصنّعة"، وكان هذا الاسم شائعًا جدًا بين عمال المناجم في عصر الخيمياء.

في مذكرات الراهب باسل فالنتين، الذي عاش في ألمانيا في القرن الخامس عشر، أُشير إليه باسم "Wismut" والذي ربما يعني "الكتلة البيضاء" في اللغة الألمانية.

لاحقًا، استُخدمت اللغة اللاتينية وأطلق عليه عالم المعادن جورجيوس أغريكولا اسم "Bisemutum"، ومن هنا جاءت أبحاثه حول خصائصه المميزة وطرق استخراجه من خاماته.

 

إضافةً إلى ذلك، لم يُعترف بالبزموت كعنصر كيميائي مستقل إلا في منتصف القرن الثامن عشر. وقد أُجريت دراساتٌ حول البزموت أدت إلى اعتباره عنصرًا كيميائيًا مستقلًا على يد الكيميائي الألماني يوهان هاينريش عام ١٧٣٩، وكلود فرانسوا جوفري عام ١٧٥٣.

وبالتحديد، كتب أغريكولا في كتابه (De Nature Fossilium، ١٥٤٦) عن البزموت أنه معدنٌ متميزٌ ضمن عائلة المعادن التي تضم الرصاص والقصدير، وذلك استنادًا إلى دراسةٍ حول المعادن وخصائصها.

بدأت قصة إثبات أن البزموت عنصر مستقل مع جونا هاينريش، ثم قام الكيميائي الصيدلاني السويدي من بوميرانيان، كارل فيلهلم، وعالم المعادن الكيميائي توربيرن أولوف، بإثبات ذلك ومقارنته بالرصاص والقصدير والبزموت، إلى أن أثبت الكيميائي الفرنسي كلود فرانسوا كل شيء، ليصبح البزموت في النهاية عنصرًا كيميائيًا مستقلًا.

كان هذا في أوروبا، لكن البزموت كان معروفًا في حضارات أخرى، وكان له دور هام في حياتهم اليومية، لذا دعونا نتعرف على البزموت في حضارات أخرى:

كانت حضارة الإنكا الأكثر تقدمًا في استخدامها المتعمد للبزموت في صناعة المعادن.

 

سكين ماتشو بيتشو: اكتشف علماء الآثار سكينًا احتفاليًا (تومي) في ماتشو بيتشو بمقبض برونزي يحتوي على ١٨% من البزموت. و من براعة الصنع أن العادة تنصُ أن البرونز يجعل البزموث هشًا.

مع ذلك، أتقن حدادو الإنكا طريقة "الصب المزدوج" التي تضمن دمج المعدن بأمان.

 والنتيجة: غيّر البزموت لون مقبض البرونز إلى لون فضي أبيض لامع، بينما بقي النصل المستخدم برونزيًا قياسيًا.

مستحضرات التجميل والأصباغ:

 استخدم المصريون القدماء والإغريق والرومان مركبات البزموت لتحسين المظهر و اللمعان اللؤلؤي.

 حيث قاموا قاموا بطحن البزموث إلى أوكسي كلوريد البزموث، وهو مسحوق أبيض لامع. لإستخدامه في اضافة هذا المسحوق لمسة نهائية لؤلؤية متلألئة لظلال العيون وأحمر الشفاه ومستحضرات تجميل البشرة، وهي ممارسة اشتهرت في عهد كليوباترا.

في مصر القديمة: 

استخدم المعالجون المصريون مساحيق ومراهم البزموت المحلية كمطهرات ومضادات للتشنج لتهدئة الجروح المفتوحة وتخفيف اضطرابات الجهاز الهضمي. 

العصر الكيميائي: بحلول العصور الوسطى، استخدم الكيميائيون والأطباء الأوائل أملاح البزموت لعلاج تهيجات الأمعاء، مما مهد الطريق بشكل كبير لأدوية المعدة الحديثة مثل بيبتو-بيسمول.

صناعة الفضة عند الكيميائيين:

 خلال العصور الوسطى وبداية عصر النهضة، كان عمال المناجم يعثرون على البزموت بكثرة في مناجم الفضة الأوروبية. أطلقوا عليه اسم "تيكتوم أرجنتي"، والذي يُترجم إلى "صناعة الفضة". اعتقدوا أن البزموت عنصر أولي لم يكتمل تحوله إلى فضة حقيقية داخل الأرض.

يُستخدم البزموت المعدني بشكل أساسي في السبائك، حيث يُضفي على العديد منها خصائص مميزة، مثل انخفاض درجة انصهاره وتمدده عند التصلب (مثل الماء والأنتيمون). 

ولذلك، يُعد البزموت مكونًا مفيدًا في سبائك المعادن الأساسية، التي تُنتج مصبوبات نظيفة ودقيقة؛ كما أنه عنصر هام في السبائك منخفضة الانصهار، والتي تُسمى السبائك القابلة للانصهار، ولها تطبيقات متنوعة، خاصة في معدات الكشف عن الحرائق. وقد وُجد أن سبيكة البزموث والمنغنيز فعالة كمغناطيس دائم؛ حيث تُحسّن التركيزات المنخفضة من البزموت قابلية تشغيل الألومنيوم والفولاذ والفولاذ المقاوم للصدأ وغيرها من السبائك، وتمنع انفصال الجرافيت عن الحديد الزهر المطاوع.

 تستخدم الأجهزة الكهروحرارية للتبريد تيلوريد البزموث (Bi2Te3) وسيلينيد البزموث (Bi2Se3). وقد استُخدم البزموث السائل كناقل للوقود ومبرد في توليد الطاقة النووية.

لماذا يتنافر البزموت بشدة مع المغناطيس؟

 يكمن السبب في نوع المغناطيسية التي يُظهرها البزموث، حيث أنّ لكل مادة خصائص مغناطيسية، تُحددها خاصية كمومية لإلكترونات العنصر تُعرف باللف المغزلي.

 لكن هذا اللف المغزلي لا يمكن أن يكون إلا في اتجاهين - للأعلى أو للأسفل - ويُحدد مجموع اللفات المغزلية في المادة نوع المغناطيسية التي سيُظهرها العنصر بدقة.

 على سبيل المثال: الحديد، حيث تتراصف جميع الإلكترونات في اتجاه واحد، ولكن هناك أيضًا مواد مغناطيسية مضادة للحديد، حيث تتجه الإلكترونات في اتجاهين متعاكسين.

ومع ذلك، توجد فئتان مغناطيسيتان أخريان:

 المغناطيسية المسايرة والمغناطيسية المعاكسة. 

حيث أن المواد المغناطيسية المسايرة، عند تطبيق مجال مغناطيسي، تتراصف الإلكترونات في تلك المادة مع اتجاه المجال بما يتناسب مع قوته. أما المواد المغناطيسية المعاكسة فتُطبق قوة في الاتجاه المعاكس للمجال، مما يؤدي إلى تنافره.

و يُعد البزموث مثالًا على مادة مغناطيسية معاكسة، إلا أن هذا السلوك لا يتوافق مع التوزيع الإلكتروني للعنصر. يعتمد نوع المغناطيسية التي تُظهرها المادة على ترتيب الإلكترونات وقيم دورانها. 

عادةً، تتميز المواد غير المغناطيسية ببنية أغلفة مغلقة. 

* هذا يعني أن مجموعة معينة من المدارات ممتلئة تمامًا، مما يُجبر الإلكترونات على التزاوج، حيث يتجه أحد الإلكترونات للأعلى والآخر للأسفل، وبالتالي يُلغي دورانها المغزلي. في المقابل، تتميز المواد المغناطيسية المسايرة عادةً بمدارات ممتلئة جزئيًا، مما يعني أن الإلكترونات غير مزدوجة ويمكنها توجيه دورانها المغزلي في نفس الاتجاه.

يقع البزموت في المجموعة 15 من الجدول الدوري. مدارات s و d و f ممتلئة، لكن مدارات p تحتوي على ثلاثة إلكترونات من أصل ستة. لذا، يمتلك البزموث مدارات ممتلئة جزئيًا، ومن المفترض أن يتصرف كمادة مغناطيسية مسايرة. مع ذلك، فإن موقعه في الصف السادس من الجدول الدوري يعني أن البزموت يمتلك أيضًا بعض الخصائص غير العادية للذرات الثقيلة.

قال إيرا مارتينياك، وهو كيميائي متخصص في المواد المغناطيسية في معهد ماساتشوستس للتكنولوجيا: "تدور إلكترونات العناصر الكيميائية التي تقع بعد الفئة f في الجدول الدوري حول النواة بسرعات تُشكل أجزاءً كبيرة من سرعة الضوء. ويؤدي التأثير النسبي المباشر إلى انكماش مداري 6s و6p واقترابهما من النواة، مما يُنتج خصائص فيزيائية وكيميائية غير اعتيادية."

وتُعزى العديد من الخصائص المُدهشة للبزموث إلى هذه التأثيرات النسبية، مثل موصليته الفائقة غير التقليدية، وانخفاض درجة انصهاره (271.5 درجة مئوية)، والشكل غير المألوف لبلوراته. كما أن خاصية التمغنط المعاكس غير المتوقعة ليست استثناءً للمواد ذات التمغنط المعاكس. 

إن البزموت نفسه ثقيل للغاية بحيث لا يمكن استخدامه كمادة عملية للاستخدام العام، ولكن خاصية المغناطيسية المعاكسة القوية تعني أنه أصبح الآن مكونًا شائعًا في الموصلات الفائقة والحوسبة الكمومية.

إنّ للبزموث أشكال متعددة، حيث أن كريستالاته الملونة و الخلابة لا تأتي على شكل واحد بل متنوع و تختصر في:

 Hopper crystals:

 

تُعرف البلورات القادوسية بالاسم التقني للبنية البلورية الأساسية للبزموت. على الرغم من أن مصطلحات مثل "البرج" و"الجوهرة" تصف شكلاً فيزيائياً دقيقاً، إلا أنها جميعاً تُصنف ضمن هياكل القمع.

تُشكل هذه المكعبات ثلاثية الأبعاد قمعاً هرمياً (قمعاً) باتجاه مركز البلورة، مما يمنحها شكلاً هندسياً فريداً من نوعه.

Tower:

 

بلورات البرج هي هياكل قمعية مستطيلة ذات تجويف داخلي. تتشكل هذه البلورات غالباً عندما يكون البزموت المبرد ملامساً لمشتت حراري، مما يُحدث تبايناً أكبر في درجة الحرارة بين البلورة والمعدن المنصهر المحيط بها.

Gems:

 

الجواهر هي بلورات قمعية مسطحة هندسياً، تتشكل غالباً بالقرب من أعلى البزموت المبرد، حيث تفقد الطبقة العلوية حرارتها بسرعة إلى الهواء. يمكن ضمان تشكل هياكل الجواهر باتباع تقنية التبريد المناسبة.

Fields:

 

الحقول هي قطع منفردة مصنوعة من مزيج من البلورات. يشمل هذا المصطلح الشامل جميع أشكال بلورات البزموت، مع سمة مشتركة تتمثل في التكرار الهندسي.

Bursts:

 

تتشكل هياكل الانفجارات في وقت محدد جداً من عملية التبريد باستخدام تقنية تُسمى "التلقيح". في هذه العملية، تُضاف بلورة صغيرة من البزموت المبردة إلى المعدن المنصهر لتحفيز تكوين بلورات جديدة. يؤدي ذلك إلى تكوّن بلورات متطاولة وقوية في دائرة حول البلورة الأولية.

Geodes:

 

الجيود ليست بنية مستقلة، بل هي بنية ضخمة تحتوي على بلورات متنوعة. تُصنع الجيود بسكب البزموت المنصهر من البوتقة قبل أن يبرد تمامًا، تاركًا وراءه نصف كرة من البلورات تشبه الجيود البلورية الطبيعية.

يعود سبب هذه الظاهرة الخلابة إلى طبيعة البزموث كعنصر و الموجات:

الانعكاس على السطح العلوي: ينعكس جزء من الموجة الضوئية عن الحد العلوي للغشاء عائدًا إلى الهواء.

الانكسار والانعكاس الثاني: يمر الضوء المتبقي داخل الغشاء، ويصل إلى الحد السفلي، وينعكس عن ذلك السطح السفلي، ثم يخرج عائدًا عبر السطح العلوي إلى الهواء.

ولأن الموجة الثانية قطعت مسافة أطول قليلًا - إذ عبرت سمك الغشاء مرتين - فإنها تخرج متأخرة قليلًا عن الموجة المنعكسة الأولى. 

عندما يبرد البزموت المنصهر في وجود الأكسجين، تتشكل طبقة رقيقة من أكسيد البزموت (Bi²O³) على سطحه. ويؤدي اختلاف سمك هذه الطبقة الأكسيدية إلى ظهور الألوان الزاهية المتلألئة المميزة لبلورات البزموت الاصطناعية.

لماذا يطلق على البزموث لقب البزموث الاخضر Green Bismuth؟

* على الرغم من موقعه بين المعادن الثقيلة السامة في الجدول الدوري، فإن البزموت ومركباته غير ضارة بشكل ملحوظ - فالعديد من مركبات البزموت أقل سمية من ملح الطعام (كلوريد الصوديوم)! وهذا ما يجعل البزموت فريدًا بين المعادن الثقيلة، وقد أكسبه لقب "العنصر الأخضر". لهذا السبب، أولى عالم الكيمياء التجميلية والطبية اهتمامًا خاصًا به. 

على سبيل المثال: 

يُستخدم أوكسي كلوريد البزموت لإضفاء لمعة فضية على مستحضرات التجميل ومنتجات العناية الشخصية. 

كما يُسوّق أيضًا باسم مسحوق بيرون، والذي وجد تطبيقات في القسطرة المستخدمة في الإجراءات التشخيصية والجراحية نظرًا لطبيعته المعتمة للأشعة، ويُستخدم أكسيد نترات البزموت كمطهر أثناء الجراحة.

 ولعل أشهر دواء قائم على البزموت هو بيبتوبيسمول، وهو الآن دواء متوفر على نطاق واسع بدون وصفة طبية في الولايات المتحدة لعلاج اضطرابات المعدة.

لماذا البزموث مهم طبيًا؟

إنّ المكون النشط فيه هو ساليسيلات أكسيد البزموت. 

تم تحضيره لأول مرة من قبل طبيب في منزله في

أوائل القرن العشرين لعلاج "كوليرا الأطفال"، وهو اضطراب التهابي يصيب

الرضع فجأة، مسببًا الإسهال والقيء وأحيانًا الموت. على الرغم من أن

آليات عمله الدقيقة غير مفهومة جيدًا، يُعتقد أنه يبطن

جدران البطن

بطبقة واقية تمنع المزيد من التهيج.

يتمتع البزموت بالعديد من الخصائص المثيرة للاهتمام التي أدت إلى العديد من التطبيقات في

الصناعة، ويُستخدم بشكل شائع في اللحام. وهو أحد المواد القليلة، التي تتمدد عند التصلب، وقد استُخدم لتحضير سبائك الطباعة منخفضة الانصهار

التي تحتاج إلى التمدد لملء قوالب الطباعة. 

كما أن ثالث أكسيد البزموت هو

المكون الرئيسي في الألعاب النارية تلك التي تُنتج عرضًا مرئيًا

قبل أن تنفجر بصوت فرقعة حاد.

 أصبح البزموت شائعًا كبديل للرصاص، وهو معدن شديد السمية، نظرًا لكثافته المماثلة، ولأن العديد من الدول تحظر الآن استخدام طلقات الرصاص في صيد الطيور المائية.

 كما يُعد البزموت، إلى جانب الجرافيت، من أكثر المواد المغناطيسية المعاكسة المعروفة - حيث يتنافر مع المجال المغناطيسي - وقد وُجدت له تطبيقات في قطارات الرفع المغناطيسي (ماجليف)، التي يمكنها الوصول إلى سرعات تزيد عن ٢٥٠ ميلًا في الساعة.

وفي الآونة الأخيرة، وُجد للبزموت ومركباته في حالة الأكسدة +3 تطبيقات مهمة كمحفزات حمض لويس صديق للبيئة في التخليق العضوي.

 إن انخفاض سمية أملاح البزموت، وسهولة التعامل معها، وتكلفتها المنخفضة نسبيًا، تجعل مركبات البزموت أكثر جاذبية من أحماض لويس الأخرى المسببة للتآكل.

لذلك، يُعد البزموت معدنًا صديقًا للبيئة بشكلٍ ملحوظ، وله تطبيقات عديدة في الحياة اليومية. ومع تزايد الوعي البيئي، يُتوقع أن نشهد ارتفاعًا في استخدام المعادن الخضراء مثل البزموت في تطبيقات تتراوح من التخليق العضوي.

و رغم ذلك، للبزموث آثار و اضرار تحدث بسبب تراكمه و زيادة نسبته عن النسبة المفترضة، فلنعترف عليها:

أضرار البزموث تتمثل في:

التربة التي تعاني من زيادة في البزموث كانت تعاني نباتاتها من حالة تسممية و يتضح ذلك من خلال انخفاض معدل النمو و محتوى الكلوروفيل و الكاروتينات و مستوى النيتروجين و كفاءة التمثيل الضوئي؛ و من خلال النتائج يتضح أن البزموث هو اقل العناصر الفلزية الثقيلة سمية على النباتات و غيرها.

أن تراكم البزموث يتجه أن يكون في غالبه عند الكليتين و الرئتين و الطحال و الكبد و الدماغ و العضلات، و يطرح مع البول و البراز، تؤدي الجرعات الزائدة من البزموث أو التسمم بالزموث الى:

اضطراب ذهني حاد و اضطراب في المشي و ضعف ذاكرة و عضلات.

فشل كلوي حاد و ارتفاع نسبة اليوريا في الجسم مع قلة التبول.

طفح جلدي و خط رمادي أو ازرق على اللثة و هشاشة عظام.

الآثار الجانبية للعلاج بالبزموث:

اسوداد اللسان و الفضلات بسبب تفاعل البزموث مع الكبريت في الجسم.

بعض اضطرابات الجهاز الهضمي كالقيئ و الغثيان و الإمساك.

البزموث ليس بالعنصر الثقيل السام القاتل، لكن عملية استخراجه تصاحب استخراج معادن أخرى مما يعني تدمير للبيئة، و انبعاثات غازية غير مرغوب فيها، فضلا عن سرعة ذوبانية مركباته في المياه.

 

الموسكوفيوم (Mc):

خصائص العنصر

العدد الذري: 115

الوزن الذري: 288

التوزيع الإلكتروني: [Rn]5f¹⁴6d¹⁰7s²7p³

 هو عنصر اصطناعي فائق الثقل مشع. يُصنف ضمن عناصر ما بعد اليورانيوم، ويقع في المجموعة ١٥ من الجدول الدوري، التي تضم عناصر مثل النيتروجين والفوسفور.

تاريخ اكتشاف الموسكوفيوم: 

 قد تم إنتاجه لأول مرة على يد فريق من العلماء الروس والأمريكيين عام 2003. كان هذا الجهد ثمرة تعاون بين علماء من المعهد المشترك للأبحاث النووية (JINR) في دوبنا، روسيا، ومختبر لورانس ليفرمور الوطني التابع لوزارة الطاقة الأمريكية في ليفرمور، كاليفورنيا. تشكلت بضع ذرات من العنصر 115 عندما تم قذف بضع ذرات من الأمريسيوم-243 بأيونات الكالسيوم-48 في السيكلوترون في منشأة المعهد المشترك للأبحاث النووية. وأعلن العلماء عن إنتاج ذرة واحدة بوزن ذري 287 وثلاث ذرات بوزن ذري 288. وكان الفيزيائيون الإيطاليون قد حاولوا لأول مرة تخليق عنصر ما بعد اليورانيوم عام 1934 في روما، إيطاليا. في عام ٢٠١١، وبعد مراجعة الادعاء، رفض الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) اعتبار عنصر أونونبنتيوم عنصرًا جديدًا لعدم كفاية الأدلة. وبعد بضع سنوات، أكد فريق من جامعة لوند في السويد نتائج أبحاث المعهد المشترك للأبحاث النووية (JINR) ومختبر لورانس ليفرمور. ثم في ديسمبر ٢٠١٥، اعترف كل من الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) والاتحاد الدولي للفيزياء البحتة والتطبيقية (IUPAP) به كعنصر جديد. وفي يونيو ٢٠١٦، وافق الاتحاد الدولي للكيمياء البحتة والتطبيقية (IUPAC) على الاسم الدائم لعنصر موسكوفيوم ورمزه Mc، تكريمًا للمنطقة التي يقع فيها المعهد المشترك للأبحاث النووية (JINR).

عند اكتشافه لأول مرة، أُطلق عليه اسم مؤقت مُستمد من اسمه النظامي، "أونونبنتيوم" أو "Uup"، المُشتق من نظام الترقيم اللاتيني. وعلى مدار السنوات اللاحقة، أظهرت تجارب إضافية وجود العنصر وخصائص تحلله، مما قدّم دليلاً على صحته.

 

تم إنتاج نظيرين من الموسكوفيوم بوزن ذري 287 و288؛ وقد تحلل هذان النظيران في 46.6 مللي ثانية ، أما النظير الاكثر استقرارًا ²⁹⁰Mc الذي تحلل في ٦٥٠ مللي ثانية على التوالي.

الخصائص الفيزيائية و الكيميائية:

 

نظرًا للكمية المحدودة من الموسكوفيوم المُصنّع، فإن خصائصه الفيزيائية والكيميائية لا تزال نظرية إلى حد كبير.

 من المتوقع أن يكون صلبًا في درجة حرارة الغرفة، بلون رمادي مائل للبياض وكثافة تقارب 13000 كجم/م³. 

يُتوقع أن تكون حالة الأكسدة الأكثر شيوعًا للموسكوفيوم هي +5 و 1+ و ربما 3+، و الأكثر شيوعًا أن حالة تأكسد+1 هي الحالة التي ستكون الاكثر استقرارًا.

يتوقع أن يكون أشبه بخصائصه إلى عنصري البزموث و النتروجين.

يتوقع أن يكون حجمه المولي ٢٢ سنتيمتر مكعب.

ما هي استخدامات عنصر الموسكوفيوم؟

تُجرى الأبحاث الحالية على عنصر الموسكوفيوم لأغراض الاستكشاف العلمي في المقام الأول، إذ يتعامل معه الخبراء بحذر شديد نظرًا لنشاطه الإشعاعي العالي، فضلًأ عن أهميته في البحث عن مفهوم جزيرة الاستقرار.

* لا يوجد الموسكوفيوم بشكل طبيعي في البيئة. 

إن أكثر نظائر الموسكوفيوم المستقرة كانت خلال مدة 

٦٥٠ مللي ثانية لنظير ٢٩٠ موسكوفيوم المستقر.

يمر الموس بسلسلة تفاعلات من جسيمات الفا الموضوحة اسفل، فينتج خلال هذه التفاعلا عنصر النيحونيوم و يستمر التحلل حتى يصل لأكثر هيئة استقرارا له

النيحونيوم: 

ينتمي النيحونيوم إلى المجموعة ١٣ والدورة ٧ من الجدول الدوري، ويُفترض نظريًا أنه صلب في درجة حرارة الغرفة، إلا أن درجة انصهاره وخصائصه الفيزيائية الأخرى لا تزال غير معروفة إلى حد كبير نظرًا لعدم استقراره وتحلله السريع.

 يبلغ عمر النصف لنظيره الأكثر استقرارًا، النيحونيوم-286، حوالي 20 ثانية، ويتحلل عبر تحلل ألفا إلى رونتجينيوم-282.

 وبينما لم تُدرس خصائصه الكيميائية بشكل كافٍ، يُتوقع أن يشترك في بعض الخصائص مع عناصر أخرى في مجموعته، مثل الثاليوم والألومنيوم. 

ومع ذلك، ونظرًا لمحدودية إنتاج النيهونيوم، لم تُحدد له أي تطبيقات عملية خارج نطاق البحث العلمي الأساسي.

Island of stability تبسيط لمفهوم:

 

مفهوم ظهر في الفيزياء النووية، تحديدا عند مشروع منهاتن على يد العالم Glenn seaborg الذي شارك في المشروع النووي لقنابل هيروشيما و ناغازاكي، و بعد المشروع عمل على انتاج عناصر مشعة جديدة اولها كان البلوتونيوم و لتتوالى العناصر بعدها من موسكوفيوم و الليفرمويوم و الفليريوم.

لقد لاحظ هذا العالم مشكلة عند العناصر المشعة و هي حالة عدم الاستقرار و الانحلال السريع حيث لا تدوم مدة العناصر المصنعة الا عدة ثواني او مللي ثواني، و بالتجارب تمت ملاحظة أن قوى التنافر بين البروتونات تحل الذرات الثقيلة، و تمت ملاحظة استقرار اعلى للذرات ذات بروتونات ١١٤-١٢٦ و نيوترونات ١٨٤، و وضعت خريطة اعداد سحرية تعبر عن الاعداد المثالية للعناصر الثقيلة ما بعد اليورانيوم و التي قد تصل للاستقرار ان كانت ذات اعداد هي:٢، ٨ ، ٢٠ ، ٢٨ ، ٥٠، ١١٤ للبروتونات، و بذات الترتيب للنيوترونات مع زيادة الرقمين ١٢٦ و ١٨٤

تحلل ألفا هو نوع من التحلل الإشعاعي، حيث تصبح الذرة غير المستقرة أكثر استقرارًا بفقدان بروتونين ونيوترونين. يُطلق على هذين البروتونين والنيوترونين معًا اسم جسيم ألفا. في هذه العملية، تتحول النواة الأكبر حجمًا والأقل استقرارًا إلى نواة أصغر حجمًا وأكثر استقرارًا.

المصادر:

https://www.chemlin.org/chemical-elements/bismuth-isotopes.php

https://share.google/f5rp3XgPWlQaf33on

https://share.google/TmtkYiJRY2E65mmNV

https://share.google/rpZn5h1DiIXjkZmF5

https://www.britannica.com/science/bismuth

https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Inorganic_Chemistry/Supplemental_Modules_and_Websites_(Inorganic_Chemistry)/Descriptive_Chemistry/Elements_Organized_by_Block/2_p-Block_Elements/Group_15%3A_The_Nitrogen_Family/1Group_15%3A_General_Properties_and_Reactions

https://share.google/atbIRQveFf5XXFGOh

https://share.google/D8ncsaOA3W4PMEhRO

https://share.google/En3kzZYh1FfaR5Llz

https://share.google/PVnyM7ovFTGERQDDv

https://share.google/4tdByKIHrcFU7HWt0

https://share.google/CCYfAuDHzcHKX1C5o https://share.google/sYumipo9HuG2hUPKK

https://share.google/8M344qnuqCm70uFhz

https://share.google/ywDhRG7XH3C9YVxWh

https://share.google/PRSYzI3YDBLkb5OEv

https://www.britannica.com/science/phosphorite

https://share.google/vrn826PZwfJ5M18Mr

https://www.britannica.com/science/antimony/Properties-and-reactions

https://share.google/pfYA8UtG9cYVoWE1Y

https://share.google/KPk1GcVFk5jThu6Q3

https://www.britannica.com/science/ammonia

https://share.google/sdy6yCvo1snL6LYyO

https://share.google/WNOFS4YEYionwHOCu

https://share.google/sWDn98BRcWQm2AVq7

https://share.google/fPYCluV5N3Pc77uLG

https://share.google/zKjwQIaSBL5CnJtyp

https://share.google/oxiLu5IzMh667QYMZ

https://share.google/D4Et8XjH3fwigOsX2

https://share.google/aiWK4cQdxX7A8sHr1

https://share.google/bnZEmXN2H0NAy8xWQ

https://share.google/ltwUs6pGA3VaCXWhZ

https://youtu.be/a7MgW785tcg?si=cjrvFWR0GcrC0GKH

https://share.google/ZJCiK3OqqOAfSl3DE

https://youtu.be/E7uiSTa1kXQ?si=NpZnQ2IpJ2D-Szfj