Tuesday, March 23, 2010
დ.ი.მენდელეევი თვლიდა, რომ ქიმიური ელემენტების სისტემას საფუძვლად უნდა დაედოს ატომური მასა. იგი არ იცვლება ნაერთის წარმოქმნის დროსაც კი. მან ლითიუმიდან(Li) რკინამდე (Fe) დაალაგა ელემენტები ატომური მასის ზრდის მიხედვით და პერიოდულ სისტემას შემდეგი ფორმულირება მისცა: ,,მარტივ ნივთიერებათა თვისებები, აგრეთვე ქიმიური ელემენტების ნაერთების ფორმები და თვისებები პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ელემენტთა ატომური მასების სიდიდესთან”.
დ.ი.მენდელეევის პერიოდული სისტემა თანამედროვე სახით შედგება ქიმიური ელემენტების 10 ჰორიზონტალური მწკრივისგან, რომელიც 7 პერიოდს და 8 ჯგუფს ქმნის.
I პერიოდში შედის 2 ელემენტი H და He
II პერიოდში შედის 8 ელემენტი Li-დან Ne-მდე.
III პერიოდში შედის 8 ელემენტი Na-დან Ar-მდე
IV პერიოდში შედის 18 ელემენტი K-დან Kr-მდე
V პერიოდში შედის 18 ელემენტი Rb-დან Xe-მდე.
VI პერიოდში შედის 32ელემენტი Cs-დან Rn-მდე.
ამათგან I,II და III მცირე პერიოდებია, ხოლო IV,V,VI და VII დიდი პერიოდებია.
ჯგუფი შედგება ორ-ორი ქვეჯგუფისგან.
მთავარ ქვეჯგუფში შედის მცირე და დიდი პერიოდის ელემენტები, ხოლო თანაურ ქვეჯგუფში შედის მხოლოდ დიდი პერიოდის ელემენტები.
ქიმიისა და ფიზიკის განვითარების შდეგად XIX და XX საუკუნეთა მიჯნაზე დაგროვდა მრავალი მნიშვნელოვანი ფაქტი, რომელიც ატომის რთულ აღნაგობაზე მიუთითებდა. ატომი შედგება ატომგულისა და ელექტრონული გარსისაგან. ატომგული დადებითად არის დამუხტული და შეიცავს ატომის თითქმის მთელ მასას. ელექტრონული გარსი კი შედგება ელექტრონებისაგან. ატომგული შედგება დადებითად დამუხტული პროტონებისგან და უმუხტო ნეიტრონებისაგან. პროტონებისა და ელექტრონების რიცხვი ემთხვევა ატომის რიგობრივ ნომერს, ხოლო ნეიტრონების რიცხვი ტოლია, მასას გამოკლებული პროტონებისა და ელექტრონების ჯამი. ელემენტის სახესხვაობას, რომელიც ატომგულში პროტონების ერთნაირ რიცხვს შეიცავს, ხოლო ნეიტრონების სხვადასხვა რიცხვს, იზოტოპები ეწოდება.
ბორის თეორიის თანახმად ელექტრონები სხვადასხვა სიდიდის ორბიტებზე ბრუნავენ ატომგულის ირგვლივ. ატომის ენერგეტიკული დონეების ანუ მასების რიცხვი უდრის ელექტრონების პერიოდის ნომერს. მოცემულ ენერგეტიკულ დონეზე ელექტრონების მაქსიმალური რიცხვი უდრის 2n2, სადაც n ელექტრონული მასის ნომერია.
როცა n=1, მაშინ 2n2=2
როცა n=2, მაშინ 2n2=8
როცა n=3, მაშინ 2n2=18
ატომის აღნაგობის შესწავლის შემდეგ მენდელეევის პერიოდულობის კანონს ახალი ფორმულირება მიეცა: ,,მარტივ ნივთიერებათა თვისებები, აგრეთვე ქიმიური ელემენტების ნაერთების ფორმები და თვისებები პერიოდულ დამოკიდებულებაშია ელემენტთა ატომგულის მუხტის სიდიდესთან”.
ატომის აღნაგობის შესახებ მოძღვრებამ გამოააშკარავა პერიოდული კანონის ღრმა ფიზიკური არსი. ატომის მთავარ მახასიათებელს წარმოადგენს არა ატომური მასა, არამედ ატომგულის დადებითი მუხტის სიდიდე.
ეს არის ატომის უფრო ზოგადი და ზუსტი დახასიათება და ე.ი. ელემენტისაც. ატომის აღნაგობის თეორია კარგად ხსნის ელემენტების თვისებების პერიოდულ ცვლას.
განვიხილოთ ტუტე მეტალების ფიზიკური თვისებები. ატომური აღნაგობა და მეტალური ბმა მეტალის ფიზიკური თვისებების ახსნის საშუალებას იძლევა. ყველა მოყვითალო-მოთეთრო, მყარი ნივთიერებებია. ისინი კარგად ატარებენ ელექტრულ დენს, რაც თავისუფალი ელექტრონების არსებობით აიხსნება. მათ ახასიათებთ თბოგამტარობა, რაც აიხსნება როგორც თავისუფალი ელექტრონების მაღალი ძვრადობით, ასევე იონების რხევითი მოძრაობითაც. მეტალების მნიშვნელოვანი თვისებაა პლასტიკურობა –დარტყმით ფორმის შეცვლა. ამ შემთხვევაში მიმდინარეობს იონების გადანაცვლევა ერთმანეთთან შეფარდებით, მაგრამ გაწყვეტა არ ხდება, რამდენადაც მათ აკავებს განზოგადოებული, თავისუფალი ელექტრონები.
Li,Na,K,Rb,Cs,Fr- იმდენად რბილი მეტალებია რომ ისინი შეიძლება დანითაც გაიჭრას. მათ ნავთში ინახავენ რათა რეაქციაში არ შევიდნენ ჰაერთანაც კი. რუბიდიუმი და ცეზიუმი კი მინის კონტეინერებში ინახება. ეს ხაზს უსვამს იმას რომ ისინი ყველაზე აქტიურები არიან ისედაც აქტიურ ტუტე მეტალებს შორის (ვნახოთ ვიდეომასალა.)
http://www.myvideo.ge/?video_id=689269
როგორც ვიცით პერიოდის ნომერი გვიჩვენებს ენერგეტიკულ დონეებს ანუ შრეების რაოდენობას, ხოლო მთავარი ქვეჯგუფის ელემენტების ჯგუფის ნომერი ემთხვევა გარე შრეზე მდებარე ელექტრონების რაოდენობას. აქედან გამომდინარე ტუტე მეტალები მდებარეობენ I ჯგუფის მთავარ ქვეჯგუფში, რაც მიუთითებს, რომ მათ გარე შრეზე ერთი ელექტრონი მოძრაობს, ხოლო რაც უფრო იზრდება პერიოდის ნომერი, მით იზრდება მანძილი ატომგულსა და გარე შრეზე მყოფ ელექტრონს შორის, ანუ მცირდება მიზიდულობა. რაც უფრო ნაკლებია მიზიდულობა ატომგულსა და მის გარე შრეზე მყოფ ელექტრონს შორის მით ადვილად მოსწყდება ელექტრონი ე.ი. უფრო ძლიერდება მეტალური თვისებები. აქედან გამომდინარე:
Li+3)2)1; Na+11)2)8)1; K+19)2)8)8)1
პერიოდის ზრდასთან ერთად იზრდება მეტალური თვისებები ანუ Li-ზე უფრო ძლიერია Na, ხოლო K ნატრიუმზე საკმაოდ ძლიერია. ზოგადად მენდელეევის სისტემაში ყველაზე ძლიერი მეტალი Fr –ია. ეს თვისება კარგად ჩანს ტუტე მეტალებისა და წყლის ქიმიურ რეაქციაში, რომლის დროსაც მიიღება ტუტე და გამოიყოფა წყალბადი. (იხილეთ ვიდეომასალა):
http://www.myvideo.ge/?video_id=689271
http://www.myvideo.ge/?video_id=689275
ატომს შეუძლია არა მარტო გასცეს, არამედ მიიერთოს ელექტრონი. მაგალითად არამეტალებისთვის დამახასიათებელია ელექტრონების მიერთება. ყველაზე კარგი არამეტალები ჰალოგენებია ანუ VII ჯგუფის მთავარი ქვეჯგუფის ელემენტები. მათ გარე შრეზე 7-7 ელექტრონი აქვთ.
F+9)2)7; Cl+17)2)8)7; Br+35)2)8)8)7
ამ შემთხვევაში რაც ნაკლებია მანძილი ატომგულსა და გარე შრეზე ელექტრონს შორის მით ადვილად მიიზიდავს ელექტრონს შრის დასასრულებლად ანუ მით უფრო ძლიერია არამეტალი. აქედან გამომდინარე ფტორი უფრო ძლიერი არამეტალია ვიდრე ქლორი, ხოლო ბრომი უფრო სუსტია ვიდრე ქლორი და ასე შემდეგ.
ფიზიკური თვისებებით არამეტალები სხვადასხვა აგრეგატულ მდგომარეობაში არიან. მაგალითად ფტორი მომწვანო აირია, ქლორი მოყვითალო-მომწვანო აირია, ბრომი მოწითალო სითხეა, ხოლო იოდი იისფერი კრისტალია. (იხილეთ ვიდეომასალა)
http://www.myvideo.ge/?video_id=689282
არამეტალები მათი თვისებების სიძლიერის მიხედვით სხვადასხვაგვარად შედიან რექციაში წყალბადთან. წყალბადთან ურთიერთქმედების დროს ყველაზე ადვილად ფტორი შედის რეაქციაში, რაც ხაზს უსვამს მის ყველაზე ძლიერ არამეტალურ თვისებებს (იხილეთ ვიდეომასალა)
http://www.myvideo.ge/?video_id=689286
http://www.myvideo.ge/?video_id=689293
http://www.myvideo.ge/?video_id=689296
ფტორი უფრო ძლიერი ჰალოგენია, ვიდრე იოდი ან ბრომი. ეს კარგად ჩანს ქიმიურ რეაქციაში:
F2+2HI-->2HF+I2
ფტორი გამოაძევებს იოდს.
F2+2HBr-->2HF+Br2
პირიქით რეაქცია არ წავა. ეს ამტკიცებს ფტორის, როგორც არამეტალის სიძლიერეს.
ატომის აღნაგობის შესახებ მოძღვრებამ მიგვიყვანა ატომური ენერგიის აღმოჩენასა და მისი საჭიროებისათვის გამოყენებამდე. გადაუჭარბებლად შეიძლება ითქვას, რომ პერიოდულობის კანონი წარმოადგენს XX საუკუნის ქიმიისა და ფიზიკის ყველა დიდი აღმოჩენის პირველწყაროს. მან განსაკუთრებული როლი შეასრულა სხვა, ქიმიასთან მომიჯნავე საბუნებისმეტყველო მეცნიერებათა განვითარებაში.
კალიუმი
კალიუმი
kალიუმი (K) — I ჯგუფის ტუტე მეტალი. ატომური ნომერი — 19; ატომური წონა — 39,10. მიღებული იყო დევის მიერ 1807 წელს ელექტროლიზის საშუალებით მწვავე კალიუმის ხსნარიდან. სახელწოდება კალიუმი მიიღო არაბული სიტყვიდან ალკალი „ტუტე“.სექციების სია [დამალვა]ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
მოვერცხლისფრო-თეთრი მეტალია. სიმკვრივე 0,86 გ/სმ3, ძალიან მსუბუქია, ადვილად იჭრება დანით. ბუნებრივი კალიუმი შედგება ორი სტაბილური 3919K (93,08%) და 4119K (6,91%) და ერთი რადიოაქტიური იზოტოპისაგან 4019K (0,01%). ლღობის ტემპერატურა 100 0C-ზე დაბალია.
ბუნებაში გავრცელება [რედაქტირება]
ბუნებაში ტუტე მეტალები თავისუფალი სახით არ გვხვდებიან. კალიუმი შედის სხვადასხვა მინერალების და მთის ქანების-სილიკატების შედგენილობაში. მიწის ზედაპირის მყარ ქერქში ის ასზე მეტ მინერალს წარმოშობს, გარდა ამისა, მცირე რაოდენობით ის ასეულობით სხვა მინერალების შემადგენლობაშიც შედის. მისი საშუალო შემადგენლობა მიწის ქერქში 2,5% უახლოვდება. ეს საკმაოდ დიდი რიცხვია და იმის მაჩვენებელია, რომ კალიუმი გაბატონებულ ელემენტთა რიცხვს ეკუთვნის. მიწაზე კალიუმის ატომების აკვანს გრანიტები და მჟავე ლავები წარმოადგენენ. ეს ქანები ადვილად იშლებიან მიწის ზედაპირზე-ჰაერის, წყლისა და ნახშირმჟავას მოქმედებით. როდესაც დედამიწის სიღრმეში ცივდება გამდნარი მაგმა და ცალკეული ელემენტები მასში მოძრაობის უნარის, მქროლადი გაზების ანდა, პირიქით, მოძრავ, ადვილად მდნადი ნაწილაკების წარმოქმნის მიდრეკილების მიხედვით ნაწილდებიან, კალიუმი სწორედ ამ უკანასკნელთ მიეკუთვნება. კალიუმი შავი და თეთრი ფერის ქარსების შემადგენლობაშიც შედის.ოკეანეთა ფსკერის ბაზალტურ ქანებში კი ის 0,3%-ზე მეტი არ არის. ზღვის წყალში მის მხოლოდ უმნიშვნელო რაოდენობას ვხვდებით, დედა-ქანებში კალიუმის ყოველი 1000 ატომიდან ზღვის აუზს მხოლოდ 2 ატომი აღწევს, 998-ს კი ნიადაგის საფარი შთანთქავს და ამაშია ნიადაგის სასწაულებრივი ძალა. კალიუმის ატომები იმდენად თავისუფლად არიან შებმული ნიადაგთან, რომ მცენარის ყოველ უჯრედს თავისუფლად შეუძლია მათი შთანთქმა და თავის სასიცოცხლოდ გამოყენება. ამგვარად, თავისი მიგრაციის ერთ-ერთ ციკლს კალიუმი ნიადაგიდან იწყებს: ის შეიწოვება მცენარეთა ფესვებით, გროვდება მათ მკვდარ დანაგროვებში, ნაწილობრივ გადადის ცხოველისა და ადამიანის ორგანიზმებში და ისევ ლპობის შედეგად უბრუნდება ნიადაგს, საიდანაც ის ოდესღაც ცოცხალმა უჯრედმა ამოიტანა.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
კალიუმი ძლიერი აღმდგენია. ჰაერზე სწარაფად იჟანგება,მეტალის კრიალა ზედაპირი ჰაერზე მალე იფარება ოქსიდის ფენით, ამიტომ ნავთში ინახავენ. ადვილად ურთიერთქმედებს ბევრ არამეტალთან, ენერგიულად რეაგირებს წყალთან და რეაქციის დროს გამოყოფილი სითბოს გამო მაშინვე აალდება. უფრო ენერგიულად მოქმედებს მჟავებთან. მაღალ ტემპერაურაზე უერთდება წყალბადს და წარმოიქმნება კალიუმის ჰიდრიდი KH, რომელიც თავისი ბუნებით მარილის მსგავსია. ამ ნაერთში კალიუმს აქვს დადებითი დაჟანგულობის ხარისხი, წყალბადს-უარყოფითი K +H - . კალიუმი აქტიურად რეაგირებს ჰალოგენებთან, რის შედეგადაც მიიღება მარილები 2K+CI2═2KCI 2K+S═K2S კალიუმი იწვის იისფერი ალით, მისი წვის შედეგად მიიღება ზეჟანგები ფხვნილის სახით 2K+2O2=K2O4 (კალიუმის ჰიპეროქსიდი). ზეჟანგებში კალიუმი ერთვალენტოვანია.
მიღება [რედაქტირება]
კალიუმი ელექტროლიზური გზით მიიღება. მეტალურ კალიუმს ღებულობენ კალიუმის ქლორიდის ნალღობის ელექტროლიზით. 2KCI=2K +CI2 მეტალური კალიუმი ადვილად მიიღება აგრეთვე გალღობილი კალიუმის ჰიდროქსიდის ელექტროლიზით. გალღობისას კალიუმის ტუტე მთლიანად იშლება იონებად 4KOH=4K+2H20+O2 კალიუმის მიღების ამ ხერხებმა ვერ ჰპოვა გავრცელება ტექნიკური სიძნელეების გამო (დაბალი გამოსავლიანობა დენის მიხედვით, ტექნიკის უსაფრთხოების უზრუნველყოფის სიძნელე). ამჟამად კალიუმის სამრეწველო მიღება დაფუძნებულია შემდეგ პროცესებზე. 800 0C-ზე გამდნარ კალიუმის ქლორიდზე ატარებენ ნატრიუმის ორთქლს, ხოლო გამოყოფილ კალიუმის ორთქლს აკონდენსირებენ. KCI+Na=NaCI+K გამდნარ კალიუმის ჰიდროქსიდსა და თხევად ნატრიუმს შორის ურთიერთქმედება ხორციელდება წინაღდგენით 440 0C-ზე ნიკელისაგან დამზადებულ სარეაქციო სვეტში. KOH+Na=NaOH+K კალიუმი ცოცხლ ორგანიზმებში აღსანიშნავია, რომ მხოლოდ მცენარეებისთვის კი არაა აუცილებელი კალიუმი, ის მნიშვნელოვანი რაოდენობით ცხოველთა ორგანიზმების შემადგენლობაშიც შედის. მაგალითად, ადამიანის კუნთებში კალიუმი სჭარბობს ნატრიუმს. განსაკუთრებით ბევრია კალიუმი ტვინში, ღვიძლში, გულსა და თირკმელებში. უნდა აღინიშნოს, რომ კალიუმი განსაკუთრებით მზარდი ორგანიზმისთვის არის მნიშვნელოვანი, ასაკოვან ადამიანს კი მოთხოვნილება კალიუმზე შესამჩნევად უმცირდება. კალიუმი ნივთიერებათა ცვლის პროცესებში აქტიურად მონაწილეობს. გარდა ამისა, იგი აუცილებელია გულის კუნთის მუშაობისთვის. ადამიანის ორგანიზმში კალიუმი გულის მუშაობის აღმგზნებია, ელემენტი ნატრიუმი კი პირიქით, გულის მოქმედებას ამშვიდებს. ამიტომაა, რომ ორგანიზმი ცდილობს სისხლში ყოველთვის გააჩნდეს მარილების მუდმივი კონცენტრაცია. ადამიანი ოფლთან და სხვა სახის გამონაყფთან ერთად დღეღამის განმავლობაში ზუსტად იმდენივე მარილს ჰკარგავს, რამდენსაც ჭამს. კალიუმის წყაროა ბოსტნეული და ხილი, განსაკუთრებით მშრალი ხილი (ჭერმის ჩირი, ქიშმიში და სხვა). კალიუმი უხვადაა გარგარის ჩირში (კურაგაში), ლეღვში, ფორთოხალში, მანდარინში, კარტოფილში (500 გ კარტოფილი კალიუმის დღიურ მოთხოვნილებას მთლიანად აკმაყოფილებს
კალიუმის მწვავე ტუტე [რედაქტირება]
მწვავე ეწოდება წყალში კარგად ხსნად ტუტე მეტალთა ჰიდროქსიდებს, მათგან მნიშვნელოვანია KOH. კალიუმის ჰიდროქსიდი თეთრი ფერის, არაგამჭვირვალე, მყარი კრისტალური ნივთიერებაა. წყალში კარგად იხსნება დიდი რაოდენობა სითბოს გამოყოფით. წყალხსნარებში ის მთლიანად დისოცირდება და წარმოადგენს ძლიერ ტუტეს. ამჟღავნებს ფუძის ყველა თვისებას, ჰაერზე შთანთქავს ტენსა და ნახშირბადის (IV) ოქსიდს, რის გამოც გაზების გასაშრობად ხმარობენ.
კალიუმოვანი სასუქები [რედაქტირება]
კალიუმის მარილები უმთავრესად გამოიყენებიან სასუქებად. კალიუმის უკმარისობა ნიადაგში შესამჩნევად ამცირებს მოსავალს და მცენარეთა წინააღმდეგობას არაკეთილნაყოფიერი პირობების მიმართ. ამიტომ მოპოვებული კალიუმის მარილების 90%-მდე გამოიყენება კალიუმოვანი სასუქების სახით. მნიშვნელოვან კალიუმოვან სასუქებს წარმოადგენენ: ნედლი მარილები, რომლებიც წარმოადგენენ დაფქვილ ბუნებრივ მარილებს, უპირეტესად მინერალებს სილვინიტს NaCI•KCIდა კაინიტს MgSO4•KCI•3H2O. ბუნებრივი კალიუმის მარილების გადამუშავების შედეგად მიღებული კონცენტრირებული სასუქები-ესენია KCI და K2SO4. პოტაშის K2CO3 შემცველი მერქნისა და ტორფის ნაცარი. ქლორკალიუმი(KCI) მაღალპროცენტული თეთრი წვრილკრისტალური მარილია. მინარევების სახით შეიცავს ნარინჯისფერ და წითელ კრისტალებს. ფიზიოლოგიურად მჟავე სასუქია, ხასიათდება ჰიგროსკოპულობით. გამოიყენება ყველა კულტურაში. მიუხედავათ იმისა, რომ ქლორს შეიცავს მცირე რაოდენობით, ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებში(კარტოფილი, თამბაქო, ვაზი, ხახვი, კომბოსტო და სხვ.) მისი შეტანა სასურველია თესვის ან დარგვის წინ შემოდგომაზე ან გაზაფხულზე, რათა ამ პერიოდის ნალექების ზემოქმედებით ქლორი ჩაირეცხოს ქვედა ფენებში. კალიუმის გვარჯილა მოყვითალო რუხი ფერის კრისტალური, ნაკლებ ჰიგროსკოპული მარილია. გამოიყენება ყველა ტიპის ნიადაგზე ყველა კულტურაში. კალიუმთან ერთად სასუქში აზოტის შემცველობა ბევრად განაპირობებს მის მაღალ ეფექტს. კალიმაგნეზია კრისტალური მოთეთრო ფერის მარილია ყვითელი მინარევებით. ხასიათდება კარგი ფიზიკური თვისებებით, არის როგორც ფხვნილისებრი, ისე გრანულირებული. გამოიყენება ყველა კულტურაში. კალიუმ- მაგნეზიური კონცენტრატი რუხი ფერის გრანულირებული მარილია. ნაკლებ ჰიგროსკოპულია. ცეცხლ და ფეთქებად საშიშია, დაცული უნდა იქნეს შენახვის და უსაფრთხოების წესები. გამოიყენება ყველა კულტურაში, მათ შორის ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებშიც. ნიტროფოსკა თეთრი მონაცრისფრო მარილია, არაჰიგროსკოპულია, ნორმალური შენახვის პირობებში არ იბელტება გამოიყენება ერთწლიან და მრავალწლიან კულტურებში.
კალიუმი
kალიუმი (K) — I ჯგუფის ტუტე მეტალი. ატომური ნომერი — 19; ატომური წონა — 39,10. მიღებული იყო დევის მიერ 1807 წელს ელექტროლიზის საშუალებით მწვავე კალიუმის ხსნარიდან. სახელწოდება კალიუმი მიიღო არაბული სიტყვიდან ალკალი „ტუტე“.სექციების სია [დამალვა]ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
მოვერცხლისფრო-თეთრი მეტალია. სიმკვრივე 0,86 გ/სმ3, ძალიან მსუბუქია, ადვილად იჭრება დანით. ბუნებრივი კალიუმი შედგება ორი სტაბილური 3919K (93,08%) და 4119K (6,91%) და ერთი რადიოაქტიური იზოტოპისაგან 4019K (0,01%). ლღობის ტემპერატურა 100 0C-ზე დაბალია.
ბუნებაში გავრცელება [რედაქტირება]
ბუნებაში ტუტე მეტალები თავისუფალი სახით არ გვხვდებიან. კალიუმი შედის სხვადასხვა მინერალების და მთის ქანების-სილიკატების შედგენილობაში. მიწის ზედაპირის მყარ ქერქში ის ასზე მეტ მინერალს წარმოშობს, გარდა ამისა, მცირე რაოდენობით ის ასეულობით სხვა მინერალების შემადგენლობაშიც შედის. მისი საშუალო შემადგენლობა მიწის ქერქში 2,5% უახლოვდება. ეს საკმაოდ დიდი რიცხვია და იმის მაჩვენებელია, რომ კალიუმი გაბატონებულ ელემენტთა რიცხვს ეკუთვნის. მიწაზე კალიუმის ატომების აკვანს გრანიტები და მჟავე ლავები წარმოადგენენ. ეს ქანები ადვილად იშლებიან მიწის ზედაპირზე-ჰაერის, წყლისა და ნახშირმჟავას მოქმედებით. როდესაც დედამიწის სიღრმეში ცივდება გამდნარი მაგმა და ცალკეული ელემენტები მასში მოძრაობის უნარის, მქროლადი გაზების ანდა, პირიქით, მოძრავ, ადვილად მდნადი ნაწილაკების წარმოქმნის მიდრეკილების მიხედვით ნაწილდებიან, კალიუმი სწორედ ამ უკანასკნელთ მიეკუთვნება. კალიუმი შავი და თეთრი ფერის ქარსების შემადგენლობაშიც შედის.ოკეანეთა ფსკერის ბაზალტურ ქანებში კი ის 0,3%-ზე მეტი არ არის. ზღვის წყალში მის მხოლოდ უმნიშვნელო რაოდენობას ვხვდებით, დედა-ქანებში კალიუმის ყოველი 1000 ატომიდან ზღვის აუზს მხოლოდ 2 ატომი აღწევს, 998-ს კი ნიადაგის საფარი შთანთქავს და ამაშია ნიადაგის სასწაულებრივი ძალა. კალიუმის ატომები იმდენად თავისუფლად არიან შებმული ნიადაგთან, რომ მცენარის ყოველ უჯრედს თავისუფლად შეუძლია მათი შთანთქმა და თავის სასიცოცხლოდ გამოყენება. ამგვარად, თავისი მიგრაციის ერთ-ერთ ციკლს კალიუმი ნიადაგიდან იწყებს: ის შეიწოვება მცენარეთა ფესვებით, გროვდება მათ მკვდარ დანაგროვებში, ნაწილობრივ გადადის ცხოველისა და ადამიანის ორგანიზმებში და ისევ ლპობის შედეგად უბრუნდება ნიადაგს, საიდანაც ის ოდესღაც ცოცხალმა უჯრედმა ამოიტანა.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
კალიუმი ძლიერი აღმდგენია. ჰაერზე სწარაფად იჟანგება,მეტალის კრიალა ზედაპირი ჰაერზე მალე იფარება ოქსიდის ფენით, ამიტომ ნავთში ინახავენ. ადვილად ურთიერთქმედებს ბევრ არამეტალთან, ენერგიულად რეაგირებს წყალთან და რეაქციის დროს გამოყოფილი სითბოს გამო მაშინვე აალდება. უფრო ენერგიულად მოქმედებს მჟავებთან. მაღალ ტემპერაურაზე უერთდება წყალბადს და წარმოიქმნება კალიუმის ჰიდრიდი KH, რომელიც თავისი ბუნებით მარილის მსგავსია. ამ ნაერთში კალიუმს აქვს დადებითი დაჟანგულობის ხარისხი, წყალბადს-უარყოფითი K +H - . კალიუმი აქტიურად რეაგირებს ჰალოგენებთან, რის შედეგადაც მიიღება მარილები 2K+CI2═2KCI 2K+S═K2S კალიუმი იწვის იისფერი ალით, მისი წვის შედეგად მიიღება ზეჟანგები ფხვნილის სახით 2K+2O2=K2O4 (კალიუმის ჰიპეროქსიდი). ზეჟანგებში კალიუმი ერთვალენტოვანია.
მიღება [რედაქტირება]
კალიუმი ელექტროლიზური გზით მიიღება. მეტალურ კალიუმს ღებულობენ კალიუმის ქლორიდის ნალღობის ელექტროლიზით. 2KCI=2K +CI2 მეტალური კალიუმი ადვილად მიიღება აგრეთვე გალღობილი კალიუმის ჰიდროქსიდის ელექტროლიზით. გალღობისას კალიუმის ტუტე მთლიანად იშლება იონებად 4KOH=4K+2H20+O2 კალიუმის მიღების ამ ხერხებმა ვერ ჰპოვა გავრცელება ტექნიკური სიძნელეების გამო (დაბალი გამოსავლიანობა დენის მიხედვით, ტექნიკის უსაფრთხოების უზრუნველყოფის სიძნელე). ამჟამად კალიუმის სამრეწველო მიღება დაფუძნებულია შემდეგ პროცესებზე. 800 0C-ზე გამდნარ კალიუმის ქლორიდზე ატარებენ ნატრიუმის ორთქლს, ხოლო გამოყოფილ კალიუმის ორთქლს აკონდენსირებენ. KCI+Na=NaCI+K გამდნარ კალიუმის ჰიდროქსიდსა და თხევად ნატრიუმს შორის ურთიერთქმედება ხორციელდება წინაღდგენით 440 0C-ზე ნიკელისაგან დამზადებულ სარეაქციო სვეტში. KOH+Na=NaOH+K კალიუმი ცოცხლ ორგანიზმებში აღსანიშნავია, რომ მხოლოდ მცენარეებისთვის კი არაა აუცილებელი კალიუმი, ის მნიშვნელოვანი რაოდენობით ცხოველთა ორგანიზმების შემადგენლობაშიც შედის. მაგალითად, ადამიანის კუნთებში კალიუმი სჭარბობს ნატრიუმს. განსაკუთრებით ბევრია კალიუმი ტვინში, ღვიძლში, გულსა და თირკმელებში. უნდა აღინიშნოს, რომ კალიუმი განსაკუთრებით მზარდი ორგანიზმისთვის არის მნიშვნელოვანი, ასაკოვან ადამიანს კი მოთხოვნილება კალიუმზე შესამჩნევად უმცირდება. კალიუმი ნივთიერებათა ცვლის პროცესებში აქტიურად მონაწილეობს. გარდა ამისა, იგი აუცილებელია გულის კუნთის მუშაობისთვის. ადამიანის ორგანიზმში კალიუმი გულის მუშაობის აღმგზნებია, ელემენტი ნატრიუმი კი პირიქით, გულის მოქმედებას ამშვიდებს. ამიტომაა, რომ ორგანიზმი ცდილობს სისხლში ყოველთვის გააჩნდეს მარილების მუდმივი კონცენტრაცია. ადამიანი ოფლთან და სხვა სახის გამონაყფთან ერთად დღეღამის განმავლობაში ზუსტად იმდენივე მარილს ჰკარგავს, რამდენსაც ჭამს. კალიუმის წყაროა ბოსტნეული და ხილი, განსაკუთრებით მშრალი ხილი (ჭერმის ჩირი, ქიშმიში და სხვა). კალიუმი უხვადაა გარგარის ჩირში (კურაგაში), ლეღვში, ფორთოხალში, მანდარინში, კარტოფილში (500 გ კარტოფილი კალიუმის დღიურ მოთხოვნილებას მთლიანად აკმაყოფილებს
კალიუმის მწვავე ტუტე [რედაქტირება]
მწვავე ეწოდება წყალში კარგად ხსნად ტუტე მეტალთა ჰიდროქსიდებს, მათგან მნიშვნელოვანია KOH. კალიუმის ჰიდროქსიდი თეთრი ფერის, არაგამჭვირვალე, მყარი კრისტალური ნივთიერებაა. წყალში კარგად იხსნება დიდი რაოდენობა სითბოს გამოყოფით. წყალხსნარებში ის მთლიანად დისოცირდება და წარმოადგენს ძლიერ ტუტეს. ამჟღავნებს ფუძის ყველა თვისებას, ჰაერზე შთანთქავს ტენსა და ნახშირბადის (IV) ოქსიდს, რის გამოც გაზების გასაშრობად ხმარობენ.
კალიუმოვანი სასუქები [რედაქტირება]
კალიუმის მარილები უმთავრესად გამოიყენებიან სასუქებად. კალიუმის უკმარისობა ნიადაგში შესამჩნევად ამცირებს მოსავალს და მცენარეთა წინააღმდეგობას არაკეთილნაყოფიერი პირობების მიმართ. ამიტომ მოპოვებული კალიუმის მარილების 90%-მდე გამოიყენება კალიუმოვანი სასუქების სახით. მნიშვნელოვან კალიუმოვან სასუქებს წარმოადგენენ: ნედლი მარილები, რომლებიც წარმოადგენენ დაფქვილ ბუნებრივ მარილებს, უპირეტესად მინერალებს სილვინიტს NaCI•KCIდა კაინიტს MgSO4•KCI•3H2O. ბუნებრივი კალიუმის მარილების გადამუშავების შედეგად მიღებული კონცენტრირებული სასუქები-ესენია KCI და K2SO4. პოტაშის K2CO3 შემცველი მერქნისა და ტორფის ნაცარი. ქლორკალიუმი(KCI) მაღალპროცენტული თეთრი წვრილკრისტალური მარილია. მინარევების სახით შეიცავს ნარინჯისფერ და წითელ კრისტალებს. ფიზიოლოგიურად მჟავე სასუქია, ხასიათდება ჰიგროსკოპულობით. გამოიყენება ყველა კულტურაში. მიუხედავათ იმისა, რომ ქლორს შეიცავს მცირე რაოდენობით, ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებში(კარტოფილი, თამბაქო, ვაზი, ხახვი, კომბოსტო და სხვ.) მისი შეტანა სასურველია თესვის ან დარგვის წინ შემოდგომაზე ან გაზაფხულზე, რათა ამ პერიოდის ნალექების ზემოქმედებით ქლორი ჩაირეცხოს ქვედა ფენებში. კალიუმის გვარჯილა მოყვითალო რუხი ფერის კრისტალური, ნაკლებ ჰიგროსკოპული მარილია. გამოიყენება ყველა ტიპის ნიადაგზე ყველა კულტურაში. კალიუმთან ერთად სასუქში აზოტის შემცველობა ბევრად განაპირობებს მის მაღალ ეფექტს. კალიმაგნეზია კრისტალური მოთეთრო ფერის მარილია ყვითელი მინარევებით. ხასიათდება კარგი ფიზიკური თვისებებით, არის როგორც ფხვნილისებრი, ისე გრანულირებული. გამოიყენება ყველა კულტურაში. კალიუმ- მაგნეზიური კონცენტრატი რუხი ფერის გრანულირებული მარილია. ნაკლებ ჰიგროსკოპულია. ცეცხლ და ფეთქებად საშიშია, დაცული უნდა იქნეს შენახვის და უსაფრთხოების წესები. გამოიყენება ყველა კულტურაში, მათ შორის ქლორისადმი მგრძნობიარე კულტურებშიც. ნიტროფოსკა თეთრი მონაცრისფრო მარილია, არაჰიგროსკოპულია, ნორმალური შენახვის პირობებში არ იბელტება გამოიყენება ერთწლიან და მრავალწლიან კულტურებში.
Monday, March 22, 2010
NILS BORE
მიმდინარეობს ჩაწერა ვიკიმარათონში. სადაც სტატიების წერა ყველას შეუძლია. ჩაეწერეთ!
ნილს ბორი
ვიკიპედიიდან, თავისუფალი ქართულენოვანი ენციკლოპედიიდან
გადასვლა: ნავიგაცია, ძიება
ნილს ბორი
Niels Henrik David Bohr
ფიზიკოსი
დაბადების თარიღი 7 ოქტომბერი, 1885
დაბადების ადგილი: კოპენჰაგენი, დანია
გარდაცვალების თარიღი 18 ნოემბერი, 1962
გარდაცვალების ადგილი იქვე
ნილს ბორი (Niels Henrik David Bohr) (დ. 7 ოქტომბერი, 1885, კოპენჰაგენი, დანია ― გ. 18 ნოემბერი, 1962, იქვე) — დანიელი ფიზიკოსი, თანამედროვე ფიზიკის ერთ–ერთი ფუძემდებელი. ნობელის პრემიის ლაურეატი ფიზიკაში. ამ დარგში მრავალი აღმოჩენის ავტორი. მათემატიკოსი ჰარალდ ბორის ძმა და ნობელის პრემიის ლაურეატის ოგე ბორის მამა. მანჰეტენის პროექტის ერთ-ერთი მონაწილე.
ბიოგრაფია [რედაქტირება]
ახალგაზრდა ნილს ბორი ახალგაზრდობის წლები [რედაქტირება]
ნილს ბორი დაიბადა კოპენჰაგენის უნივერსიტეტის პროფესორის, კრისტიან ბორის ოჯახში. საწყისი განათლება მომავალმა მეცნიერმა, გამელჰოლმის სკოლაში მიიღო, რომელიც 1903 წელს დაამთავრა. ოცდასამი წლის ასაკში დაამთავრა კოპენჰაგენის უნივერსიტეტი, სადაც ძალზედ ნიჭიერი ფიზიკოსის რეპუტაცია მოიპოვა. მისი სადიპლო ნაშრომი დანიის სამეფო აკადემიამ ოქროს მედლითაც კი დააჯილდოვა. 1908–1911 წლებში ბორმა გააგრძელა მუშაობა კოპენჰაგენის უნვერსიტეტში. აქ იგი ლითონების კლასიკურ ელექტრონულ თეორიას იკვლევდა, რამაც შემდგომში მის სადოქტორო დისერტაციას საფუძველი ჩაუყარა.
უნივერსიტეტის დამთავრებიდან სამი წლის შემდეგ, ბორი სამუშაოდ ინგლისში გადავიდა, სადაც წელიწადზე მეტი იმუშავა კემბრიჯის უნივერსიტეტში ტომსონის ხელმძღვანელობით. ამის შემდეგ იგი მანჩესტერში გადადის და აგრძელებს მუშაობას რეზერფორდის ლაბორატორიაში, რომელიც იმ დროს ერთ–ერთი წამყვანი კვლევითი ცენტრი იყო ევროპაში.
უკანასკნელი წლები [რედაქტირება]
ნილს ბორი და ალბერტ აინშტაინი კვანტურ თეორიაზე კამათში, 1925.მეორე მსოფლიო ომის დროს ბორი საცხოვრებლად გადავიდა ჯერ, ინგლისში ხოლო შემდეგ აშშ–ში, სადაც თავის ვაჟთან, ოგე ბორთან ერთად მუშაობდა მანჰეტენის პროექტზე.
გარდა ფიზიკისა, ნილს ბორი დიდ ყურადღებას აქცევდა ბიოლოგიას და ფილოსოფიას. იგი იყო 20–ზე მეტი სხვადასხვა ქვეყნის მეცნიერებათა აკადემიის საპატიო წევრი, მრავალი ნაციონალური და საერთაშორისო პრემიის ლაურეატი.
ნილს ბორი 1962 წლის 18 ნოემბერს, კოპენჰაგენში, საკუთარ სახლში, გულის შეტევით გარდაიცვალა.
მოღვაწეობა [რედაქტირება]
პირველი მეცნიერული ნაბიჯები [რედაქტირება]
ბორის მოსვლამდე რეზერფორდის ლაბორატორიაში უკვე ტარდებოდა ექსპერიმენტები, რომლებმაც მეცნიერები ატომის პირველი პლანეტარული მოდელის შექმნამდე მიიყვანა. ალფა–ნაწილაკების გამოყენებით ჩატარებულმა ცდებმა, რეზერფოდრი მიიყვანა დასკვნამდე, რომ ატომის ცენტრში განლაგებულია მცირე ზომის და მუხტის მქონე ატომბირთვი, რომელშიც კონცენტრირებულია თითქმის მთელი მასა, ხოლო მის გარშემო განლაგებულია შედარებით მსუბუქი ელექტრონები. ვინაიდან ცნობილი იყო, რომ ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია, რეზერფორდმა ივარაუდა, რომ ელექტრონების ჯამური მუხტი ბირთვის მუხტის ტოლია და აქვს საპირისპირო ნიშანი. ამ შედეგმა დიდი გადატრიალება მოახდინა ფიზიკაში, თუმცა მაინც რჩებოდა მრავალი აუხსნელი მოვლენა, როგორიც არის იზოტოპების არსებობა.
ამ მომენტიდან საქმიანობაში ჩაერთო ახალგაზრდა ბორი, რომელმაც დაადგინა, რომ ნივთიერების ქიმიური თვისებები განისაზღვრება ელექტრონების რაოდენობით, ანუ მუხტით და არა მასით. ყოველივე ეს ხსნიდა იზოტოპების არსებობას, რადგან ალფა–დაშლის დროს (ალფა ნაწილაკი წარმოადგენს ჰელიუმის ბირთვს და +2 მუხტის მატარებელია), როდესაც ეს ნაწილაკი გამოიტყორცნება ბირთვიდან, მიღებული ელემენტი მენდელეევის პერიოდულ სიტემაში გადაინაცვლებს ორი უჯრით მარცხნივ, ხოლო ბეტა–დაშლის დროს, როდესაც ბირთვიდან ელექტრონი გამოიტყორცნება – ერთი უჯრით მარჯვნივ. ამრიგად აღმოჩენილ იქნა რადიოაქტიური წანაცვლების კანონი.
რეზერფორდ–ბორის მოდელი [რედაქტირება]
ნილს ბორი და ალბერტ აინშტაინიზემოთხსენებულ აღმოჩენას მოჰყვა კიდევ მრავალი, არანაკლებ მნიშვნელოვანი, რომელიც უშალოდ ატომის აგებულებას შეეხებოდა.
შემუშავებულ იქნა ატომის აგებულების ე.წ. რეზერფორდ–ბორის მოდელი (მას აგრეთვე პლანეტარულ მოდელს უწოდებენ), რომლის მიხედვით ელექტრონები მოძრაობენ ბირთვის გარშემო, მზის გარშემო პლანეტების მოძრაობის მსგავსად. მაგრამ ამ მოდელის თანახმად ატომი ვერ იქნებოდა სტაბილური, ვინაიდან კულონური ურთიერთქმედების გამო, ელექტრონები მოძრაობენ აჩქარებით. კლასიკური ელექტროდინამიკის კანონების თანახმად, აჩქარებით მოძრავი ნებისმიერი დამუხტული ნაწილაკი გამოასხივებს ელექტრომაგნიტურ ტალღებს, რის გამოც კარგავს ენერგიას. გამოთვლებმა აჩვენა, რომ ასეთი "რადიოაქტიური არამდგრადობის" შემთხვევაში, ყველა ატომმა დაახლოებით მემილიონედ წამში უნდა დაკარგოს მთელი ენერგია და დაეცეს ბირთვს. თუმცა რეალურად მსგავსი რამ არ ხდებოდა და ფიზიკა კვლავ გადაუჭრელი პრობლემის წინაშე აღმოჩნდა. პრობლემა მართლაც გადაუჭრელი იქნებოდა, რომ არა ნილს ბორის რადიკალურად განსხვავებული ნოვატორული იდეები.
ბორი აკეთებს პოსტულირებას, რომ მექანიკისა და ელექტროდინამიკის არსებული კანონების მიუხედავად, ატომებში არსებობს ორბიტები, რომლებზე მოძრაობის დროსაც ელექტრონები არ გამოასხივებენ და მსგავსი ორბიტები სტაბილურია, თუ მასზე მოძრავი ელექტრონების მოძრაობის რაოდენობის მომენტი –ს ჯერადია (სადაც h – პლანკის მუდმივაა). გამოსხივება ხდება ელექტრონის ერთი სტაბილური ორბიტიდან მეორეზე გადასვლის დროს, ხოლო განთავისუფლებული ენერგია მიაქვს გამოსხივების ერთ კვანტს. ამრიგად ბორმა გააერთიანა რეზერფორდის და პლანკის იდეა. ბორმა აგრეთვე ახსნა წყალბადის და ჰელიუმის ატომის სპექტრი. დაადგინა ელექტრონული გარსის შევსების პრინციპი, რამაც ქიმიური ელემენტების პერიოდულობის ფიზიკური ბუნება გამოაშკარავა. ამ ნაშრომებისათვის 1922 წელს ბორი ნობელის პრემიით იქნა დაჯილდოებული.
ნილს ბორი და ვერნერ ჰაიზენბერგი ბორის ინსტიტუტი კოპენჰაგენში [რედაქტირება]
რეზერფორდის ლაბორატორიაში მუშაობის შემდეგ ბორი დაბრუნდა სამშობლოში, სადაც 1916 წელს კოპენჰაგენის უნივერსიტეტის პროფესორის თანამდებობაზე დაინიშნა. ერთ წელიწადში იგი აირჩიეს დანიის სამეფო საზოგადოების წევრად, რომელსაც შემდგომში (1939 წლიდან) თვითონვე ჩაუდგა სათავეში.
1920 წელს ბორმა დააარსა თეორიული ფიზიკის ინსტიტუტი და მისი დირექტორი გახდა. მეცნიერის მიერ ჩამოყალიბებულმა ინსტიტუტმა დიდი როლი ითამაშა კვანტური ფიზიკის განვითარებაში. ბორის სკოლა გაიარეს მე–20 საუკუნის ისეთმა დიდმა მეცნიერებმა, როგორებიც იყვნენ: ფელიქს ბლოხი, ოგე ბორი, ვიქტორ ვაისკოფი, ლევ ლანდაუ და სხვები. ბორის ინსტიტუტს არაერთხელ ესტუმრა ვერნერ ჰაიზენბერგი ზუსტად იმ დროს, როდესაც იქმნებოდა მისი "განუზღვრელობის პრინციპი"". ამავე ინსტიტუტში მიმდინარეობდა დისკუსიები ნილს ბორსა და ერვინ შრედინგერს შორის, რომელიც აქტიურად იცავდა ტალღურ თეორიას.
რეზერფორდის ლაბორატორიაში გატარებული წლების შემდეგ, ბორი სულ უფრო დიდ ყურადღებს აქცევდა ბირთვულ თემატიკას. 1936 წელს მან შეიმუშავა ატომის ახალი მოდელი, რომელმაც მნიშვნელოვანი როლი ითამაშა ბირთვის დაყოფის პრობლემის შესწავლისას. ბორმა იწინასწარმეტყველა ურანის ბირთვის სპონტანური დაშლა.
ბორის სახელთან აგრეთვე დაკავშირებულია კვანტური თეორიის ალბათური ინტერპრეტაცია. ამაში დიდი როლი ითამაშეს ბორისა და ალბერტ აინშტაინის დისკუსიებმა, რომელიც ცხოვრების ბოლომდე ვერ ეგუებოდა კვანტური მექანიკის ალბათურ ახსნას. ბორმა აგრეთვე შეიმუშავა შესაბამისობის პრინციპი, რომლის საშუალებით შესაძლებელი გახდა მაკრო და მიკრო სამყაროთა კანონებს შორის კავშირის დადგენა.
ნილს ბორი
ვიკიპედიიდან, თავისუფალი ქართულენოვანი ენციკლოპედიიდან
გადასვლა: ნავიგაცია, ძიება
ნილს ბორი
Niels Henrik David Bohr
ფიზიკოსი
დაბადების თარიღი 7 ოქტომბერი, 1885
დაბადების ადგილი: კოპენჰაგენი, დანია
გარდაცვალების თარიღი 18 ნოემბერი, 1962
გარდაცვალების ადგილი იქვე
ნილს ბორი (Niels Henrik David Bohr) (დ. 7 ოქტომბერი, 1885, კოპენჰაგენი, დანია ― გ. 18 ნოემბერი, 1962, იქვე) — დანიელი ფიზიკოსი, თანამედროვე ფიზიკის ერთ–ერთი ფუძემდებელი. ნობელის პრემიის ლაურეატი ფიზიკაში. ამ დარგში მრავალი აღმოჩენის ავტორი. მათემატიკოსი ჰარალდ ბორის ძმა და ნობელის პრემიის ლაურეატის ოგე ბორის მამა. მანჰეტენის პროექტის ერთ-ერთი მონაწილე.
ბიოგრაფია [რედაქტირება]
ახალგაზრდა ნილს ბორი ახალგაზრდობის წლები [რედაქტირება]
ნილს ბორი დაიბადა კოპენჰაგენის უნივერსიტეტის პროფესორის, კრისტიან ბორის ოჯახში. საწყისი განათლება მომავალმა მეცნიერმა, გამელჰოლმის სკოლაში მიიღო, რომელიც 1903 წელს დაამთავრა. ოცდასამი წლის ასაკში დაამთავრა კოპენჰაგენის უნივერსიტეტი, სადაც ძალზედ ნიჭიერი ფიზიკოსის რეპუტაცია მოიპოვა. მისი სადიპლო ნაშრომი დანიის სამეფო აკადემიამ ოქროს მედლითაც კი დააჯილდოვა. 1908–1911 წლებში ბორმა გააგრძელა მუშაობა კოპენჰაგენის უნვერსიტეტში. აქ იგი ლითონების კლასიკურ ელექტრონულ თეორიას იკვლევდა, რამაც შემდგომში მის სადოქტორო დისერტაციას საფუძველი ჩაუყარა.
უნივერსიტეტის დამთავრებიდან სამი წლის შემდეგ, ბორი სამუშაოდ ინგლისში გადავიდა, სადაც წელიწადზე მეტი იმუშავა კემბრიჯის უნივერსიტეტში ტომსონის ხელმძღვანელობით. ამის შემდეგ იგი მანჩესტერში გადადის და აგრძელებს მუშაობას რეზერფორდის ლაბორატორიაში, რომელიც იმ დროს ერთ–ერთი წამყვანი კვლევითი ცენტრი იყო ევროპაში.
უკანასკნელი წლები [რედაქტირება]
ნილს ბორი და ალბერტ აინშტაინი კვანტურ თეორიაზე კამათში, 1925.მეორე მსოფლიო ომის დროს ბორი საცხოვრებლად გადავიდა ჯერ, ინგლისში ხოლო შემდეგ აშშ–ში, სადაც თავის ვაჟთან, ოგე ბორთან ერთად მუშაობდა მანჰეტენის პროექტზე.
გარდა ფიზიკისა, ნილს ბორი დიდ ყურადღებას აქცევდა ბიოლოგიას და ფილოსოფიას. იგი იყო 20–ზე მეტი სხვადასხვა ქვეყნის მეცნიერებათა აკადემიის საპატიო წევრი, მრავალი ნაციონალური და საერთაშორისო პრემიის ლაურეატი.
ნილს ბორი 1962 წლის 18 ნოემბერს, კოპენჰაგენში, საკუთარ სახლში, გულის შეტევით გარდაიცვალა.
მოღვაწეობა [რედაქტირება]
პირველი მეცნიერული ნაბიჯები [რედაქტირება]
ბორის მოსვლამდე რეზერფორდის ლაბორატორიაში უკვე ტარდებოდა ექსპერიმენტები, რომლებმაც მეცნიერები ატომის პირველი პლანეტარული მოდელის შექმნამდე მიიყვანა. ალფა–ნაწილაკების გამოყენებით ჩატარებულმა ცდებმა, რეზერფოდრი მიიყვანა დასკვნამდე, რომ ატომის ცენტრში განლაგებულია მცირე ზომის და მუხტის მქონე ატომბირთვი, რომელშიც კონცენტრირებულია თითქმის მთელი მასა, ხოლო მის გარშემო განლაგებულია შედარებით მსუბუქი ელექტრონები. ვინაიდან ცნობილი იყო, რომ ატომი ელექტრულად ნეიტრალურია, რეზერფორდმა ივარაუდა, რომ ელექტრონების ჯამური მუხტი ბირთვის მუხტის ტოლია და აქვს საპირისპირო ნიშანი. ამ შედეგმა დიდი გადატრიალება მოახდინა ფიზიკაში, თუმცა მაინც რჩებოდა მრავალი აუხსნელი მოვლენა, როგორიც არის იზოტოპების არსებობა.
ამ მომენტიდან საქმიანობაში ჩაერთო ახალგაზრდა ბორი, რომელმაც დაადგინა, რომ ნივთიერების ქიმიური თვისებები განისაზღვრება ელექტრონების რაოდენობით, ანუ მუხტით და არა მასით. ყოველივე ეს ხსნიდა იზოტოპების არსებობას, რადგან ალფა–დაშლის დროს (ალფა ნაწილაკი წარმოადგენს ჰელიუმის ბირთვს და +2 მუხტის მატარებელია), როდესაც ეს ნაწილაკი გამოიტყორცნება ბირთვიდან, მიღებული ელემენტი მენდელეევის პერიოდულ სიტემაში გადაინაცვლებს ორი უჯრით მარცხნივ, ხოლო ბეტა–დაშლის დროს, როდესაც ბირთვიდან ელექტრონი გამოიტყორცნება – ერთი უჯრით მარჯვნივ. ამრიგად აღმოჩენილ იქნა რადიოაქტიური წანაცვლების კანონი.
რეზერფორდ–ბორის მოდელი [რედაქტირება]
ნილს ბორი და ალბერტ აინშტაინიზემოთხსენებულ აღმოჩენას მოჰყვა კიდევ მრავალი, არანაკლებ მნიშვნელოვანი, რომელიც უშალოდ ატომის აგებულებას შეეხებოდა.
შემუშავებულ იქნა ატომის აგებულების ე.წ. რეზერფორდ–ბორის მოდელი (მას აგრეთვე პლანეტარულ მოდელს უწოდებენ), რომლის მიხედვით ელექტრონები მოძრაობენ ბირთვის გარშემო, მზის გარშემო პლანეტების მოძრაობის მსგავსად. მაგრამ ამ მოდელის თანახმად ატომი ვერ იქნებოდა სტაბილური, ვინაიდან კულონური ურთიერთქმედების გამო, ელექტრონები მოძრაობენ აჩქარებით. კლასიკური ელექტროდინამიკის კანონების თანახმად, აჩქარებით მოძრავი ნებისმიერი დამუხტული ნაწილაკი გამოასხივებს ელექტრომაგნიტურ ტალღებს, რის გამოც კარგავს ენერგიას. გამოთვლებმა აჩვენა, რომ ასეთი "რადიოაქტიური არამდგრადობის" შემთხვევაში, ყველა ატომმა დაახლოებით მემილიონედ წამში უნდა დაკარგოს მთელი ენერგია და დაეცეს ბირთვს. თუმცა რეალურად მსგავსი რამ არ ხდებოდა და ფიზიკა კვლავ გადაუჭრელი პრობლემის წინაშე აღმოჩნდა. პრობლემა მართლაც გადაუჭრელი იქნებოდა, რომ არა ნილს ბორის რადიკალურად განსხვავებული ნოვატორული იდეები.
ბორი აკეთებს პოსტულირებას, რომ მექანიკისა და ელექტროდინამიკის არსებული კანონების მიუხედავად, ატომებში არსებობს ორბიტები, რომლებზე მოძრაობის დროსაც ელექტრონები არ გამოასხივებენ და მსგავსი ორბიტები სტაბილურია, თუ მასზე მოძრავი ელექტრონების მოძრაობის რაოდენობის მომენტი –ს ჯერადია (სადაც h – პლანკის მუდმივაა). გამოსხივება ხდება ელექტრონის ერთი სტაბილური ორბიტიდან მეორეზე გადასვლის დროს, ხოლო განთავისუფლებული ენერგია მიაქვს გამოსხივების ერთ კვანტს. ამრიგად ბორმა გააერთიანა რეზერფორდის და პლანკის იდეა. ბორმა აგრეთვე ახსნა წყალბადის და ჰელიუმის ატომის სპექტრი. დაადგინა ელექტრონული გარსის შევსების პრინციპი, რამაც ქიმიური ელემენტების პერიოდულობის ფიზიკური ბუნება გამოაშკარავა. ამ ნაშრომებისათვის 1922 წელს ბორი ნობელის პრემიით იქნა დაჯილდოებული.
ნილს ბორი და ვერნერ ჰაიზენბერგი ბორის ინსტიტუტი კოპენჰაგენში [რედაქტირება]
რეზერფორდის ლაბორატორიაში მუშაობის შემდეგ ბორი დაბრუნდა სამშობლოში, სადაც 1916 წელს კოპენჰაგენის უნივერსიტეტის პროფესორის თანამდებობაზე დაინიშნა. ერთ წელიწადში იგი აირჩიეს დანიის სამეფო საზოგადოების წევრად, რომელსაც შემდგომში (1939 წლიდან) თვითონვე ჩაუდგა სათავეში.
1920 წელს ბორმა დააარსა თეორიული ფიზიკის ინსტიტუტი და მისი დირექტორი გახდა. მეცნიერის მიერ ჩამოყალიბებულმა ინსტიტუტმა დიდი როლი ითამაშა კვანტური ფიზიკის განვითარებაში. ბორის სკოლა გაიარეს მე–20 საუკუნის ისეთმა დიდმა მეცნიერებმა, როგორებიც იყვნენ: ფელიქს ბლოხი, ოგე ბორი, ვიქტორ ვაისკოფი, ლევ ლანდაუ და სხვები. ბორის ინსტიტუტს არაერთხელ ესტუმრა ვერნერ ჰაიზენბერგი ზუსტად იმ დროს, როდესაც იქმნებოდა მისი "განუზღვრელობის პრინციპი"". ამავე ინსტიტუტში მიმდინარეობდა დისკუსიები ნილს ბორსა და ერვინ შრედინგერს შორის, რომელიც აქტიურად იცავდა ტალღურ თეორიას.
რეზერფორდის ლაბორატორიაში გატარებული წლების შემდეგ, ბორი სულ უფრო დიდ ყურადღებს აქცევდა ბირთვულ თემატიკას. 1936 წელს მან შეიმუშავა ატომის ახალი მოდელი, რომელმაც მნიშვნელოვანი როლი ითამაშა ბირთვის დაყოფის პრობლემის შესწავლისას. ბორმა იწინასწარმეტყველა ურანის ბირთვის სპონტანური დაშლა.
ბორის სახელთან აგრეთვე დაკავშირებულია კვანტური თეორიის ალბათური ინტერპრეტაცია. ამაში დიდი როლი ითამაშეს ბორისა და ალბერტ აინშტაინის დისკუსიებმა, რომელიც ცხოვრების ბოლომდე ვერ ეგუებოდა კვანტური მექანიკის ალბათურ ახსნას. ბორმა აგრეთვე შეიმუშავა შესაბამისობის პრინციპი, რომლის საშუალებით შესაძლებელი გახდა მაკრო და მიკრო სამყაროთა კანონებს შორის კავშირის დადგენა.
%5B1%5D.jpg)
GOGORDI
გოგირდი
S 16
32,066
3s²3p4
გოგირდი
გოგირდი (სიმბოლო S) – პერიოდული სისტემის მეექვსე ჯგუფის ელემენტია. მისი რიგობრივი რიცხვია –16. მასური სიცხვი 32. მაშასადამე, ბირთვი სედგება 16 პროტონისა და 16 ნეიტონისაგან. ბირთვის ირგვლივ 16 ელექტრონია. გოგირდი ტიპიური მეტალოიდია, მისი უარყოფითი ვალენტობა ვლინდება სულფიდებში, ნაერთებში SO2 და SO3 და მათ ნაწარმებში გოგირდის დაჟანგულობის რიცხვი არის +4 და +6.
ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
გოგირდი ყვითელი მყიფე კრისტალური ნივთიერებაა, სითბოსა და ელექტრობის ცუდი გამტარია. წყალში გოგირდი არ იხსნება, კარგად იხსნება გოგირდნახშირბადში CS2 და ეთერში (C2H2)2O.
გოგირდის რამდენიმე ალოტროპული სახესხვაობაა ნობილი. ასეთია რომბული, პრიზმული და პლასტიკური.ოთახის ტემპერატურაზე მდგრადია რომბული გოგირდი, 96 °–ზე და უფრო მაღლა მდგრადია პრიზმული გოგირდი. რომბული გოგირდი ლღვება 113°–ზე, ადუღებამდე გაცხელებული გოგირდი რომ ცივ წყალში ჩავასხათ, გაცივებისას მივიღებთ პლასტიკურ გოგირდს, რომელიც რამდენიმე საათში მყიფე ხდება, ყვითლდება და ბოლოს რომბულ გოგირდად იქცევა. რომბული და პლაზმური გოგირდის მოლეკულების შედგენილობა ერთნაირია, თითოეული მოლეკულა 8 ატომისაგან შედგება S8. მაგრამ რომბულ კრისტალებში მოლეკულების წყობა სხვაგვარია ვიდრე პრიზმულში. ეს არის ალოტროპიის ერთ–ერთი სახე, პოლიფორმიზმი ეწოდება. პოლიმორფიზმი არის ზოგიერთი მარტივი და რთული ნივთიერების მიერ სხვადასხვა კრისტალური ფორმის სახესხვაობის წარმოქმნის უნარი.
გოგირდის მიღება [რედაქტირება]
თვითანაბადი გოგირდის მოპოვება საბადოებიდან შედარებით ადვილია. საბადოში მილით ჩაუშვებენ გახურებეულ ორთქლს მაღალი წნევის ქვეშ და მეორე მილით ამოაქვთ გალღობილი გოგირდი.
თვითნაბადი გოგირდის გარდა გოგირდს ღებულობდნენ გოგირდწყალბადისა და ჰაერის გატარებით გააქტივებულ ნახშირზე, რომელიც კატალიზატორის როლს ასრულებს:
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
გოგირდს ღებულობენ ასევე გოგირდოვანი გაზის ნახშირით აღდგენით მაღალ ტემპერატურაზე:
SO2 + C → CO2 + S
გოგირდს ღებულობენ აგრეთვე რკინის ალმადანის (პირიტის) გახურებით ღუმელში 600°–მდე. ამ ტემპერატურაზე ალმადანი იშლება:
FeS2 → FeS + S
რის შედეგადაც მიიღება გოგირდოვანი რკინა და გოგირდი.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
გოგირდის ცისფერი ალი წვისასქიმიურად გოგირდი აქტიური მეტალოიდია. ის მრავალ ელემენტს უერთდება, ელექტრონული გარე გარსის შევსებამდე გოგირდის ატომს ორი ელექტრონი აკლია. მაშასადამე, გოგირდი უერთდება ისეთ ელემენტებს, რომლებიც ადვილად გასცემენ თავის სავალენტო ელექტრონებს. ასეთია პირველ რიგში მეტალები და წყალბადი. მაშასადამე, გოგირდი ძლიერი მჟანგავია. ამას გარდა გოგირდი მრავალ მეტალოიდსაც უერთდება. ის ადვილად შედის რეაქციაში ჟანგბადთან. ჰაერზე ანთებისას გოგირდი ცისფერი ალით იწვის და წარმოქმნის ძირითადად გოგირდის ორჟანგს:
S + O2 → SO2
ამ შემთხვევაში გოგირდი აღმდგენ თვისებებს იჩენს, თვითონ კი S+4 იჟანგება.
ჟანგბადის არეში გოგირდის წვა ენერგიულად მიმდინარეობს. გოგირდის ორჟანგის დაჟანგვით მიიღება გოგირდის ანჰიდრიდი SO3.
ქლორთან გოგირდი წარმოქმნის S2Cl2, SCl2–ს. ნახშირბადთან – გოგირდნახშირბადს CS2–ს, ფოსფორთან P2S3–ს და ა. შ.
გოგირდის გამოყენება [რედაქტირება]
გოგირდი მრავალგვარ გამოყენებას ჰპოვებს. სოფლის მეურნეობაში დიდი გამოყენება აქვს გოგირდის მტვერს ვაზის მავნებლებთან ბრძოლაში. გოგირდი ხმარდება შავი დენთისა და ასანთის წარმოებას. იხმარება აგრეთვე მედიცინაში, დიდი რაოდენობით ხმარდება გოგირდი გოგირდჟავას და გოგირდის სხვა ნაერთების დამზადებას.
ნედლი კაუჩუკის გოგირდთან გაცხელებით მიიღება რეზინი. კაუჩუკის რეზინად გარდაქმნას ვულკანიზაცია ეწოდება. გოგირდის დახმარებით კაუჩუკიდან მზადდება საბურავები, მილები, შლანგები, ჩექმები და სხვ.
გოგირდი ბუნებაში [რედაქტირება]
გოგირდი ბუნებაში გვხვდება თავისუფალ მდგომარებაში (თვითნაბადი გოგირდი) და ნაერთების სახით. თვითნაბად გოგირდს ვხვდებით ჩამქრალი ან მოქმედი ვულკანების ახლოს.გოგირდის საბადოები მოიპოვება თურქმენეთში, ყარაყუმის უდაბნოში, უზბეკეთში, კავკასიაში, ქერჩის ნახევარკუნძულზე და ვოლგისპირეთში.
გოგირდის ნაერთებიდან ძლიერ გავრცელებულია სულფიდები (გოგირდის ნაერთები მეტალებთან). ბევრი მათგანი მეტალების მოსაპოვებლად გამოიყენება, ასეთია რკინის ალმადანი FeS2,სპილენძის ალმადანი CuFeS2, სპილენძის კრიალა Cu2S, ტყვიის კრიალა PbS, თუთიის კრიალა ZnS და სხვა.
საკმაოდ გავრცელებულია ბუნებაში გოგირდმჟავას მარილები, მაგალითად თაბაშირი CaSO4 • 2H2O, ბარიტი BaSO4 და სხვა. ყურე ყარა–ბოღაზგოლი ყოველწლიურად იძლევა მილიონობით ტონა მირაბილიტს – ათ მოლეკულა წყალთან დაკრისტალებულ ნატრიუმ–სულფატს NaSO4 • 10H2O, მწარე მარილს MgSO4 • 7H2O.
თვითნაბადი გოგირდის სუბლიმაციით (აქროლებით) მიიღება გოგირდის მტვერი, ხოლო გამოდნობით ღებულობენ კოშტოვან გოგირდს
S 16
32,066
3s²3p4
გოგირდი
გოგირდი (სიმბოლო S) – პერიოდული სისტემის მეექვსე ჯგუფის ელემენტია. მისი რიგობრივი რიცხვია –16. მასური სიცხვი 32. მაშასადამე, ბირთვი სედგება 16 პროტონისა და 16 ნეიტონისაგან. ბირთვის ირგვლივ 16 ელექტრონია. გოგირდი ტიპიური მეტალოიდია, მისი უარყოფითი ვალენტობა ვლინდება სულფიდებში, ნაერთებში SO2 და SO3 და მათ ნაწარმებში გოგირდის დაჟანგულობის რიცხვი არის +4 და +6.
ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
გოგირდი ყვითელი მყიფე კრისტალური ნივთიერებაა, სითბოსა და ელექტრობის ცუდი გამტარია. წყალში გოგირდი არ იხსნება, კარგად იხსნება გოგირდნახშირბადში CS2 და ეთერში (C2H2)2O.
გოგირდის რამდენიმე ალოტროპული სახესხვაობაა ნობილი. ასეთია რომბული, პრიზმული და პლასტიკური.ოთახის ტემპერატურაზე მდგრადია რომბული გოგირდი, 96 °–ზე და უფრო მაღლა მდგრადია პრიზმული გოგირდი. რომბული გოგირდი ლღვება 113°–ზე, ადუღებამდე გაცხელებული გოგირდი რომ ცივ წყალში ჩავასხათ, გაცივებისას მივიღებთ პლასტიკურ გოგირდს, რომელიც რამდენიმე საათში მყიფე ხდება, ყვითლდება და ბოლოს რომბულ გოგირდად იქცევა. რომბული და პლაზმური გოგირდის მოლეკულების შედგენილობა ერთნაირია, თითოეული მოლეკულა 8 ატომისაგან შედგება S8. მაგრამ რომბულ კრისტალებში მოლეკულების წყობა სხვაგვარია ვიდრე პრიზმულში. ეს არის ალოტროპიის ერთ–ერთი სახე, პოლიფორმიზმი ეწოდება. პოლიმორფიზმი არის ზოგიერთი მარტივი და რთული ნივთიერების მიერ სხვადასხვა კრისტალური ფორმის სახესხვაობის წარმოქმნის უნარი.
გოგირდის მიღება [რედაქტირება]
თვითანაბადი გოგირდის მოპოვება საბადოებიდან შედარებით ადვილია. საბადოში მილით ჩაუშვებენ გახურებეულ ორთქლს მაღალი წნევის ქვეშ და მეორე მილით ამოაქვთ გალღობილი გოგირდი.
თვითნაბადი გოგირდის გარდა გოგირდს ღებულობდნენ გოგირდწყალბადისა და ჰაერის გატარებით გააქტივებულ ნახშირზე, რომელიც კატალიზატორის როლს ასრულებს:
2H2S + O2 → 2H2O + 2S
გოგირდს ღებულობენ ასევე გოგირდოვანი გაზის ნახშირით აღდგენით მაღალ ტემპერატურაზე:
SO2 + C → CO2 + S
გოგირდს ღებულობენ აგრეთვე რკინის ალმადანის (პირიტის) გახურებით ღუმელში 600°–მდე. ამ ტემპერატურაზე ალმადანი იშლება:
FeS2 → FeS + S
რის შედეგადაც მიიღება გოგირდოვანი რკინა და გოგირდი.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
გოგირდის ცისფერი ალი წვისასქიმიურად გოგირდი აქტიური მეტალოიდია. ის მრავალ ელემენტს უერთდება, ელექტრონული გარე გარსის შევსებამდე გოგირდის ატომს ორი ელექტრონი აკლია. მაშასადამე, გოგირდი უერთდება ისეთ ელემენტებს, რომლებიც ადვილად გასცემენ თავის სავალენტო ელექტრონებს. ასეთია პირველ რიგში მეტალები და წყალბადი. მაშასადამე, გოგირდი ძლიერი მჟანგავია. ამას გარდა გოგირდი მრავალ მეტალოიდსაც უერთდება. ის ადვილად შედის რეაქციაში ჟანგბადთან. ჰაერზე ანთებისას გოგირდი ცისფერი ალით იწვის და წარმოქმნის ძირითადად გოგირდის ორჟანგს:
S + O2 → SO2
ამ შემთხვევაში გოგირდი აღმდგენ თვისებებს იჩენს, თვითონ კი S+4 იჟანგება.
ჟანგბადის არეში გოგირდის წვა ენერგიულად მიმდინარეობს. გოგირდის ორჟანგის დაჟანგვით მიიღება გოგირდის ანჰიდრიდი SO3.
ქლორთან გოგირდი წარმოქმნის S2Cl2, SCl2–ს. ნახშირბადთან – გოგირდნახშირბადს CS2–ს, ფოსფორთან P2S3–ს და ა. შ.
გოგირდის გამოყენება [რედაქტირება]
გოგირდი მრავალგვარ გამოყენებას ჰპოვებს. სოფლის მეურნეობაში დიდი გამოყენება აქვს გოგირდის მტვერს ვაზის მავნებლებთან ბრძოლაში. გოგირდი ხმარდება შავი დენთისა და ასანთის წარმოებას. იხმარება აგრეთვე მედიცინაში, დიდი რაოდენობით ხმარდება გოგირდი გოგირდჟავას და გოგირდის სხვა ნაერთების დამზადებას.
ნედლი კაუჩუკის გოგირდთან გაცხელებით მიიღება რეზინი. კაუჩუკის რეზინად გარდაქმნას ვულკანიზაცია ეწოდება. გოგირდის დახმარებით კაუჩუკიდან მზადდება საბურავები, მილები, შლანგები, ჩექმები და სხვ.
გოგირდი ბუნებაში [რედაქტირება]
გოგირდი ბუნებაში გვხვდება თავისუფალ მდგომარებაში (თვითნაბადი გოგირდი) და ნაერთების სახით. თვითნაბად გოგირდს ვხვდებით ჩამქრალი ან მოქმედი ვულკანების ახლოს.გოგირდის საბადოები მოიპოვება თურქმენეთში, ყარაყუმის უდაბნოში, უზბეკეთში, კავკასიაში, ქერჩის ნახევარკუნძულზე და ვოლგისპირეთში.
გოგირდის ნაერთებიდან ძლიერ გავრცელებულია სულფიდები (გოგირდის ნაერთები მეტალებთან). ბევრი მათგანი მეტალების მოსაპოვებლად გამოიყენება, ასეთია რკინის ალმადანი FeS2,სპილენძის ალმადანი CuFeS2, სპილენძის კრიალა Cu2S, ტყვიის კრიალა PbS, თუთიის კრიალა ZnS და სხვა.
საკმაოდ გავრცელებულია ბუნებაში გოგირდმჟავას მარილები, მაგალითად თაბაშირი CaSO4 • 2H2O, ბარიტი BaSO4 და სხვა. ყურე ყარა–ბოღაზგოლი ყოველწლიურად იძლევა მილიონობით ტონა მირაბილიტს – ათ მოლეკულა წყალთან დაკრისტალებულ ნატრიუმ–სულფატს NaSO4 • 10H2O, მწარე მარილს MgSO4 • 7H2O.
თვითნაბადი გოგირდის სუბლიმაციით (აქროლებით) მიიღება გოგირდის მტვერი, ხოლო გამოდნობით ღებულობენ კოშტოვან გოგირდს
FUDZEEBIS FIZIKURI TVISEBEBI
FUDZE
ფუძე(ინგ. Base) – რთული ნივთიერებაა, რომლის მოლეკულა შედგება მეტალის ატომისა და მასთან შეერთეებული ჰიდროქსილის ერთი ან რამდენიმე ჯგუფისაგან. ფუძეები ისეთი ელექტროლიტებია, რომლებიც წყალხსნარებში დისოცირდება და წარმოქმნის ჰიდროქსილიონებს.მაგ:
KOH ↔ K+ + OH-
NH4OH ↔ NH4+ + OH-
როგორც ჩანს. ფუძეების დისოციაცია წყალხსნარებში წარმოიქნება მეტალის იონები და ჰიდროქსილ–იონები. ჰიდროქსილ–იონთა რაოდენობა ფუძის მოლეკულაში მის მჟავურობას განსაზღვრავს. მაგალითად: NaOH ერთმჟავური ფუძეა, Ba(OH)2 - ორ მჟავურია.
ფუძეთა ძალა დამოკიდებულია მათი დისოციაციის ხარისხზე.
ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
ფუძეები მყარი ნივთერებებია, რომელსაც სხვადასხვა შეფერილობა აქვს, მაგალითად ნატრიუმის ჰიდროჟანგი NaOH, კალიუმის ჰიდროჟანგი KOH, კალციუმის ჰიდროჟანგი Ca(OH)2 თეთრია, რკინის ჰიდროჟანგი Al(OH)3 მურა წითელია, კობატის ჰიდროჟანგი Co(OH)3 ვარდისფერია. მეტალების მეტი წილი წყალში უხსნადია. კარგად იხსნება წყალში ნატრიუმის, კალიუმის, ბარიუმის და შედარებით ნაკლებად კალციუმის ჰიდროჟანგები.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
ფუძეები იყოფა ორ ჯგუფად:წყალში ხსნად და უხსნად ფუძეებად.
წყალში ხსნად ფუძეებს ტუტეები ეწოდება. ტუტეებია NaOH, KOH და სხვა. მათ ძლიერი ტუტე რეაქცია აქვთ. ტუტეების ხსნარების აორთქლებისას გამოიყოფა მყარი ტუტე. ამონიუმის ჰიდროჟანგი NH4OH აორთქებისას იშლება ამიაკად და წყლად:
NH4OH = NH3 + H2O
რომელთაგან ორივე ორთქლდება.
1.ფუძეების ყველაზე დამახასიათებელი თვისებაა ურთიერთქმედება მჟავასთან, რომლის დროსაც მიიღება მარილი და წყალი:
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O
ამ რეაქციის შედეგად მიღებულ ხსნარში არ არის არც მჟავა და არც ტუტე.
ხსნარს,რომელშიც არ არის არც მჟავა და არც ტუტე, ნეიტრალური ხსნარი ეწოდება.
მჟავასთან რეაქციაში შედიან ასევე უხსნადი ფუძეებიც:
Cu(OH)2+2Cl=CuCl2+2H2O
მჟავას ურთიერთქმედებას ფუძესთან, რის შედეგადაც მიიღება მარილი და წყალი, ნეიტრალიზაციის რეაქცია ეწოდება.
2.ტუტეები ურთიერთმოქმედებს მჟავაოქსიდებთან:
2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O
KOH+SO3=K2SO4+H2O
3.ტუტე ურთიერთქმედებს მარილთან, თუ რეაქციის შედეგად გამოიყოფა წყალში უხსნადი ფუძე ან მარილი:
2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2(ილექება)+2NaCl
4.წყალში უხსნადი ფუძე გახურებით იშლება:
Cu(OH)2 → CuO+H2O
2Fe(OH)3 → Fe2O3+3H2O
5.ტუტეების კონცენტრირებული ხსნარები მოქმედებს ორგანულ ნივთიერებებზე და შლის მათ. ამიტომ NaOH-ს, KOH-ს და სხვ. მწვავე ტუტეებს უწოდებენ სხეულზე მათი მოხვედრა ძალიან სახიფათოა
ფუძე(ინგ. Base) – რთული ნივთიერებაა, რომლის მოლეკულა შედგება მეტალის ატომისა და მასთან შეერთეებული ჰიდროქსილის ერთი ან რამდენიმე ჯგუფისაგან. ფუძეები ისეთი ელექტროლიტებია, რომლებიც წყალხსნარებში დისოცირდება და წარმოქმნის ჰიდროქსილიონებს.მაგ:
KOH ↔ K+ + OH-
NH4OH ↔ NH4+ + OH-
როგორც ჩანს. ფუძეების დისოციაცია წყალხსნარებში წარმოიქნება მეტალის იონები და ჰიდროქსილ–იონები. ჰიდროქსილ–იონთა რაოდენობა ფუძის მოლეკულაში მის მჟავურობას განსაზღვრავს. მაგალითად: NaOH ერთმჟავური ფუძეა, Ba(OH)2 - ორ მჟავურია.
ფუძეთა ძალა დამოკიდებულია მათი დისოციაციის ხარისხზე.
ფიზიკური თვისებები [რედაქტირება]
ფუძეები მყარი ნივთერებებია, რომელსაც სხვადასხვა შეფერილობა აქვს, მაგალითად ნატრიუმის ჰიდროჟანგი NaOH, კალიუმის ჰიდროჟანგი KOH, კალციუმის ჰიდროჟანგი Ca(OH)2 თეთრია, რკინის ჰიდროჟანგი Al(OH)3 მურა წითელია, კობატის ჰიდროჟანგი Co(OH)3 ვარდისფერია. მეტალების მეტი წილი წყალში უხსნადია. კარგად იხსნება წყალში ნატრიუმის, კალიუმის, ბარიუმის და შედარებით ნაკლებად კალციუმის ჰიდროჟანგები.
ქიმიური თვისებები [რედაქტირება]
ფუძეები იყოფა ორ ჯგუფად:წყალში ხსნად და უხსნად ფუძეებად.
წყალში ხსნად ფუძეებს ტუტეები ეწოდება. ტუტეებია NaOH, KOH და სხვა. მათ ძლიერი ტუტე რეაქცია აქვთ. ტუტეების ხსნარების აორთქლებისას გამოიყოფა მყარი ტუტე. ამონიუმის ჰიდროჟანგი NH4OH აორთქებისას იშლება ამიაკად და წყლად:
NH4OH = NH3 + H2O
რომელთაგან ორივე ორთქლდება.
1.ფუძეების ყველაზე დამახასიათებელი თვისებაა ურთიერთქმედება მჟავასთან, რომლის დროსაც მიიღება მარილი და წყალი:
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O
ამ რეაქციის შედეგად მიღებულ ხსნარში არ არის არც მჟავა და არც ტუტე.
ხსნარს,რომელშიც არ არის არც მჟავა და არც ტუტე, ნეიტრალური ხსნარი ეწოდება.
მჟავასთან რეაქციაში შედიან ასევე უხსნადი ფუძეებიც:
Cu(OH)2+2Cl=CuCl2+2H2O
მჟავას ურთიერთქმედებას ფუძესთან, რის შედეგადაც მიიღება მარილი და წყალი, ნეიტრალიზაციის რეაქცია ეწოდება.
2.ტუტეები ურთიერთმოქმედებს მჟავაოქსიდებთან:
2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O
KOH+SO3=K2SO4+H2O
3.ტუტე ურთიერთქმედებს მარილთან, თუ რეაქციის შედეგად გამოიყოფა წყალში უხსნადი ფუძე ან მარილი:
2NaOH+CuCl2=Cu(OH)2(ილექება)+2NaCl
4.წყალში უხსნადი ფუძე გახურებით იშლება:
Cu(OH)2 → CuO+H2O
2Fe(OH)3 → Fe2O3+3H2O
5.ტუტეების კონცენტრირებული ხსნარები მოქმედებს ორგანულ ნივთიერებებზე და შლის მათ. ამიტომ NaOH-ს, KOH-ს და სხვ. მწვავე ტუტეებს უწოდებენ სხეულზე მათი მოხვედრა ძალიან სახიფათოა
Aleqsandre Volta
ალესანდრო ვოლტა
გრაფი ალესანდრო ვოლტა (იტალ. Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta; დ. 18 თებერვალი, 1745 — გ. 5 მარტი, 1827) — ლომბარდიელი ფიზიკოსი, რომელსაც მიაწერენ პირველი ელექტრული ფიჭის (ბატარეის პროტოტიპი) შექმნას.
ბიოგრაფია [რედაქტირება]
ალექსანდრო დაიბადა 1745 წელს მილანთან ახლოს მდებარე ქალაქ კომოში, შეძლებული ფილიპ ვოლტას ოჯახში. იგი ოცი წლისა გიმნაზიაში ფიზიკას ასწავლიდა, ხოლო 25 წლისა პავიის უნივერსიტეტის პროფესორი გახდა.
დამსახურებები [რედაქტირება]
ვოლტას ბატარეავოლტა იყო პირველი მეცნიერი, ვინც ელექტროდენი აღმოაჩინა და გამოიკვლია. გალვანის ცდა დაეხმარა ვოლტას პირველი დენის წყაროს შექმნაში. ამ წყაროს „ვოლტას სვეტს“ (ნახ. 1) უწოდებენ. ვოლტას სვეტი ქიმიური დენის წყაროების წარმომადგენელია. იგი არის გალვანური ელემენტების შეერთება ანუ ბატარეა. ბატარეის ბოლოების შეერთებით მიიღებოდა კონტური, რომელსაც შემდგომში ელექტრული წრედი უწოდეს.
ვოლტამ აიღო რამდენიმე დუჟინი (12 ცალი) ერთი დუიმის (2,54 სმ.) დიამეტრის მრგვალი სპილენძის ფირფიტა, ამდენივე კალისა. შემდეგ ფოროვანი მასალის (მუყაო, ტყავი) რგოლები გამოჭრა. ყველა ეს ფირფიტა ერთმანეთზე მონაცვლეობით სვეტებად განალაგა და ყოველ წყვილს შორის მჟავაში დასველებული მუყაოს რგოლი ჩაუდო. როცა შეეხო ერთი ხელით ზედა ფირფიტას, ხოლო მეორეთი ქვედას, იგრძნო, რომ ელექტროობამ დაარტყა. ეს მოხდა 1800 წელს. ასე შეიქმნა პირველი ქიმიური დენის წყარო „ვოლტას სვეტი“.
ალექსანდრო ვოლტის პატივსაცემად ძაბვის ერთეულს ვოლტი უწოდეს.
ვოლტას ცხოვრებამ ბედნიერად და უშფოთველად ჩაიარა. ბედმა დაასაჩუქრა სახელითა და დიდებით, გაათავისუფლა მატერიალური საზრუნავისაგან.
ალექსანდრო ვოლტა გარდაიცვალა 1827 წლის 5 მარტს კომოში, სადაც გაატარა მთელი მისი ახალგაზრდობა.
გრაფი ალესანდრო ვოლტა (იტალ. Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta; დ. 18 თებერვალი, 1745 — გ. 5 მარტი, 1827) — ლომბარდიელი ფიზიკოსი, რომელსაც მიაწერენ პირველი ელექტრული ფიჭის (ბატარეის პროტოტიპი) შექმნას.
ბიოგრაფია [რედაქტირება]
ალექსანდრო დაიბადა 1745 წელს მილანთან ახლოს მდებარე ქალაქ კომოში, შეძლებული ფილიპ ვოლტას ოჯახში. იგი ოცი წლისა გიმნაზიაში ფიზიკას ასწავლიდა, ხოლო 25 წლისა პავიის უნივერსიტეტის პროფესორი გახდა.
დამსახურებები [რედაქტირება]
ვოლტას ბატარეავოლტა იყო პირველი მეცნიერი, ვინც ელექტროდენი აღმოაჩინა და გამოიკვლია. გალვანის ცდა დაეხმარა ვოლტას პირველი დენის წყაროს შექმნაში. ამ წყაროს „ვოლტას სვეტს“ (ნახ. 1) უწოდებენ. ვოლტას სვეტი ქიმიური დენის წყაროების წარმომადგენელია. იგი არის გალვანური ელემენტების შეერთება ანუ ბატარეა. ბატარეის ბოლოების შეერთებით მიიღებოდა კონტური, რომელსაც შემდგომში ელექტრული წრედი უწოდეს.
ვოლტამ აიღო რამდენიმე დუჟინი (12 ცალი) ერთი დუიმის (2,54 სმ.) დიამეტრის მრგვალი სპილენძის ფირფიტა, ამდენივე კალისა. შემდეგ ფოროვანი მასალის (მუყაო, ტყავი) რგოლები გამოჭრა. ყველა ეს ფირფიტა ერთმანეთზე მონაცვლეობით სვეტებად განალაგა და ყოველ წყვილს შორის მჟავაში დასველებული მუყაოს რგოლი ჩაუდო. როცა შეეხო ერთი ხელით ზედა ფირფიტას, ხოლო მეორეთი ქვედას, იგრძნო, რომ ელექტროობამ დაარტყა. ეს მოხდა 1800 წელს. ასე შეიქმნა პირველი ქიმიური დენის წყარო „ვოლტას სვეტი“.
ალექსანდრო ვოლტის პატივსაცემად ძაბვის ერთეულს ვოლტი უწოდეს.
ვოლტას ცხოვრებამ ბედნიერად და უშფოთველად ჩაიარა. ბედმა დაასაჩუქრა სახელითა და დიდებით, გაათავისუფლა მატერიალური საზრუნავისაგან.
ალექსანდრო ვოლტა გარდაიცვალა 1827 წლის 5 მარტს კომოში, სადაც გაატარა მთელი მისი ახალგაზრდობა.
Subscribe to:
Posts (Atom)
