آموزش شیمی دبیرستان / استان خوزستان

در سال  ۱۸۷۱ دیمتری ایثوانوویچ مندلیف (۱۹۰۷- ۱۸۳۴) دانشمند نابغه روسی طرح جدول تناوبی خود را مطرح نمود.جدول تناوبی مندلیف بر پایه ویژگی های شیمیایی و فیزیکی ۶۳ عنصر کشف شده تا آن زمان استوار بود. قبل از مندليف دانشمنداني چون دوبرنير، نيولندز و مي ير نيز سعي كرده بودند تا عنصرهاي كشف شده را به صورتي طبقه بندي نمايند كه از روي موقعيت آنها در جدول تناوبي بتوان خواص شان را پيشگويي نمود. اما دسته بندي مندليف به دليل ابتكاراتي كه مندليف در تهيه آن بكار برده بود بسيار موفق تر از ساير دسته بندي ها بود.

مندليف با بررسي عناصر مختلف متوجه شد كه يك نظام و الگوي مشخص در تكرار تناوبي خواص عناصر وجود دارد. اين نظام كه بر پايه آن گفته مي شد، هرگاه عنصرها را بر اساس افزايش جرم اتمي مرتب نماييم، خواص شيميايي و فيزيكي آن ها به طور تناوبي تكرار مي شود، اساس طبقه بندي مندليف گرديد.

مندليف در تنظيم جدول خود از دو اصل زير استفاده نمود:

۱- عنصرها برحسب افزايش تدريجي جرم اتمي آن ها در رديف هايي كنار يكديگر قرار مي گيرند.

۲- عنصرهايي كه در يك گروه قرار مي گيرند، بايد خواص مشابهي داشته باشند.

وي در مواردي مجبور شد برخي از خانه هاي جدول تناوبي خود را خالي بگذارد، تا ساير عناصر با خواص مشابه در يك گروه قرار بگيرند. در توجيه اين مسئله مندليف معتقد بود كه هنوز تعدادي از عناصر كشف نشده اند. او خواص اين عناصر را پيش از كشف آنها پيش بيني نمود و همين مسئله ساير دانشمندان را در كشف اين عناصر مشتاق كرد. از جمله عناصري كه مندليف جاي آنها را خالي گذاشت مي توان به عناصري با عدد جرمي ۴۴، ۶۸و ۷۲ اشاره كرد، كه بعدها اين عناصر كشف شده و باعث شهرت و اعتبار هرچه بيشتر مندليف شدند.

علاوه بر سه عنصر فوق مندلیف خواص ۷ عنصر دیگر را نیز به همین ترتیب پیشگویی کرده بود که بعدها یکی پس از دیگری کشف شده و باعث شهرت یافتن جدول تناوبی مندلیف شدند.

از دیگر خلاقیت هایی که مندلیف در تنظیم جدول خود بکار برد می توان به ترجیح دادن شباهت خواص عناصر یک گروه بر افزایش تدریجی جرم اتمی اشاره نمود. وی در مورد عناصری مانند تلور با عدد جرمی ۱۲۷.۶۰ و ید با عدد جرمی ۱۲۶.۹ با اینکه می بایست ید را را در گروه ششم و قبل از تلور قرار می داد با توجه به خواص آنها برعکس عمل نموده و ید را علیرغم کم بودن جرم اتمی آن بعد از تلور در گروه هفتم قرارا داد. او در مورد کبالت(۵۸.۹۳) و نیکل (۵۸.۶۹) و همچنین آرگون (۳۹.۹۵) و پتاسیم ( ۳۹.۱) نیز اصل شباهت خواص را بر افزایش جرم اتمی ترجیح داد تا اینکه عناصر دارای خواص شیمیایی و فیزیکی مشابه در یک گروه قرار بگیرند.

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

  هم چنین معین شد که عدد اتمی ید از تلور، نیکل از کبالت و تاسیم از آرگون بزرگتر است. بنابراین مبنای اصلی جدول مندلیف از جرم اتمی به عدد اتمی تغییر یافته و جایگاه هر عنصر در جدول تناوبی بر اساس یک قانون علمی  به نام قانون تناوبی معین گردید.

بر اساس قانون تناوبی، هرگاه عنصرها را بر اساس افزایش عدد اتمی آنها مرتب نماییم، خواص فیزیکی و شیمیایی آنها به طور تناوبی تکرار می شود.

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

در روشهای قدیمی عناصر واسطه را به ۸ گروه تقسیم می کردند به همین جداول قدیمی ۱۶ گروه داشتند. ولی در روش جدید ۱۸ گروه در جدول وجود دارد.

بسیاری از خواص فیزیکی و شیمیایی یک عنصر را تعداد الکترون های لایه ظرفیت اتم آنها تعیین می کند. لذا از آنجایی که در یک گروه آرایش الکترونی لایه ظرفیت تمام اعضا مشابه است بنابراین خواص شیمیایی و فیزیکی عناصر یک گروه مشابه یکدیگر می باشد. به کمک آرایش الکترونی یک اتم می توان شماره گروه و تناوب آن را تعیین نمود. در اتم عنصرهای متعلق به گروههای اصلی تعداد الکترون های لایه ظرفیت با شماره گروه و شماره بیرونی ترین لایه الکترونی، نشان دهنده شماره تناوب عنصر است.

برای تعیین موقعیت عناصر واسطه در جدول تناوبی بایستی تعداد الکترونهای s و d لایه های آخر را باهم جمع کنیم، چنانچه مجموع الکترونها کمتر از ۸ باشد، شماره گروه عنصر را معین می کند. چنانچه مجموع الکترونها برابر با ۸، ۹ و یا ۱۰ باشد، عنصر به گروه VIIIB متعلق است. و اگر مجموع الکترونها برابر با ۱۱ یا ۱۲ باشد عنصر به ترتیب به گروه IB و IIB تعلق دارد. در عناصر واسطه شماره زیر لایه s بیرونی ترین لایه الکترونی، شماره تناوب عنصر را معین می کند.

از میان ۱۰۹ عنصری که تا به حال خواص آنها به طور کامل مورد بررسی قرار گرفته استُ ۹۱ عنصر به طور طبیعی در طبیعت یافت شده و بقیه طی واکنشهای هسته ای در آزمایشگاهها ساخته شده اند.

فلزها بیش از ۸۰ درصد عناصر جدول را به خود اختصاص می دهند. بیشتر عناصر اصلی و تمام عناصر واسطه و واسطه داخلی فلز هستند. این عناصر در دمای اتاق جامد بوده ( بجز جیوه که مایع است.) و نقطه ذوب و جوش اغلب آنها زیاد است. سطح فلزات براق بوده و گرما و جریان الکتریسیته را به خوبی از خود عبور می دهند. چکش خوار، تورق پذیر و شکل پذیر هستند.

نافلزها اغلب در دمای اتاق یا جامد هستند و یا گاز (بجز برم که مایع است.) سطح نافلزها براق نبوده و رسانای خوبی برای برق و گرما نیستند. برخلاف فلزها، شکننده بوده و قابلیت چکش خواری و مفتول شدن را ندارند.

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

بررسی عناصر گروه اول (IA):

این گروه شامل فلزات لیتیم(Li)، سدیم(Na)، پتاسیم(k)، روبیدیم(Rb)، سزیم(Cs)، و فرانسیم (Fr) است که به آنها گاهی فلزات قلیایی نیز گفته می شود. فرانسیم از سری عناصر تجزیه رادیواکتیو طبیعی بوده و بر اثر واکنش های هسته ای به طور طبیعی تشکیل می شود. تمام ایزوتوپ های فرانسیم طول عمر کوتاهی دارند.

واکنش پذیری فلزات قلیایی از سایر فلزات بیشتر بوده و به همین دلیل هیچ یک از این فلزات در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شوند. این عناصر یک الکترون منفرد در لایه ظرفیت خود دارند که به واسطه از دست دادن این الکترون به آرایش گاز بی اثر ماقبل خود رسیده و یون یک بارمثبت M+  تولید می کنند. با توجه به کوچک بودن نخستین انرژی یونیزاسیون در این گروه و با در نظر گرفتن این واقعیت که یونهای +M آنها کاملا کروی بوده و قطبیت پذیری آنها کم می باشد، چنین نتیجه می شود که شیمی این عناصر اساساً شیمی یونهای ۱+ آنهاست و جز حالت اکسایش ۱+ حالت دیگری برای اکسایش آنها نمی توان در نظر گرفت. در بعضی موارد مانند مولکولهای دو اتمی و گازی شکل Na2 و Cs2 و ... پیوندهای کووالانسی در بین عناصر این گروه مشاهده می شود و بدون شک در کی لیتها و ترکیبات آلی فلزی پیوند این عناصر با اکسیژن، نیتروژن و کربن به مقدار جزئی خصلت کووالانسی دارد. تمایل به داشتن خصلت کووالانسی در لیتیم حداکثر و در سزیم حداقل می باشد. با بررسی های انجام شده در مورد  فرانسیم نیز مشخص شده که رفتار یون فرانسیم به همان صورتی است که از موقعیت آن در این گروه می توان انتظار داشت. در فلزات قلیایی اثر افزایش اندازه و جرم بر روی خواص شیمیایی و فیزیکی، از همه گروههای جدول تناوبی آشکارتر می باشد. از این رو در این سری با افزایش عدد اتمی نقطه ذوب، گرمای تصعید، نقطه جوش، قدرت پیوندهای کووالانسی M2 ، انرژی شبکه کلیه نمکها( به جز آنهایی که اندازه آنیون در آنها بسیار کوچک است.) و ... از بالا به پایین کاهش می یابد.

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

وقتی که فلزات قلیایی را در هوای آزاد می سوزانیم، لیتیم اکسید Li2O تولید نموده و به مقدار خیلی جزئی Li2O2 تولید می شود. در صورتیکه در مورد اسیدهای قلیایی دیگر M2O ، واکنش پیشرفت کرده و پر اکسید M2O2 تولید شده و مقداری هم سوپر اکسید MO2 ایجاد می شود.

پیوند فلزی در این گروه به دلیل اینکه برای هر اتم تنها یک الکترون لایه ظرفیت در پیوند شرکت می کند ضعیف تر از سایر فلزات است. از این رو نقطه ذوب و جوش فلزات قلیایی از سایر فلزات مانند طلا، نقره، مس و .... کمتر است.از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی از جاذبه هسته بر الکترون لایه آخر کاسته شده و پیوند فلزی ضعیف تر می شود. به همین دلیل است که به جز لیتیم فلزات این گروه بسیار نرم هستند و می توان آنها را با چاقوی آشپزخانه برش داد. چگالی این فلزات از بالا به پایین با افزایش عدد اتمی به تدریج زیاد می شود.

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

- بررسی عناصر گروه دوم (IIA):

 بریلیم رفتار شیمیایی منحصر به خود را دارد و شیمی آن به طور عمده کووالانسی است.خواص شیمیایی منیزیم با توجه به جایگاه آن در گروه کمی متفاوت است. منیزیم تمایل زیادی برای تشکیل پیوند کووالانسی دارد که با نسبت بزرگ بار به شعاع آن مطابق است. به عنوان مثال منیزیم هیدروکسید را مانند بریلیم هیدروکسید در محلول های آبی آن می توان رسوب داد در صورتیکه هیدروکسیدهای سایر اعضاء گروه به طور متوسط در آب محلول هستند.

از دیگر خواص منیزیم به ترکیب شدن نسبتاً آسان آن با کربن می توان اشاره نمود.

به دلیل افزایش بار موثر هسته بر لایه الکترونی شعاع اتمی فلزات قلیایی خاکی کمتر از شعاع اتمی فلزات قلیایی می باشد و تعداد الکترونهای پیوندی آنها دو برابر گروه ۱ است. به همین دلیل نقطه ذوب، نقطه جوش و دانسیته این فلزات از فلزات قلیایی بیشتر است.

کلیه فلزات این گروه الکتروپوزیتیو هستند. به دلیل اینکه اندازه و قطبش پذیری یونهای +M2 آنها نسبت به یونهای +M هم الکترون نظیر بسیار کمتر است، اغلب در نمکها یونهای کاملی را تشکیل می دهند. هرچند که ترکیبات +Mg2 تا اندازه ای و ترکیبات یونهای +Be2 به طور کامل کووالانسی هستند.

بریلیم در بعضی از خواص شیمیایی خود به آلومینیم شباهت دارد، از جمله اینکه با تشکیل غشای اکسید نفوذ ناپذیر روی سطح فلز در مقابل اسیدها مقاومت می نماید. اکسید آن خاصیت آمفوتری داشته و هیدروکسید و کلرید آن مانند اسید لوویس عمل می کند.

سری عناصر کلسیم، استرانسیم، باریم و رادیم همبستگی نزدیکی دارند. به طوریکه خواص فیزیکی و شیمیایی این عناصر و ترکیبات آنها به همان ترتیبی که در گروه ۱ دیدیم با افزایش اندازه یون به طور منظم و مرتب تغییر می کند. در میان این عناصر خاصیت یونی و الکتروپوزیتیوی Ra از همه بیشتر است.

کلیه ایزوتوپهای رادیم رادیواکتیو هستند و رادیم ۲۲۶ طولانی ترین نیمه عمر را دارد. این ایزوتوپ در سری تجزیه رادیواکتیو طبیعی اورانیم ۲۳۸ تشکیل می شود و اولین بار توسط پیر و ماری کوری از پیچبلاند جدا شد. زمانی این ایزوتوپ استفاده گسترده ای در رادیوتراپی  داشت ولی در حال حاضر از رادیوایزوتوپهایی که در رآکتورهای هسته ای ساخته می شود به جای رادیم ۲۲۶ استفاده می کنند.

در طبیعت گاهی اوقات در کانی های گروه ۲ مقداری هم عنصر اروپیم یافت می شود که نشان دهنده تشابه خواص شیمیایی این عنصر با فلزات قلیایی خاکی می باشد.

عناصر گروه دوم به دلیل داشتن فعالیت شیمیایی نسبتاْ زیاد در طبیعت به صورت آزاد یافت نمی شوند. آرایش الکترونی لایه ظرفیت این گروه ns2 بوده و به دلیل شرکت دو الکترون در پیوند فلزی بین اتمها، پیوند آنها با هم قویتر از پیوند فلزی گروه اول می باشد. به همین دلیل عناصر گروه دوم سخت تر از فلزات قلیایی بوده و دمای ذوب و جوش آنها هم بالاتر است.

در این گروه منیزیم کمترین و بریلیم بیشترین نقطه ذوب و جوش را دارند. هم چنین چگالی این گروه از بریلیم تا کلسیم کاهش یافته و سپس در عناصر بعدی افزایش می یابد. که به این ترتیب کلسیم کمترین چگالی را در این گروه داراست. و بدون به حساب آوردن رادیم می توان گفت که باریم بیشترین چگالی در بین پنج عنصر این گروه دارد. هرچند که تفاوت بین اولین و دومین انرژی یونش در بریلیم زیاد است. اما حتی در این عنصر از گروه دوم نیز شواهدی طبیعی بر وجود حالت اکسایش ۱+ وجود ندارد. و عدد اکسایش فلزات این گروه به طور غالب ۲+ است.

در بریلیم به دلیل اندازه کوچک اتم، پتانسیل یونش زیاد، انرژی تصعید زیاد، انرژی آب پوشی و انرژی شبکه برای جداسازی کامل الکترون ها کافی نبوده و در تمام ترکیبات حتی ترکیباتی نظیر BaO و BaF2 که بریلیم با عناصر بسیار الکترونگاتیو ترکیب می شود، پیوندها به میزان قابل ملاحظه ای خصلت کووالانسی دارند. برای تشکیل دو پیوند کوالانسی در ترکیبی مانند  BeX2  بعد ار برانگیخته شدن به هیبریداسیون sp می رسد. تحت این هیبریداسیون ترکیب X- Be -X خطی تشکیل می شود که زاویه پیوندی در آن ۱۸۰ درجه می باشد.

بریلیم در این شرایط دارای عدد کوئوردیناسیون ۲ است و تمایل شدیدی برای افزایش این مقدار به عدد کوئوردیناسیون ماکسیمم یعنی ۴ و یا لااقل ۳ دارد.

در BeCl2 این افزایش عدد کوئوردیناسیون با پلیمر شدن از طریق پل انجام می گیرد. همچنین در بعضی از ترکیبات اتم بریلیم برای رسیدن به ماکسیمم کوئوردیناسیون به صورت اسید لوویس عمل می نماید. بریلیم در بعضی موارد مانند دیمرهای گازی Be2Cl4 و Be2Br4 عدد کوئوردیناسیون 3 دارد. در دمای عادی فقط نمونه های محدودی از ترکیبات Be یافت می شود که در آنها اتم بریلیم دارای کوئوردیناسون ۲ با پیوندهای خطی sp باشد.

لازم به تذکر است که ترکیبات بریلیم بسیار سمی بوده و تنفس آنها فوق العاده خطرناک می باشد.لذا هنگام کار کردن با این ترکیبات باید حاکثر احتیاط را رعایت کرد.

مهمترین کانی بریلیم در طبیعت بریل Be3Al2(SiO3)6 است که اغلب به صورت منشورهای بزرگ شش ضلعی یافت می شود. بریلیم خاکستری رنگ، تقریباً سبک (1.86g/cm3) بسیار سخت و تاحدی شکننده است. از بریلیم به عنوان پنجره در دستگاه اشعه X استفاده می شود، همچنین به عنوان ضد اکسنده به برنزهای مس و فسفر و نیز به عنوان سخت کننده به مس اضافه می شود. به دلیل بی اثر بودن اسیدها بر فلز بریلیم که به واسطه تشکیل اکسید بی اثر صورت می گیرد، اغلب برای واکنش با اسیدها آن را به صورت پودر یا ملغمه در می آورند. سرعت نسبی انحلال بریلیم در اسیدها به این قرار است:

HF> H2SO4 ~ HCl> HNO3

و مانند آلومینیوم در بازهای قوی حل شده و یون بریلات تشکیل می دهد. از سوزاندن بریلیم در هوا اکسید متبلور و سفید رنگ BeO بدست می آید. بریلیم هیدروکسید یک آمفوتر می باشد و در محلول های آبی رسوب می نماید.

عناصر منیزیم، کلسیم، استرانسیم و باریم به مقدار قابل توجهی در کانیها و در دریا وجود دارند. در رسوباتی نظیر دولومیت CaCO3.MgCO3 ، کارنالیت MgCl2.KCl.6H2O ، باریت BaSO4 و غیره مقدار زیادی از این عناصر را می توان یافت.

کلسیم از نظر فراوانی در قشر زمین سومین فلز بوده و در گروه دوم بیشترین فراوانی را دارد.

منیزیم فلزی سفید مایل به خاکستری است که اغلب سطح ورقه آن با لایه نازکی از اکسید پوشیده می شود. این لایه تاحدودی فلز را از نظر شیمیایی محافظت می کند. منیزیم در هوا با نور سفید بسیار درخشنده و شدیدی سوخته و اشعه فرابنفش تولید می نماید که برای سلامتی چشم بسیار مضر است، و بایستی از عینک محافظ استفاده نمود.

کلسیم و دیگر فلزات قلیایی خاکی نرم و نقره فام هستند و از نظر واکنش پذیری شبیه به سدیم می باشند ولی با قدرت واکنش پذیری کمتری. اکسید منیزیم نسبتاً بی اثر می باشد ولی  سایر اکسیدهای این گروه با آب ترکیب شده و ضمن آزاد کردن انرژی تشکیل هیدروکسید می دهند. منیزیم هیدروکسید در آب نامحلول است و از لحاظ قدرت بازی ضعیف تر از سایر بازهای سری Ca-Ra می باشد. اکسیدهای فلزهای قلیایی خاکی کربن دی اکسید هوا را جذب می نمایند.

بررسی عناصر گروه سوم (IIIA):

 بور اولین عضو این گروه است که یک شبه فلز می باشد و تفاوت زیادی با سایر هم گروهی های خود دارد. آلومینیم و عناصر پایین تر از آن  Ga,In,Tl به طور قابل ملاحظه ای بزرگتر از بور بوده و از این رو خیلی بیشتر دارای خاصیت فلزی و یونی می باشند.

آلومینیم کاملاً فلزی است ولی با این وجود در ترکیبات خود در مرز بین یونی و کووالانسی قرار می گیرد. و Ga,In,Tl نیز تاحدودی این وضعیت را دارند.

در این گروه ظرفیت سه در تمامی عناصر به وضوح دیده می شود و هرچه در گروه پایین تر می رویم حالت تک والانسی نیز پایدار می گردد. در تالیم به دلیل رغبت کم الکترونهای اربیتال 6s2 به شرکت در پیوند، رابطه بین والانس ۱ و۳ بسیار در شیمی این عنصر مهم می گردد.

تفاوت بور با سایر عناصر در این گروه بیشتر در این است که قابلیت تشکیل پیوندهای چندگانه در این فلزات تا اندازه ای کم است و عناصر سنگین تر می توانند اعداد کوئوردیناسیون بزرگتر از ۴ ( اغلب ۶) داشته باشند. کلیه هالیدهای بور مونومر هستند در حالیکه هالیدهای آلومینیم، گالیم و ایندیم به صورت دیمر هستند. برای رسیدن به عدد کوئوردیناسیون اشباع، پلیمر شدن ترکیبات سه والانسی عناصر فلزی گروه بسیار رایج است و تشکیل حلقه چهار عضوی علیرغم فشار زاویه والانسی که در حلقه وجود دارد یک امر عادی است.فلزات گروه در بعضی از ترکیبات ساختمان دو هرمی مثلث القاعده دارند که البته چنین ساختمانی برای محصولات افزایشی بور غیر ممکن است. و در نهایت بارزترین اختلاف بور با سایر عناصر در گروه ۳ این است که عناصر فلزی شیمی کاتیونی کاملاً مشخصی دارند که در بور این امکان وجود ندارد. به وسیله رزنانس مغناطیسی هسته 17O عدد کوئوردیناسیون ۶  برای یون آبی آلومینیم تأیید شده است.

آلومینیم متداولترین فلز در پوسته زمین است و به میزان زیادی در طبیعت در سیلیکاتهایی نظیر میکا و فلدسپات و همچنین به صورت هیدروکسو اکسید (بوکسیت) و کریولیت Na3AlF6 یافت می شود. سه عنصر دیگر فقط به میزان جزئی یافت می شوند. گالیم و ایندیم در کانیهای آلومینیم و روی وجود دارند. ولی غنی ترین منابع آنها کمتر از 0.01 گالیم دارد و مقدار ایندیم حتی از گالیم هم کمتر است. تالیم به طور وسیعی توزیع شده است. این عنصر را معمولاً از گرد وغبارهایی که هنگام تصفیه بعضی از کانیهای سولفید و به طور عمده پیریت حاصل می شود، بدست می آورند.

آلومینیم در مقیاس وسیع از بوکسیت تهیه می شود، برای خالص کردن بوکسیت آن را در سدیم هیدروکسید حل می کنند و سپس با استفاده از کربن دی اکسید مجدداً به صورت رسوب ته نشین می سازند. بوکسیت خالص شده را در دمای ۸۰۰ تا ۱۰۰۰ درجه سانتیگراد در کریولیت مذاب حل کرده، مذاب حاصل را الکترولیز می کنند.

آلومینیم فلزی سخت، محکم و سفید رنگ است. گرچه فوق العاده الکتروپوزیتیو است اما به واسطسه اکسید سخت و با دوامی که در سطح آن تشکیل می شود نسبت به خوردگی مقاومت نشان می دهد. چنانچه این لایه اکسیدی تازه باشد به دلیل خلل و فرجی که دارد، مواد رنگی را جذب می کند که آنرا از راه الکترولیز می زدایند.

آلومینیم در محلول های رقیق اسیدهای معدنی حل می شود ولی در نیتریک اسید غلیظ غیر فعال می گردد. در صورتیکه اثر حفاظتی قشر اکسید با خراشیدن یا تشکیل ملغمه از بین برود، آلومینیم به سرعت تحت تأثیر قرار می گیرد بطوریکه حتی آب بر آن اثر می گذارد. آلومینیم در شرایط عادی توسط محلول گرم هیدروکسیدهای قلیایی، هالوژنها و غیرفلزات مختلف خورده می شود. آلومینیم بسیار خالص در برابر اسیدها کاملاً مقاوم است و بیش از همه توسط محلول کلریدریک اسید که شامل مقدار جزئی کوپریک کلرید باشد، یا در تماس با پلاتین با افزودن مقداری آب اکسیژنه در حین انحلال مورد حمله قرار می گیرد.

گالیم، ایندیم و تالیم معمولاً از الکترولیز محلول آبی نمکهای آنها تهیه می شود. در مورد گالیم و ایندیم به علت اضافه ولتاژ زیادی که برای آزاد شدن هیدروژن وجود دارد، تهیه این فلزات از راه الکترولیز میسر است. این فلزات نرم، سفید رنگ و نسبتاً فعال بوده و به آسانی در اسیدها حل می شوند. در هر حال تالیم فقط به کندی در سولفوریک اسید و کلریدریک اسید حل می شود، زیرا نمکهای یک والانسی تالیم در آب به مقدار کمی محلولند.

- بررسی عناصر گروه چهارم (IVA):

در این گروه کربن یک غیرفلز مسلم است، سیلیسیم که خصلت شیمیایی آن را می توان تاحدی از کربن استنباط نمود اصولاً غیرفلز بوده و ژرمانیم نیز یک شبه فلز است. قلع و به ویژه سرب را جزو فلزات طبقه بندی می کنیم. 

زنجیری شدن در عناصر این گروه یک میل طبیعی است هرچند سایر اعضاء گروه به وسعت کربن تمایل به زنجیری شدن ندارند. زنجیرهای بزرگ در هیدریدهای Si و Ge مانند Si6H14 و Ge9H20 مشاهده شده اند. در مورد Sn و [ذ زنجیری شدن فقط در ترکیبات آلی وجود دارد. در هر حال میل به زنجیری شدن در عناصر گروه به ترتیب زیر کاهش می یابد.

C >> Si >Ge ~ Sn >> Pb

این کاهش کلی در زنجیری شدن را می توان  به کم شدن قدرت پیوندهای اتمهای این عناصر با خودشان نسبت داد.

قدرت پیوند کووالانسی ساده بین اتمهای گروه چهار و سایر اتمها معمولاْ از بالا به پائین کاهش می یابد. ولی در چند مورد استثنایی ابتدا یک صعود از C به Si و پس از آن کاهش قدرت پیوند مشاهده می شود.

در این گروه الکترونگاتیوی کربن از همه بیشتر است و انتظار می رود که الکترونگاتیوی از بالا به پایین کاهش یابد ولی پاره ای از شواهد که بعضی از آنها مورد تردید است دلالت بر این دارند که ژرمانیم از سیلیسیم الکترونگاتیوتر است. و باید توجه نمود که الکترونگاتیوی یک امر کیفی است.

عناصر این گروه در بعضی از ترکیبات با والانس پائینتر شرکت کرده و کمتر از ۴ الکترون لایه ظرفیت خود را در پیوند شرکت می دهند.  در هر حال پایداری حالت دو والانسی از بالا به پایین در گروه زیادتر می شود که در مورد سرب این حالت بسیار بارز است.

سیلیسیم از نظر درصد وزنی تقریباْ ۲۸ درصد پوسته زمین را تشکیل می دهد که بعد از اکسیژن دومین رتبه را در این زمینه دارد. و به صورت انواع زیاد کانیهای سیلیکاتی یافت می شود.

 ژرمانیم، قلع و سرب نسبتاً کمیاب هستند ولی به دلیل اهمیت آنها در صنایع مختلف و همچنین سهولت تهیه قلع و سرب از منابع طبیعی به خوبی شناخته شده هستند. سیلیسم در صنعت از کاهش SiO2 با CaC2 در کوره الکتریکی تهیه می شود. به همین ترتیب ژرمانیم نیز از کاهش ژرمانیم دیوکسید با کربن یا هیدروژن تهیه می شود. سیلیسیم و ژرمانیم به عنوان نیم رسانا در صنایع الکتریکی و مخصوصاً در ساخت ترانزیستورها به کار می روند. برای این منظور سیلیسیم و ژرمانیم فوق العاده خالص مورد نیاز است.

قلع و سرب را از سنگهای معدن به روشهای گوناگون و معمولاً به وسیله کاهش اکسید آنها با کربن تهیه می کنند. برای خلوص بیشتر، معمولاً فلزات را در اسید حل کرده و فلز خالص را از طریق الکترولیز رسوب می دهند.

سیلیسیم نسبتاً غیر فعال بوده و جز فلوئودریک اسید با اسیدهای دیگر ترکیب نمی شود. با هالوژنها، تترا هالید و با قلیاها محلولهای سیلیکاتی تشکیل می دهند. سیلیسیم خیلی فعال به وسیله واکنش زیر تهیه می شود:

3CaSi2 + 2SbCl3 ---------> 6Si + 2Sb + 3CaCl

سیلیسیمی که به این روش تهیه می شود با آب ترکیب شده  SiO2 و هیدرژن می دهد.

ژرمانیم تا اندازه ای فعالتر از سیلیسیم است، در سولفوریک اسید و نیتریک اسید حل می شود. قلع و سرب در بیشتر اسیدها حل شده و به سهولت با هالوژنها ترکیب می شوند. این دو عنصر با قلیای سرد به کندی ولی با قلیای گرم به سرعت ترکیب شده و استونات و پلمبیت می دهند. سرب در اسید سولفوریک رقیق و کلریدریک اسید غلیظ حل نمی شود.

شیمی عناصر گروه پنجم(V):

خاصیت فلزی عناصر به طور عمومی در یک گروه از بالا به پایین به دلیل افزایش شعاع و کاهش بار مؤثر هسته بر الکترونهای لایه آخر افزایش می یابد. اما گروه پنجم در نمایش این پدیده سهم به سزایی را بر عهده دارد. در این گروه دو عنصر ابتدایی از غیرفلزات مطرح می باشند، آرسنیک و آنتیوان را جزو شبه فلزات طبقه بندی کرده و بیسموت فلزی سرخگون است.

عناصر این گروه برای رسیدن به آرایش الکترونی گاز بی اثر سه الکترون کم دارند. لذا می توان انتظار داشت که با گرفتن سه الکترون یون های با سه بار منفی تشکیل دهند. نیتروژن در ترکیبات خود به راحتی تشکیل یون -N3 اما فسفر تمایل زیادی به تشکیل -P3 ندارد. و با آنکه آرسنیدها، آنتیموانیدها و بیسموتیدهای زیادی شناخته شده اند، اما این عناصر نیز میل به تشکیل یون سه بار منفی نداشته و بیشتر در ترکیبات کووالانسی شرکت می کنند.

پدیده از دست دادن الکترون و تشکیل یون مثبت در عناصر سنگین این گروه مشاهده می شود. اما به دلیل بالا بودن انرژی یونش این عناصر توانایی از دست دادن هر پنج الکترون لایه ظرفیت خود را نداشته و عدد اکسایش ۵+ فقط در ترکیبات کووالانسی آنها مشاهده می شود. از آنتیوان و بیسموت ترکیباتی که یونهای +Sb3  و +Bi3  در انها شرکت داشته باشند شنماخته شده اند که در آنها لایه آخر به آرایش s2 می رسد.

ترکیبهای Sb2(SO4)3, BiF3,Bi(ClO4)3.5H2O جزو ایندسته از ترکیبات یونی هستند. یونهای سه مثبت آنتیوان و بیسموت با آب واکنش داده و یونهای آنتیمونیل (+SbO) و بیسموتیل (+BiO) تشکیل می دهند. از نیتروژن، فسفر و آرسنیک کاتیونهای ساده شناخته شده ای وجود ندارد.

خصلت اسیدی اکسیدهای گروه پنجم با افزایش خاصیت فلزی آنها کمتر می شود. N2O3, P4O6 , As4O6 اکسیدهای اسیدی اند اما Sb4O6 یک آمفوتر بوده و Bi2O3 خاصیت بازی دارد. اکسیدهای با عدد اکسایش ۵+ این گروه همگی خاصیت اسیدی داشته و خصلت اسیدی آنها از بالا به پایین کاهش می یابد.

در اغلب گروهها میان اولین عنصر و سایر اعضای گروه تفاوتهایی مشاهده می شود که این تفاوت ها در گروه VA بسیار آشکارتر است. گاز نیتروژن به طور چشمگیری واکنش ناپذیر است که این پایداری به وجود پیوند سه گانه بین دو اتم نیتروژن نسبت داده می شود. انرژی این پیوند در حدود 941 کیلو ژول بر مول است. نیتروژن در لایه ظرفیت خو فاقد زیر لایه d است، بنابراین توانایی تشکیل حداکثر 4 پیوند کووالانسی را دارد. مانند یون آمونیم +NH4. اما سایر عناصر این گروه دارای زیر لایه d در آخرین لایه الکترونی خود هستند که آمادگی تشکیل پیوندهای کووالانسی را برای این عناصر ایجاد می کند. فسفر، آرسنیک، آنتیموان و بیسموت ترکیبات کووالانسی ای تشکیل می دهند که تعداد پیوندهای آنها به شش هم می رسد. مثلاً ^-PCl4 PF5, AsF^-5 , SbCl^-4, BiF^-4 . 

برای فسفر چند آلوتروپ وجود دارد. فسفر سفید یک جسم جامد شبیه موم است که بر اثر سرد شدن بخار فسفر ایجاد می شود. فسفر سفید از مولکولهای چهار اتمی P4 با ساختمان 4 وجهی تشکیل شده است. هر اتم یک جفت الکترون مزدوج غیر پیوندی دارد و از طریق ایجاد سه پیوند کووالانسی با سه اتم مجاور ارتباط پیدا می کند. زاویه پیوند در فسفر سفید حدود 60 درجه است که با زاویه 109.5 درجه ای ساختار چهار وجهی بسیار متفاوت است به همین دلیل در این عنصر نیرویی به نام فشار زاویه ای باعث کاهش پایداری ترکیب شده و واکنش پذیری آنرا افزایش می دهد به طوری که فسفر سفید در مجاورت هوا خود بخود مشتعل شده و به شدت می سوزد. در حالیکه گاز نیتروژن با پیوند سه گانه به هیچ وجه چنین تمایل شدیدی را از خود نشان نمی دهد. فسفر سفید در بنزول یا کربن دی سولفید و دیگر حلالهای غیرقطبی به راحتی حل می شود. و در دمای بالاتر از 800 درجه سانتیگراد به مولکولهای P2 با ساختاری شبیه گاز نیتروژن تجزیه می شود.

فسفر سفید بسیار سمی و آتشگیر است. به دلیل اینکه به راحتی در حلالهای غیرقطبی حل می شود آنرا در زیر آب نگه داری می کنند. این آلوتروپ وانش پذیرترین آلوتروپ فسفر می باشد.

فسفر قرمز از حرارت دادن فسفر سفید در محیط بدون هوا تا دمای 250 درجه سانتیگراد بدست می آید. پیوندهای P4 بر اثر حرارت شکسته شده و یک شبکه اتمی بی قاعده ایجاد می گردد. به همین دلیل فسفر قرمز یک پلیمر بی ریخت (آمورف) است. فسفر قرمز در حلالهای معمولی حل نمی شود و سمی نیست. چنانچه فسفر قرمز را به مدت یک یا دوهفته در دمای 550 درجه سانتیگراد نگهداری نماییم، اتمهای آن رفته رفته در قالب یک اتصال بلوری مرتب شده و فسفر بنفش یا هیتروف به دست می آید که ساختار پلیمری پیچیده ای دارد.

فسفر سیاه از تحت فشار قرار دادن فسفر سفید به دست می آید. هم چنین اگر فسفر مایع در حضور جیوه به طور آهسته متبلور شود فسفر سیاه ایجاد می گردد. اتمها در فسفر سیاه در قالب لایه های موجدار و متوازی و مطبق به یکدیگر متصل شده اند. در یک لایه اتمها با نیروهای کووالانسی به هم متصل هستند در حالیکه در بین لایه ها فقط نیروهای ضعیف لاندن وجو دارد. فسفر سیاه انحلال ناپذیر بوده و نسبت به سایر آلوتروپ های فسفر از کمترین مقدار واکنش پذیری برخوردار است.

شکل هایی از ساختمان فسفر سیاه

آرسنیک نیز دو آلوتروپ دارد. آرسنیک زرد بر اثر سرد کردن ناگهانی بخارات آرسنیک در نیتروژن مایع بدست می آید که مانند فسفر سفید از مولکولهای As4 تشکیل شده و به راحتی در کربن دی سولفید حل می شود. اما این آلوتروپ بسیار ناپایدار بوده و به سرعت به آرسنیک خاکستری تبدیل می شود که آلوتروپ پایدار است.

آرسنیک خاکستری ساختار لایه های داردُ اما ساختمان لایه های این ماده با ساختمان لایه های فسفر سیاه متفاوت است. مشابه این ساختمان را در آنتیموان و بیسموت نیز داریم. آرسنیک خاکستریُ آنتیموان و بیسموت هرسه شکننده اند، جلای فلزی دارند و جریان الکتریکی را هدایت می کنند.

روش تهیه عناصر گروه VA :

گاز نیتروژن همراه با اکسیژن و مقداری از گازهای دیگر از روش تقطیر هوای مایع به دست می آید. نیتروژن مایع برای سرد کردن و یا به صورت گاز فشردهدر کپسولهای سبز رنگ داد وستد می شود. در آزمایشگاه از گرم کردن محلول آبی آمونیم کلرید و سدیم نیتریت به دست می آید. هم چنین از تجزیه سدیم آزید یا باریم آزید(Ba(N3)2) می توان نیتروژن بسیار خالص به دست آورد.

فسفر را به روشهای فنی از کانه های فسفری تهیه می کنند. این کانی ها همراه با شن و ماسه SiO2 و کک در یک کوره الکتریکی در دمای 1500 درجه سانتیگراد تجزیه می شوند. سپس کلسیم سیلیکات در ضمن یک واکنش گرماگیر به وجود می آید و در حالت مذاب و به صورت کف تا بخشهای زیرین کوره رانده می شود. محصولهای گازی P4 و CO از آب عبور داده شده و ضمن این عمل فسفر به صورت یک ماده سفید جامد در آب رسوب می کند.

آرسنیک، آنتیموان و بیسموت را از طریق کاهش اکسیدهای این عنصرها با کربن (کک یا زغال چوب) تحت دمای بالا بدست می آورند. این اکسیدها در کانیهایی مانند کانی های مس و سرب وجود دارند.

- نیتریدها و فسفریدها:

نیتروژن با لیتیم تولید Li3N مي كنى و با Be, Mg,Ca,Sr, Ba, Zn و Cd نیز نیتریدهایی با فرمول عمومی M3N2 می دهد که در تمام آنها نیتروژن به صورت یون سه منفی شرکت می کند. این ترکیبات با آب واکنش داده و آمونیاک تولید می نمایند.

فسفر نیز در ترکیباتی مانند Li3P, Na3P و K3P با یون -P3 ظاهر می شود. و همچنین با فلزات قلیایی خاکی به فرمول عمومی M3P2 ترکیب می شود که در آنها نیز فسفر با یون سه بار منفی ظاهر می شود. فسفیدهای فلزات قلیایی و قلیایی خاکی با آب واکنش داده و تولید گاز فسفین PH3 می کنند. فسفین گازی سمی بوده و بسیار  زود مشتعل می شود، این گاز بی رنگ بوی سیر می دهد.

فسفیدهای عنصرهای گروه سوم BP, AlP و GaP ساختار شبکه ای فضایی داشته و در آنها پیوندها از نوع کووالانسی است. این نوع ترکیبات نیمه رسانا هستند. گالیم آرسنید GaAs یک نیمه رساناست که از آن در ساخت پیلهای خورسیدی استفاده می شود.