Περιοδικός Πίνακας των Στοιχείων

Ομάδα	1	Σημείο τήξης	−259.16°C, −434.49°F, 13.99 K
Περίοδος	1	Σημείο βρασμού	−252.879°C, −423.182°F, 20.271 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	0.000082
Ατομικός Αριθμός	1	Σχετική Ατομική Μάζα	1.008
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Άχρωμο, άοσμο αέριο. Έχει τη χαμηλότερη πυκνότητα από όλα τα αέρια.
Σημαντικά Ισότοπα	1H, 2H	Αριθμός CAS	133-74-0
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,10	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,32
Ενέργεια πρώτου ιοντισμού	1312 kJ/mol	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,20

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το αέριο υδρογόνο ενδεχομένως θα είναι το καθαρό καύσιμο του μέλλοντος, καθώς παράγεται από νερό και επιστρέφει στο νερό, όταν οξειδώνεται. Οι κυψέλες καυσίμου που λειτουργούν με υδρογόνο θεωρούνται όλο και περισσότερο ως πηγές ενέργειας «χωρίς ρύπους» και χρησιμοποιούνται πλέον σε ορισμένα λεωφορεία και αυτοκίνητα.

Το υδρογόνο παρουσιάζει πολλές ακόμα χρήσεις. Στη χημική βιομηχανία χρησιμοποιείται για την παρασκευή αμμωνίας για γεωργικά λιπάσματα (μέθοδος Haber) και κυκλοεξανίου και μεθανόλης, τα οποία αποτελούν ενδιάμεσες ύλες για την παραγωγή πλαστικών και φαρμακευτικών προϊόντων. Χρησιμοποιείται επίσης για την απομάκρυνση του θείου από τα καύσιμα κατά τη διαδικασία διύλισης του πετρελαίου. Μεγάλες ποσότητες υδρογόνου χρησιμοποιούνται για την υδρογόνωση ελαίων για τον σχηματισμό λιπών, όπως για παράδειγμα για την παρασκευή μαργαρίνης.

Στην υαλουργική βιομηχανία το υδρογόνο χρησιμοποιείται ως προστατευτική ατμόσφαιρα για την κατασκευή επίπεδων φύλλων γυαλιού. Στην ηλεκτρονική βιομηχανία χρησιμοποιείται ως αέριο πλήρωσης κατά την κατασκευή τσιπ πυριτίου.

Η χαμηλή πυκνότητα του υδρογόνου το κατέστησε φυσική επιλογή για μια από τις πρώτες πρακτικές χρήσεις του, την πλήρωση μπαλονιών και αερόπλοιων. Ωστόσο, αντιδρά βίαια με το οξυγόνο (σχηματίζοντας νερό) και το μέλλον του στην πλήρωση αερόπλοιων έληξε όταν το αερόπλοιο Χίντενμπουργκ έπιασε φωτιά.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το υδρογόνο είναι ένα απαραίτητο στοιχείο για τη ζωή. Υπάρχει στο νερό και σε όλα σχεδόν τα μόρια των έμβιων οργανισμών. Ωστόσο, το υδρογόνο από μόνο του δεν διαδραματίζει ιδιαίτερα ενεργό ρόλο. Παραμένει συνδεδεμένο με άτομα άνθρακα και οξυγόνου, ενώ η χημεία της ζωής λαμβάνει χώρα στις πιο ενεργές περιοχές που περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, οξυγόνο, άζωτο και φώσφορο.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το υδρογόνο είναι αναμφίβολα το πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν. Βρίσκεται στον ήλιο και στα περισσότερα αστέρια, ενώ ο πλανήτης Δίας αποτελείται κυρίως από υδρογόνο. Στη Γη, το υδρογόνο βρίσκεται στις μεγαλύτερες ποσότητες ως νερό. Υπάρχει ως αέριο στην ατμόσφαιρα μόνο σε ελάχιστες ποσότητες – λιγότερο από 1 μέρος ανά εκατομμύριο κατ’ όγκο. Το υδρογόνο που εισέρχεται στην ατμόσφαιρα διαφεύγει γρήγορα από τη βαρύτητα της Γης στο διάστημα.

Το περισσότερο υδρογόνο παράγεται μέσω της θέρμανσης φυσικού αερίου με ατμό για να σχηματιστεί αέριο σύνθεσης (μείγμα υδρογόνου και μονοξειδίου του άνθρακα). Το αέριο σύνθεσης διαχωρίζεται για να δώσει υδρογόνο. Το υδρογόνο μπορεί επίσης να παραχθεί από την ηλεκτρόλυση του νερού, αλλά η διαδικασία είναι ενεργοβόρα.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Στις αρχές της δεκαετίας του 1500, ο αλχημιστής Παράκελσος παρατήρησε ότι οι φυσαλίδες που δημιουργούνται όταν προστίθενται ρινίσματα σιδήρου σε θειικό οξύ είναι εύφλεκτες. Το 1671 ο Ρόμπερτ Μπόιλ έκανε την ίδια παρατήρηση. Κανείς από τους δύο όμως δεν συνέχισε στην ανακάλυψη του υδρογόνου, και έτσι τα εύσημα πήρε ο Χένρι Κάβεντις. Το 1766 συνέλεξε αυτές τις φυσαλίδες και έδειξε ότι διέφεραν από άλλα αέρια. Αργότερα έδειξε ότι όταν το υδρογόνο καίγεται σχηματίζει νερό, τερματίζοντας έτσι την πεποίθηση ότι το νερό ήταν ένα στοιχείο. Το αέριο πήρε το όνομά του, υδρο-γόνο – αυτό που γεννά νερό, από τον Αντουάν Λαβουαζιέ.

Το 1931, ο Χάρολντ Γιούρυ και οι συνάδελφοί του στο Πανεπιστήμιο Κολούμπια των ΗΠΑ εντόπισαν μια δεύτερη, σπανιότερη μορφή υδρογόνου, ένα ισότοπο το οποίο ονόμασαν δευτέριο (²₁ D). Το δευτέριο έχει διπλάσια μάζα από το κανονικό υδρογόνο.

Ομάδα	18	Σημείο τήξης	Άγνωστο
Περίοδος	1	Σημείο βρασμού	−268.928°C, −452.07°F, 4.222 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	0.000164
Ατομικός Αριθμός	2	Σχετική Ατομική Μάζα	4.003
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Άχρωμο, άοσμο αέριο που δεν παρουσιάζει καμία αντίδραση.
Σημαντικά Ισότοπα	4He	Αριθμός CAS	7440-59-7
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,40	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,37
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1312 kJ/mol	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,20

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το ήλιο χρησιμοποιείται ως μέσο ψύξης για τον Μεγάλο Επιταχυντή Αδρονίων (LHC: Large Hadron Collider) και για τους υπεραγώγιμους μαγνήτες στους σαρωτές μαγνητικής τομογραφίας (MRI: Magnetic resonance imaging) και στα φασματόμετρα πυρηνικού μαγνητικού συντονισμού (NMR: Nuclear magnetic resonance). Χρησιμοποιείται επίσης για να μην υπερθερμαίνονται τα όργανα των δορυφόρων, ενώ χρησιμοποιήθηκε και για την ψύξη του υγρού οξυγόνου και υδρογόνου που τροφοδοτούσε τα διαστημικά οχήματα Apollo.

Λόγω της χαμηλής πυκνότητάς του, το ήλιο χρησιμοποιείται συχνά για την πλήρωση διακοσμητικών μπαλονιών, μετεωρολογικών αερόστατων και αερόπλοιων. Για την πλήρωση μπαλονιών είχε χρησιμοποιηθεί κάποτε και το υδρογόνο, ωστόσο αποδείχθηκε επικίνδυνο, γιατί καίγεται εύκολα.

Καθώς το ήλιο είναι εξαιρετικά αδρανές, χρησιμοποιείται για να παρέχει μια αδρανή προστατευτική ατμόσφαιρα για την κατασκευή οπτικών ινών και ημιαγωγών, καθώς και για τη συγκόλληση τόξου. Το ήλιο χρησιμοποιείται επίσης για την ανίχνευση διαρροών, όπως στα συστήματα κλιματισμού των αυτοκινήτων, και επειδή διαχέεται γρήγορα χρησιμοποιείται για τη διόγκωση των αερόσακων των αυτοκινήτων μετά από σύγκρουση.

Ένα μείγμα από 80% ήλιο και 20% οξυγόνο χρησιμοποιείται ως τεχνητή ατμόσφαιρα για δύτες βαθέων υδάτων και για περιπτώσεις εργασίας υπό συνθήκες πίεσης. Τα λέιζερ αερίου ηλίου-νέου χρησιμοποιούνται για τη σάρωση γραμμωτών κωδικών στα ταμεία των σούπερ μάρκετ. Μια νέα χρήση του ηλίου είναι το μικροσκόπιο ιόντων ηλίου που παρέχει καλύτερη ανάλυση εικόνας από το ηλεκτρονικό μικροσκόπιο σάρωσης.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το ήλιο δεν έχει κανένα γνωστό βιολογικό ρόλο. Είναι μη τοξικό.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Μετά το υδρογόνο, το ήλιο είναι το δεύτερο πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν. Υπάρχει σε όλα τα αστέρια. Σχηματίστηκε, και εξακολουθεί να σχηματίζεται, από τη διάσπαση των σωματιδίων άλφα των ραδιενεργών στοιχείων στη Γη. Ορισμένη ποσότητα από το σχηματιζόμενο ήλιο διαφεύγει στην ατμόσφαιρα, η οποία περιέχει περίπου 5 μέρη ανά εκατομμύριο κατ’ όγκο. Πρόκειται για μια δυναμική ισορροπία, όπου το ήλιο χαμηλής πυκνότητας διαφεύγει συνεχώς στο διάστημα.

Η εξαγωγή ηλίου από τον αέρα είναι ασύμφορη. Η κύρια πηγή είναι το φυσικό αέριο, το οποίο μπορεί να περιέχει έως και 7% ήλιο.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το 1868, ο Πιερ Ζανσέν ταξίδεψε στην Ινδία για να μετρήσει το ηλιακό φάσμα κατά τη διάρκεια μιας ολικής έκλειψης και παρατήρησε μια νέα κίτρινη γραμμή που υποδήλωνε ένα νέο στοιχείο.

Ο Tζόζεφ Νόρμαν Λόκυερ κατέγραψε την ίδια γραμμή παρατηρώντας τον ήλιο μέσα από το νέφος του Λονδίνου και, θεωρώντας ότι το νέο στοιχείο ήταν μέταλλο, το ονόμασε ήλιο. Το 1882, ο Ιταλός Λουδοβίκος Παλμιέρι παρατήρησε την ίδια γραμμή στο φάσμα των αερίων που εξέπεμπε ο Βεζούβιος, όπως και ο Αμερικανός Γουίλιαμ Χίλεμπραντ το 1889, όταν συνέλεξε το αέριο που εκπέμπει το ορυκτό ουρανινίτης (UO2) καθώς διαλύεται σε οξύ. Ωστόσο, ο Περ Τέοντορ Κλέβε και ο Νιλς Άμπρααμ Λάνγκερ στην Ουψάλα της Σουηδίας το 1895 επανέλαβαν αυτό το πείραμα και επιβεβαίωσαν ότι επρόκειτο για ήλιο και μέτρησαν την σχετική ατομική του μάζα.

Ομάδα	1	Σημείο τήξης	180.50°C, 356.90°F, 453.65 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	1342°C, 2448°F, 1615 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	0.0534
Ατομικός Αριθμός	3	Σχετική Ατομική Μάζα	6.94
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Μαλακό, αργυρόχρωμο μέταλλο. Έχει τη χαμηλότερη πυκνότητα από όλα τα μέταλλα. Αντιδρά βίαια με το νερό.
Σημαντικά Ισότοπα	7Li	Αριθμός CAS	7439-93-2
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,82	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,30
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 520 7298 11815	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	0,98

ΧΡΗΣΕΙΣ

Η σημαντικότερη χρήση του λιθίου είναι στις επαναφορτιζόμενες μπαταρίες για κινητά τηλέφωνα, φορητούς υπολογιστές, ψηφιακές φωτογραφικές μηχανές και ηλεκτρικά οχήματα. Το λίθιο χρησιμοποιείται επίσης σε ορισμένες μη επαναφορτιζόμενες μπαταρίες, όπως σε βηματοδότες καρδιάς, παιχνίδια και ρολόγια. Το μέταλλο λιθίου μετατρέπεται σε κράματα με αλουμίνιο και μαγνήσιο, βελτιώνοντας την αντοχή τους και κάνοντάς τα ελαφρύτερα.Ένα κράμα μαγνησίου-λιθίου χρησιμοποιείται σε κατασκευές θωράκισης. Τα κράματα αλουμινίου-λιθίου χρησιμοποιούνται σε αεροσκάφη, σκελετούς ποδηλάτων και τρένα υψηλής ταχύτητας.

Το οξείδιο του λιθίου χρησιμοποιείται σε ειδικά γυαλιά και υαλοκεραμικά. Το χλωριούχο λίθιο είναι ένα από τα πιο υγροσκοπικά υλικά που είναι γνωστά και χρησιμοποιείται σε συστήματα κλιματισμού και βιομηχανικής ξήρανσης (όπως και το βρωμιούχο λίθιο). Το στεατικό λίθιο χρησιμοποιείται ως λιπαντικό γενικής χρήσης και υψηλής θερμοκρασίας.Το ανθρακικό λίθιο χρησιμοποιείται σε φάρμακα για την αντιμετώπιση της μανιοκατάθλιψης, αν και η δράση του στον εγκέφαλο δεν έχει ακόμη κατανοηθεί πλήρως. Το υδρίδιο του λιθίου χρησιμοποιείται ως μέσο αποθήκευσης υδρογόνου για χρήση ως καύσιμο.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το λίθιο δεν έχει κανένα γνωστό βιολογικό ρόλο. Είναι τοξικό, εκτός από πολύ μικρές δόσεις.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το λίθιο δεν εμφανίζεται ως αυτοφυές μέταλλο στη φύση, αλλά βρίσκεται συνδυασμένο σε μικρές ποσότητες σε όλα σχεδόν τα πυριγενή πετρώματα και στα νερά πολλών ιαματικών πηγών. Το σποδουμένιο, ο πεταλίτης, ο λεπιδολίτης και ο αμβλυγωνίτης αποτελούν τα πιο σημαντικά ορυκτά που περιέχουν λίθιο.

Το περισσότερο λίθιο παράγεται σήμερα στη Χιλή, από άλμες που αποδίδουν ανθρακικό λίθιο όταν υπόκεινται σε επεξεργασία με ανθρακικό νάτριο. Το μέταλλο παράγεται από την ηλεκτρόλυση τηγμένου χλωριούχου λιθίου και χλωριούχου καλίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το πρώτο ορυκτό του λιθίου, ο πεταλίτης, LiAlSi4O10, ανακαλύφθηκε στο σουηδικό νησί Ούτο από τον Βραζιλιάνο Χοσέ Μπονιφάτσιο ντι Ανδράδα ε Σίλβα τη δεκαετία του 1790. Παρατηρήθηκε ότι έδινε μια έντονη βαθυκόκκινη φλόγα όταν το έριχναν στη φωτιά. Το 1817, ο Γιόχαν Αουγκούστ Άρβεντσον από τη Στοκχόλμη το ανέλυσε και συμπέρανε ότι περιείχε ένα άγνωστο μέχρι τότε μέταλλο, το οποίο ονόμασε λίθιο. Συνειδητοποίησε ότι επρόκειτο για ένα νέο αλκαλικό μέταλλο και μια ελαφρύτερη εκδοχή του νατρίου. Ωστόσο, σε αντίθεση με το νάτριο, δεν μπόρεσε να το διαχωρίσει με ηλεκτρόλυση. Το 1821 ο Γουίλιαμ Μπράντε κατάφερε να διαχωρίσει μια μικρή ποσότητα με αυτόν τον τρόπο, αλλά όχι αρκετή για να προβεί σε μετρήσεις. Μόλις το 1855 ο Γερμανός χημικός Ρόμπερτ Μπούνζεν και ο Βρετανός χημικός Αουγκούστους Ματιέσεν το απέσπασαν σε μεγάλες ποσότητες με την ηλεκτρόλυση τηγμένου χλωριούχου λιθίου.

Ομάδα	2	Σημείο τήξης	1287°C, 2349°F, 1560 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	2468°C, 4474°F, 2741 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	1.85
Ατομικός Αριθμός	4	Σχετική Ατομική Μάζα	9.012
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Το βηρύλλιο είναι ένα αργυρόλευκο μέταλλο. Είναι σχετικά μαλακό και έχει χαμηλή πυκνότητα
Σημαντικά Ισότοπα	9Be	Αριθμός CAS	7440-41-7
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,53	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,99
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 900 1757 14849 21007	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	1,57

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το βηρύλλιο χρησιμοποιείται:

• σε οδοντωτούς τροχούς ιδιαίτερα στην αεροναυπηγική βιομηχανία.
• σε κράματα με χαλκό ή νικέλιο για την κατασκευή γυροσκοπίων, ελατηρίων, ηλεκτρικών επαφών, ηλεκτροδίων σημειακής συγκόλλησης και μη σπινθηρογόνων εργαλείων. Η ανάμειξη βηρυλλίου με αυτά τα μέταλλα αυξάνει την ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητά τους.
• στους πυρηνικούς αντιδραστήρες ως ανακλαστήρας ή ρυθμιστής νετρονίων.

Άλλα κράματα βηρυλλίου χρησιμοποιούνται ως δομικά υλικά για αεροσκάφη υψηλών ταχυτήτων, πυραύλους, διαστημόπλοια και δορυφόρους επικοινωνίας. Το βηρύλλιο είναι σχετικά διαφανές στις ακτίνες-Χ και έτσι τα εξαιρετικά λεπτά φύλλα βηρυλλίου χρησιμοποιούνται στη λιθογραφία ακτίνων Χ. Το οξείδιο έχει πολύ υψηλό σημείο τήξης, γεγονός που το καθιστά χρήσιμο στις πυρηνικές εργασίες, καθώς και σε κεραμικές εφαρμογές.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το βηρύλλιο και οι ενώσεις του είναι τοξικά και καρκινογόνα. Εάν εισπνεύσει κανείς σκόνη βηρυλλίου ή αναθυμιάσεις, μπορεί να οδηγήσει σε μια ανίατη φλεγμονή των πνευμόνων που ονομάζεται βηρυλλίωση.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το βηρύλλιο βρίσκεται σε περίπου 30 διαφορετικά είδη ορυκτών. Τα σημαντικότερα είναι η βήρυλλος (πυριτικό άλας βηρυλλίου και αλουμινίου) και ο βερτραντίτης (πυριτικό άλας βηρυλλίου). Το σμαράγδι και η ακουαμαρίνα αποτελούν πολύτιμες μορφές της βήρυλλου. Το μέταλλο παρασκευάζεται συνήθως με αναγωγή του φθοριούχου βηρυλλίου με μέταλλο μαγνησίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Οι πολύτιμοι λίθοι βήρυλλος και σμαράγδι αποτελούν και οι δύο μορφές πυριτικού άλατος βηρυλλίου, Be₃Al₂(SiO₃)₆. Ο Γάλλος ορυκτολόγος Ρενέ Ζυστ Αουί θεώρησε ότι επρόκειτο για ένα νέο στοιχείο και ζήτησε από τον Λουί Νικολά Βωκελέν να τα αναλύσει, ο οποίος συνειδητοποίησε ότι είχαν ένα νέο μέταλλο και το διερεύνησε. Τον Φεβρουάριο του 1798 ο Βωκελέν ανακοίνωσε την ανακάλυψή του στη Γαλλική Ακαδημία και ονόμασε το στοιχείο γλυκύνιο (glaucinium) (από το ελληνικό γλυκύς), καθώς οι ενώσεις του είχαν γλυκιά γεύση. Άλλοι προτίμησαν την ονομασία βηρύλλιο, βάσει του πολύτιμου λίθου, που είναι πλέον και η επίσημη ονομασία. Το μέταλλο βηρυλλίου απομονώθηκε το 1828 από τον Φρήντριχ Βέλερ στο Βερολίνο και ταυτόχρονα από τον Αντουάν Μπυσί στο Παρίσι, οι οποίοι το εξήγαγαν από το χλωριούχο βηρύλλιο (BeCl₂) σε αντίδραση με κάλιο.

Ομάδα	13	Σημείο τήξης	2077°C, 3771°F, 2350 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	4000°C, 7232°F, 4273 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	2.34
Ατομικός Αριθμός	5	Σχετική Ατομική Μάζα	10.81
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Το καθαρό βόριο είναι μια σκούρα άμορφη σκόνη.
Σημαντικά Ισότοπα	11B	Αριθμός CAS	7440-42-8
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,92	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,84
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 801 2427 3660 25026 32827	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,04

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το άμορφο βόριο χρησιμοποιείται ως αναφλεκτήρας καυσίμου πυραύλων και σε πυροτεχνικές φωτοβολίδες. Δίνει στις φωτοβολίδες ένα χαρακτηριστικό πράσινο χρώμα. Οι πιο σημαντικές ενώσεις του βορίου είναι το βορικό (ή βορακικό) οξύ, ο βόρακας (βορικό νάτριο) και το βορικό οξείδιο. Αυτά μπορούν να βρεθούν σε οφθαλμικές σταγόνες, ήπια αντισηπτικά, σκόνες πλυσίματος και λούστρο πλακιδίων. Ο βόρακας χρησιμοποιήθηκε για την παρασκευή λευκαντικού και ως συντηρητικό τροφίμων. Το βορικό οξείδιο χρησιμοποιείται επίσης συνήθως στην κατασκευή βοριοπυριτικού γυαλιού (Pyrex). Κάνει το γυαλί σκληρό και ανθεκτικό στη θερμότητα.

Τα κλωστοϋφαντουργικά προϊόντα και η μόνωση από υαλοβάμβακα είναι κατασκευασμένα από βοριοπυριτικό γυαλί. Το οκταβορικό νάτριο είναι επιβραδυντικό φλόγας. Το ισότοπο βόριο-10 είναι καλό στην απορρόφηση νετρονίων. Αυτό σημαίνει ότι μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τη ρύθμιση πυρηνικών αντιδραστήρων. Έχει επίσης ρόλο σε όργανα που χρησιμοποιούνται για την ανίχνευση νετρονίων.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το βόριο είναι απαραίτητο για τα κυτταρικά τοιχώματα των φυτών. Δεν θεωρείται δηλητηριώδες για τα ζώα, αλλά σε υψηλότερες δόσεις μπορεί να διαταράξει τον μεταβολισμό του σώματος. Λαμβάνουμε περίπου 2 χιλιοστόγραμμα βορίου κάθε μέρα από το φαγητό μας και περίπου 60 γραμμάρια σε μια ζωή. Ορισμένες ενώσεις βορίου μελετώνται ως πιθανή θεραπεία για όγκους του εγκεφάλου.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το βόριο εμφανίζεται ως ορθοβορικό οξύ σε ορισμένα ηφαιστειακά νερά και ως βορικά άλατα στα ορυκτά βόρακας και κολομανίτης. Εκτεταμένα κοιτάσματα βόρακα βρίσκονται στην Τουρκία. Η πιο σημαντική πηγή βορίου είναι ο ρασορίτης. Βρίσκεται στην έρημο Μοχάβε στην Καλιφόρνια των ΗΠΑ. Το βόριο υψηλής καθαρότητας παρασκευάζεται με αναγωγή του τριχλωριούχου ή τριβρωμιούχου βορίου με υδρογόνο, σε ηλεκτρικά θερμαινόμενα νήματα. Το ακάθαρτο ή άμορφο βόριο μπορεί να παρασκευαστεί με θέρμανση του τριοξειδίου με σκόνη μαγνησίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Για αιώνες η μόνη πηγή βόρακα, Na₂B₂O₅(OH)₄, ήταν τα κρυσταλλωμένα κοιτάσματα της λίμνης Yamdok Cho, στο Θιβέτ. Χρησιμοποιήθηκε ως ροή που χρησιμοποιούσαν οι χρυσοχόοι.Το 1808, ο Louis-Josef Gay-Lussac και ο Louis-Jacques Thénard εργάζονταν στο Παρίσι και ο Sir Humphry Davy στο Λονδίνο, εξήγαγαν ανεξάρτητα το βόριο θερμαίνοντας βόρακα με μέταλλο καλίου. Στην πραγματικότητα, κανένα από τα δύο δεν είχε παραγάγει το καθαρό στοιχείο που είναι σχεδόν αδύνατο να αποκτηθεί. Ένας πιο καθαρός τύπος βορίου απομονώθηκε το 1892 από τον Henri Moissan. Τελικά, ο E. Weintraub στις ΗΠΑ παρήγαγε εντελώς καθαρό βόριο πυροδοτώντας ένα μείγμα χλωριούχου βορίου, ατμού BCl3 και υδρογόνου. Το υλικό που ελήφθη με τον τρόπο αυτό το βόριο βρέθηκε να έχει πολύ διαφορετικές ιδιότητες από αυτές που αναφέρθηκαν προηγουμένως.

Ομάδα	14	Σημείο τήξης	Εξαχνώνεται στους 3825°C, 6917°F, 4098 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	Εξαχνώνεται στους 3825°C, 6917°F, 4098 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	3.513 (διαμάντι) 2.2 (γραφίτης)
Ατομικός Αριθμός	6	Σχετική Ατομική Μάζα	12.011
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό
Σημαντικά Ισότοπα	12C, 13C, 14C	Αριθμός CAS	7440-44-0
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,70	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,75
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1086 2353 4620 6223 37831	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,55

ΕΜΦΑΝΙΣΗ

Υπάρχουν πολλές καθαρές μορφές αυτού του στοιχείου, όπως ο γραφίτης, το διαμάντι, τα φουλερένια και το γραφένιο. Το διαμάντι είναι ένα άχρωμο, διαφανές, κρυσταλλικό στερεό και το πιο σκληρό γνωστό υλικό. Ο γραφίτης είναι μαύρος και γυαλιστερός αλλά μαλακός. Οι νανομορφές, τα φουλερένια και το γραφένιο, εμφανίζονται ως μαύρες ή σκούρες καφέ σκόνες που μοιάζουν με αιθάλη.

ΧΡΗΣΕΙΣ

Ο άνθρακας είναι το μοναδικό στοιχείο που έχει την ικανότητα να σχηματίζει ισχυρά συνδεδεμένες αλυσίδες.

• οι υδρογονάνθρακες που υπάρχουν στα ορυκτά καύσιμα (άνθρακα, πετρέλαιο και φυσικό αέριο), χρησιμοποιούνται κυρίως ως καύσιμα. Ένα μικρό αλλά σημαντικό κλάσμα χρησιμοποιείται ως πρώτη ύλη στην πετροχημική βιομηχανία που παράγει πολυμερή, ίνες, χρώματα, διαλύτες και πλαστικά κ.λπ.
• ο ακάθαρτος άνθρακας με τη μορφή ξυλάνθρακα (από ξύλο) και οπτάνθρακα (από άνθρακα) χρησιμοποιείται στην τήξη μετάλλων. Είναι ιδιαίτερα σημαντικός στις βιομηχανίες σιδήρου και χάλυβα.
• ο γραφίτης χρησιμοποιείται σε μολύβια, για την κατασκευή βουρτσών σε ηλεκτρικούς κινητήρες και σε επενδύσεις κλιβάνων. Ο ενεργός άνθρακας χρησιμοποιείται για καθαρισμό και διήθηση. Βρίσκεται σε αναπνευστήρες και απορροφητήρες κουζίνας.
• οι ίνες άνθρακα βρίσκουν πολλές χρήσεις γιατί είναι ένα ισχυρό, αλλά ελαφρύ υλικό. Αυτή τη στιγμή χρησιμοποιείται σε ρακέτες τένις, σκι, καλάμια ψαρέματος, ρουκέτες και αεροπλάνα
• τα βιομηχανικά διαμάντια χρησιμοποιούνται για την κοπή πετρωμάτων και τη διάτρηση. Οι μεμβράνες διαμαντιών χρησιμοποιούνται για την προστασία επιφανειών όπως οι λεπίδες ξυραφιών.
• η πιο πρόσφατη ανακάλυψη νανοσωλήνων άνθρακα, άλλων φουλερενίων και φύλλων γραφενίου με λεπτά άτομα έχει φέρει επανάσταση στις εξελίξεις του υλικού στη βιομηχανία ηλεκτρονικών και στη νανοτεχνολογία γενικά.
• πριν από 150 χρόνια η φυσική συγκέντρωση του άνθρακα διοξείδιο στην ατμόσφαιρα της Γης ήταν 280 ppm. Το 2013, ως αποτέλεσμα της καύσης ορυκτών καυσίμων με οξυγόνο, υπήρχαν 390 ppm. Ο άνθρακας διοξείδιο της ατμόσφαιρας είναι αέριο του θερμοκηπίου και επιτρέπει στην υπέρυθρη ακτινοβολία να εισέρχεται και να ανακλάται πολλές φορές στην επιφάνεια της Γης, με αποτέλεσμα η θερμοκρασία της Γης να είναι κατάλληλη για να διατηρήσει τη ζωή. Όμως η αύξηση του άνθρακα διοξείδιο στην ατμόσφαιρα λόγω της ανθρώπινης δραστηριότητας αυξάνει την ένταση του φαινομένου του θερμοκηπίου και έχει ως αποτέλεσμα την υπερθέρμανση του πλανήτη με σοβαρές επιπτώσεις στο κλίμα και στην βιοποικιλότητα.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Ο άνθρακας είναι απαραίτητος για τη ζωή, γιατί είναι η βάση για τα μόρια της ζωής.

Τα ζωντανά όντα παίρνουν σχεδόν όλο τον άνθρακα από τον άνθρακα διοξείδιο, είτε από την ατμόσφαιρα, είτε διαλυμένο στο νερό. Η φωτοσύνθεση στα πράσινα φυτά και στο φωτοσυνθετικό πλαγκτόν χρησιμοποιεί ενέργεια από τον ήλιο, CO₂ και H₂O και παράγει υδατάνθρακες και Ο₂. Το οξυγόνο απελευθερώνεται στην ατμόσφαιρα, το γλυκό νερό και τις θάλασσες. Οι υδατάνθρακες χρησιμοποιούνται, μαζί με άζωτο, φώσφορο και άλλα στοιχεία, για να σχηματίσουν τα μόρια της ζωής. Τα ζωντανά όντα που δεν φωτοσυνθέτουν βασίζονται στην κατανάλωση άλλων έμβιων όντων για να χτίσουν τις δικές τους κυτταρικές δομές και να προσλάβουν την απαραίτητη ενέργεια για τα κύτταρα και τις λειτουργίες τους.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Ο άνθρακας βρίσκεται στον ήλιο και σε άλλα αστέρια, που σχηματίστηκαν από τα συντρίμμια ενός προηγούμενου σουπερνόβα. Δημιουργείται από πυρηνική σύντηξη σε μεγαλύτερα αστέρια. Υπάρχει στις ατμόσφαιρες πολλών πλανητών, όπως και στη Γη συνήθως ως άνθρακας διοξείδιο. Ο γραφίτης βρίσκεται φυσικά σε πολλές τοποθεσίες. Το διαμάντι βρίσκεται με τη μορφή μικροσκοπικών κρυστάλλων σε ορισμένους μετεωρίτες. Φυσικά διαμάντια βρίσκονται στο ορυκτό κιμπερλίτη, πηγές του οποίου είναι η Ρωσία, η Μποτσουάνα, η ΛΔ Κονγκό, ο Καναδάς και η Νότια Αφρική.

Επίσης ο άνθρακας βρίσκεται σε όλα τα ζωντανά όντα στη μορφή των μορίων της ζωής (λίπη, υδατάνθρακες, πρωτεΐνες). Βρίσκεται επίσης σε απολιθωμένα υπολείμματα με τη μορφή υδρογονανθράκων (φυσικό αέριο, αργό πετρέλαιο, σχιστόλιθοι πετρελαίου, άνθρακας κ.λπ.) και ανθρακικών αλάτων (κιμωλία, ασβεστόλιθος, δολομίτης κ.λπ.).

ΙΣΤΟΡΙΑ

Ο άνθρακας εμφανίζεται φυσικά ως ανθρακίτης (ένας τύπος άνθρακα), γραφίτης και διαμάντι. Ιστορικά πιο εύκολα διαθέσιμη ήταν η αιθάλη ή το κάρβουνο. Ο φυσιοδίφης Giuseppe Averani και ο γιατρός Cipriano Targioni της Φλωρεντίας ήταν οι πρώτοι που ανακάλυψαν ότι τα διαμάντια μπορούσαν να καταστραφούν με θέρμανση. Το 1694 εστίασαν το φως του ήλιου σε ένα διαμάντι χρησιμοποιώντας έναν μεγάλο μεγεθυντικό φακό και το διαμάντι τελικά εξαφανίστηκε. Ο Pierre-Joseph Macquer και ο Godefroy de Villetaneuse επανέλαβαν το πείραμα το 1771. Στη συνέχεια, το 1796, ο Άγγλος χημικός Smithson Tennant απέδειξε τελικά ότι το διαμάντι ήταν απλώς μια μορφή άνθρακα, δείχνοντας ότι καθώς καιγόταν σχημάτιζε μόνο CO₂.

Ομάδα	15	Σημείο τήξης	−210.0°C, −346.0°F, 63.2 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	−195.795°C, −320.431°F, 77.355 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.001145
Ατομικός Αριθμός	7	Σχετική Ατομική Μάζα	14.007
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Άχρωμο, άοσμο αέριο.
Σημαντικά Ισότοπα	14N	Αριθμός CAS	7727-37-9
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,70	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,75
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 801 2427 3660 25026 32827	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,55

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το άζωτο είναι σημαντικό για τη χημική βιομηχανία. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή λιπασμάτων, νιτρικού οξέος, νάιλον, βαφών και εκρηκτικών. Για την παραγωγή αυτών των προϊόντων, το άζωτο πρέπει πρώτα να αντιδράσει με υδρογόνο για να παραχθεί αμμωνία. Αυτό γίνεται με τη διαδικασία Haber. Με αυτόν τον τρόπο παράγονται κάθε χρόνο 150 εκατομμύρια τόνοι αμμωνίας. Το άζωτο αέριο χρησιμοποιείται επίσης για την παροχή μιας μη αντιδραστικής ατμόσφαιρας. Χρησιμοποιείται με αυτόν τον τρόπο για τη συντήρηση των τροφίμων και στη βιομηχανία ηλεκτρονικών κατά την παραγωγή τρανζίστορ και διόδων.

Μεγάλες ποσότητες αζώτου χρησιμοποιούνται στην ανόπτηση ανοξείδωτου χάλυβα και άλλων προϊόντων χαλυβουργείου. Η ανόπτηση είναι μια θερμική επεξεργασία που διευκολύνει την εργασία του χάλυβα. Το υγρό άζωτο χρησιμοποιείται συχνά ως ψυκτικό μέσο. Χρησιμοποιείται για την αποθήκευση σπέρματος, ωαρίων και άλλων κυττάρων για ιατρική έρευνα και τεχνολογία αναπαραγωγής. Χρησιμοποιείται επίσης για την ταχεία κατάψυξη τροφίμων, βοηθώντας τα να διατηρήσουν την υγρασία, το χρώμα, τη γεύση και την υφή.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το άζωτο ανακυκλώνεται φυσικά από τους ζωντανούς οργανισμούς μέσω του «κύκλου αζώτου». Προσλαμβάνεται από τα πράσινα φυτά και τα φύκια ως νιτρικά άλατα και χρησιμοποιείται για τη δημιουργία των βάσεων που απαιτούνται για την κατασκευή του DNA, του RNA και όλων των αμινοξέων. Τα αμινοξέα είναι τα δομικά στοιχεία των πρωτεϊνών.Τα ζώα λαμβάνουν το άζωτο τους καταναλώνοντας άλλα έμβια όντα. Αφομοιώνουν τις πρωτεΐνες και το DNA στις συνιστώσες βάσεις και αμινοξέα τους, αναμορφώνοντάς τα για δική τους χρήση.

Τα μικρόβια στο έδαφος μετατρέπουν τις ενώσεις του αζώτου σε νιτρικά άλατα για να τα χρησιμοποιήσουν ξανά. Η παροχή νιτρικών αλάτων αναπληρώνεται επίσης από βακτήρια που δεσμεύουν το άζωτο που «δεσμεύουν» το άζωτο απευθείας από την ατμόσφαιρα.Οι αποδόσεις των καλλιεργειών μπορούν να αυξηθούν σημαντικά με την προσθήκη χημικών λιπασμάτων στο έδαφος, που παρασκευάζονται από αμμωνία. Εάν χρησιμοποιηθεί απρόσεκτα, το λίπασμα μπορεί να εκπλυθεί από το έδαφος σε ποτάμια και λίμνες, προκαλώντας την ταχεία ανάπτυξη των φυκιών. Το φαινόμενο ονομάζεται ευτροφισμός και περιορίζει το φως που είναι απαραίτητο για τη φωτοσύνθεση. Το διαλυμένο οξυγόνο σύντομα εξαντλείται και το ποτάμι ή η λίμνη πεθαίνει.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το άζωτο αποτελεί το 78% του αέρα, κατ' όγκο. Λαμβάνεται με απόσταξη υγρού αέρα. Περίπου 45 εκατομμύρια τόνοι εξορύσσονται κάθε χρόνο. Βρίσκεται στη μορφή ενώσεων σε όλα τα έμβια όντα και ως εκ τούτου και στον άνθρακα και σε άλλα ορυκτά καύσιμα.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το άζωτο με τη μορφή χλωριούχου αμμωνίου, NH₄Cl, ήταν γνωστό στους αλχημιστές ως σαλαμμωνία. Κατασκευαζόταν στην Αίγυπτο με θέρμανση μείγματος κοπριάς, αλατιού και ούρων. Το αέριο άζωτο απομονώθηκε τη δεκαετία του 1760, τόσο από τον Henry Cavendish όσο και από τον Joseph Priestley με αφαίρεση του οξυγόνου από τον αέρα. Παρατήρησαν ότι έσβησε ένα αναμμένο κερί και ότι ένα ποντίκι που το ανέπνεε σύντομα πέθανε, αλλά δεν το αναγνώρισαν ως στοιχείο. Το άζωτο αναγνωρίστηκε ως στοιχείο από τον Daniel Rutherford στη διδακτορική του διατριβή τον Σεπτέμβριο του 1772 στο Εδιμβούργο της Σκωτίας.

Ομάδα	16	Σημείο τήξης	−218.79°C, −361.82°F, 54.36 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	−182.962°C, −297.332°F, 90.188 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.001308
Ατομικός Αριθμός	8	Σχετική Ατομική Μάζα	15.999
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	άχρωμο, άοσμο αέριο
Σημαντικά Ισότοπα	16O	Αριθμός CAS	7782-44-7
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,52	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,64
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1314 3389 5300 7469 10990	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	3,44

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το οξυγόνο χρησιμοποιείται:

• στη βιομηχανία χάλυβα
• για την παρασκευή ενός ευρέος φάσματος χημικών ουσιών, συμπεριλαμβανομένου του νιτρικού οξέος και του υπεροξειδίου του υδρογόνου.
• για την παραγωγή εποξυαιθανίου (αιθυλενοξειδίου), που χρησιμοποιείται ως αντιψυκτικό και για την παραγωγή πολυεστέρα, και χλωροαιθενίου, του προδρόμου του PVC.
• για συγκόλληση με οξυ-ακετυλένιο και κοπή μετάλλων.
• στην επεξεργασία των αστικών και βιομηχανικών λυμάτων.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το οξυγόνο εμφανίστηκε για πρώτη φορά στην ατμόσφαιρα της Γης πριν από περίπου 2 δισεκατομμύρια χρόνια, ως αποτέλεσμα της φωτοσύνθεσης των κυανοφυκών. Όλα τα ζωντανά όντα παίρνουν οξυγόνο για την αναπνοή και το αξιοποιούν για την απελευθέρωση ενέργειας. Το αέριο οξυγόνο διαλύεται στο νερό, γεγονός που καθιστά δυνατή την ζωή σε ποτάμια, λίμνες και ωκεανούς.Το οξυγόνο αποτελεί το 21% της ατμόσφαιρας κατ' όγκο. Το στοιχείο και οι ενώσεις του αποτελούν το 49,2% κατά μάζα του φλοιού της Γης και περίπου τα δύο τρίτα του ανθρώπινου σώματος.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Υπάρχουν δύο βασικές μέθοδοι που χρησιμοποιούνται για την απομόνωση του οξυγόνο:

• με απόσταξη υγρού αέρα.
• με διαβίβαση καθαρού, ξηρού αέρα μέσα από έναν ζεόλιθο που απορροφά το άζωτο και αφήνει το οξυγόνο.

Μια νεότερη μέθοδος, που δίνει οξυγόνο υψηλότερης καθαρότητας, είναι η διέλευση αέρα πάνω από μια μερικώς διαπερατή κεραμική μεμβράνη.Στο εργαστήριο μπορεί να παρασκευαστεί με ηλεκτρόλυση νερού ή με προσθήκη καταλύτη οξειδίου του μαγγανίου (IV) σε υδατικό υπεροξείδιο του υδρογόνου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το 1608, ο Cornelius Drebbel είχε δείξει ότι η θέρμανση του άλατος (νιτρικό κάλιο, KNO₃) απελευθέρωσε ένα αέριο. Αυτό ήταν οξυγόνο αν και δεν αναγνωρίστηκε ως τέτοιο. Τα εύσημα για την ανακάλυψη του οξυγόνου μοιράζονται τώρα τρεις χημικοί: ένας Άγγλος, ένας Σουηδός και ένας Γάλλος.

Ο Carl Wilhelm Scheele είχε παράξει οξυγόνο τον Ιούνιο του 1771, αλλά η αναφορά του δημοσιεύτηκε το 1777. Ο Joseph Priestley ήταν ο πρώτος που δημοσίευσε μια αναφορά για το οξυγόνο το 1774 όταν εστίασε το ηλιακό φως στο οξείδιο του υδραργύρου (HgO) και απομόνωσε το αέριο που ελευθερώθηκε. Σημείωσε ότι ένα κερί έκαιγε πιο έντονα σε αυτό και ότι έκανε την αναπνοή πιο εύκολη. Ο Antoine Lavoisier ισχυρίστηκε επίσης ότι ανακάλυψε το οξυγόνο και πρότεινε να ονομαστεί το νέο αέριο οξυ- gène, που σημαίνει αυτό που σχηματίζει οξέα.

Ομάδα	17	Σημείο τήξης	−219.67°C, −363.41°F, 53.48 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	−188.11°C, −306.6°F, 85.04 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.001553
Ατομικός Αριθμός	9	Σχετική Ατομική Μάζα	18.998
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Ένα πολύ απαλό κιτρινοπράσινο, επικίνδυνα δραστικό αέριο. Είναι το πιο δραστικό από όλα τα στοιχεία και αντιδρά γρήγορα με όλα τα μέταλλα.
Σημαντικά Ισότοπα	19F	Αριθμός CAS	7782-41-4
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,47	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,60
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1681 3374 6050 8408 11023	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	3,98

ΧΡΗΣΕΙΣ

Τα άλατα φθορίου χρησιμοποιούνταν για μεγάλο χρονικό διάστημα στη συγκόλληση και στην παραγωγή γυαλιού. Μέχρι τον Δεύτερο Παγκόσμιο Πόλεμο δεν υπήρχε εμπορική παραγωγή φθορίου, αλλά η ανάπτυξη της ατομικής βόμβας και της πυρηνικής ενέργειας κατέστησαν απαραίτητη την παραγωγή μεγάλων ποσοτήτων. Το στοιχείο χρησιμοποιείται για την παραγωγή εξαφθοριούχου ουρανίου, που απαιτείται για τον διαχωρισμό των ισοτόπων ουρανίου στους σταθμούς πυρηνικής ενέργειας. Χρησιμοποιείται επίσης για την παραγωγή εξαφθοριούχου θείου, που είναι το μονωτικό αέριο για μετασχηματιστές ηλεκτρικής ενέργειας υψηλής ισχύος.

Στην πραγματικότητα, το φθόριο χρησιμοποιείται σε πολλές ουσίες, συμπεριλαμβανομένων διαλυτών και πλαστικών υψηλής θερμοκρασίας, όπως το τεφλόν (πολυ(τετραφθοροαιθένιο), PTFE). Το τεφλόν είναι γνωστό για τις αντικολλητικές του ιδιότητες και χρησιμοποιείται στασκεύη μαγειρικής. Χρησιμοποιείται επίσης για μόνωση καλωδίων και ως βάση του Gore-Tex® (χρησιμοποιείται σε αδιάβροχα παπούτσια και ρούχα). Το υδροφθορικό οξύ χρησιμοποιείται για τη χάραξη του γυαλιού των λαμπτήρων και σε παρόμοιες εφαρμογές. Οι CFCs (χλωρο-φθοράνθρακες) χρησιμοποιήθηκαν κάποτε ως προωθητικά αέρια στα αεροζόλ, ψυκτικά και για «φύσημα» διογκωμένης πολυστερίνης, αλλά η χρήση τους έχει απαγορευτεί, γιατί κατέστρεφαν το στρώμα του όζοντος της ατμόσφαιρας που προστατεύει τη Γη από την υπεριώδη ακτινοβολία.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το φθόριο είναι απαραίτητο για τα δόντια και τα οστά. Σε ορισμένες χώρες προστίθεται στο πόσιμο νερό και στις οδοντόκρεμες, διότι πιστεύεται ότι προλαμβάνει την φθορά του σμάλτου των δοντιών. Το μέσο ανθρώπινο σώμα περιέχει περίπου 3 χιλιοστόγραμμα φθορίου. Το πολύ φθόριο είναι τοξικό. Το στοιχειακό φθόριο είναι εξαιρετικά τοξικό.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Τα πιο κοινά ορυκτά φθορίου είναι ο φθορίτης, και ο κρυόλιθος, αλλά υπάρχει και σε άλλα ορυκτά. Είναι το 13ο πιο κοινό στοιχείο στον φλοιό της Γης. Το φθόριο παράγεται με την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος υδρογονοφθοριούχου καλίου (KHF₂) σε άνυδρο υδροφθορικό οξύ.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Ο Γάλλος επιστήμονας André Ampère επινόησε το όνομα φθόριο το 1812. Παρότι οι πρώτοι χημικοί γνώριζαν ότι τα φθορίδια μετάλλων περιείχαν ένα μη αναγνωρισμένο στοιχείο παρόμοιο με το χλώριο, δεν μπορούσαν να το απομονώσουν. Τελικά το 1886 ο Γάλλος χημικός Henri Moissan το κατάφερε να το απομονώσει με ηλεκτρόλυση κάλιο διφθοριδίου (KHF₂) διαλυμένου σε υγρό HF.

Ομάδα	18	Σημείο τήξης	−248.59°C, −415.46°F, 24.56 K
Περίοδος	2	Σημείο βρασμού	−246.046°C, −410.883°F, 27.104 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.000825
Ατομικός Αριθμός	10	Σχετική Ατομική Μάζα	20.180
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Άχρωμο, άοσμο και αδρανές αέριο.
Σημαντικά Ισότοπα	20Ne	Αριθμός CAS	7440-01-9
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,54	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	0,62
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 2081 3952 6122 9371 12177	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	-

ΧΡΗΣΕΙΣ

Η μεγαλύτερη χρήση του νέον είναι η κατασκευή των πανταχού παρών «πινακίδων νέον» για διαφήμιση. Σε ένα σωλήνα εκκένωσης κενού το νέον λάμπει ένα κοκκινωπό πορτοκαλί χρώμα. Μόνο οι κόκκινες πινακίδες περιέχουν στην πραγματικότητα καθαρό νέον. Άλλα περιέχουν διαφορετικά αέριο για να δώσουν διαφορετικά χρώματα.

Το νέον χρησιμοποιείται επίσης για την κατασκευή δεικτών υψηλής τάσης και εξοπλισμού μεταγωγής, αλεξικέραυνων, καταδυτικού εξοπλισμού και λέιζερ.

Το Υγρό νέον είναι ένα σημαντικό κρυογονικό ψυκτικό μέσο. Έχει πάνω από 40 φορές μεγαλύτερη ψυκτική ικανότητα ανά μονάδα όγκου από το υγρό ήλιο και πάνω από 3 φορές μεγαλύτερη από το υγρό υδρογόνο.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το νέον δεν έχει γνωστό βιολογικό ρόλο. Είναι μη τοξικό.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το νέον είναι το πέμπτο πιο άφθονο στοιχείο στο σύμπαν, παρότι στην ατμόσφαιρα της Γης υπάρχει σε συγκέντρωση μόλις 18 μέρη ανά εκατομμύριο. Εξάγεται από τον υγρό αέρα με κλασματική απόσταξη.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το 1898, ο William Ramsay και ο Morris Travers στο University College του Λονδίνου απομόνωσαν το κρυπτόν εξατμίζοντας το υγρό αργό. Περίμεναν να βρουν ένα ελαφρύτερο αέριο που θα καταλάμβανε μια θέση στον περιοδικό πίνακα των στοιχείων πάνω από το αργό. Στη συνέχεια επανέλαβαν το πείραμά τους, επιτρέποντας αυτή τη φορά στο στερεό αργό να εξατμιστεί αργά υπό μειωμένη πίεση και συνέλεξαν το αέριο που βγήκε πρώτο. Αυτή τη φορά κατάφεραν να πάρουν ένα δείγμα του νέου που όταν το τοποθέτησαν στο ατομικό τους φασματόμετρο έδωσε μια λαμπερή κόκκινη λάμψη που τώρα συνδέουμε με ταμπέλες νέον. Ο Ramsay ονόμασε το νέο αέριο νέον, βασίζοντάς το στο neos, την ελληνική λέξη για το καινούργιο.

Ομάδα	1	Σημείο τήξης	97.794°C, 208.029°F, 370.944 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	882.940°C, 1621.292°F, 1156.090 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	0.97
Ατομικός Αριθμός	11	Σχετική Ατομική Μάζα	22.990
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Το νάτριο είναι ένα μαλακό μέταλλο που αμαυρώνει μέσα σε δευτερόλεπτα από την έκθεσή του στον αέρα. Αντιδρά επίσης έντονα με το νερό.
Σημαντικά Ισότοπα	23Na	Αριθμός CAS	7440-23-5
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	2,27	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,60
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 496 4562 6910 9453 13354	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	0,93

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το νάτριο χρησιμοποιείται ως εναλλάκτης θερμότητας σε ορισμένους πυρηνικούς αντιδραστήρες και ως αντιδραστήριο στη χημική βιομηχανία. Τα άλατα του νατρίου έχουν περισσότερες χρήσεις από το ίδιο το μέταλλο. Η πιο κοινή ένωση νατρίου είναι το νάτριο χλωρίδιο (κοινό άλας). Προστίθεται στα τρόφιμα ως άρτυμα και συντηρητικό, χρησιμοποιείται για να ξεπαγώνει δρόμους το χειμώνα και ως πρώτη ύλη για τη χημική βιομηχανία.

Το νάτριο ανθρακικό (σόδα πλυσίματος) είναι επίσης ένα χρήσιμο άλας νατρίου. Χρησιμοποιείται ως αποσκληρυντικό νερού.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το νάτριο είναι απαραίτητο για όλα τα έμβια όντα καθώς είναι σημαντικό για πολλές διαφορετικές λειτουργίες του ανθρώπινου σώματος, όπως τη μετάδοση των νευρικών σημάτων, τη ρύθμιση των επιπέδων νερού στους ιστούς και το αίμα. Το σώμα μας περιέχει περίπου 100 γραμμάρια, αλλά έχουμε συνεχείς απώλειες με τα βιολογικά υγρά, τις οποίες αντικαθιστούμε κυρίως με την τροφή. Ο μέσος άνθρωπος τρώει περίπου 10 γραμμάρια αλάτι την ημέρα, αλλά το μόνο που χρειαζόμαστε πραγματικά είναι περίπου 3 γραμμάρια. Η υπερβολική ποσότητα νατρίου μπορεί να αυξήσει την αρτηριακή πίεση.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το νάτριο είναι το έκτο πιο κοινό στοιχείο στη Γη και αποτελεί το 2,6% του φλοιού της Γης. Η πιο κοινή ένωση του είναι το νάτριο χλωρίδιο (αλάτι), το οποίο είναι πολύ ευδιάλυτο και κατά τη διάρκεια της ζωής του πλανήτη έχει διαλυθεί στους ωκεανούςΥπάρχουν πολλά στρώματα αλατιού ή «λίμνες» όπου έχουν εξατμιστεί αρχαίες θάλασσες. Βρίσκεται επίσης σε πολλά ορυκτά όπως ο κρυόλιθος, ο ζεόλιθος και ο σοδαλίτης.

Επειδή το νάτριο είναι πολύ δραστικό δεν βρίσκεται ποτέ ως αυτοφυές μέταλλο στη φύση. Το νάτριο απομονώνεται με ηλεκτρόλυση ξηρού τηγμένου νάτριο χλωριδίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το αλάτι (NaCl) και η σόδα (Na₂CO₃) ήταν γνωστά από την προϊστορική εποχή. Το NaCl χρησιμοποιήθηκε ως αρωματικό και συντηρητικό και το Na₂CO₃ για την παρασκευή γυαλιού. Το αλάτι προερχόταν από το θαλασσινό νερό, ενώ η σόδα προερχόταν από την κοιλάδα Natron στην Αίγυπτο ή από τη στάχτη ορισμένων φυτών. Η σύνθεσή τους συζητήθηκε από τους πρώτους χημικούς και η λύση ήρθε τελικά από το Βασιλικό Ινστιτούτο στο Λονδίνο τον Οκτώβριο του 1807, όταν ο Humphry Davy με ηλεκτρόλυση καυστικής σόδας (νάτριο υδροξείδιο, NaOH) έλαβε σφαιρίδια μετάλλου νατρίου, όπως είχε κάνει προηγουμένως και για το κάλιο, αν και χρειάστηκε να χρησιμοποιήσει ισχυρότερο ρεύμα. Το επόμενο έτος, ο Louis-Josef Gay-Lussac και ο Louis-Jacques Thénard παρασκεύασαν νάτριο θερμαίνοντας ισχυρά ένα μείγμα καυστικής σόδας και ρινίσματων σιδήρου.

Ομάδα	2	Σημείο τήξης	650°C, 1202°F, 923 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	1090°C, 1994°F, 1363 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	1.74
Ατομικός Αριθμός	12	Σχετική Ατομική Μάζα	24.305
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Ασημί-λευκό μέταλλο που αναφλέγεται εύκολα στον αέρα και καίγεται με έντονο φως.
Σημαντικά Ισότοπα	24	Αριθμός CAS	7439-95-4
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,73	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,40
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 728 1451 7733 10543 13630	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	1,31

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το μαγνήσιο είναι κατά ένα τρίτο λιγότερο πυκνό από το αλουμίνιο. Χρησιμοποιείται:

• στα κράματα μαζί με το αλουμίνιο, γιατί βελτιώνει τα μηχανικά, κατασκευαστικά και συγκολλητικά χαρακτηριστικά του αλουμινίου. Αυτά τα κράματα είναι χρήσιμα στην κατασκευή αεροπλάνων και αυτοκινήτων.
• σε προϊόντα που αξιοποιούν το ότι είναι ελαφρύ, όπως καθίσματα αυτοκινήτου, αποσκευές, φορητοί υπολογιστές, κάμερες και ηλεκτρικά εργαλεία.
• για την απομάκρυνση του θείου από λιωμένο σίδηρο και χάλυβα
• σε φωτοβολίδες, πυροτεχνήματα και βεγγαλικά, καθώς αναφλέγεται εύκολα στον αέρα και καίγεται με έντονο φως.

Οι ενώσεις του:

• το θειικό μαγνήσιο χρησιμοποιείται μερικές φορές σε χρωστικές ουσίες.
• το υδροξείδιο του μαγνησίου προστίθεται στα πλαστικά για να επιβραδύνει την καύση τους.
• για την απομάκρυνση του θείου από λιωμένο σίδηρο και χάλυβα
• το υδροξείδιο του μαγνησίου (γάλα μαγνησίας), το θειικό (άλατα Epsom), το χλωριούχο και το κιτρικό χρησιμοποιούνται όλα στην ιατρική.
• το οξείδιο του μαγνησίου χρησιμοποιείται για την κατασκευή πυρότούβλων ανθεκτικών στη θερμότητα για τζάκια και φούρνους. Προστίθεται επίσης σε ζωοτροφές και λιπάσματα.
• τα αντιδραστήρια Grignard είναι οργανικές ενώσεις μαγνησίου που είναι σημαντικές για τη χημική βιομηχανία.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το μαγνήσιο είναι απαραίτητο στοιχείο για τη ζωή τόσο των φυτών, όσο και των ζώων. Η χλωροφύλλη είναι η χημική ουσία που επιτρέπει στα φυτά να συλλαμβάνουν το ηλιακό φως και να πραγματοποιηθεί φωτοσύνθεση. Η χλωροφύλλη είναι ένα σύμπλοκο πορφυρίνης με επίκεντρο το μαγνήσιο. Χωρίς μαγνήσιο δεν θα μπορούσε να πραγματοποιηθεί η φωτοσύνθεση και η ζωή όπως την ξέρουμε δεν θα υπήρχε.

Στους ανθρώπους, το μαγνήσιο είναι απαραίτητο για τη λειτουργία εκατοντάδων ενζύμων. Οι άνθρωποι προσλαμβάνουν περίπου 250-350 χιλιοστόγραμμα μαγνησίου κάθε μέρα. Ο καθένας μας αποθηκεύει περίπου 20 γραμμάρια στο σώμα μας, κυρίως στα οστά.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το μαγνήσιο είναι το όγδοο πιο άφθονο στοιχείο στον φλοιό της Γης, αλλά δεν εμφανίζεται ως αυτοφυές μέταλλο στη φύση. Βρίσκεται σε μεγάλα κοιτάσματα ορυκτών όπως ο μαγνησίτης και ο δολομίτης. Η θάλασσα περιέχει τρισεκατομμύρια τόνους μαγνησίου, και αυτή είναι η πηγή μεγάλου μέρους των 850.000 τόνων που παράγονται τώρα κάθε χρόνο. Παρασκευάζεται με αναγωγή του οξειδίου του μαγνησίου με πυρίτιο ή με ηλεκτρόλυση λιωμένου χλωριούχου μαγνησίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Ο Joseph Black στο Εδιμβούργο το 1755 αναγνώρισε ότι το μαγνήσιο ήταν ένα στοιχείο. Διέκρινε τη μαγνησία (οξείδιο του μαγνησίου, MgO) από τον ασβέστη (οξείδιο του ασβεστίου, CaO) αν και και τα δύο παρήχθησαν με θέρμανση παρόμοιων ειδών ανθρακικών πετρωμάτων, μαγνησίτη και ασβεστόλιθου αντίστοιχα. Ένα άλλο ορυκτό μαγνησίου που ονομάζεται meerschaum (πυριτικό μαγνήσιο) αναφέρθηκε από τον Thomas Henry το 1789, ο οποίος είπε ότι χρησιμοποιήθηκε πολύ στην Τουρκία για την κατασκευή πίπας για το κάπνισμα καπνού.

Μια ακάθαρτη μορφή μεταλλικού μαγνησίου παράχθηκε για πρώτη φορά το 1792 από τον Anton Rupprecht που ζέστανε τη μαγνησία με κάρβουνο. Μια καθαρή, αλλά μικροσκοπική, ποσότητα του μετάλλου απομονώθηκε το 1808 από τον Humphry Davy με την ηλεκτρόλυση οξειδίου του μαγνησίου. Ωστόσο, ήταν ο Γάλλος επιστήμονας, Antoine-Alexandre-Brutus Bussy που έφτιαξε μια σημαντική ποσότητα του μετάλλου το 1831 με επίδραση καλίου στο χλωριούχο μαγνήσιο και στη συνέχεια μελέτησε τις ιδιότητές του.

Ομάδα	13	Σημείο τήξης	660.323°C, 1220.581°F, 933.473 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	2519°C, 4566°F, 2792 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	2.70
Ατομικός Αριθμός	13	Σχετική Ατομική Μάζα	26.982
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Aσημί-λευκό, ελαφρύ μέταλλο. Είναι μαλακό και εύπλαστο.
Σημαντικά Ισότοπα	27Al	Αριθμός CAS	7429-90-5
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,84	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,24
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 578 1817 2745 11577 14842	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	1,61

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το αλουμίνιο χρησιμοποιείται σε μια τεράστια ποικιλία προϊόντων χάρη στις ιδιαίτερες ιδιότητες του. Έχει χαμηλή πυκνότητα, είναι μη τοξικό, έχει υψηλή θερμική αγωγιμότητα, έχει εξαιρετική αντοχή στη διάβρωση και μπορεί εύκολα να χυτευτεί, να κατεργαστεί και να διαμορφωθεί. Είναι επίσης μη μαγνητικό και δεν σπινθηρίζει. Είναι το δεύτερο πιο εύπλαστο μέταλλο και το έκτο πιο όλκιμο.

• οι άτρακτοι αεροσκαφών, το φύλλο αλουμινίου, κουτάκια, αλουμινόχαρτα, μαγειρικά σκεύη, κουφώματα παραθύρων, βαρέλια μπύρας και εξαρτήματα αεροπλάνων.
• συχνά χρησιμοποιούνται κράματα, επειδή το ίδιο το αλουμίνιο δεν είναι ιδιαίτερα σκληρό. Τα κράματα με χαλκό, μαγγάνιο, μαγνήσιο και πυρίτιο είναι ελαφριά, αλλά δυνατά. Είναι πολύ σημαντικά στην κατασκευή αεροπλάνων και άλλων μορφών μεταφοράς.
• το αλουμίνιο είναι καλός ηλεκτρικός αγωγός και χρησιμοποιείται συχνά σε γραμμές ηλεκτρικής μεταφοράς. Είναι φθηνότερο από τον χαλκό και έχει σχεδόν διπλάσια αγωγιμότητα.
• όταν εξατμίζεται σε κενό, το αλουμίνιο σχηματίζει μια εξαιρετικά ανακλαστική επίστρωση τόσο για το φως όσο και για τη θερμότητα. Δεν αλλοιώνεται, όπως μια ασημένια επίστρωση. Αυτές οι επικαλύψεις αλουμινίου έχουν πολλές χρήσεις, όπως καθρέφτες τηλεσκοπίου, διακοσμητικό χαρτί, πακέτα και παιχνίδια.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το αλουμίνιο δεν έχει γνωστό βιολογικό ρόλο. Στη διαλυτή του μορφή +3 είναι τοξικό για τα φυτά. Τα όξινα εδάφη αποτελούν σχεδόν το ήμισυ της καλλιεργήσιμης γης στη Γη και η οξύτητα επιταχύνει την απελευθέρωση του Al³⁺ από τα ορυκτά του. Οι καλλιέργειες μπορούν στη συνέχεια να απορροφήσουν το Al³⁺ οδηγώντας σε χαμηλότερες αποδόσεις.

Το σώμα μας απορροφά μόνο μια μικρή ποσότητα του αλουμινίου που προσλαμβάνουμε με την τροφή μας. Τρόφιμα με πάνω από τις μέσες ποσότητες αλουμινίου είναι το τσάι, το επεξεργασμένο τυρί, οι φακές και τα παντεσπάνια (όπου προέρχεται από τον παράγοντα αύξησης). Το μαγείρεμα σε αλουμινένια τηγάνια δεν αυξάνει πολύ την ποσότητα στη διατροφή μας, παρά μόνο όταν μαγειρεύουμε όξινα τρόφιμα. Ορισμένα δισκία για τη δυσπεψία είναι καθαρό υδροξείδιο του αργιλίου. Το αλουμίνιο μπορεί να συσσωρευτεί στο σώμα και υπάρχει η υποψία, χωρίς να έχει αποδειχθεί ότι συνδέεται με τη νόσο του Αλτσχάιμερ (γεροντική άνοια).

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το αλουμίνιο είναι το πιο άφθονο μέταλλο στον φλοιό της Γης (8,1%), αλλά σπάνια βρίσκεται ως αυτοφυές μέταλλο στη φύση. Συνήθως βρίσκεται σε ορυκτά όπως ο βωξίτης και ο κρυόλιθος. Αυτά τα ορυκτά είναι πυριτικά ορυκτά του αλουμίνιού.

Το μεγαλύτερο μέρος του αλουμινίου που παράγεται στο εμπόριο εξάγεται με τη διαδικασία Hall–Héroult. Σε αυτή τη διαδικασία το οξείδιο του αργιλίου διαλύεται σε τετηγμένο κρυόλιθο και στη συνέχεια ανάγεται ηλεκτρολυτικά σε καθαρό αλουμίνιο. Η κατασκευή αλουμινίου είναι πολύ ενεργοβόρα. Το 5% της ηλεκτρικής ενέργειας που παράγεται στις ΗΠΑ χρησιμοποιείται στην παραγωγή αλουμινίου. Ωστόσο, μόλις κατασκευαστεί δεν διαβρώνεται εύκολα και μπορεί εύκολα να ανακυκλωθεί.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Η ανάλυση ενός περίεργου μεταλλικού στολιδιού που βρέθηκε στον τάφο του Chou-Chu, ενός στρατιωτικού ηγέτη στην Κίνα του 3ου αιώνα, αποδείχθηκε ότι ήταν 85% αλουμίνιο. Το πώς παράχθηκε παραμένει ένα μυστήριο. Μέχρι τα τέλη του 1700, το οξείδιο του αλουμινίου ήταν γνωστό ότι περιείχε ένα μέταλλο, αλλά η εξαγωγή του δεν είχε επιτευχθεί. Ο Χάμφρι Ντέιβι είχε χρησιμοποιήσει ηλεκτρικό ρεύμα για να εξάγει νάτριο και κάλιο από τις λεγόμενες «γαίες» τους (οξείδια), αλλά η μέθοδός του δεν απελευθέρωσε αλουμίνιο με τον ίδιο τρόπο. Ο πρώτος άνθρωπος που το παρήγαγε ήταν ο Hans Christian Oersted στην Κοπεγχάγη της Δανίας το 1825 και το έκανε θερμαίνοντας χλωριούχο αλουμίνιο με κάλιο. Ακόμα κι έτσι, το δείγμα του ήταν ακάθαρτο. Ο Γερμανός χημικός Friedrich Wöhler (ο ίδιος που παρασκεύασε την ουρία, θεμελιώνοντας της οργανική σύνθεση) τελειοποίησε τη μέθοδο το 1827 και παρήγαγε καθαρό αλουμίνιο για πρώτη φορά, χρησιμοποιώντας νάτριο αντί για κάλιο.

Ομάδα	14	Σημείο τήξης	1414°C, 2577°F, 1687 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	3265°C, 5909°F, 3538 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	2.3296
Ατομικός Αριθμός	14	Σχετική Ατομική Μάζα	28.085
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Το στοιχείο, όταν είναι υπερκαθαρό, είναι ένα στερεό με μπλε-γκρι μεταλλική λάμψη.
Σημαντικά Ισότοπα	28Si, 30Si	Αριθμός CAS	7440-21-3
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	2,10	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,14
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 787 1577 3232 4356 16091	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	1,90

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το πυρίτιο είναι ένα από τα πιο χρήσιμα στοιχεία για την ανθρωπότητα. Οι μεγαλύτερες ποσότητες χρησιμοποιούνται:

• για την κατασκευή κραμάτων, συμπεριλαμβανομένων αλουμινίου-πυριτίου και σιδηροπυριτίου (σίδερο-πυρίτιο). Αυτά χρησιμοποιούνται για την κατασκευή πλακών δυναμό και μετασχηματιστών, μπλοκ κινητήρα, κυλινδροκεφαλές και εργαλειομηχανές και για την αναγωγή του χάλυβα.
• το στοιχείο πυρίτιο χρησιμοποιείται εκτενώς ως ημιαγωγός σε συσκευές στερεό-κατάστασης στις βιομηχανίες υπολογιστών και μικροηλεκτρονικών. Για αυτό χρειάζεται υπερκαθαρό πυρίτιο. Το πυρίτιο εμποτίζεται επιλεκτικά με μικροσκοπικές ποσότητες βορίου, γαλλίου, φωσφόρου ή αρσενικού για τον έλεγχο των ηλεκτρικών του ιδιοτήτων.
• ο γρανίτης και τα περισσότερα άλλα πετρώματα περιέχουν μια μεγάλη ποικιλία από πολύπλοκα πυριτικά ορυκτά, καθώς και πυρίτιο διοξείδιο. Η άμμος πλούσια σε πυρίτιο, καθώς και ορισμένα ορυκτά αργίλου (ένυδρο φυλλοπυριτικό αλουμίνιο) είναι σημαντικά συστατικά για την κατασκευή σκυροδέματος. Η άμμος από σχεδόν καθαρό πυρίτιο, είναι σχετικά σπάνια και είναι η βάση για πολλές μορφές γυαλιού. Το πυρίτιο, ως πυριτικό άλας, υπάρχει σε αγγεία, σμάλτα και κεραμικά υψηλής θερμοκρασίας. Τα καρβίδια του πυριτίου είναι σημαντικά λειαντικά και χρησιμοποιούνται επίσης σε λέιζερ.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το πυρίτιο είναι απαραίτητο για τη ζωή των φυτών, αλλά η χρήση του σε ζωικά κύτταρα είναι αβέβαιη. Οι φυτόλιθοι είναι μικροσκοπικά σωματίδια πυριτίου που σχηματίζονται μέσα σε ορισμένα φυτά. Δεδομένου ότι αυτά τα σωματίδια δεν σαπίζουν, παραμένουν σε απολιθώματα και μας παρέχουν χρήσιμα εξελικτικά στοιχεία.

Το πυρίτιο είναι απαραίτητο για τη ζωή των φυτών, αλλά η χρήση του σε ζωικά κύτταρα είναι αβέβαιη. Οι φυτόλιθοι είναι μικροσκοπικά σωματίδια πυριτίου που σχηματίζονται μέσα σε ορισμένα φυτά. Δεδομένου ότι αυτά τα σωματίδια δεν σαπίζουν, παραμένουν σε απολιθώματα και μας παρέχουν χρήσιμα εξελικτικά στοιχεία.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το πυρίτιο αποτελεί το 27,7% του φλοιού της Γης κατά μάζα και είναι το δεύτερο πιο άφθονο στοιχείο (το οξυγόνο είναι το πρώτο). Δεν εμφανίζεται καθαρό στη φύση, αλλά κυρίως ως οξείδιο (SiO₂) και ως πυριτικά άλατα. Το οξείδιο βρίσκεται στην άμμο, αλλά και σε ημιπολύτιμους λίθους, όπως στον χαλαζία, στον κρύσταλλο quartz, στον αμέθυστο, στον αχάτη, στον πυριτόλιθο και στον οπάλιο. Η πυριτική μορφή περιλαμβάνει τον αμίαντο, τον γρανίτη, τον άστριο, την άργιλο και την μαρμαρυγία.

Το στοιχειακό πυρίτιο παράγεται εμπορικά με αναγωγή της άμμου με άνθρακα σε ηλεκτρικό κλίβανο. Το πυρίτιο υψηλής καθαρότητας, για τη βιομηχανία ηλεκτρονικών, παρασκευάζεται με θερμική αποσύνθεση εξαιρετικά καθαρού τριχλωροσιλανίου, ακολουθούμενη από ανακρυστάλλωση.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το πυρίτιο διοξείδιο (SiO₂) με τη μορφή αιχμηρών πυριτόλιθων ήταν από τα πρώτα εργαλεία που κατασκεύασε ο άνθρωπος. Οι αρχαίοι πολιτισμοί χρησιμοποιούσαν άλλες μορφές διοξειδίου του πυριτίου, όπως πέτρινο κρύσταλλο, και ήξεραν πώς να μετατρέψουν την άμμο σε γυαλί. Λαμβάνοντας υπόψη την αφθονία του πυριτίου, είναι κάπως περίεργο το γεγονός ότι προκάλεσε λίγη περιέργεια στους πρώτους χημικούς.

Οι προσπάθειες αναγωγής του πυριτίου στα συστατικά του με ηλεκτρόλυση είχαν αποτύχει. Το 1811, ο Joseph Gay Lussac και ο Louis Jacques Thénard ανέμειξαν τετραχλωριούχο πυρίτιο με μέταλλο καλίου και παρήγαγαν κάποια πολύ ακάθαρτη μορφή πυριτίου. Τα εύσημα για την ανακάλυψη του πυριτίου ανήκουν πραγματικά στον Σουηδό χημικό Jöns Jacob Berzelius της Στοκχόλμης, ο οποίος, το 1824, έλαβε πυρίτιο θερμαίνοντας φθοροπυριτικό κάλιο με κάλιο. Το προϊόν ήταν μολυσμένο με πυριτικό κάλιο, αλλά το αφαίρεσε ανακατεύοντάς το με νερό, με το οποίο αντιδρά, και έτσι έλαβε σχετικά καθαρή σκόνη πυριτίου

Ομάδα	15	Σημείο τήξης	44.15°C, 111.47°F, 317.3 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	44.15°C, 111.47°F, 317.3 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	1.823
Ατομικός Αριθμός	15	Σχετική Ατομική Μάζα	30.974
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό
Σημαντικά Ισότοπα	31P	Αριθμός CAS	7723-14-0
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,80	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,09
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1012 1907 2914 4964 6274	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,19

ΕΜΦΑΝΙΣΗ

Οι δύο κύριες μορφές φωσφόρου είναι ο λευκός και ο κόκκινος φώσφορος. Ο λευκός φώσφορος είναι ένα δηλητηριώδες κηρώδες στερεό και η επαφή με το δέρμα μπορεί να προκαλέσει σοβαρά εγκαύματα. Λάμπει στο σκοτάδι και είναι αυθόρμητα εύφλεκτο όταν εκτίθεται στον αέρα. Ο κόκκινος φώσφορος είναι ένα άμορφο μη τοξικό στερεό.

ΧΡΗΣΕΙΣ

Ο λευκός φώσφορος χρησιμοποιείται σε φωτοβολίδες και εμπρηστικές συσκευές. Ο κόκκινος φώσφορος βρίσκεται στο υλικό που έχει κολλήσει στο πλάι των σπιρτόκουτων και χρησιμοποιείται για να ανάψει τα σπίρτα ασφαλείας.

Η μεγαλύτερη χρήση ενώσεων φωσφόρου είναι στα λιπάσματα. Το φωσφορικό αμμώνιο παράγεται από φωσφορικά μεταλλεύματα. Τα μεταλλεύματα μετατρέπονται πρώτα σε φωσφορικά οξέα πριν μετατραπούν σε φωσφορικό αμμώνιο. Ο φώσφορος είναι επίσης σημαντικός στην παραγωγή χάλυβα.

Τα φωσφορικά άλατα είναι συστατικά ορισμένων απορρυπαντικών, αλλά αρχίζουν να καταργούνται σταδιακά σε ορισμένες χώρες, γιατί αυξάνουν τα επίπεδα φωσφορικών αλάτων στα φυσικά αποθέματα νερού προκαλώντας την ανάπτυξη ανεπιθύμητων φυκών (ευτροφισμός). Τα φωσφορικά άλατα χρησιμοποιούνται επίσης στην παραγωγή ειδικών ποτηριών και εκλεκτών ειδών πορσελάνης.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Ο φώσφορος είναι απαραίτητος για όλα τα έμβια όντα. Σχηματίζει τη σακχαροφωσφορική ραχοκοκαλιά του DNA και του RNA. Είναι σημαντικό για τη μεταφορά ενέργειας στα κύτταρα ως μέρος του ATP (τριφωσφορική αδενοσίνη) και βρίσκεται σε πολλά άλλα βιολογικά σημαντικά μόρια. Προσλαμβάνουμε περίπου 1 γραμμάριο φωσφορικού άλατος την ημέρα και αποθηκεύουμε περίπου 750 γραμμάρια στο σώμα μας, αφού τα οστά και τα δόντια μας είναι κυρίως φωσφορικό ασβέστιο.

Η υπερβολική χρήση φωσφορικών αλάτων στα λιπάσματα και απορρυπαντικά μπορεί να προκαλέσει τη μόλυνση των ποταμών και των λιμνών προκαλώντας την ταχεία ανάπτυξη των φυκιών. Τα φύκια εμποδίζουν το φως σταματώντας την περαιτέρω φωτοσύνθεση. Το οξυγόνο που διαλύεται στο νερό σύντομα εξαντλείται και η λίμνη πεθαίνει (ευτροφισμός).

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Ο φώσφορος δεν βρίσκεται σε καθαρή μορφή στη φύση, αλλά σε μορφή αλάτων κυρίως στα ορυκτά. Σημαντική πηγή είναι τα φωσφορικά πετρώματα, τα οποία περιέχουν τα ορυκτά του απατίτη και βρίσκονται σε μεγάλες ποσότητες στις ΗΠΑ και αλλού. Υπάρχουν φόβοι ότι η «αιχμή του φωσφόρου» θα εμφανιστεί γύρω στο 2050, μετά το οποίο οι πηγές μας θα μειωθούν

Ο λευκός φώσφορος παράγεται βιομηχανικά με θέρμανση φωσφορικών πετρωμάτων παρουσία άνθρακα και πυριτίου σε έναν κλίβανο. Αυτό παράγει φώσφορο ως ατμό, ο οποίος στη συνέχεια συλλέγεται κάτω από το νερό. Ο κόκκινος φώσφορος παράγεται με ήπια θέρμανση του λευκού φωσφόρου στους περίπου 250°C απουσία αέρα.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Ο φώσφορος κατασκευάστηκε για πρώτη φορά από τον Hennig Brandt στο Αμβούργο το 1669 όταν εξάτμισε ούρα και ζέστανε το υπόλειμμα μέχρι να πυρωθεί, οπότε αποστάχθηκε ατμός φωσφόρου τον οποίο συνέλεξε συμπυκνώνοντάς τον σε νερό. Ο Brandt κράτησε μυστική την ανακάλυψή του, νομίζοντας ότι είχε ανακαλύψει τη Φιλοσοφική Λίθο που θα μπορούσε να μετατρέψει τα βασικά μέταλλα σε χρυσό. Όταν του τελείωσαν τα χρήματα, πούλησε φώσφορο στον Daniel Kraft, ο οποίος τον εξέθεσε σε όλη την Ευρώπη, συμπεριλαμβανομένου του Λονδίνου, όπου ο Robert Boyle γοητεύτηκε από αυτό. Ανακάλυψε πώς παρήχθη και το διερεύνησε συστηματικά. (Ο βοηθός του Ambrose Godfrey δημιούργησε τη δική του επιχείρηση παραγωγής και πώλησης φωσφόρου και έγινε πλούσιος.)Όταν έγινε γνωστό ότι τα οστά ήταν φωσφορικό ασβέστιο και μπορούσαν να χρησιμοποιηθούν για την παραγωγή φωσφόρου, άρχισε η μαζική παραγωγή, καθώς τον 19ο αιώνα υπήρχε μεγάλη ζήτηση από τους κατασκευαστές σπίρτων.

Ομάδα	16	Σημείο τήξης	115.21°C, 239.38°F, 388.36 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	444.61°C, 832.3°F, 717.76 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	2.07
Ατομικός Αριθμός	16	Σχετική Ατομική Μάζα	32.06
Φυσική κατάσταση στους 20οC	στερεό	Εμφάνιση	Υπάρχουν πολλές αλλοτροπικές μορφές του θείου. Η συνηθέστερη έχει μορφή κίτρινων κρύσταλλων ή σκόνης.
Σημαντικά Ισότοπα	32S	Αριθμός CAS	7704-34-9
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,80	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,04
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1000 2252 3357 4556 7004	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	2,58

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το θείο χρησιμοποιείται:

• για την παραγωγή θειικού οξέος, το οποίο είναι εξαιρετικά σημαντικό προιόν της χημικής βιομηχανίας
• στον βουλκανισμό του μαύρου καουτσούκ
• ως μυκητοκτόνο
• στη μαύρη πυρίτιδα. Ωστόσο, το μεγαλύτερο μέρος του θείου χρησιμοποιείται

Οι ενώσεις του θείου:

• οι μερκαπτάνες είναι μια οικογένεια οργανοθειικών ενώσεων, ορισμένες από τις οποίες προστίθενται στο φυσικό αέριο, έτσι ώστε οι διαρροές αέριου να μπορούν να ανιχνευθούν εύκολα λόγω της χαρακτηριστικής μυρωδιάς τους, ενώ άλλες στη στίλβωση αργύρου και στην παραγωγή φυτοφαρμάκων και ζιζανιοκτόνων.
• τα θειώδη άλατα χρησιμοποιούνται για τη λεύκανση του χαρτιού και ως συντηρητικά για πολλά τρόφιμα.
• πολλά απορρυπαντικά περιέχουν θειικά παράγωγα.
• το θειικό ασβέστιο (γύψος) χρησιμοποιείται για την παραγωγή τσιμέντου και γύψου. Ετησίως εξορύσσονται 100 εκατομμυρία τόνοι .

Το θείο είναι απαραίτητο για όλα τα έμβια όντα. Παραλαμβάνεται ως θειικό άλας από το έδαφος (ή το θαλασσινό νερό) από τα φυτά και τα φύκια. Χρησιμοποιείται για την παραγωγή δύο απαραίτητων αμινοξέων για την παραγωγή των πρωτεϊνών του οργανισμού. Χρειάζεται επίσης σε ορισμένα συνένζυμα. Ο μέσος άνθρωπος έχει στο σώμα του περίπου 140 γραμμάρια θείου και λαμβάνει περίπου 1 γραμμάριο την ημέρα, κυρίως με την κατανάλωση πρωτεϊνών.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το θείο και τα θειικά άλατα δεν είναι τοξικά. Ο άνθρακας διθειίδιο (CS₂), το υδρόθειο (H₂S) και το θείο διοξείδιο (SO₂) είναι όλα τοξικά. Το υδρόθειο είναι ιδιαίτερα επικίνδυνο και μπορεί να προκαλέσει θάνατο από αναπνευστική παράλυση. Το διοξείδιο του θείου παράγεται όταν καίγεται άνθρακας και πετρέλαιπ. Το διοξείδιο του θείου στην ατμόσφαιρα προκαλεί την όξινη βροχή. Η όξινη βροχή μπορεί να προκαλέσει τον θάνατο των λιμνών, γιατί διαλύει τα τοξικά άλατα του αλουμινίου, με αποτέλεσμα να απορροφούνται από τα ζωντανούς οργανισμούς.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το θείο εμφανίζεται ως στοιχείο, συχνά σε ηφαιστειακές περιοχές, από όπου παραδοσιακά το αντλούσαν οι άνθρωποι. Βρίσκεται επίσης ευρέως σε πολλά ορυκτά, συμπεριλαμβανομένων των σιδηροπυριτών, του γαληνίτη, της γύψου και των αλάτων Epsom.

Η παραγωγή θείου σήμερα γίνεται σχεδόν εξ ολοκλήρου κατά την αποθείωση, δηλαδή τις διεργασίες απομάκρυνσης του θείου από το φυσικό αέριο, το πετρέλαιο και την πίσσα. Όλα τα έμβια όντα περιέχουν θείο και όταν απολιθώνονται (όπως στα ορυκτά καύσιμα) το θείο παραμένει στα απολιθώματα. Όταν καίγονται ορυκτά καύσιμα που δεν έχουν υποστεί αποθείωση, το διοξείδιο του θείου ελευθερώνεται στην ατμόσφαιρα, μετατρέποντας τη βροχή σε όξινη με δυσμενείς επιπτώσεις για το φυσικό και το ανθρωπογενές περιβάλλον και τους οργανισμούς.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το θείο αναφέρεται 15 φορές στη Βίβλο και ήταν περισσότερο γνωστό για την καταστροφή των Σόδομων και Γόμορρων. Ήταν επίσης γνωστό στους αρχαίους Έλληνες οι οποίοι το έκαιγαν ως υποκαπνιστικό, δηλαδή για τον εξαγνισμό και την απολύμανση χώρων. Το θείο εξορύχθηκε κοντά στο όρος Αίτνα στη Σικελία με σκοπό να χρησιμοποιηθεί για τη λεύκανση των υφασμάτων και τη συντήρηση του κρασιού. Για το σκοπό αυτό το θείο καιγόταν ,ώστε να σχηματιστεί θείο διοξείδιο (SO₂), το οποίο μπορούσε να απορροφηθεί από τα βρεγμένα ρούχα ή τον χυμό σταφυλιών. Για αιώνες, το θείο, μαζί με τον υδράργυρο και το αλάτι, αποτελούσαν τη βάση της αλχημείας, γιατί οι αλχημιστές πίστευαν ότι αποτελούν συστατικό όλων των μετάλλων.

Ο Antoine Lavoisier πίστευε ότι το θείο ήταν ένα στοιχείο, αλλά το 1808 ο Humphry Davy είπε ότι περιείχε υδρογόνο. Το δείγμα του Davy ήταν ακάθαρτο και όταν ο Louis-Josef Gay-Lussac και ο Louis-Jacques Thénard απέδειξαν την επόμενη χρονιά ότι ήταν στοιχείο, ο Davy υποχρεώθηκε να συμφωνήσει.

Ομάδα	17	Σημείο τήξης	−101.5°C, −150.7°F, 171.7 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	−34.04°C, −29.27°F, 239.11 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.002898
Ατομικός Αριθμός	17	Σχετική Ατομική Μάζα	35.45
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Κιτρινοπράσινο πυκνό αέριο με ασφυκτική μυρωδιά. Το χλώριο αέριο είναι εξαιρετικά τοξικό και χρησιμοποιήθηκε ως χημικό όπλο κατά τον Πρώτο Παγκόσμιο Πόλεμο.
Σημαντικά Ισότοπα	35Cl, 37Cl	Αριθμός CAS	7782-50-5
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,75	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,00
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1251 2298 3822 5159 6542	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	3,16

ΧΡΗΣΕΙΣ

Χρησιμοποιείται:

• για την επεξεργασία του πόσιμου νερού και του νερού των κολυμβητικών δεξαμενών, γιατί το χλώριο είναι απολυμαντικό και σκοτώνει τα βακτήρια,
• για την κατασκευή εκατοντάδων καταναλωτικών προϊόντων από χαρτί μέχρι χρώματα και από υφάσματα μέχρι εντομοκτόνα,
• στην οργανική χημεία ως οξειδωτικός παράγοντας και σε αντιδράσεις υποκατάστασης. Το 85% των φαρμακευτικών προϊόντων χρησιμοποιούν χλώριο ή τις ενώσεις του σε κάποιο στάδιο της παρασκευής τους.
• στο παρελθόν, το χλώριο χρησιμοποιήθηκε για την παρασκευή χλωροφορμίου (αναισθητικό) και τετραχλωράνθρακα (διαλύτης στεγνού καθαρισμού). Ωστόσο, και οι δύο αυτές χημικές ουσίες ελέγχονται πλέον αυστηρά καθώς μπορούν να προκαλέσουν ηπατική βλάβη.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το ιόν χλωρίου είναι απαραίτητο για τη ζωή. Υπάρχει κυρίως στο κυτταρικό υγρό, ως αρνητικό ιόν για να εξισορροπήσει τα θετικά ιόντα, κυρίως του καλίου και του νατρίου. Υπάρχει επίσης στο εξωκυτταρικό υγρό (π.χ. αίμα) για να εξισορροπήσει τα θετικά (κυρίως νάτριο) ιόντα. Το μεγαλύτερο μέρος του χλωρίου που χρειαζόμαστε το παίρνουμε από το αλάτι. Η τυπική ημερήσια πρόσληψη αλατιού είναι περίπου 6 γραμμάρια.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το χλώριο δεν βρίσκεται ελέυθερο στη φύση. Ο αλίτης (νάτριο χλωρίδιο ή «κοινό αλάτι») είναι το κύριο ορυκτό από το οποίο απομονώνεται το χλώριο. Το χλώριο βρίσκεται επίσης στα ορυκτά καρναλλίτης (χλωριούχο κάλιο μαγνήσιο) και σιλβίτης (χλωριούχο κάλιο).

40 εκατομμύρια τόνοι αέριο χλωρίου παράγονται κάθε χρόνο από την ηλεκτρόλυση άλμης (διάλυμα NaCl). Αυτή η διαδικασία παράγει επίσης χρήσιμο υδροξείδιο του νατρίου.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Το υδροχλωρικό οξύ (HCl) ήταν γνωστό στους αλχημιστές. Το ίδιο το αέριο στοιχείο παρήχθη για πρώτη φορά το 1774 από τον Carl Wilhelm Scheele στην Ουψάλα της Σουηδίας, με θέρμανση του υδροχλωρικού οξέος με το ορυκτό πυρολουσίτη που είναι το φυσικό διοξείδιο του μαγγανίου, MnO2. Αναπτύχθηκε ένα πυκνό, πρασινωπό-κίτρινο αέριο το οποίο κατέγραψε ότι είχε μυρωδιά πνιγμού και το οποίο διαλύθηκε σε νερό για να δώσει ένα διάλυμα οξέος. Σημείωσε ότι λεύκανε το χαρτί και αποχρωματίζει τα φύλλα και τα άνθη.

Ο Humphry Davy το ερεύνησε το 1807 και τελικά κατέληξε στο συμπέρασμα όχι μόνο ότι ήταν μια απλή ουσία, αλλά ότι ήταν πραγματικά ένα στοιχείο. Το ανακοίνωσε το 1810 και όμως χρειάστηκαν άλλα δέκα χρόνια για ορισμένους χημικούς να δεχτούν τελικά ότι το χλώριο ήταν πραγματικά ένα στοιχείο.

Ομάδα	18	Σημείο τήξης	−189.34°C, −308.81°F, 83.81 K
Περίοδος	3	Σημείο βρασμού	−185.848°C, −302.526°F, 87.302 K
Τομέας	p	Πυκνότητα (g cm−3)	0.001633
Ατομικός Αριθμός	.18	Σχετική Ατομική Μάζα	39.95
Φυσική κατάσταση στους 20οC	αέριο	Εμφάνιση	Το αργό είναι ένα άχρωμο, άοσμο αέριο που είναι εντελώς αδρανές σε άλλες ουσίες.
Σημαντικά Ισότοπα	40Ar	Αριθμός CAS	7440-37-1
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	1,88	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,01
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 1521 2666 3931 5771 7238	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	-

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το αργό χρησιμοποιείται συχνά όταν απαιτείται αδρανής ατμόσφαιρα. Χρησιμοποιείται με αυτόν τον τρόπο για την παραγωγή τιτανίου και άλλων δραστικών στοιχείων, γιατί παρέχει μια αδρανή ατμόσφαιρα στην οποία τα συγκολλημένα μέταλλα δεν οξειδώνονται. Χρησιμοποιείται επίσης από συγκολλητές για την προστασία της περιοχής συγκόλλησης και σε λαμπτήρες πυρακτώσεως για να εμποδίσει τη διάβρωση του νήματος από το οξυγόνο.

Το αργό χρησιμοποιείται σε σωλήνες φθορισμού και λαμπτήρες χαμηλής ενέργειας. Ένας λαμπτήρας χαμηλής ενέργειας συχνά περιέχει αέριο αργό και υδράργυρο. Όταν είναι ενεργοποιημένο, μια ηλεκτρική εκκένωση περνά μέσα από το αέριο, παράγοντας UV φως. Η επίστρωση στην εσωτερική επιφάνεια του λαμπτήρα ενεργοποιείται από το φως UV και λάμπει έντονα. Τα παράθυρα με διπλά τζάμια χρησιμοποιούν αργό για να γεμίσουν το χώρο μεταξύ των υαλοπινάκων. Τα ελαστικά των πολυτελών αυτοκινήτων μπορεί να περιέχουν αργό για την προστασία του καουτσούκ και τη μείωση του θορύβου του δρόμου.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το αργόν δεν έχει γνωστό βιολογικό ρόλο.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το αργό αποτελεί το 0,94% της ατμόσφαιρας της Γης και είναι το τρίτο πιο άφθονο αέριο στην ατμόσφαιρα. Τα επίπεδα του αυξήθηκαν σταδιακά από τότε που σχηματίστηκε η Γη, επειδή το ραδιενεργό κάλιο-40 μετατρέπεται σε αργό καθώς διασπάται. Το αργό λαμβάνεται εμπορικά με απόσταξη υγρού αέρα.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Παρότι το αργό υπάρχει σε μεγάλη ποσότητα στην ατμόσφαιρα της Γης, δεν ανακαλύφθηκε μέχρι το 1894, όταν ο Λόρδος Rayleigh και ο William Ramsay το χώρισαν για πρώτη φορά από τον υγρό αέρα. Στην πραγματικότητα το αέριο είχε απομονωθεί το 1785 από τον Henry Cavendish, ο οποίος είχε σημειώσει ότι περίπου το 1% του αέρα δεν θα αντιδρούσε ακόμη και στις πιο ακραίες συνθήκες. Αυτό το 1% ήταν αργό.

Το αργό ανακαλύφθηκε ως αποτέλεσμα της προσπάθειας να εξηγηθεί γιατί η πυκνότητα του αζώτου που εξάγεται από τον αέρα διέφερε από αυτή που λαμβάνεται από την αποσύνθεση της αμμωνίας. Ο Ramsay αφαίρεσε όλο το άζωτο από το αέριο που είχε εξαγάγει από τον αέρα, μετατρέποντας το σε στερεό μαγνησίο νιτρίδιο με επίδραση θερμού μαγνησίου. Στη συνέχεια έμεινε με ένα αέριο που δεν αντιδρούσε και όταν εξέτασε το φάσμα του είδε νέες ομάδες κόκκινων και πράσινων γραμμών, επιβεβαιώνοντας ότι ήταν ένα νέο στοιχείο.

Ομάδα	1	Σημείο τήξης	63.5°C, 146.3°F, 336.7 K
Περίοδος	4	Σημείο βρασμού	759°C, 1398°F, 1032 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	0.89
Ατομικός Αριθμός	19	Σχετική Ατομική Μάζα	39.098
Φυσική κατάσταση στους 20οC	Στερεό	Εμφάνιση	Ένα μαλακό, ασημί πολύ δραστικό μέταλλο που αμαυρώνει στον αέρα μέσα σε λίγα λεπτά.
Σημαντικά Ισότοπα	39K	Αριθμός CAS	7440-09-7
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	2,75	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	2,00
Ενέργεια ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 419 3052 4420 5877 7975	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	0,82

ΧΡΗΣΕΙΣ

Η μεγαλύτερη ζήτηση για ενώσεις καλίου είναι τα λιπάσματα. Πολλά άλατα του καλίου όπως τα νιτρικά, ανθρακικά, χλωριούχα, βρομιούχα, κυανιούχα και θειικά έχουν μεγάλη σημασία. Το ανθρακικό κάλιο χρησιμοποιείται στην κατασκευή γυαλιού. Το υδροξείδιο του καλίου χρησιμοποιείται για την παρασκευή απορρυπαντικού και υγρού σαπουνιού. Το χλωριούχο κάλιο χρησιμοποιείται σε φαρμακευτικά προϊόντα και σταγόνες φυσιολογικού ορού.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το κάλιο είναι απαραίτητο για τη ζωή, καθώς τα ιόντα καλίου βρίσκονται σε όλα τα κύτταρα και είναι σημαντικό για τη διατήρηση της ισορροπίας υγρών και ηλεκτρολυτών. Ο μέσος άνθρωπος καταναλώνει έως και 7 γραμμάρια καλίου την ημέρα και αποθηκεύει περίπου 140 γραμμάρια στα κύτταρα του σώματος. Μια κανονική υγιεινή διατροφή περιέχει αρκετό κάλιο, αλλά ορισμένα τρόφιμα όπως ο στιγμιαίος καφές, οι σαρδέλες, οι ξηροί καρποί, οι σταφίδες, οι πατάτες και η σοκολάτα έχουν περιεκτικότητα σε κάλιο πάνω από το μέσο όρο. Τα φυτικά κύτταρα είναι ιδιαίτερα πλούσια σε κάλιο, το οποίο παίρνουν από το έδαφος. Το έδαφος χρειάζεται να αναπληρώνει το κάλιο με την προσθήκη λιπασμάτων με βάση το κάλιο. Από τα φυσικά ισότοπα, το ισότοπο κάλιο-40 είναι ραδιενεργό και, αν και αυτή η ραδιενέργεια είναι ήπια, μπορεί να είναι μια φυσική αιτία γενετικής μετάλλαξης στους ανθρώπους.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το κάλιο είναι το έβδομο πιο άφθονο μέταλλο στον φλοιό της Γης με περιεκτικότητα περίπου 2,4%w/w. Τα περισσότερα ορυκτά του καλίου βρίσκονται σε πυριγενή πετρώματα και είναι ελάχιστα διαλυτά, οπότε η εξαγωγή του μετάλλου από αυτά τα ορυκτά είναι δύσκολη. Υπάρχουν, ωστόσο, άλλα ορυκτά όπως ο συλβίτης (κάλιο χλωρίδιο), ο συλβινίτης (ένα μείγμα κάλιο και νάτριο χλωριδίου) και ο καρναλλίτης (μαγνήσιο κάλιο χλωρίδιο) που βρίσκονται σε κοιτάσματα που σχηματίζονται από την εξάτμιση παλιών θαλασσών ή λιμνών από τα οποία τα άλατα του καλίου μπορούν εύκολα να ανακτηθούν. Τα άλατα του καλίου βρίσκονται επίσης στους ωκεανούς, αλλά σε μικρότερες ποσότητες σε σύγκριση με το νάτριο. Κάθε χρόνο εξορύσσονται περίπου 35 εκατομμύρια τόνους.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Τα άλατα του καλίου με τη μορφή άλατος (κάλιο νιτρικό, KNO₃), στυπτηρία (αργίλιο κάλιο θειικό, KAl(SO₄)₂) και ποτάσας (κάλιο ανθρακικό, K₂CO₃) είναι γνωστά εδώ και αιώνες. Χρησιμοποιούνταν στην πυρίτιδα, τη βαφή και τη σαπωνοποιία. Το 1807, ο Humphry Davy παρατήρησε το σχηματισμό μεταλλικών σφαιριδίων ενός νέου μετάλλου, του καλίου με ηλεκτρόλυση της υγρής ποτάσας. Σημείωσε ότι όταν τα σφαιρίδια έπεφταν στο νερό, αντιδρούσαν βίαια, καίγοντας με μια φλόγα στο χρώμα της λεβάντας.

Ομάδα	2	Σημείο τήξης	842°C, 1548°F, 1115 K
Περίοδος	4	Σημείο βρασμού	1484°C, 2703°F, 1757 K
Τομέας	s	Πυκνότητα (g cm−3)	1.54
Ατομικός Αριθμός	20	Σχετική Ατομική Μάζα	40.078
Φυσική κατάσταση στους 20οC	Στερεό	Εμφάνιση	Το ασβέστιο είναι ένα ασημί-λευκό, μαλακό πολύ δραστικό μέταλλο που αμαυρώνεται γρήγορα στον αέρα και αντιδρά με το νερό.
Σημαντικά Ισότοπα	40Ca	Αριθμός CAS	7440-70-2
Ατομική ακτίνα εκτός δεσμού (Å)	2,31	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	1,74
Ενέργεια πρώτου ιοντισμού kJ/mol	1η 2η 3η 4η 5η 590 1145 4912 6491 8153	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	1,00

ΧΡΗΣΕΙΣ

Το μέταλλο ασβεστίου χρησιμοποιείται ως αναγωγικός παράγοντας γιατην παρασκευή άλλων μετάλλων, όπως το θόριο και το ουράνιο. Χρησιμοποιείται επίσης στα κράματα αλουμινίου, βηρυλλίου, χαλκού, μολύβδου και μαγνησίου. Οι ενώσεις του ασβεστίου έχουν πολλές εφαρμογές. Ο ασβεστόλιθος (ασβέστιο ανθρακικό: CaCO3) χρησιμοποιείται άμεσα ως οικοδομικό υλικό και έμμεσα στην παραγωγή τσιμέντου. Με ισχυρή θέρμανση του ασβεστόλιθου σε κλιβάνους εκπέμπεται άνθρακας διοξείδιο και παράγεται άσβεστος (άσβεστος οξείδιο). Η άσβεστος αντιδρά έντονα με το νερό για να δώσει σβησμένο ασβέστη (του ασβέστιο υδροξείδιο). Ο σβησμένος ασβέστης χρησιμοποιείται για την παραγωγή τσιμέντου, ως βελτιωτικό του εδάφους και στην επεξεργασία του νερού για τη μείωση της οξύτητας και στη βιομηχανία χημικών. Χρησιμοποιείται επίσης στην κατασκευή χάλυβα για την αφαίρεση ακαθαρσιών από το λιωμένο σιδηρομετάλλευμα. Όταν αναμιγνύεται με άμμο, ο σβησμένος ασβέστης απορροφά διοξείδιο του άνθρακα από τον αέρα και σκληραίνει ως ασβεστοκονίαμα. Η γύψος (ασβέστιο θειικό CaSO4) χρησιμοποιείται τόσο ως δομικό υλικό, όσο και στην ιατρική ως «γύψος του Παρισιού» για την αποκατάσταση καταγμάτων των οστών.

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

Το ασβέστιο είναι απαραίτητο για όλα τα ζωντανά όντα, ιδιαίτερα για την ανάπτυξη υγιών δοντιών και οστών. Το φωσφορικό ασβέστιο είναι το κύριο συστατικό των οστών. Ένας μέσος άνθρωπος περιέχει περίπου 1 κιλό ασβέστιο. Τα παιδιά και οι έγκυες γυναίκες ενθαρρύνονται να τρώνε τροφές πλούσιες σε ασβέστιο, όπως γάλα και γαλακτοκομικά προϊόντα, πράσινα φυλλώδη λαχανικά, ψάρια και ξηρούς καρπούς και σπόρους.

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

Το ασβέστιο είναι το πέμπτο πιο άφθονο μέταλλο στον φλοιό της Γης (4,1%). Δεν βρίσκεται αυτοφυές στη φύση γιατί είναι πολύ δραστικό μέταλλο, αλλά υπάρχει στον ασβεστόλιθο (ασβέστιο ανθρακικό), στην γύψο (ασβέστιο θειικό), στον φθορίτη (ασβέστιο φθορίδιο) και στον απατίτη (ασβέστιο χλωριδιο- ή φθορίδιο-φωσφορικό). Το σκληρό νερό περιέχει διαλυμένο διττανθρακικό ασβέστιο. Όταν αυτό διηθείται από το έδαφος και φτάσει σε μια σπηλιά, κατακρημνίζεται για να σχηματίσει σταλακτίτες και σταλαγμίτες.

ΙΣΤΟΡΙΑ

Ο ασβέστης (ασβεστίο οξείδιο, CaO) που παράγεται με ισχυρή θέρμανση ασβεστόλιθου χρησιμοποιήθηκε για αιώνες για την κατασκευή σοβά και κονιάματος. Ο Antoine Lavoisier το κατέταξε ως «γη» επειδή φαινόταν αδύνατο να το διασπάσει σε απλούστερα στοιχεία, αλλά υποψιάστηκε ότι ήταν οξείδιο ενός αγνώστου στοιχείου. Το 1808, ο Humphry Davy προσπάθησε να διασπάσει τον υγρό ασβέστη με ηλεκτρόλυση, όπως ακριβώς είχε κάνει με το νάτριο και το κάλιο, αλλά δεν τα κατάφερε. Δοκίμασε λοιπόν ένα μείγμα ασβέστη και οξειδίου του υδραργύρου και ενώ κατάφερε να φτιάξει ένα κράμα ασβεστίου και υδραργύρου, δεν ήταν αρκετό για να επιβεβαιώσει ότι είχε αποκτήσει ένα νέο στοιχείο. (Ο Jöns Jacob Berzelius είχε διεξαγάγει ένα παρόμοιο πείραμα και έλαβε επίσης το αμάλγαμα.) Ο Davy προσπάθησε να χρησιμοποιήσει περισσότερο ασβέστη στο μείγμα και παρήγαγε περισσότερο από το αμάλγαμα από το οποίο απόσταξε τον υδράργυρο αφήνοντας μόνο ασβέστιο.

Ομάδα	...	Σημείο τήξης	...
Περίοδος	1	Σημείο βρασμού	...
Τομέας	...	Πυκνότητα (g cm−3)	0.000
Ατομικός Αριθμός	...	Σχετική Ατομική Μάζα	...
Φυσική κατάσταση στους 20οC	...	Εμφάνιση	...
Σημαντικά Ισότοπα	...	Αριθμός CAS	...
Ατομική ακτίνα (Å)	...	Ομοιοπολική ακτίνα (Å)	...
Ενέργεια πρώτου ιοντισμού	... kJ/mol	Ηλεκτραρνητικότητα (Pauling)	...

ΧΡΗΣΕΙΣ

...

ΒΙΟΛΟΓΙΚΟΣ ΡΟΛΟΣ

...

ΦΥΣΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ

...

ΙΣΤΟΡΙΑ

...