Le rêve fou de Petitbeuh...La Table de Mendeleiev

Je vais refaire vivre ce projet fou de Petitbeuh et je vous invite à en faire autant...

Je vais récupérer tout ce qui a été publié dans cette partie...

PS: Spéciale dédicace à Elendil qui adore ce genre de choses a priori...

From Petitbeuh

Citation :

Voila, je suis peut-etre fou, mais j'aimerais bien trouver une image (bon pour les gaz c'est plus dur...) de chacun des 92 elements naturels de la classification periodique des elements , et qq proprietes p-e :D:P:P

Je commence :

Hydrogene (1, H)
Configuration électronique 1s1
Température de solidification 14 K
Température d'ébullition 20,3 K
Température d'auto inflammation dans l'air 858 K
Température de flamme dans l'air 2318 K





Helium (2, He)
Configuration électronique 1s2
Température de fusion 0,95 K
Température de vaporisation 4,216 K
Temperature de superfluidite 2,17 K
Proprietes chimiques ... aucune, c'est un gaz "noble"


Bon l'image est completement bidon si on est rigoureux, comme si les electrons se promenaient autour du noyau... mais bon

en etat superfluide

From Petitbeuh

Citation :

Lithium (3, Li)
Configuration électronique 1s2 2s1
Température de fusion 453,69 K
Température de vaporisation 1615 K
Proprietes : diverses... sert d'anode, réagit facilement avec l'eau, placé au-dessus d'une flamme celle-ci prend une couleur cramoisie mais lorsqu'il commence à brûler, la flamme devient d'un blanc très brillant.




berylium (4, Be)
Configuration électronique 1s2 2s2
Température de fusion 1551,15 K
Température de vaporisation 3243,15 K
Proprietes : employé comme agent durcissant dans certains alliages; on les retrouve dans les clubs de golf, les ressorts de montre (antimagnétique), etc...

From Petitbeuh

Citation :

Bore (5, B)
Configuration électronique [He] 2s2 2p1
Température de fusion 2349 K
Température de vaporisation 4200 K
Propriétés ... résistance à la traction la plus élevée de tous les éléments connus




Carbone (6, C)
Configuration électronique [He] 2s2 2p2
Température de fusion 3773 K
Température de vaporisation 5100 K
Propriétés ... il existe seul sous forme cristaline (graphite ou diamant) sinon il est le composant de base de tous les composes organiques... en gros la vie

Diagramme de son etat en fonction de la pression et de la temperature

From SkyShadow...

Citation :

Azote (7, N)
État de la matière gaz
Configuration électronique [He]2s22p3
Température de fusion 63,14 K
Température de vaporisation 77,35 K

Aujourd'hui, l'azote est généralement obtenu par liquéfaction de l'air, dont il est le principal constituant avec une concentration de 78,11 % en volume.

L'azote liquide est beaucoup utilisé en cryogénie

l'azote est utilisé dans de nombreux domaines :
_ Médical
_ Alimentaire
_ Pneumatique ( gonflage )
_ Combustible , explosif
_ ...

From Kindjal

Citation :

Oxygène (8, O)

L'oxygène a été découvert par Joseph Priestley (Angleterre) en 1774.
Étymologie du nom: vient du grec oxy et genes signifiant acide et qui engendre.
L'oxygène est un gaz incolore, inodore. Il est très réactif.
Il forme des oxydes avec presque tous les autres éléments, sauf les gaz nobles.
C'est le plus abondant des éléments de la croûte terrestre.
Il constitue à peu près 21% de l'atmosphère terrestre.

Configuration électronique: [He] 2s2 2p4
Température de fusion: -218.79 °C
Température de vaporisation: -182.95 °C

L'oxygène est obtenu principalement par distillation fractionnée de l'air liquide.
Au laboratoire on peut le produire par électrolyse de l'eau.
L'oxygène est utilisé dans la fabrication de l'acier et la soudure.
Il entretien la vie.

Oxygène gazeux :

Oxygène liquide...

From Le Pauvre

Citation :

Fluor (9, F)

Le Fluor est un gaz halogène jaune pâle, monovalent et toxique.
C'est l'élément chimique le plus réactif ; il possède la plus forte électronégativité.
Très dangereux, il provoque des brûlures au contact de la peau.

Citation :

Série chimique halogène
Groupe, Période, Bloc 17 (VII), 2, p
Masse volumique à 0°C 1,696 kg/m³
Dureté Mohs ND
Couleur jaune verdâtre clair

Propriétés atomiques
Masse atomique 18,9984 u
Rayon atomique (calc.) 50 (42) pm
Rayon de covalence 71 pm
Rayon de van der Waals 147 pm
Configuration électronique [He]2s2 2p5
Nombre d'électrons
par niveau d'énergie 2, 7
États d'oxydation -1 (acide fort)
Structure cristalline cubique

Propriétés physiques
État de la matière gaz diamagnétique
Température de fusion 53,53 K
Température de vaporisation 85,03 K
Volume molaire 11,20×10-3 m³/mol
Énergie de vaporisation 3,2698 kJ/mol
Énergie de fusion 0,2552 kJ/mol

Même dans des conditions de basse température et sans lumière, le fluor réagit explosivement avec le dihydrogène. Dans un jet de gaz fluor, le verre, les métaux, l'eau et d'autres substances brûlent avec une flamme lumineuse. Le fluor a une telle affinité pour la plupart des éléments, en particulier pour le silicium, qu'il ne peut ni être préparé ni être conservé dans des récipients de verre.

En solution, le fluor forme des ions fluorure F-

From Shura [HADES]

Citation :

Neon (10, Ne)
Le néon est le second gaz noble le plus léger, il possède 40 fois la capacité de réfrigération de l'hélium liquide et trois fois celle de l'hydrogène liquide (à volume égal). Dans la plupart des applications, c'est un réfrigérant moins cher que l'hélium.

À des tensions et des courants normaux, le néon a la décharge la plus intense de tous les gaz rares.




Melange au Xenon, il est utilise dans les ecran plasma des TV

From Keitaro

Citation :

(Sodium) (11, Na)

masse: 23g/mol
Configuration électronique [Ne]3s1
Température de fusion 370.87 K
Température de vaporisation 1156 K
etat a nore temperature: solide

histoire

wikipedia a écrit:

Le sodium est depuis longtemps reconnu dans les composés, mais il ne fut pas isolé avant 1807, lorsque Sir Humphry Davy réalisa l'électrolyse de la soude caustique. Pendant le Moyen Âge, un composé du sodium avec le nom latin de sodanum était utilisé pour le traitement des maux de tête. Le symbole du sodium Na vient du nom latin d'un composé du sodium appelé Natrium, qui lui-même vient du grec nitron, une sorte de sel naturel.

peut s'associer avec du chlorure pour donner du "Nacl" (sel de table" la dissolution de NaCl dans l'eau donne deux ions
Na+ ion sodium d'une conductivité de 5,008.10^-3 siemens.m².mol^-1
cl- ion chlorure d'une conductivité de 7,631.10^-3 siemens.m².mol^-1
(merci wiki, google, et le bon vieu livre de chimie^^)

From moi alias Chevalier Cain

Citation :

Voilà ma modeste contribution à la physique Xblastienne...

LE MAGNESIUM

Le magnésium est un élément chimique, de symbole Mg et de numéro atomique 12.

Le magnésium est un métal alcalino-terreux ; c'est le huitième élément le plus abondant de la croûte terrestre, le troisième métal derrière l'aluminium et le fer ; c'est aussi le troisième composant des sels dissous dans l'eau de mer.



Le nom magnésium provient du nom grec d'un district de Thessalie appelé Magnesia. Cette ville était extrêmement riche en magnésium et ce sous différentes formes. Il était utilisé comme sel et sous d'autres formes.

En Angleterre, Joseph Black reconnut le magnésium comme un élément en 1755, et Humphrey Davy isola la forme métallique pure par électrolyse en 1808 à partir d'un mélange de magnésie et d'oxyde de mercure HgO.

Le magnésium est un métal très résistant, d'aspect blanc-argenté, très léger (un tiers plus léger que l'aluminium) et qui se ternit légèrement une fois exposé à l'air.

En solution, il forme des ions Mg++.

Il s'enflamme difficilement sous forme de bloc, mais très facilement s'il est réduit en petits copeaux. En poudre, ce métal s'échauffe par oxydation et s'enflamme lorsqu'il est exposé à l'air ; il brûle avec une flamme blanche très lumineuse, d'où son utilisation pour les flashes aux débuts de la photographie.

Le magnésium est principalement utilisé dans les alliages aluminium-magnésium. On l'utilise aussi pour faciliter l'élimination du soufre dans la métallurgie du fer et des aciers.

Le magnésium est largement employé dans les alliages à base d'aluminium destinés à la déformation plastique, servant à la fabrication de profilés, ou des canettes de boissons, qui en consomme des quantités importantes.

La légèreté du magnésium et ses caractéristiques mécaniques le rendent précieux pour des usages particuliers comme la réalisation de petites mallettes résistantes, de boîtiers d'ordinateurs portables ou d'appareils photo haut de gamme.

Le magnésium est également utilisé commer réactif dans les industries chimiques et pharmaceutiques.

Des alliages à base de magnésium servent aussi pour réaliser des pièces moulées pour les automobiles et les machines.

Des alliages magnésium-calcium sont utilisés dans la métallurgie du plomb (pour le débismuthage).

Des composés du magnésium, principalement la magnésie MgO, sont employés comme matériau réfractaire pour le garnissage de fours (verre, ciment), dans la métallurgie du fer, de l'acier ou d'autres métaux non-ferreux.

La magnésie et d'autres composés sont employés dans les industries agricoles, chimiques et du bâtiment.



Il est très utilisé en médecine et en pharmacie.

Il joue un rôle très important dans l'alimentation. De nombreux troubles peuvent être consécutifs à un manque de magnésium.

En auto-médication, éviter géllules, ampoules, etc. qui ne contiennent pas exclusivement du magnésium pur (le sel de Nigari est excellent ; le chlorure de magnésium aussi, et est normalement disponible en pharmacies).

Il est également connu pour son action sur la mémoire (entre autres).

Les dépressifs peuvent observer des améliorations sensibles de leurs symptômes (attention, le magnésium ne remplace pas la psychothérapie).

Aide efficace contre l'éréthisme génésique (pulsions sexuelles excessives, obsessions)

On l'utilise souvent pour lutter contre les caries, la croyance en la meilleure efficacité du calcium n'étant pas fondée ; ainsi que contre les rhumatismes. Le magnésium est également un moyen efficace pour lutter contre les athéromes, les plaques graisseuses qui s'accumulent dans nos vaisseaux sanguins. Il traiterait également les plaies et les brûlures...

En bonne santé, le besoin quotidien est estimé à 300 mg de magnésium par jour (le double pour les sportifs, les femmes enceintes, etc.) ou 6 mg./Kg de poids. Le corps ne produit pas de magnésium. La consommation abusive serait éliminée naturellement par l'organisme. Contre-indications connues : Les insuffisances rénales, se renseigner...

Le magnésium (sans additifs chimiques) en aliment complémentaire quotidien gagne à être connu, à bien des égards.

Aluminium ( 13 , Al )

C'est un élément important sur la planète Terre avec 1,5 % de la masse totale en élément Al.

C'est un métal argenté et malléable. Il est remarquable pour sa résistance à l'oxydation et sa faible densité. En fait, il est très oxydable mais à l'air, il se forme une couche de quelques micromètres d'oxyde d'aluminium (Al2O3) imperméable qui protège le reste du métal et qui se reforme très rapidement. On parle alors d'une protection cinétique (contrairement à la protection thermodynamique car il est très oxydable).



L'aluminium est un métal mou, léger, mais résistant avec un aspect argent-gris mat, dû à une couche mince d'oxydation de 5 à 10 nm qui se forme rapidement quand on l'expose à l'air et qui empêche la corrosion de progresser dans des conditions normale d'exposition chimiques. Ce film se forme spontanément très rapidement quand l'aluminium est mis en contact avec un milieu oxydant comme l'oxygène de l'air. À la différence de la plupart des métaux, il est utilisable même s'il est oxydé en surface.

L'aluminium a une densité environ trois fois plus faible que celle de l'acier ou du cuivre ; il est malléable, ductile et facilement usiné et moulé. Il possède une excellente résistance à la corrosion et une grande longévité. Il est également non magnétique et ne provoque pas d'étincelles. C'est le deuxième métal le plus malléable et le sixième le plus ductile.

En solution, l'aluminium se trouve le plus généralement sous la forme d'ions Al3+.

Certaines personnes sont allergiques à l'aluminium

L'aluminium peut avoir des effets néfastes pour le système nerveux. Des personnes exposées à des taux élévés d'aluminium (comme celles qui reçoivent des traitements de dialyse) peuvent développer une encéphalopathie (forme de démence).

Parmi les secteurs utilisant l'aluminium, on peut citer :

* les transports (automobiles, avions, camions, trains, bateaux, etc.) ;
* l'emballage (boîtes de conserve, papier aluminium, canettes, barquettes, aérosols, etc.) et notamment les emballages alimentaires ;
* la construction (fenêtres, portes, etc.) ;
* les biens de consommation (appareils, ustensiles de cuisine etc.) ;
* les fils électriques (la conductivité de l'aluminium ne représente que 60 % de celle du cuivre, mais l'aluminium est plus léger et moins cher) ;
* de l'aluminium très pur (99,980 à 99,999 %) est employé en électronique et pour les CD.

Comme nous avons pu le voir, l'Aluminium a une part importante dans notre vie...

Silicium 14 Si

Le silicium est par importance le 2ème élément constituant l'écorce terrestre; celle-ci en contient 28,2 % jusqu'à une profondeur de 16 km.


On le rencontre dans un très grand nombre de minéraux

On peut extraire du dioxyde de silicium pratiquement partout, par exemple sous forme de sable quartzeux. Des régions d'exploitation importantes (très étendus) se situent aux Etats-Unis d'Amérique (Californie), en Turquie et en Russie.

La région d'exploitation le plus connue porte le nom de cet élément: Silicon Valley en Californie.


Utilisations :

Puce, cellule solaire

Outillage
On l'utilise comme matière de base pour des produits céramiques, par exemple pour des outillages et pour des pièces détachées de machines qui doivent fonctionner à une température très élevée. On utilise également du carbure de silicium très finement divisé comme agent d'abrasion, de meulage et de polissage et comme agent de durcissement. On l'ajoute par exemple à du ciment pour obtenir la couche d'usure de sols.

On utilise également du nitrure de silicium (Si3N4) dans des produits céramiques. Non seulement dans de l'outillage, mais également dans des guide-fils, dans des pièces détachées pour des turbines et pour des moteurs de véhicules automobiles, dans des obturateurs de roulement à billes et dans des joints d'étanchéité qui doivent être durables et très résistants à l'usure et qui doivent fonctionner sous des contraintes extrêmement élevées.

Sable/verre
Le verre est fabriqué - déjà depuis des siècles - en faisant fondre du sable (SiO2) avec du carbonate de calcium (CaCO3) et du carbonate de sodium (soude, Na2CO3). Ces substances se décomposent lors de la mise en fusion; on obtient ainsi un mélange d'oxydes. La structure stable des tétraèdres dans le dioxyde de silicium est rompue par capture des oxydes métalliques dans le réseau. Lors du refroidissement, on n'obtient plus une substance cristalline, mais une substance amorphe (liquide sous-refroidi) possédant une viscosité particulièrement élevée. La matière obtenue, c'est-à-dire le verre, est dure et transparente.
Pour la fabrication de câbles en fibres de verre optiques dans lesquels des impulsions lumineuses peuvent se propager sur plusieurs kilomètres, on a besoin de verre quartzeux très pur. On prépare ce verre en faisant réagir du chlorure de silicium très pur (SiCl4) avec de l'oxygène très pur. Le quartz, qui se forme, se dépose sur la paroi de la cuve de réaction (un tube en quartz). Par addition d'une petite quantité de chlorure de germanium (GeCl4), on peut élever l'indice de réfraction du verre comme on le souhaite.
Quartz


Ciment/béton
Kit de silicone

APPLICATIONS SUPPLEMENTAIRES

Applications sous forme d'une substance indécomposable (élément):

isolant

métallurgie (ferrosilicium et calcium-silicium)

détecteurs pour l'airbag et pour le système de freinage ABS

miroirs dans l'appareillage optique (par évaporation d'une mince couche de Si)



Applications sous forme d'une substance décomposable (composé):

poterie SiO2
produits anti-graffiti silicones
agent s'opposant à la formation de grumeaux dans
de la poudre de café et dans le sel SiO2
agent antimousse silicones
renforçateur du béton SiF4
couchage du papier SiO2
conservant entre autres pour le bois H2SiF6
cosmétiques silicones


et encore beaucoup d'autres...

Phosphore 15,30



Chimie:
Le phosphore est un élément chimique de symbole P et de numéro atomique 15
appartenant au groupe des pnictogènes.

Présentation:
Le phosphore se présente sous plusieurs formes de couleur différente : blanc-jaune, rouge, et violet-noir. Très pur, le phosphore « blanc » est transparent; plus généralement il est blanc ambré, légèrement malléable avec une faible odeur d'ail. Les formes rouge et noir peuvent se présenter en poudre ou cristallisées.

Etimologie
Le nom dérive du mot grec fosforos, ce qui signifie porteur de lumière. Le nom a été attribué au fait que le phosphore blanc émet de la lumière visible dans l'obscurité quand il est exposé à l'air.

Histoire:
Il est vraisemblable que l'alchimiste arabe Alchid Bechil ait identifié le phosphore dès le XIIe siècle. La découverte de cet élément est attribuée à Hennig Brandt en 1669 en Allemagne à partir de l'urine. Il obtint un matériau blanc qui luisait dans l'obscurité, et brûlait en produisant une lumière éclatante.

Les premières allumettes utilisaient du phosphore blanc dans leur composition : la toxicité du phosphore les rendait d'ailleurs assez dangereuses : leur usage entraîna des meurtres, des suicides et des empoisonnements accidentels (une légende apocryphe raconte qu'une femme tenta d'empoisonner son mari avec du phosphore blanc, mais celui-ci s'en aperçut du fait de la lumière émise par son ragoût).

De plus, l'inhalation des vapeurs de phosphore entraînait, chez les ouvriers des fabriques d'allumettes, une nécrose des os de la mâchoire, connue sous le nom de nécrose phosphorée.

Lorsque le phosphore rouge fut découvert, son inflammabilité et sa toxicité plus faibles poussèrent à son adoption comme une alternative moins dangereuse pour la fabrication des allumettes.

Propriétés:
Les phosphores blanc et rouge ont une structure tétragonale.
Il existe un phosphore noir allotrope, ayant une structure similaire à celle du graphite : les atomes sont arrangés en couches hexagonales, et il est conducteur électrique.

Le phosphore blanc s'enflamme spontanément à l'air dès 34°C; il peut être conservé dans l'eau.

La forme rouge est plus stable mais doit néanmoins être manipulée avec précautions.



Biochimie:
Le phosphore est l'un des éléments indispensables à la vie. Différents phosphates sont nécessaires aux plantes et aux animaux pour leurs cellules, leurs squelettes. Les composés du phosphore transportent l'énergie dans leurs cellules avec l'ATP (acide adénosinetriphosphorique) et forme, avec le désoxyribose, le squelette de l'ADN, l'acide désoxyribonucléique.

Le phosphore blanc est un poison violent (la dose létale est de 50 mg).

L'hydrogène phosphoré ou phosphine, de formule PH3, est un gaz incolore, d'odeur alliacée, très toxique.

Médecine:
Le phosphore intervient avec le calcium dans la calcification des os mais également dans la formation de nombreux composés importants pour les réactions de l'organisme et la création d'énergie (ATP, phosphorylation d'enzymes pour les activer). Son évaluation est importante, associée à celle du calcium, pour aider au diagnostic de pathologies osseuses, hormonales, ou de problèmes rénaux et des troubles dans l'équilibre des ions de l'organisme.
Remarque: Pour une bonne lecture de la phosphorémie, il convient de ne pas laisser le garrot en place trop longtemps. La technique dite du "pique-doigt" ou prélévement capillaire est à éviter car les valeurs sont faussées par les ions présents à la surface du doigt.

Valeurs normales

Enfants : 1.28 - 1.92 mmol /l 40 - 60 mg /l
Adultes : 0.80 - 1.45 mmol /l 25 - 45 mg /l

Variations physiologiques et pathologiques

* Diminution :
Sujet âgé
Alimentation par perfusions
Acidocétose diabétique
Sevrage alcoolique
Alcalose respiratoire
Brûlures graves
Hyperparathyroïdie
Hypovitaminose D, rachitisme, malnutrition, syndrome de malabsorption, ostéomalacie
Néphropathie Anémie hémolytique Insuffisance somatotrope

* Augmentation :
Enfants
Les valeurs s'élèvent au cours de la journée
Efforts intensifs Insuffisance rénale chronique
Hypoparathyroïdie
Hypervitaminose D
Acromégalie
Tumeurs osseuses, métastases osseuses
Ostéoporose, maladie de Paget
Leucémie lymphoïde
Chimiothérapie cytotoxique
Dysglobulinémies
Obstruction intestinale

SOURCES ALIMENTAIRES
• Laitages (fromage, lait, yaourts)
• Poisson
• Viande, oeufs
• Fruits secs

SOUFRE (masse atomique 16)

Le soufre (S) est un élément non métallique et friable dont la couleur varie du jaune clair au brun jaunâtre et qui fond à 119°C. Ce MINÉRAL se classe au dixième rang parmi tous les éléments dans l'Univers et au quatorzième rang dans la croûte terrestre. Il est largement réparti dans la nature : sous forme élémentaire, associé notamment au GYPSE et au CALCAIRE, dans les ROCHES SÉDIMENTAIRES de l'ère tertiaire, et sous forme combinée, dans la plupart des types de roches, peu importe leur âge, ainsi que dans les hydrocarbures. On utilise le soufre depuis l'Antiquité. De nos jours, il sert à la production de presque tout ce que nous mangeons, portons ou utilisons. L'ancienne chimie considérait le soufre comme une condensation de la matière du feu. De nos jours, le terme « soufre » sert à différencier le soufre élémentaire (ou soufre natif) du soufre sous une autre forme.

Le soufre est principalement employé comme engrais (sulfates) mais est également largement utilisé dans la poudre à canon, les laxatifs, les allumettes et les insecticides.



Données historiques:

Le soufre (sulvere en sanskrit ; sulphur, sulfur ou sulpur en latin) est connu depuis l'Antiquité. Homère mentionna le soufre comme « éloignant la vermine » au IXe siècle av. J.-C. et en -424, une tribu détruisit les murs d'une ville en brûlant un mélange de charbon, de soufre et du goudron sous ses murs.

Aux environs du XIIe siècle, les Chinois inventèrent la poudre à canon qui est un mélange de nitrate de potassium (KNO3), de carbone et de soufre. Les premiers alchimistes ont donné au soufre son propre symbole alchimique qui était un triangle au-dessus d'une croix. Par expérimentation, ces alchimistes savaient que le mercure pouvait être combiné avec du soufre. Vers la fin des années 1770, Antoine Lavoisier aida à convaincre la communauté scientifique que le soufre était un élément et pas un composé.


Impact sur la santé

On peut facilement trouver le soufre dans l'environnement sous forme de sulfure. Lors de différents procès, on rejette dans l'environnement des composés soufrés qui peuvent avoir des conséquences néfastes pour les animaux ou pour l'homme. Ces composés soufrés gênants sont aussi formés dans la nature lors de divers réactions, la plupart du temps lorsque des substances qui ne sont pas naturellement présentes ont été ajoutées. Ces liaisons sont indésirables car elles ont souvent une mauvaise odeur et elles sont souvent toxiques.
Globalement, les substances sulfuriques peuvent avoir sur la santé les effets suivants:
- Effets neurologiques et modification du comportement
- Perturbation de la circulation sanguine
- Problème au cœur
- Problèmes aux yeux, problèmes de vision
- Problème de reproduction
- Dommages sur le système immunitaire
- Désordre gastro-intestinal
- Problème de fonctionnement du foie et des reins
- Défaut de l'ouïe
- Perturbation du métabolisme hormonale
- Problème dermatologique
- Suffocation et embolie pulmonaire


Impact sur l'environnement

Le soufre peut se trouver dans l'air sous différentes formes. Il peut provoquer des irritations aux yeux et à la gorge chez les animaux, lorsque ceux-ci inhalent le soufre en phase gazeuse. Le soufre est largement utilisé dans l'industrie et émis dans l'air, du fait du nombre limité de possibilités de destruction de la liaison soufre qui sont utilisées.
Les effets nocifs du soufre sur les animaux sont principalement des dommages au cerveau, du fait d'un mauvais fonctionnement de l'hypothalamus, et des dommages aux niveau du système nerveux.
Des tests en laboratoire avec des animaux ont montré que le soufre peut provoquer de sérieux problèmes vasculaires dans les veines du cerveau, du cœur, et des reins. Ces tests ont aussi montré que certaines formes de soufre peuvent provoquer des dommages au fœtus et avoir des effets congénitaux. Les mères peuvent même transmettre le lait aux enfants en donnant le lait. Enfin, le soufre peut endommager le système enzymatique interne des animaux.

CHLORE (masse atomique 17)

Le chlore est un élément chimique de la famille des halogènes, de symbole Cl, et de numéro atomique 17.
Il est abondant dans la nature, son dérivé le plus important est le « sel » ou chlorure de sodium (NaCl). Ce dernier est nécessaire à de nombreuses formes de vie.
Le chlore, à l'état de corps simplese présente sous la forme de la molécule de dichlore Cl2, qui est un gaz jaune-vert 2,5 fois plus lourd que l'air[/url]. Ce gaz a une odeur suffocante très désagréable et est extrêmement toxique.

L'ion hypochlorite de l'eau de Javel contenant un atome de chlore, on dit souvent d'une eau traitée à la
Javel qu'elle est « chlorée ». Il s'agit toutefois d'un abus de langage, source fréquente de confusions entre l'élément chlore, le gaz
dichlore et l'ion hypochlorite... On parle aussi de chlore lorsqu'il s'agit en fait de dichlore. C'est sous le nom de chlore que le dichlore
est en effet répertorié pour le transport des matières dangereuses par exemple.

Utilisation:

Le chlore est un produit chimique important dans la purification de l'eau, dans les désinfectants, les agents de blanchiment ainsi que dans le gaz moutarde.

En raison de sa toxicité, le dichlore a été un des premiers gaz employés lors de la Première Guerre mondiale comme gaz de combat. Les premiers masques à gaz inventés pour s'en protéger étaient en fait des compresses ou des cagoules de toiles imbibées de thiosulfate de sodium.

Le dichlore est depuis largement utilisé pour fabriquer de nombreux objets et produits courants :

* comme biocide, pour tuer les bactéries et autres microbes, dont pour la potabilisation de l'eau (dichlore, eau de Javel...). Le chlore a des propriétés rémanentes, ce qui signifie que son action désinfectante est valable sur tout le long du réseau de distribution d'eau. Pour purifier l'eau, on peut également utiliser le peroxyde de chlore, gaz très oxydant qui présente l'avantage de ne pas produire de chlorophénols lorsqu'il reste des traces de dérivés phénoliques dans l'eau. Ce produit est en outre décolorant et désodorisant ;
* pour le traitement de l'eau des piscines comme biocide sous la forme de chloro-isocyanurates (par exemple le Dichloroisocyanurate de Sodium dihydrate pour le chlore choc) ou d'acide trichloroisocyanurique (par exemple pour le chlore lent) qui ont l'avantage de se présenter sous une forme solide[1].
* pour le blanchiment du papier : autrefois on utilisait du chlore gazeux mais ce procédé était très polluant. Il a été remplacé par un procédé employant du dioxyde de chlore en combinaison avec du peroxyde d'hydrogène ;
* pour la production d'antiseptiques, de colorants, d'insecticides, de peintures, de produits pétroliers, des plastiques (comme le PVC), des médicaments, des textiles, des dissolvants, et de beaucoup d'autres produits de consommation.

La chimie organique emploie cet élément intensivement comme oxydant et dans la substitution parce que le chlore donne souvent beaucoup de propriétés désirées dans un composé organique quand il est substitué à l'hydrogène (dans le caoutchouc synthétique, par exemple).

Il existe d'autres emplois dans la production des chlorates, chloroforme, tétrachlorure de carbone, et dans l'extraction de brome.

En géomorphologie et paléosismologie, l'isotope 36Cl, créé par les rayons cosmiques, est utilisé pour la datation par isotopes cosmogéniques de surfaces ou la détermination de taux d'érosion.

Quelques photos:

L'argon (masse atomique 18)

Bien que ce soit un gaz classifié comme rare, on peut le trouver un peu partout dans la nature.

C'est un gaz inerte, c'est à dire qu'il ne réagit pas ou peu aux opérations de combustion, sans les catalyser ni les freiner (à l'inverse de l'oxygène, donc^^)

Pour cela, il est beaucoup utilisé dans les lampes à incandescence, mais aussi pour les réaction chimiques en absence d'oxygène, pour la production des microprocesseurs de nos chers ordinateurs ou encore comme gaz lors de la création de fenêtres en double vitrage (c'est un gaz très isolant, étrange, non ? )

Histoire

La présence dans l’air de l’argon (provenant du grec argos signifiant « paresseux ») fut suspectée par Henry Cavendish dès 1785 mais sa découverte par Lord Rayleigh et Sir William Ramsay attendit 1894.

Ils furent mis sur la piste par la différence de densité entre l’azote produit chimiquement et celui extrait de l’air par élimination de l’oxygène. La distillation fractionnée de l’air liquide leur permit d’en produire une quantité notable en 1898 et par la même occasion d’isoler le néon et le xénon.

L’argon a aussi été rencontré en 1882 aux travers de recherches indépendamment menées par H. F. Newall et W. N. Hartley.

Le symbole de l’argon est aujourd’hui Ar, mais a été A jusqu’en 1957.

La première molécule impliquant l’argon (HArF) a été synthétisée en 2000.

l’argon n’est pas dangereux à faible concentration. Toutefois, une inhalation d’une grande quantité comporte des risques d’asphyxie par privation d’oxygène.


Quelques photos :

Du gaz Argon à l'état pur... (quoi que je doute de la sincèrité de la photo, là.... )

Le Potassium : (numero 19 du tableau périodique des éléments).


Histoire :

Le potassium a été découvert en 1807 par sir Humphry Davy, qui l'obtient par électrolyse d'hydroxyde de potassium, et forge le mot à partir de l'anglais potash de pot ashes c'est-à-dire pot à cendres résultant de cette électrolyse, potass « potasse » et du suffixe -ium. En allemand, comme dans d'autres langues germaniques, le potassium se traduit Kalium.
Le potassium fut le premier métal isolé par électrolyse.



Caractéristique :
Le potassium est le deuxième plus léger des métaux, le 4^e
métal le plus réactif si l'on compte le francium. C'est un solide mou
qui est facilement coupé à l'aide d'un couteau. Les surfaces
fraîchement coupées ont un aspect métallique. Il s'oxyde rapidement à
l'air et doit donc être conservé dans l'huile.
Comme les autres métaux alcalins, l'eau se décompose à son contact
avec formation de dihydrogène. Lorsqu'il est plongé dans l'eau, il
réagit violemment en produisant du dihydrogène qui peut s'enflammer,
voire détoner, en présence d'oxygène et d'un point à température élevée.
Ses sels émettent une couleur violette lorsqu'ils sont exposés à une flamme.