הליום

מתוך ויקיפדיה, האנציקלופדיה החופשית

מימן - הליום -   He Ne       הטבלה המחזורית
כללי
מספר אטומי	2
סמל כימי	He
סדרה כימית	גזים אצילים
צפיפות	0.1785 kg/m3
מראה	חסר צבע
תכונות אטומיות
משקל אטומי	4.002602 amu
רדיוס ואן דר ולס	140 pm
סידור אלקטרונים ברמות אנרגיה	2
תכונות פיזיקליות
מצב צבירה בטמפ' החדר	גז
טמפרטורת התכה	272.2-°C
טמפרטורת רתיחה	268.9-°C
שונות
קיבול חום סגולי	5193 J/(kg·K)
מוליכות תרמית	0.152 W/(m·K)
אנרגיית יינון ראשונה	745.5 kJ/mol

הליום הוא יסוד כימי המצוי בטבע בצורת גז חד אטומי, בהיותו גז אציל. ההליום מסומל כ־He ומספרו האטומי 2. הליום הוא גז חסר צבע ונטול ריח. נקודת רתיחתו היא הנמוכה ביותר, והוא יכול להתמצק רק תחת לחץ רב. ההליום הוא היסוד השני הכי נפוץ ביקום אחרי מימן. בשל היות ההליום קל מהאוויר, משתמשים בו למילוי בלונים וספינות אוויר.

תוכן עניינים 1 מידע כללי 2 שימושים 3 היסטוריה 4 צורה בטבע 5 אמצעי זהירות 6 קישורים חיצוניים

[עריכה] מידע כללי

הליום הוא גז חסר צבע וריח ובעל קיבול חום סגולי גבוה מאוד. ההליום אינו מסוכן לאדם, והוא היסוד הכי פחות פעיל מכל היסודות. בתנאי החדר, הליום מתנהג בדומה לגז אידאלי. הליום מסוגל ליצור תרכובות בלתי יציבות עם טונגסטן, יוד, פלואור, גופרית וזרחן כשמופגז באלקטרונים. בצורה זו יוצרו התרכובות HeNe, HeF₂, WHe₂ והיונים He₂⁺, HeH⁺ וHeD⁺ (כאשר D הוא דאוטריום) הופקו בצורה זו. בתנאי לחץ וטמפרטורה רגילים הליום קיים רק כמולקולה חד אטומית במצב צבירה גז.

להליום יש את נקודת ההיתוך הנמוכה ביותר והוא הנוזל היחיד שלא יכול לההפך למוצק, גם אם יורידו את הטמפרטורה שלו; ישאר נוזל כל הדרך לאפס המוחלט בלחץ רגיל (הוא יכול להפוך למוצק רק אם מעלים את הלחץ). הליום מוצק הוא חסר צבע, כמעט בלתי נראה ודחוס מאוד.

כאשר מקררים את ההליום לטמפרטורה שמתחת ל-K 2.175 הופך ההליום לנוזל על (superfluid) ומשנה את תכונותיו, הוא נע ללא חיכוך, צמיגותו נהיית נמוכה, ומוליכות חום גבוהה, היכולת לזרום במדרון עולה וחדירות דרך פתחים זעירים (מצב זה נקרא גם Helium II).

להליום II יכולת "זחילה". כאשר, לדוגמה, נטבלת בו מבחנה, הוא "מטפס" עליה ונכנס לתוכה. הליום נוזלי יטפס על משטחים ויעבור דרך חורים זעירים עד שיגיע למקום מספיק חם ויתנדף.

[עריכה] שימושים

ספינות אוויר ובלונים מנופחים עם הליום בגלל שהוא קל מהאוויר (מטר מעוקב של הליום יכול להרים 1 קילוגרם). הליום מועדף על מימן בספינות אוויר למרות שהוא יותר יקר ופחות יעיל (92.64% מכוחו של המימן) מכיוון שהוא אינו דליק. שימושים נוספים:

• תערובת הליום, חמצן וחנקן (או תערובת מימן, הליום וחמצן בעומק נמוך יותר מ600 מטר) משמשת בצלילה למילוי בלוני אוויר. תערובת זו יכולה למנוע סכנות בצלילה.
• להליום יישומים בקירור כורים גרעיניים.
• בגידול גבישי צורן, גרמניום משתמשים בהליום כגז מגן.
• להליום שימוש בהפקת טיטניום וזירקוניום.
• על מנת להגן על מסמכים היסטוריים חשובים מאכסנים אותם באטמוספירת הליום.
• להליום תפקיד כ"נשא" בכרומטוגרף גזים (מכשיר שמפריד תערובות).
• פיזיקאים משתמשים בחלקיקי אלפא (שהם גרעיני הליום) במחקרי תהליכים גרעיניים.

[עריכה] היסטוריה

הראיות הראשונות לקיומו של ההליום הוא קו צהוב באורך גל של 587.49 נאנומטר בספקטרום הכרומוספירה של השמש בזמן ליקוי החמה המלא שהתרחש ב18 באוגוסט, 1868 מעל הודו. האסטרונום הצרפתי, פייר ג'אנסן, אשר גילה את הקו הזה חשב אותו בטעות לנתרן. ב20 באוקטובר של אותה שנה גילה האסטרונום האנגלי, נורמן לוקייר את אותו קו צהוב בספקטרום השמשי וקרא לו קו D₃, בגלל קרבתו לקווים D₁ וקו D₂ של היסוד נתרן. לוקייר חשב שקו זה נוצר על ידי יסוד שקיים בשמש אך לא בכדור-הארץ, הוא והכימאי האנגלי אדוארד פרנקלנד קראו ליסוד זה בשם היווני לשמש, ἥλιος (הליוס)

ב26 במרץ 1895, בידד הכימאי האנגלי ויליאם רמזי הליום על כדור הארץ על ידי ריאקציה בין המינרל הרדיואקטיבי קלוויט עם חומצות. רמזי חיפש אחר היסוד ארגון, אך לאחר שהפריד אץ החנקן והחמצן מהגאז על ידי חומצה גופרתית הוא שם לב לקו צהוב שהתאים לקו ה־D₃ שבספקטרום של השמש. בזכות גילוי זה, החלו הכימאים פר תאודור קלאב ואברהם לנגלאט באופסלה, שבדיה לבודד הליום מקלוויט. הם הצליחו לבודד כמות מספיקה כדי לקבוע את מסתו האטומית של ההליום.

ב־1907, גילו ארנסט רתרפורד ותומס רויידס שחלקיקי אלפא הינם גרעיני הליום. ב־1908, הצליח הפיזיקאי הגרמני הייק קאמרלניג אונס להפוך הליום גאזי להליום נוזלי על ידי קירורו למעלת קלווין אחת בערך. הוא ניסה גם להעביר אותו למצב־צבירה מוצק אך כשל בנסיונותיו בגלל שלהליום אין נקודה משולשת, נקודה בה החומר נמצא במצבים מוצק, נוזל וגז בו זמנית. הנסיון הראשון בו הצליחו להפוך הליום למוצק היה בשנת 1926 על ידי הסטודנט ויליאם הנדריק קיסום על ידי הגברת לחץ על הליום ל25 אטמוספירות.

בשנת 1938, גילה הפיזיקאי הרוסי פיטר לאונידוביץ' קאפיטסה שלהליום-4 אין בכלל צפיפות בנקודה הקרובה לאפס המוחלט, תופעה הקרויה כיום "נוזל על". בשנת 1972 אותה התופעה התגלתה בהליום-3.

[עריכה] צורה בטבע

הליום הוא היסוד השני הכי נפוץ ביקום (אחרי מימן) והוא מהווה 23% ממסת כל החומר ביקום (לא כולל חומר אפל ואנרגיה אפלה). הליום מרוכז בכוכבים (במיוחד בכוכבים חמים) והוא נוצר בהם בתהליך היתוך גרעיני מאטומי מימן כחלק ממחזור הפרוטון-פרוטון בתהליכים תרמוגרעיניים. על פי תיאורית המפץ הגדול, רוב ההליום ביקום נוצר בשלוש הדקות הראשונות של המפץ הגדול.

באטמוספירת כדור הארץ הליום נמצא בריכוז זעום (5.2 חלקיקים ממיליון) בעיקר בגלל שהוא מסוגל "לברוח" מהאטמוספירה אל החלל. הליום הוא היסוד ה-71 הכי נפוץ בקרום כדור הארץ.

מקור ההליום בכדור הארץ הוא בדעיכה רדיואקטיבית של יסודות כמו אורניום וראדון. בהתפרקות אלפא נפלטים מהגרעין חלקיקי אלפא שבנויים משני פרוטונים ושני נויטרונים (שהם למעשה He²⁺). חיישובים העלו שכל 1.6 קילומטר מרובע יוצר 15 סנטימטר מעוקב הליום כל שנה.

[עריכה] אמצעי זהירות

הליום טבעי בתנאי החדר הוא לא רעיל ואין לו תפקיד ביולוגי בגוף האדם. הוא נמצא בכמויות זעירות בדם.

כאשר אדם שואף לריאותיו הליום מתוך בלון, קולו נהייה דק וצורמני. זאת מכיוון שהליום קל יותר מהאוויר שאנו נושמים בדרך כלל, ולכן מיתרי הקול שלנו רועדים מהר יותר בסביבתו. רפלקס הנשימה שלנו אינו מגורה מכמויות החמצן בדמנו, אלא מכמויות הפחמן דו חמצני. לכן מומלץ להמנע משאיפת הליום, למרות שהוא לא רעיל. במקרים קיצוניים יכול להגרם חנק בעקבות שאיפת הליום.

[עריכה] קישורים חיצוניים

• עדנה לבל, הליום