ألعاب نارية

من ويكيبيديا، الموسوعة الحرة
اذهب إلى: تصفح، ‏ ابحث
ألعاب نارية عند دار أوبرا سيدني أستراليا.
منظر قريب للألعاب النارية.

الألعاب النارية هي متفجرات ضعيفة الانفجار نسبياً تصنع من مواد كيميائية شديدة الاشتعال وتنتج نتيجة اشتعالها العديد من الألوان ويتم التحكم بدرجة وتنوع هذه الألوان حسب نوع المواد الكيميائية المستخدمة في صناعة المفرقعات. تستخدم هذه الألعاب النارية عادة في المناسبات والأعياد والاحتفالات وقد تكون احتفالات وطنية أو دينية أو غيرها. وقد أقيم أكبر عرض للألعاب النارية على مستوى العالم في جزر ماديرا في البرتغال خلال الاحتفال بالعام الميلادي الجديد وقد سجل في موسوعة غينيس للأرقام القياسية. ويعود تاريخ اختراع الألعاب النارية إلى الصين.

تختلف عن المفرقعات في الغاية منها، حيث أن الألعاب النارية متفجرات تحدث أضواء ملونة في حين أن المفرقعات تحدث أصواتا ولا تحدث أضواء ملحوظة.

كيف نشأت ؟[عدل]

كان الظهور الأول للألعاب النارية في الصين قبل نحو ألفي عام من الآن، وقد اكتشفت بالصدفة عندما قام أحد الطهاة بخلط الفحم مع الكبريت مع قليل من الملح الصخري، وعندما قام بضغط الخليط في أنابيب البامبو، انفجرت محدثة أشكالاً جذابة

ألعاب نارية في الرياض احتفالا بعيد الأضحى.

الـمـقـدمـة[عدل]

Fireworks in Riyadh 2012 04.JPG

ملايين الأطنان من الألعاب النارية والمفرقعات انطلقت في شهر رمضان، وخلال الأعياد، وسينطلق المزيد، حيث اعتاد البعض التعبير عن فرحته في المناسبات الاجتماعية المختلفة بإطلاق الألعاب النارية، سواء على مستوى الأفراد والأطفال خاصة، أو على مستوى الدول التي اعتادت تنظيم احتفالاتها مستخدمة الألعاب النارية، على غرار ما يحدث في المهرجانات الدولية. وعلى قدر جمال وبهجة هذه الألعاب كان خطرها وأضرارها.. لذا ها نحن نضع بين أيديكم هذا البحث المفصل عن الألعاب النارية الذي سنتناول فيه تاريخ الألعاب النارية ونشأتها، ومكوناتها الكيميائية بالتفصيل, وأخطارها على الإنسان والحيوان، وخطرها أيضًا على البيئات المختلفة، وتصنيفها، وأنواعها. وقد اخترنا موضوع هذا البحث لما له من أهمية بالغة تتمثل في: 1) لما للألعاب النارية من انتشار واسع هذه الأيام في جميع دول العالم. 2) أخطارها وأضرارها العديدة على الإنسان والحيوان والنبات. 3) جهل كثير الناس عنها سواءً عن تركيبها أو تاريخها أو نشأتها. 4) كثرة أنواعها وأشكالها وصورها. نسأل الله عز و جل أن يوفقنا و يجعل النجاح حليفنا ....

تاريخ الألعاب النارية[عدل]

الألعاب النارية: هي مفرقعات أو متفجرات ضعيفة الانفجار نسبياً تصنع من مواد كيميائية شديدة الاشتعال وتنتج نتيجة اشتعالها العديد من الألوان ويتم التحكم بدرجة وتنوع هذه الألوان حسب نوع المواد الكيميائية المستخدمة في صناعة المفرقعات. تستخدم هذه الألعاب النارية عادة في المناسبات والأعياد والاحتفالات وقد تكون احتفالات وطنية أو دينية أو غيرها. وقد أقيم أكبر عرض للألعاب النارية على مستوى العالم في جزر ماديرا في البرتغال خلال الاحتفال بالعام الميلادي الجديد وقد سجل في موسوعة جينيس للأرقام القياسية.

نشأته[عدل]

استطاع الصينيون القدامى في القرن السابع إدخال الدهشة على وجوه المشاهدين بواسطة فن صناعة الألعاب النارية ليس لغرض المتعة بل للأغراض العسكرية (استخدامها كسلاح) و لاعتقاد منهم لطرد الشياطين بإصدار أصوات عالية, و لكن حالما أدركوا أنه يمكن الاستفادة من هذه الألعاب النارية للمتعة. والصين هي أكبر منتج ومصدر للألعاب النارية في العالم. أرقام عالمية رقم غينيس القياسي الحالي بتاريخ 5 نوفمبر 2007.

أكبر عجلة كاترين: وكان قطرها 25.95 مترًا (85 قدم) وقد صممت من قبل شركة Newick Bonfire Society وأطلقت في ثورة 30 أكتوبر 1999 في قرية شرق ولاية ساسكس في المملكة المتحدة.

أكبر عرض ألعاب نارية: وتألف الرقم القياسي لأكبر عرض للألعاب النارية من 66326 لعبة. والتي حققها Macedo's Pirotecnia Lda في ماديرا في البرتغال. يوم 31 ديسمبر 2006.

أطول شلال ناري: كان أطول شلال في العالم من الألعاب النارية شلالات نياغارا، التي بلغت 3125.79 متر (10255 قدم) عندما شبت في 24 أغسطس 2003 في مهرجان الألعاب النارية في فوكوكا، في اليابان.

أكبر شعلة: وكان حجم أكبر شعلة 1401.6 متر مكعب (49497 قدم مكعب) في المملكة المتحدة. يوم 16 أغسطس 2006.

أطول شعلة: وكان طولها 37.5 متر (123 قدم) مع وجود قاعدة من 8 متر مربع (86 قدم مربع) والحجم الإجمالي 800 متر مكعب (28251 قدم مكعب) وأضاءت في يوم 9 فبراير في تشو في هيروشيما في اليابان كجزء من احتفال تقليدي.

العناصر الكيميائية المستخدمة في الألعاب النارية[عدل]

1. الليثيوم: فلز يستخدم لإضفاء اللون الأحمر للألعاب النارية وبشكل خاص مركب كربونات الليثيوم. 2. الكربون: أحد أهم المكونات الأساسية في المسحوق الأسود المستخدم كعبوة للألعاب النارية. 3. الأكسجين: تحتوي الألعاب النارية على مواد مؤكسدة تحتوي على الأكسجين لإحداث الاشتعال. هذه المواد المؤكسدة عادة ما تكون نترات أو كلورات أو بيركلورات. كما قد يستخدم بعضها كمواد مؤكسدة ومضفية للألوان. 4. الصوديوم: يستخدم لإضفاء اللون الأصفر أو الذهبي على الألعاب النارية. 5. المغنيسيوم: يعطي لونا أبيض براقًا و وميضًا يزيد من تألق الألعاب النارية. 6. الألمنيوم: يعطي وهجا فضيا ولذلك يكثر استعماله في الألعاب النارية المطلقة للشرارات. 7. الفوسفور: يشتعل الفوسفور تلقائيا في الهواء كما أنه قد يكون أحد مكونات وقود الألعاب. 8. الكبريت: أحد مكونات المسحوق الأسود ووقود الألعاب. 9. الكلور: واحد من أهم مكونات المواد المؤكسدة, كما أن هنالك بعض الأملاح المحتوية على الكلور والتي تستخدم لإضفاء ألوان مختلفة على الألعاب. 10. البوتاسيوم: أحد مكونات المواد المؤكسدة مثل نترات البوتاسيوم وكلورات البوتاسيوم وغيرهما. 11. الكالسيوم: الأملاح المحتوية على الكالسيوم تعطي اللون البرتقالي. 12. التيتانيوم: يشتعل كمسحوق أو رقاقات ليكسب الألعاب النارية لونًا فضيًا. 13. النحاس: مركبات النحاس المختلفة تعطي وهجًا أزرق للألعاب. 14. الخارصين: فلز أبيض يميل إلى الزرقة يضفي تأثيرات دخانية. 15. السترنتيوم: تعطي أملاح السترنتيوم اللون الأحمر, كما أن بعض مركباته تعمل على ثبات خليط الألعاب النارية. 16. الأنتيمون: يعمل على إضفاء البريق على الألعاب النارية. 17. الباريوم: أملاحه تضفي اللون الأخضر على الألعاب, كما أن مركباته تعمل على ثبات خليط الألعاب النارية. 18. السيزيوم: مركبات السيزيوم مساعدة لأكسدة مخاليط الألعاب النارية، وتنتج اللون النيلي في الألعاب النارية. 19. الحديد: ويستخدم الحديد لانتاج البريق، وحرارة المعدن تحدد البريق. 20. الراديوم: يستخدم الراديوم في لإنتاج اللون الأخضر في الألعاب. 21. الروبيديوم: مساعدة لأكسدة مخاليط الألعاب النارية، وتنتج اللون البنفسجي والأحمر في الألعاب النارية.

1. الليثيوم

فلز يستخدم لإضفاء اللون الأحمر للألعاب النارية وبشكل خاص مركب كربونات الليثيوم. و هو عنصر كيميائي فلزي صلب ونشط رمزه الكيميائي Li ولونه فضي مبيض، يعتبر الأخف وزنا من بين جميع الفلزات ويقع في المجموعة الاولى من الجدول الدوري. والليثيوم هو واحد من الفلزات القلوية وعدده الذري 3 ووزنه الذري 6.941 ، كثافته 0.534 جرام/سم3، درجة انصهاره 180.59 درجة سيليزية ودرجة غليانه 1346.95 درجة سيليزية. تم اكتشاف عنصر الليثيوم عام 1817 من قبل العالم جوهان أرفيستون. كيمائيا عنصر الليثيوم يشابه في خصائصه مع عنصر الصوديوم، ويتم الحصول عليه من خلال التحليل الكهربائي لمصهور خليط كلوريد الليثيوم والبوتاسيوم. عند تعرض الليثيوم للهواء فإنه يتعرض للصدأ ويتغير لونه بسرعة، لذلك عند تخزينه يجب أن يخزن تحت النفط. يحتل الليثيوم المرتبة الخامسة والثلاثون من حيث وجوده في القشرة الأرضية، وهو لا يوجد بصورته الحرة بل يوجد على شكل مركبات. يستخدم الفلز كمؤكسد وكمزيل للغازات الغير مرغوب فيها خلال صناعة الأدوات غير الحديدية. يعمل بخار الليثيوم على منع الأكسجين وثاني أكسيد الكربون على تكوين التكلسات خلال صناعة الفولاذ. من المركبات الهامة لليثيوم مركب هيدروكسيد الليثيوم وهو يستخدم كمادة حاجزة لغاز ثاني أكسيد الكربون في المركبات الفضائية والغواصات وهناك مركبات أخرى لليثيوم هامة ولها العديد من التطبيقات منها كربونات الليثيوم وهيدريد الليثيوم. كربونات الليثيوم مركب صلب أبيض اللون صيغته الكيميائية Li2CO3 ، وزنه الجزيئي 73.89، كثافته 2.11 جرام/سم3، درجة انصهاره 720 درجة سيليزية، وقابل للتفكك عند درجة حرارة 1200 درجة سيليزية. يمكن انتاج هذا المركب على النطاق التجاري من خلال معالجة الخام بحمض الكبريتيك عند درج حرارة 250 درجة سيليزية ومن ثم يغسل الناتج للحصول على محلول كبريتات الليثيوم. ومن ثم يحصل على الكربونات من خلال عملية الترسيب عن طريق تفاعل المحلول السابق مع محلول كربونات الصوديوم. قابل للذوبان في الماء والحموض المخففة وغير قابل للذوبان في الكحولات. يدخل في صناعات السيراميك.

2. الكربون:

أحد أهم المكونات الأساسية في المسحوق الأسود المستخدم كعبوة للألعاب النارية. و هو عنصر كيميائي لا فلزي يقع في المجموعة الرابعة عشر أو المجموعة IVA من الجدول الدوري. رمزه الكيميائي C وعدده الذري 6 ووزنه الذري 12.010، درجة انصهاره 3550 درجة سيليزية ودرجة غليانه 4827 درجة سيليزية وعلى الرغم من أنه كثير الانتشار في الطبيعة ونسبة وجوده في القشرة الأرضية لا تتجاوز الـ 0.025% إلا أنه يكون العديد من المركبات أكثر من أي عنصر آخر إلا الهيدروجين. في عام 1960 تم اعتماد الكربون 12 كرجع قياسي لتحديد الأوزان الذرية لباقي العناصر يوجد الكربون في ثلاثة أشكال تآصلية كل منها له خصائصه الفيزيائية الخاصة به. فالألماس والجرافيت ذات تركيب بلوري ولكنها تختلف في خصائصها الفيزيائية بسبب الاختلاف في ترتيب الذرات في تركيبهما. أما الشكل الثالث للكربون فإنه يعرف باسم الكربون الأسود وهو لا بلوري ويشمل الفحم النباتي والسناج والفحم الحجري وفحم الكوك. وهناك شكل رابع للكربون يعرف باسم باكمنستروفولرينbuckminsterfullerene أو كرات باكي وهو على شكل كرة مكونة من 60 ذرة كربون، حيث عشرون حلقة سداسية وإثني عشر حلقة خماسية. يعتبر الألماس الطبيعي من أصلب المواد الموجود طبيعيًا وهو موصل رديء للكهرباء. يدخل الألماس في صناعة المجوهرات والشواحذ وأدوات القطع والحفر. أما الجرافيت فهو لزج وطري وموصل جيد للحرارة والكهرباء لذلك يدخل في صناعة الأفران الكهربائية كقطب كهربائي ويدخل في صناعة البطاريات الجافة وأيضًا في صناعة البواتق الخاصة بصهر المعادن. ويستخدم أيضَا كمادة للتشحيم. أما الأشكال اللابلورية فلكل منها صفاته وخصائصه وبالتالي تطبيقاته الخاصة به. للكربون نظيرين مستقرين وهما الكربون 12 والذي يشكل 98.89% من الكربون الطبيعي والكربون 13 والذي يشكل 1.11% من الكربون الطبيعي ويوجد خمسة نظائر غير مستقرة وهي 10، 11، 14، 15، وأطولها نصف عمر هو للكربون 14 حيث 5.730 سنة حيث يستخدم في التاريخ الإشعاعي.

3. الأكسجين:

تحتوي الألعاب النارية على مواد مؤكسدة تحتوي على الأكسجين لإحداث الاشتعال. هذه المواد المؤكسدة عادة ما تكون نترات أو كلورات أو بيركلورات. كما قد يستخدم بعضها كمواد مؤكسدة ومضفية للألوان. و هو عنصر كيميائي غازي عديم اللون والطعم والرائحة، رمزه الكيميائي O، والأكسجين هو من أكثر العناصر انتشارًا في الأرض، فقد أكتشف عام 1774 من قبل الكيميائي البريطاني جوزيف بريستلي ومن قبل الكيميائي السويدي كارل ويليام سكيلكل على حده وتم التعرف عليه كعنصر من قبل الكيميائي الفرنسي أنتوني لافوزييه من خلال تجاربه الشهيرة على الاحتراق. ويمكن تكثيف غاز الأكسجين ليتحول لسائل ذو لون أزرق باهت مغناطيسي قوي ويمكن الحصول على الأكسجين الصلب ذو اللون الأزرق الباهت أيضًا من خلال ضغط سائل الأكسجين. الوزن الذري للأكسجين 15.9994، ودرجة انصهاره 218.4 درجة سيليزية ودرجة غليانه -182.96 درجة سيليزية وكثافته 1.429 جرام/سم3 عند صفر درجة سيليزية. يكون الأكسجين ما نسبته 21% حجمًا أو 23.15% وزنًا من الغلاف الجوي الأرضي، و85.8% وزنًا من المحيطات ( 88.8% من الماء النقي الأكسجين ) و46.7% من وزن صخور القشرة الأرضية و 60% من جسم الإنسان. فهو يعتبر أحد المكونات الرئيسية لجميع الأنسجة الحية، فجميع النباتات والحيوانات وأيضًا الإنسان يحتاجون إلى الأكسجين في صورته الحرة لاستمرار الحياة. عرف للأكسجين ثلاثة أشكال وهي الأكسجين العادي ويتكون من ذرتي أكسجين لكل مول وصيغته o2 والأوزون ويتكون من ثلاث ذرات أكسجين لكل مول وصيغته o3 والشكل الرابع للأكسجين يتكون من أربعة ذرات أكسجين لكل مول وصيغته o4 وهو سرعان ما يتفكك إلى الأكسجين العادي. وعرف للأكسجين أيضًا ثلاثة نظائر مستقرة وأكثرها شيوعًا هي الأكسجين -16 , فهو يتكون من 99.76% من الأكسجين العادي وقد كان يستخدم كمقياس للأوزان الذرية حتى الستينات من القرن الماضي. يحضر الأكسجين في المختبر من بعض الأملاح مثل كلورات البوتاسيوم وفوق أكسيد الباريوم وفوق أكسيد الصوديوم. ومن أكثر الطرق الصناعية تطبيقًا لتحضير الأكسجين هي التحليل الكهربائي للماء والتقطير التجزيئي للهواء المسال. يعتبر الأكسجين أحد المكونات الرئيسية في العديد من المركبات العضوية وغير العضوية، فهو يشكل مركبات تعرف بالأكاسيد مع جميع العناصر بما في ذلك بعض العناصر النبيلة. فالتفاعل الذي ينتج عنه تكون أكسيد يعرف باسم الأكسدة وبالطبع معدل هذا التفاعل يختلف من عنصر لآخر. فالاحتراق العادي أو التسخين هي عملية سريعة للأكسدة، ففي الاحتراق التلقائي فإن الحرارة المنطلقة من تفاعل الأكسدة تكون عالية جدًا لرفع درجة حرارة المادة لدرجة تتصاعد منها اللهب. فمثلًا يتحد الفوسفور مع الأكسجين بعنف مطلقًا حرارة عالية تعمل على صهر الفوسفور وحرقه. وهناك مواد أخرى لا تتفاعل مع الأكسجين في الظروف العادية بل بعد أن يتم حرقها. وهنك بعض العناصر أيضًا مثل النحاس والزئبق تكون الأكاسيد ببطء وأن تم تسخينها، اما العناصر غير النشطة مثل البلاتين والإيريديوم والذهب فإنها تكون الأكاسيد فقط خلال طرق غير مباشرة. تستخدم كميات كبيرة من الأكسجين عند درجات الحرارة العالية لغايات الصهر والتلحيم بحيث يتم خلط الأكسجين مع غاز آخر للحصول على لهب ذو درجة حرارة عالية. كما يزود الأكسجين للمرضى الذين يعانون من مشاكل في التنفس.

4. الصوديوم:

يستخدم لإضفاء اللون الأصفر أو الذهبي على الألعاب النارية. و هو عنصر كيميائي فلزي نشط جدًا ذو لون رصاصي مبيض ورمزه الكيميائي Na وهو يقع في المجموعة الأولى من الجدول الدوري وهو يعتبر من الفلزات القلوية. العدد الذري للصوديوم 11، وقد اكتشف عام 1807 من قبل الكيميائي الإنجليزي السير همفري ديفي. والصوديوم هو فلز لين حيث يمكننا قطعه بالسكين وصلابته تساوي 0.4 حسب مقياس موهس للصلابة وهو قابل للتأكسد بسهولة وبسرعة عند عرضه للهواء ويتفاعل بعنف مع الماء مكونًا هيدروكسيد الصوديوم والهيدروجين. درجة انصهار الصوديوم 98 درجة سيليزية ودرجة غليانه 883 درجة سيليزية وكثافته 0.97جرام/سم3 ووزنه الذري 22.99. والصوديوم لا يمكن أن يوجد في الطبيعة بصورته الحرة, فهو يوجد في على شكل مركبات مثل كلوريد الصوديوم NaCl وكربونات الصوديوم Na2CO3 وكبريتات الصوديوم Na2CO3. ويمكن تحضير الصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد الصوديوم، ويحتل الصوديوم المرتبة السابعة من حيث نسبة وجوده في القشرة الأرضية وهو يعتبر مكون ضروري لأنسجة النباتات والحيوانات، كما تلعب أيونات الصوديوم أدوار متنوعة في العديد من العمليات الفسيولوجية في الجسم. في الخلايا الاستثارية، على سبيل المثال تعتمد على إدخال أيونات الصوديوم الموجبةNa+ لإزالة الاستقطاب وانتقال الإشارات العصبية في الجهاز العصبي المركزي للبشر مثال على ذلك. الصوديوم بشكله الفلزي جزء ضروري في صناعة ملح الإستر وتصنيع المركبات العضوية كما أن هذا الفلز القلوي هو جزء من كلوريد الصوديوم NaCl(ملح الطعام) الضروري للحياة كما أن له استخدامات أخرى، تشمل :  استخدامه في بعض السبائك لتحسين بنيانها .  في الصابون ( الصودا مع الأحماض الدهنية ).  لجعل سطوح المعادن ملساء.  لتنقية المعادن المصهورة.  في مصابيح بخار الصوديوم, لإنتاج إضاءة كهربائية بفاعلية عالية جدًا. أما من ناحية مركبات الصوديوم فإن كلوريد الصوديوم, المعروف بملح الطعام, هو أكثر مركبات الصوديوم شيوعًا, ولكن الصوديوم موجود في معادن أخرى كثيرة, مثل: أمفيبول, الكريوتيل, الهاليت (الملح الصخري), الزيوليت وغيرها. والصوديوم مهم للصناعات الكيميائية مثل: صناعة الزجاج, التعدين, الورق, الصابون, والأقمشة. والصابون بشكل عام ملح الصوديوم مع أحماض دهنية معينة. ومركبات الصوديوم الأكثر أهمية هي ملح الطعام الاعتيادي NaCl, وكربونات الصوديوم NA2CO3, وكربونات الصوديوم الهيدروجينية NaHCO, وهيدروكسيد الصوديوم NaOH, ونترات الصوديوم NaNO3, ثنائي وثلاثي فوسفات الصوديوم, وثيوكبريتات الصوديوم Na2S2O3.5H2O, والبوراكس .Na2B4O7.10H2O وهناك ثلاثة عشر نظيرًا للصوديوم تم إكتشافها. والنظير المستقر الوحيد هوNa-23 . الصوديوم له نظيران مشعان ناتجان عن الأشعة الكونية هما (Na-22, بنصف عمر يساوي 2,605سنة, Na-24 بنصف عمر تقريبًا 15 ساعة).

5. المغنيسيوم:

يعطي لونا أبيض براقًا و وميضًا يزيد من تألق الألعاب النارية. و هو عنصر فلزي غير نشط إلى حد ما ولونه فضي مبيض ورمزه الكيميائي Mg وهو يقع في المجموعة الثانية من الجدول الدوري وهو ينتمي لمجموعة الفلزات القلوية الأرضية. العدد الذري للمغنيسيوم 12 ووزنه الذري 24.305 وكثافته 1.74 جرام/سم3 ودرجة انصهاره 649 درجة سيليزية ودرجة غليانه 1107 درجة سيليزية. تم استخلاص هذا العنصر عام 1808 من قبل الكيميائي البريطاني السير همفري ديفي وحاليًا يتم الحصول عليه من خلال التحليل الكهربائي لمصهور كلوريد المغنيسيوم. والمغنيسيوم عنصر قابل للسحق والطرق عند تسخينه، وبخلاف البيريليوم فإن المغنيسيوم يعتبر من أخف الفلزات الذي يبقى مستقرًا عند الظروف الجوية العادية، فالمغنيسيوم لا يتفاعل مع الأكسجين والماء أو القلويات عند درجة حرارة الغرفة ولكنه يتفاعل مع الحموض. وعند تسخينه لدرجة حرارة 800 درجة سيليزية فإنه يتفاعل مع الأكسجين وينتج عن ذلك التفاعل ضوء أبيض ساطع. يحتل المغنيسيوم المرتبة السادسة من حيث وجوده في القشرة الأرضية. فهو يوجد في معادن الكرنالايت والدلومايت والمجنيسايت وكذلك يوجد على شكل أملاح مثل كلوريد المغنيسيوم وغيرها. للمغنيسيوم العديد من التطبيقات فمثلًا يستخدم كربونات المغنيسيوم MgCO3 كمادة عازلة، أما كلوريد المغنيسيوم MgCl2.6H2O فيستخدم كمادة مالئة في صناعات الأنسجة القطنية والصوفية وكذلك في صناعات الورق والاسمنت والسيراميك، ويستخدم سترات المغنيسيوم Mg3(C6H5O7)2 في الصناعات الدوائية، ويستخدم هيدروكسيد المغنيسيوم Mg(OH)2 كمادة مسهلة وكمادة تستخدم في عملية تنقية السكر. وتدخل السبائك التي يوجد فيها المغنيسيوم في العديد من الصناعات فالسبيكة المكونة من الألمنيوم والنحاس والمغنيسيوم مثلا تدخل في صناعة أجزاء الطائرات والأطراف الصناعية والأجهزة البصرية. كما يدخل مسحوق المغنيسيوم في صناعات فلاشات التصوير والقنابل الحارقة وغيرها.

6. الألمنيوم:

يعطي وهجًا فضيًا ولذلك يكثر استعماله في الألعاب النارية المطلقة للشرارات. و هو عنصر فلزي، وزنه خفيف، أبيض فضي اللون ينتمي للمجموعة الرئيسية Alll (مجموعة البورون) من الجدول الدوري رمزه الكيميائي Al وكثافته 2.699 جرام/سم3 ودرجة انصهاراه 660 درجة سيليزية ودرجة غليانه 2327 درجة سيليزية. الألمنيوم العنصر الفلزي الأكثر وفرة في القشرة الأرضية والمعدن غير الحديدي المستعمل على نطاق واسع. بسبب نشاطه الكيميائي، فإن الألمنيوم لا يوجد حرًا في الطبيعة، لكن مركباته توجد على نطاق واسع أو ضيق في كل الصخور، والنباتات، والحيوانات. والمادة الخام الرئيسية للحصول عليه هي البوكسايت. يتركز الألمنيوم في الستة عشر كيلومترًا الخارجية من القشرة الأرضية، ويحتل الألمنيوم من حيث نسبته في القشرة الأرضية حوالي 8.8% المركز الثالث بعد الأكسجين والسيليكون. ويشكل عندئذ أكثر من 82% من كتلة القشرة الأرضية. يدخل الألمنيوم في صناعة الطائرات والسيارات وتصنيع بعض الأجهزة الكيميائية والمنزلية والأسلاك الكهربائية والمكثفات وغيرها.

7. الفوسفور:

يشتعل الفوسفور تلقائيًا في الهواء كما أنه قد يكون أحد مكونات وقود الألعاب النارية. و هو عنصر كيميائي لا فلزي رمزه الكيميائي P وهو يقع في المجموعة الخامسة عشر من الجدول الدوري، وعدده الذري15 ووزنه الذري 30.974. واكتشف الفوسفور عام 1669 من قبل الكيميائي الألماني هينخ براند أثناء تجاربه لتحضير الذهب من الفضة. والفوسفور يوجد في ثلاث أشكال تآصلية، وهي: الفوسفورالعادي أو الأبيض والفوسفور الأحمر والفوسفور الأسود. ومن بين تلك التآصلات فقط الفوسفور الأبيض والفسفور الأحمر اللذان لهما الأهمية الاقتصادية. فالفوسفور الأبيض يتحول لونه إلى اللون الأصفر عند تعرضه لأشعة الشمس وهو عبارة عن مادة صلبة بلورية وشمعية الملمس وتتوهج بضعف في وجود الهواء الرطب وهو أيضًا مادة سامة جدًا. والفوسفور الأبيض يشتعل تلقائيًا في الهواء عند درجة حرارة 34 درجة سيليزية لذلك يجب حفظه تحت الماء. فهو غير قابل للذوبان في الماء ولكنه شحيح الذوبان في المذيبات العضوية وشديد الذوبان في ثاني كبريتيد الكربون. درجة انصهار الفوسفور الأبيض 44.1 درجة سيليزية ودرجة غليانه 280 درجة سيليزية. ويحضر الفوسفور الأبيض على النطاق التجاري من خلال تسخين فوسفات الكالسيوم مع الرمل (ثاني أكسيد الكربون) وفحم الكوك في الفرن الكهربائي، وعند تسخينه لدرجات حرارة تتراوح ما بين 230 – 300 درجة سيليزية في غياب الهواء فإنه يتحول إلى الفوسفور الأحمر. والفوسفور الأحمر عبارة عن مسحوق بلوري دقيق وغير سام وهو يتسامى (التحول مباشرة من الحالة الصلبة إلى الحالة الغازية بدون المرور بالحالة السائلة) عند درجة حرارة 416 درجة سيليزية وكثافته 2.34 جرام/سم3 أما الفوسفور الأسود فإنه يتكون نتيجة تسخين الفوسفور الأبيض عند درجة حرارة 200 درجة سيليزية بوجود ضغط عال، وكثافته 2.96 جرام/سم3. والفوسفور موزع على الأرض على نطاق واسع وترتيبه الحادي عشر من حيث وفرته في القشرة الأرضية ولكنه لا يوجد بحالته الحرة فهو يوجد على شكل مركبات الفوسفات كما هو الحال في الصخر الفوسفاتي والأباتيت. كما يوجد في حالته المتحدة في جميع الأتربة المخصبة وفي الماء الطبيعي. وعنصر الفوسفور هام للنبات والحيوان فهو المكون لعظام الحيوانات على شكل فوسفات الكالسيوم. أغلب مركبات الفوسفور ثلاثية أو خماسية التكافؤ. فالفوسفور يتحد بسهولة مع الأوكسجين مكونًا الأكاسيد من أهمها أكسيد الفوسفور III وأكسيد الفوسفور V. فأكسيد الفوسفور III مركب صلب أبيض اللون وإسترطابي فهو يمكن تذويبه من خلال الرطوبة الموجودة في الهواء وأبخرته سامة ويستخدم كعامل مختزل. أما أكسيد الفوسفور V فهو مركب صلب لا بلوري يتسامى عند درجة حرارة 250 درجة سيليزية ويتفاعل مع الماء مكونًا حمض الفوسفوريك ويستعمل كعامل تجفيف. والفوسفور أيضًا يشكل الهيدريدات مع الهيدروجين ومن أهم تلك الهيدريدات الفوسفين PH3. فجميع الهالوجينات تتحد مباشرة مع الفوسفور مكونة الهاليدات والتي تستخدم لتحضير الحموض الهالوجينية والمركبات العضوية. إن من أكثر مركبات الفوسفور أهمية هي حمض الفوسفوريك وأملاح حمض الفوسفوريك وهي عادة ما تستخدم كأسمدة زراعية. كما تستخدم مركبات الفوسفور في تنقية محاليل السكر وصنعة المواد المقاومة للحرائق والسبائك مثل سبيكة برونز الفوسفور وغيرها. ويستخدم الفوسفور الأبيض في صناعة سموم الفئران والفوسفور الأحمر في صناعة أعواد الثقاب.

8. الكبريت:

أحد مكونات المسحوق الأسود ووقود الألعاب. و هو عنصر كيميائي لا فلزي ذو لون أصفر فاتح ورمزه الكيميائي S, وهو يقع في المجموعة السادسة عشر من الجدول الدوري أو (VIA), وعدده الذري 16 ووزنه الذري 32.064. في السابق كان يعرف بإسم الحجر المتفجر وقد عرف الكبريت منذ زمن بعيد وبسبب قابليته للاشتعال فقد اعتبره الكيميائيون القدامـى الأساس لعمليــات الحرق. جميع أنواع الكبريت غير قابلــة للذوبان في المــاء ولكن الأشكال البلورية منه قابــله للذوبــان في ثانــي كبريتيد الكربون. عندما ينصهر الكبريت العــادي فــإنه يكون سائل ذو لون عسلي يسود اللون بالتدريج مع زيــادة الحــرارة وأخــيًرا يصــل إلى درجة الغــليان. وعنــدما يتم تبـــريد الكبريـــت المنــصهر ببطء فإن صفاته الفيزيائية تتغير طبقــًا لدرجة الحرارة والضغط وطبقـًا التبريد أو التشكل. والكبريــت يوجد فــي عدة أشـــكال تعرف باسم التـــآصلات ولكن أشهرها الكبريــت المعــيني والكبريــت الأبري. أما أكثرها استقرارًا فهو الكبريت المــعيني فهــو كبريت صــلب بــلوري كثـــــافته 2.06 جــرام/سم3 عند درجة حرارة 20 درجة سيليزية وهو قلــيل الذوبــان في الزيــوت وشديــد الذوبان في ثاني كبريتيد الكربــون. وعند حفظ الكبريت المعيني عند درجــات حرارة تتــراوح مــابين 120 – 94.5 درجة سيلــيزية فإنه يتحول إلى الكبريت الأبري وكثافته تصبح 1.96 جرام/سم3، وعند صهر الكبريت المعيني عند درجة حرارة 115 .21 درجة سيليزية فإنه يتحول إلى سائل ذو لون أصفر باهت سهر الحركة وهـــذا السائل يصبح ذو لون داكــن ولزج عند درجــة حــرارة 160 درجة سيــليزيــة. ولكن عنــد تسخــين الكبريت لدرجة الغليان تقريبًا 444.6 درجة سيليزية وصبه بســرعة في مـــاء بــارد فــــإنه تتكون مــادة لزجة مطـــاطيــة تعر باسـم الكبريت المــطاطي. وللكبريت حالات تأكسد وهي +2 كما في مركبي كبريتيد الحديد FeS و +4 كما في مركب SO2 و +6 كما في مركبBaSO4 ، فهو يتـــحد مع الأكســـجين والــعناصر الفلـــزية في وجود الحرارة مكونـــا الكــبريتيداتا, ومن أشـــهر تلك الكبريتيــــدات كبريـــتيد الهيـــدروجين وهو غــاز سام رائـــــحته تشبـــه رائـــحة البيض الـــفاسد, كــما يتحد الكــــبريت مع الكــــلور بنسب مخـــتلفة مكــــونًا أول كلوريــــد الكبريت و ثانـــي كلوريد الكبريت, وعنــد حرقه في الهواء فإنــــه يكون ثانـــي أكسيــــد الكبريــــت SO2 وهو غــــاز ثقـــيل عديــم اللـــون ذو رائحة خانــــقة. أمـــا في الهـــواء الرطــب فـــإنه يتأكســـد ببطء إلى حمــض الكبريــــتيك والــــذي يعتــــبر الأســــاس للحمـــوض الكبريــتية الأخرى ولأمــــلاح الحموض الكــــبريتية. يحتل الكبــــريت المرتبة السادسة عشرة من حيـــث نسبة وجوده في القشـــرة الأرضية وهو يوجد بالـــشكل الحر أو على شكل مركبــــات. فمن أهم المعادن التي تحتوي على الكبريت بصورة كبريتيد هـــي الجالينا PbS وبلـــند الخارصينZnS وبيريـــت النحـــاس S2(Cu,Fe) والـــسنابارHgS والستبـــنايت Sb2S3وبيريت الحديد FeS2 , كما يوجد في معــــادن أخرى على شكل كبريتات مثــال البــارايتBaSO4 السيليســايت SrSO4والجبس CaSO4.2H2O ، كما يوجد في العديــــد من المركــبات العضوية مثــل لأبيض والشعر والبروتــــينات وزيــت الثــــوم .

9. الكلور:

واحد من أهم مكونات المواد المؤكسدة, كما أن هنالك بعض الأملاح المحتوية على الكلور والتي تستخدم لإضفاء ألوان مختلفة على الألعاب. و هو عنصر غازي اصفر مخضر رمزه الكيميائي Cl، يقع في المجموعة 17 (أو VllA) من الجدول الدوري. الكلور هو أحد الهالوجينات. العدد الذري للكلور 17، و وزنه الذري 35.453 ، كثافته 0.0032 جرام/سم3. درجة انصهاره 100.93 – درجة سيليزية ودرجة غليانه 34.15 درجة سيليزية. استخلص الكلور أول مرة عام 1774 من قبل الكيميائي السويدي كارل ويليام شيل، الذي اعتقد بأن الغاز كان مركبًا؛ حتى حلول عام 1810 الذي أثبت فيه الكيميائي البريطاني السير هومفري ديفي بأن الكلور عنصرًا وأعطاه اسمه الحالي ولغاز الكلور رائحة مزعجة وتكون سامة جدًا عند التراكيز العالية، فقد كان أول غاز يستعمل كغاز سام في الحرب العالمية (1919-1914). لا يوجد الكلور حرًا في الطبيعة، ولكن مركباته عديدة وكثيرة، يصنف بأن العنصر العشرون من حيث وجوده في القشرة الأرضية. الكلور عنصر نشيط حيث يتفاعل مع الماء والمركبات العضوية، والكثير من الفلزات. تم تحضير أربعة أكاسيد وهي ClO2،Cl2O ،Cl2O6 ، . Cl2O7 الكلور لا يحترق في الهواء، لكنه يدعم احتراق العديد من المواد؛ فشمعه من البرافين, على سبيل المثال, تحترق في الكلور مع لهب مدخن. الكلور والهيدروجين يمكن أن يبقيا سويةً في الظلام, لكنهما يتفاعلان بشكل عنيف في وجود الضوء. محاليل الكلور في الماء مألوف في البيت كمواد التنظيف. يمكن تحضير الكلور عن طريق التحليل الكهربائي لكلوريد الصوديوم مع تكون هيدروكسيد الصوديوم كمنتج ثانوي. وبسبب أن الطلب على الكلور أكثر منه لهيدروكسيد الصوديوم, فإنه يتم انتاج الكلور عن طريق معالجة الملح مع أكاسيد النيتروجين أو من خلال أكسدة كلوريد الهدروجين . يستعمل الكلور في تقصير اللب الورقي والمواد العضوية الأخرى, كما يدخل في تعقيم المياه, ويدخل في صناعة البروم ورباعي إيثيل الرصاص ومركبات أخرى .

10. البوتاسيوم:

أحد مكونات المواد المؤكسدة مثل نترات البوتاسيوم وكلورات البوتاسيوم وغيرهما. و هو عنصر كيميائي فلزي لين جدا و نشط كيميائيا، رمزه الكيميائي K (من الكلمة الاتينية kalium المشتقة من العربية قلي) و هو يقع في المجموعة الاولى من الجدول الدوري و هو يعتبر من العناصر القلوية و عدده الذري 19 و وزنه الذري 39.098، و درجة انصهاره 63 درجة سيليزية و درجة غليانه 760 درجة سيليزية و كثافته 0.86 جرام/سم3. أكتشف البوتاسيوم و تم تسميته بهذا الإسم عام 1807 من قبل الكيميائي البريطاني السير همفري ديفي. و البوتاسيوم عنصر فلزي ذو لون فضي و لين لدرجة أنه يمكن قطعه بالسكين و صلابته تساوي 5 حسب مقياس موهس للصلابة. و للبوتاسيوم ثلاثة نظائر طبيعية ذات كتل ذرية قيمتها 39 و 40 و 41. فالبوتاسيوم -40 مشع و له نصف عمر يقدر ب 1.28 مليار سنة، أما النظير الأكثر شيوعا هو البوتاسيوم -39. يحضر فلز البوتاسيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمصهور هيدروكسيد البوتاسيوم و فلوريد البوتاسيوم. و فلز البوتاسيوم يتأكسد بسرعة فور تعرضه للهواء، و يتفاعل بشدة مع الماء معطيا هيدروكسيد البوتاسيوم و غاز الهيدروجين. و بسبب كون الغاز الناتج عن ذلك التفاعل يحترق تلقائيا فإن البوتاسيوم يحفظ دائما تحت سائل مثل الكيروسين حيث لا يتفاعل معه. و البوتاسيوم يوجد في الطبيعة بكميات كبيرة حيث يحتل المرتبة الثامنة من حيث وجوده في القشرة الأرضية، فهو يوجد في العديد من المعادن مثل الفلسبار و الملح الصخري و غيرها. كما يوجد البوتاسيوم في أنسجة الحيوان و النبات. يستخدم البوتاسيوم في الخلايا الكهرضوئية، و يكون البوتاسيوم مركبات مقابلة للمركبات التي يكونها الصوديوم، فمثلا يستخدم بروميد البوتاسيومKBr في التصوير و النقش و الطباعة الحجرية، كما يستخدم في الطب كمسكن، أما كرومات البوتاسيومK2CrO4 و ثنائي كرومات البوتاسيوم K2Cr2O4 فهما عاملين مؤكسدين قويين يستخدمان في صناعة أعواد الثقاب و الألعاب النارية و كذلك في دباغة الجلود. و يستخدم يوديد البوتاسيوم KI في التصوير و في تحضير المستحلبات الجيلاتينية المستخدمة في الطب لمعالجة الروماتزم و الكشف عن النشاط الزائد للغدة الدرقية. و يدخل نترات البوتاسيوم KNO3 في صناعة أعواد الثقاب و الألعاب النارية وكذلك في حفظ اللحوم، كما يستخدم كبريتات البوتاسيوم K2SO4 في صناعة الأسمدة الزراعية، و تدخل ترترات البوتاسيوم الهيدروجينية KHC4H4O6 في صناعة مسحوق الخبيز و في الطب أيضا، كما يستخدم برمنجنات البوتاسيوم KMnO4 كمبيد للحشرات و مطهر، عوضا عن كونه عامل مؤكسد قوي. و في السابق كان مصطلح البوتاس يطلق على كربونات البوتاسيوم و لكن حاليا عمم هذا المصطلح ليشمل عددا من مركبات البوتاس. فكربونات البوتاسيوم K2CO3 و المعروف باسم البوتاس يدخل في صناعة الزجاج الصابون، و يدخل كلورات البوتاسيوم KCIO3 أو كلورات البوتاس في صناعة أعواد الثقاب و الألعاب النارية كما يعرف عنه بأنه يمكن أن يستخدم لتحضير الأكسجين منه، أما كلوريد البوتاس أو كلوريد البوتاسيوم KCI فهو يدخل في صناعة الأسمدة الزراعية و في صناعة مركبات أخرى للبوتاسيوم. كما تدخل البوتاس الكاوية KOH أو هيدروكسيد البوتاسيوم في صناعة الصابون و صناعة مركبات كيميائية أخرى.

11. الكالسيوم:

الأملاح المحتوية على الكالسيوم تعطي اللون البرتقالي. و هو عنصر كيميائي فلزي أبيض فضي اللون نشط كيميائيًا، رمزه Ca يقع في المجموعة الثانية (أو IIA) من الجدول الدوري. الكالسيوم هو أحد الفلزات القلوية الترابية. عدده الذري 20 ووزنه الذري 40.078 وكثافته 1.55 جرام/سم3، ودرجة انصهاره 850 درجة سيليزية ودرجة غليانه 1440 درجة سيليزية. استخلص الكالسيوم عام 1808 من قبل الصيدلي البريطاني السير هومفري ديفي عن طريق التحليل الكهربائي. للكالسيوم ستة نظائر مستقرة وعددًا من النظائر المشعة وعند تعرض الكالسيوم للهواء يتغير لونه للون الأصفر. يصنف الكالسيوم بأنه العنصر الخامس من حيث وجوده طبيعيًا في القشرة الأرضية ولكنه لا يوجد بصورة حرة. يوجد الكالسيوم في عددًا من المركبات الهامة مثل كربونات الكالسيوم CaCO3 حيث يوجد في معدن الكالسيت والرخام والحجر الجيري وكذلك يوجد الكالسيوم في مركب كبريتات الكالسيوم CaSO4 وهو المركب الذي يكون الجبس وأيضًا يوجد في فلوريد الكالسيوم CaF2 الذي يكون معدن الفلوريت ويوجد أيضًا في فوسفات الكالسيوم Ca3(PO4) حيث يكون صخر الفوسفات وفي العديد من السيليكات. في الهواء البارد الجاف لا يتفاعل الكالسيوم مع الأكسجين ولكن عندما يسخن يتحد بشدة مع الهالوجينات والأكسجين والكبريت والفوسفات والهيدروجين والنيتروجين. يتفاعل الكالسيوم بعنف مع الماء مكونًا هيدروكسيد الكالسيوم Ca(OH). والكالسيوم أساسي لجميع الأجسام الحية، وخاصة البشر والحيوانات. وهو ضروري لنمو العظام والأسنان وصيانتهما، ويساعد الدم على التخثر والعضلات على التقلص ويؤمن الطعام اليومي المشتمل على الخضراوات، والحليب، ومنتجات الألبان، كمية كافية من الكالسيوم تلبي الاحتياجات العادية لجسم الإنسان ولمركبات الكالسيوم أهميتها الصناعية فمثلًا يستعمل فلوريد الكالسيوم وكبريتات الكالسيوم في صنع الإسمنت والجص لأعمال البناء، وهناك عمليات صناعية مختلفة مثل: دباغة الجلود، وتكرير النفط يستعمل فيها أكسيد الكالسيوم.

12. التيتانيوم:

يشتعل كمسحوق أو رقاقات ليكسب الألعاب النارية لونا فضيا. و هو عنصر كيميائي فلزي ذو لون فضي مبيض، رمزه Ti ويستخدم أساسًا في صناعة السبائك الخفيفة والقوية. ويعتبر التيتانيوم واحد من العناصر الانتقالية من الجدول الدوري و عدده الذري 22، ووزنه الذري 47.887. أكتشف التيتانيوم عام 1791 في معدن الميناكانايت من قبل رجل الدين الإنجليزي ميليام جورج، حيث قام بإطلاق اسم ميناكايت على العنصر الجديد. وبعد أربعة سنوات قام الكيميائي الألماني مارتين هنريك كلابروث بإعادة اكتشافه في معدن الروتايل و قد أطلق عليه اسم تيتانيوم على اسم البطل في الأساطير الإغريقية تايتان. وفي عام 1910 تم استخلاص العنصر. التيتانيوم النقي قابل للذوبان في الحموض المركزة مثل حمض الكبريتيك و حمض الهدروكلوريك وهو غير قابل للذوبان في الماء. ومعدن التيتانيوم هش جدًا عندما يكون باردًا ولكنه قابل للسحب و الطرق عند درجات الحرارة العالية. درجة حرارة انصهار التيتانيوم 1660 درجة سيليزية و درجة غليانه 3287 درجة سيليزية وكثافته 4.5 جرام/سم3. يحترق التيتانيوم في الأكسجين عند درجة حرارة 610 درجة سيليزية مكونًا ثاني أكسيد التيتانيوم ويحترق في النيتروجين عند 800 درجة سيليزية مكونًا نيتريد التيتانيوم TiN . ويظهر التيتانيوم أعداد تأكسد +2، +3 و +4، ويكون أملاحًا مثل رباعي كلوريد التيتانيوم TiCl2 و ثالث كلوريد التيتانيوم TiCl3 و ثاني كلوريد التيتانيوم TiCl2. ويحتل التيتانيوم المرتبة الثامنة من حيث نسبة وجوده بالقشرة الأرضية و لكنه لا يوجد أبدًا في حالته الحرة. فهو يوجد كأكسيد في معدن الإلمينايتFeTiO3 ، والروتايل TiO2 و السفين CaO.TiO2.SiO2 . و للحصول على أكسيد التيتانيوم يتم سحق المعدن وخلطه بكربونات البوتاسيوم و محلول حمض الهيدروفلوريك المائي فيتكون فلورو تيتانات البوتاسيوم K2TiF6. و من ثم يتم استخلاص الفلورو تيتانات بالماء الساخن ومن ثم تفكيكه بالأمونيا. ومن ثم يتم حرق الناتج في وعاء من البلاتين فيتكون أكسيد التيتانيوم. و يمكن الحصول على التيتانيوم بصورته النقية عن طريق معالجة الأكسيد بالكلور فيتكون رباعي كلوريد التيتانيوم وهو سائل متطاير ومن ثم اختزال السائل بالمغنيسيوم في وعاء مغلق من الحديد فينتج التيتانيوم ومن ثم يصب التيتانيوم في قوالب . يدخل التيتانيوم في صناعة العديد من السبائك فسبيكة التيتانيوم والألومنيوم والفاناديوم تدخل في صناعة الأجزاء الخارجية للطائرات وقطع الهيدروليك وقطع المحرك. كما أن العديد من قطع المحركات النفاثة تصنع من التيتانيوم، كما يستعمل التيتانيوم في صناعة أجزاء من الصواريخ ومركبات الفضاء فكبسولة أبوللو مثلًا صنعت بنسبة كبيرة من التيتانيوم. كما أن حاليًا يتم استخدام التيتانيوم في جراحات العظام و غيرها. كما يستعمل ثاني أكسيد التيتانيوم و المعروف باسم التيتانيوم الأبيض في صناعة أصباغ اللون الأبيض والدهانات و البلاستيك والورق والمطاط.

13. النحاس:

مركبات النحاس المختلفة تعطي وهجا أزرق للألعاب. و هو عنصر كيميائي لونه أحمر بني ينتمي إلى مجموعة العناصر الانتقالية يقع في المجموعة lB أو المجموعة الحادية عشرة. عدده الذري 29 و وزنه الذري 63.546 وكثافته 8.94 جرام/سم3 ودرجة انصهاره 1082.9 درجة سيليزية و درجة غليانه 2594.9 درجة سيليزية. عرف النحاس منذ زمن بعيد ، عرفه الرومان باسم كوبرم و اسمه مشتق من اسم جزيرة قبرص Cyprus. النحاس عنصر قابل للسحب و الطرق و التشكيل وهو موصل ممتاز للحرارة و الكهرباء. توجد العديد من المعادن التي تحتوي على النحاس و منها الكوبريت Cu2O ، الأزوريت 2CuCO3.Cu(OH)2 ، الكالكوبيريت CuFeS2 و الملاكايت CuCO3.Cu(OH)2. أكبر المناجم للنحاس توجد في الولايات المتحدة الأمريكية و تشيلي وكندا و زامبيا و جمهورية الكونغو الديمقراطية (زائير سابقا) والبيرو. يتراوح تعدين النحاس حسب تركيب الخام. النحاس الخام يطحن و يغسل و يوضع في قضبان. تختزل الأكسيدات و الكربونات من خلال الكربون. الخامات الأكثر أهمية ، الكبريتيدات ، و التي تحتوي على ما لا يزيد عن 12% و أحيانا لا تتجاوز الواحد في المئة من النحاس، يجب طحنها أولا وتركز بالتعويم. الخامات المركزة تصهر في فرن ترددي و ينتج عن تلك العملية نحاس فلزي خام نقاوته 98%. النحاس الخام ينقى أكثر عن طريق التحليل الكهربائي، ينتج قضبان تتجاوز نسبة نقاوتها عن 99%. يستخدم النحاس في صناعة الكابلات الكهربائية و الأسلاك و أيضا في صناعة العملات المعدنية. لسبائك النحاس العديد من الاستخدامات و أهمها البرونز و البراس (صفر). النحاس لا يتفاعل مع الماء و لكن في الجو الرطب تتشكل طبقة خضراء على النحاس النحاس لا يتفاعل مع حمضي الهيدروكلوريك و الكبريتيك المخففين و لكنه يتفاعل مع حمض النيتريك حيث ينتج عن تفاعل النحاس مع حمض النيتريك أكاسيد النيتروجين. يشكل النحاس سلسلتين من المركبات الكيميائية: النحاسوز أو النحاس I ، وفيها يكون عدد تأكسد النحاس 1 ، و النحاسيك أو النحاس ll ، وفيها يكون عدد تأكسد النحاس 2. مركبات النحاسوز تتأكسد بسهولة إلى نحاسيك بمجرد تعرضها للتهوية في العديد من الحالات ، فمركبات النحاسيك مستقرة. لبعض محاليل النحاس المقدرة لإذابة السليولوز ، وبالتالي و لهذا السبب استخدمت كميات كبيرة من النحاس في صناعة الحرير الصناعي. يستعمل النحاس أيضا في العديد من الصبغات وفي المبيدات الحشرية وغيرها.

14. الخارصين(الزنك):

فلز أبيض يميل إلى الزرقة يضفي تأثيرات دخانية. و هو عنصر كيميائي فلزي ذو لون أبيض رصاصي رمزه Zn وهو ينتمي إلى مجموعة العناصر الانتقالية من الجدول الدوري. العدد الذري للخارصين 30 ووزنه الذري 65.409، وكثافته 7.14 جم/سم3، ودرجة انصهاره 420 درجة سيليزية ودرجة غليانه 907 درجة سيليزية. وخامات الخارصين كانت معروفة منذ القدم ولكن العناصر لم يكتشف إلا في عام 1746 عندما قام الكيميائي الألماني أندريس سيغيسموند مارجراف باستخلاصه عن طريق تسخين الكالامين مع الفحم النباتي. والخارصين النقي عبارة عن فلز بلوري غير قابل للذوبان في الكحول والحموض والقلويات، وهو هش جدًا عند درجة حرارة الغرفة ويصبح قابل للسحب والطرق والتشكيل عند درجة حرارة تتراوح ما بين 120 إلى 150 درجة سيليزية. والخارصين لا يتأثر بالهواء الجاف ولكنه يتأثر بالهواء الرطب فيتأكسد ويكزن طبقة كربونية على سطحه تمنع مزيدًا من التأكسد. يحتل الخارصين المرتبة الرابعة والعشرون من حيث نسبة وجوده في القشرة الأرضية وهو لا يوجد مطلقًا في حالته الحرة، فهو يوجد على شكل أكسيد الخارصين ZnO في معدن الزنكسايت وعلى شكل سيليكات الخارصين 2ZnO.SiO2H2O في معدن الهيممورفايت وعلى صورة كبريتيد الخارصين ZnS في معدن السفاليرايت أو ركاز الخارصين وعلى شكل كربونات الخارصين ZnCO3 في معدن السميثسونايت، والمعدنين الأخيرين يستخدمان كمصدر للخارصين. أما عملية استخلاص الخارصين من خاماته تمر بعدة مراحل من أهمها تحويل الخام إلى أكسيد ومن ثم اختزال الأكاسيد بالكربون واستخلاص الخارصين وتنقيته. يستخدم الخارصين كمادة واقية من الصدأ تغطى بها بعض المعادن الأخرى مثل الحديد والفولاذ، ما يدخل الخارصين في صناعة العديد من السبائك، كما تستعمل بعض مركباته في العديد من الصناعات، فأكسيد الخارصين مثلًا يستخدم كمادة حافظة للخشب.

15. السترنتيوم(السترونشيوم):

تعطي أملاح السترنتيوم اللون الأحمر, كما أن بعض مركباته تعمل على ثبات خليط الألعاب النارية. و هو السترونتيوم عنصر كيميائي وفلز فضي لين، يوجد في شكل عدد من النظائر (ذرات بنفس العدد الذري ولكن بأوزان ذرية مختلفة). والسترونتيوم 90 نظير مشع خطر يوجد في الغبار المتساقط من بعض التفجيرات النووية. ويدمر نشاط هذا النظير الأنسجة التي تنتج الدم لدى البشر، والحيوانات. ويوجد السترونتيوم في معادن السلستيت والسترونتينيت ويتحـــد فورًا مع الأكســجين والنيتروجين والهيدروجين. ويحترق نيتريت الســـترونتيوم (Sr[NO3]2) بلهب قرمزي، ويستخدم في الإشارات المضيئة والمفرقعات الاستعراضية. والرمز الكيميائي للسترونتيوم Sr وعدده الذري 38، ووزنه الذري 87,62، وينصهر عند درجة 769°م ويغلي عند درجة 1384°م. وقد اكتشفه أدير كراوفورد من أيرلندا عام 1790م.

16. الأنتيمون(الإثمد):

يعمل على إضفاء البريق على الألعاب النارية. و هو عنصر كيميائي صلب شبه فلز فضي اللون يقع في المجموعة الخامسة عشرة أو VA من الجدول الدوري. رمزه الكيميائي Sb ، عدده الذري 51 و كتلته الذرية 121.76 ، كثافته 6.68 جرام/سم3. درجة انصهاره 630 درجة سيليزية و درجة غليانه 1635 درج سيليزية. للأنتيمون أشكال تآصلية عدة. فالشكل الثابت منه فلز فضي اللون أو أزرق مبيض أما الأنتيمون الأصفر و الأنتيمون الأسود فهما لا فلزية وتوجد عند درجات الحرارة المنخفضة. المصدر الأساسي للأنتيمون هو معدن الستبنايت Sb2S3 حيث يستخلص الأنتيمون منه باختزاله بفلز الحديد. الأنتيمون عنصر قابل للاشتعال في الهواء الجوي و لمنه لا يتأثر بالماء أو الحموض المخففة. يتأثر بالحموض الأكسيدية و بالهالوجينات. يخلط الأنتيمون مع فلزات أخرى لزيادة صلابته و كذلك يستخدم في صناعة أشباه المواصلات ذات نوعية خاصة و أيضا يستخدم في صناعة البلاستيك و الكيماويات.

17. الباريوم:

أملاحه تضفي اللون الأخضر على الألعاب, كما أن مركباته تعمل على ثبات خليط الألعاب النارية. و هو عنصر كيميائي رمزه Ba لين، فضي اللون، إلى حد كبير عنصر فلزي نشط. يقع الباريوم في المجموعة الثانية أو في (All)من الجدول الدوري وهو أحد عناصر الفلزت القلوية الترابية. عدده الذري 56. تم اكتشاف عنصر الباريوم عام 1808 من قبل العالم الإنجليزي السير هومفري ديفي. يتفاعل العنصر بشدة مع الماء و يصدأ بسرعة بالهواء الرطب. في الحقيقية العنصر نشط بشدة بحيث لا يوجد في الطبيعة إلا على شكل مركبات. من أكثر مركباته أهمية كبريتات الباريوم و كربونات الباريوم، BaCO3 الباريوم العنصر الرابع عشر لأكثر العناصر شيوعًا في القشرة الأرضية. الوزن الذري للباريوم 137.33. درجة انصهاره 710 درجة سيليزية وكثافته 3.62 جرام/سم3. لفلز الباريوم بعض التطبيقات العملية على الرغم من أنه يستعمل أحياناً في طلاء الموصلات الكهربائية في الأجهزة الإلكترونية و في أنظمة تشغيل العربات. كبريتات الباريوم BaSO4 يستعمل كصباغ أبيض و لامتصاص أشعة جاما. وكدليل أثناء تصوير الجهاز الهضمي بالأشعة السينية و تلوين أملاح الباريوم باللون الأخضر. كما يستعمل في صناعة الألعاب النارية التي تعطي بريقاً أخضر. كلوريد الباريوم BaCl2.H2O يستعمل في صناعة الجلود و كمبيد للحشرات. وكربونات الباريوم BaCO3 يستعمل في صناعة المينا والزجاج و الطلاء و كذلك في صناعة سموم الفئران . يستعمل هيدروكسيد الباريوم Ba(OH)2 لامتصاص ثاني أكسيد الكربون.

18. السيزيوم:

مركبات السيزيوم مساعدة لأكسدة مخاليط الألعاب النارية، وتنتج اللون النيلي في الألعاب النارية.

19. الحديد:

ويستخدم الحديد لانتاج البريق، وحرارة المعدن تحدد البريق. و هو الحديد (باللاتينية: ferrum) عنصر كيميائي وفلز، من أقدم المعادن المكتشفة، يرمز له بالرمز Fe وعدده الذري 26. يقع الحديد في الجدول الدوري في المجموعة الثامنة والدورة الرابعة، وهو عنصر ضروري لحياة الإنسان والحيوان كونه يدخل في تركيب خضاب الدم، وكذلك لحياة النباتات كونه أحد العناصر الضرورية لتكوين الكلوروفيل، ويدخل في كل شيء تقريباً. يحتل الحديد المركز الرابع من حيث تواجد العناصر في القشرة الأرضية، وهو فلز قابل للطرق والسحب، وغالباً ما يتواجد في الطبيعة في صورة أكاسيد. ويعتبر الحديد وسبائكه أكثر المواد المعدنية استخداماً على الإطلاق. كما يُعتبر الحديد أكثر العناصر الكيميائية استقراراً على الإطلاق بسبب توازن القوة الكهرومغناطيسية والقوة النووية القوية داخل نواة الذرة، فالعناصر الأخفّ وزناً يمكنهم من خلال الاندماج النووي - والعناصر الأثقل وزناً من خلال الانشطار النووي - أن يصبحوا أقرب في صفاتهم للحديد. تحتوي النيازك الساقطة على الأرض على كميات من الحديد قد تصل إلى 90% من كتلة النيازك. الحديد في الأصل فضي اللون، إلا أنه يتأكسد في الهواء. ويعد الحديد أقوى الفلزات على الإطلاق وأكثرها أهمية للأغراض الهندسية شرط حمايته من الصدأ (أي التفاعل مع الأكسجين). وهناك عدة طرق لحماية الحديد من الصدأ وأبسطها على الإطلاق منع تماس الأكسجين أو الرطوبة عن الحديد وذلك بتغليف الحديد بمادة عازلة مثل استخدام الأصباغ أو عوازل PVC مثلاً. ومن أفضل الطرق المستخدمة لحمايته هي استخدام نظام الحماية الكاثودية لحماية الحديد من الصدأ والتآكل. الحديد في حالته النقية أكثر ليونة من الألومنيوم، لكن يتم زيادة صلادته بإضافة بعض العناصر السبائكية كالكربون بنسب معينة، فيتكون سبيكة الصلب، وهي أقوى ألف مرة من الحديد النقي. يتراوح تكافؤ الحديد بين (2-) و(6+)، إلا أنه في أشهر حالاته يكون تكافؤه (2+) أو (3+). كيفية تكونه يتكوّن الحديد في داخل النجوم العملاقة عند نهاية دورة حياتها، في عملية تسمى بعملية احتراق السيليكون. تبدأ العملية عندما تندمج نواة ذرة كالسيوم مستقرة مع نواة ذرة هليوم، لتتكون ذرة تيتانيوم غير مستقرة. وقبل أن تتحلل ذرة التيتانيوم الغير مستقرة، تندمج مع ذرة هليوم أخرى، لتتكون ذرة كروم غير مستقرة. ثم قبل أن تتحلل ذرة الكروم الغير مستقرة، تتحد مع ذرة هليوم أخرى، لتكوين ذرة حديد غير مستقرة. وقبل أن تتحلل ذرة الحديد الغير مستقرة، تتحد مع ذرة هليوم أخرى، لتكوين ذرة نيكل غير مستقرة. تتحلل ذرة النيكل الغير مستقرة إلى ذرة كوبالت غير مستقرة، والتي تتحلل أخيراً إلى ذرة حديد مستقرة 56Fe. وعندئذ لا تندمج ذرات الحديد المستقرة مع أي عنصر آخر، فتشكل بذلك قلب النجم، ويبدأ النجم عندئذ بالتجمد ويتجه للاستقرار. الخواص الميكانيكية يتم تقييم الخواص الميكانيكية للحديد وسبائكه باستخدام مجموعة متنوعة من الاختبارات، مثل اختبار برينل واختبار روكويل وكلاهما لقياس صلادة الحديد، واختبار قوة الشد وغيرها؛ نتائج هذه الاختبارات على الحديد دقيقة للغاية، بما يسمح باستخدام الحديد لمعايرة أو الربط بين نتائج الاختبارات المختلفة. تعتمد نتائج تلك الاختبارات على درجة نقاء الحديد: فبللورات الحديد في صورته النقية أكثر ليونة من الألمونيوم، ومع إضافة بعض أجزاء من المليون من وزن سبيكة الحديد من عنصر الكربون، فإنها تضاعف من قوة الحديد.[4] تزداد صلادة الحديد بسرعة بزيادة محتوى الكربون في سبيكة الحديد حتى تصل نسبته إلى 0.2 ٪ من وزن السبيكة، وبعد ذلك يتزايد بمعدلات أقل ويصل إلى الذروة عندما يصل محتوى الكربون إلى 0.6 ٪ تقريبا من وزن السبيكة.[5] الحديد النقي المنتج صناعياً (حوالي 99.99 ٪) لديه صلادة تقدر بـ 20-30 HB. التآصل في الحديد يمثل الحديد أفضل مثال لظاهرة التآصل في المعادن، فالحديد يتواجد في ثلاثة أطوار تآصلية وهي (α-Fe، γ-Fe، δ-Fe). يعد فهم ظاهرة التآصل في الحديد هو المفتاح لإنتاج سبائك صلب ذات خصائص محددة للأغراض المختلفة. أولها تكوّناً عندما يتجمد الحديد من حالته السائلة عند 1538 درجة مئوية هو (δ-Fe)، يعد الفيريت (α-Fe) هو الطور الأكثر استقرارا للحديد في درجات الحرارة العادية.[7] أما 912 درجة مئوية وحتى 1400 درجة مئوية، يتحول الحديد تدريجياً من طور الفيريت إلى طور الأوستنيت (γ-Fe)، ويستخدم هذا الطور من الحديد في إنتاج الصلب الذي لا يصدأ، والذي يستخدم في صناعة أدوات المائدة والمستشفيات ومعدات الصناعات الغذائية. نظائر الحديد يوجد الحديد في الطبيعة في هيئة أربعة نظائر مستقرة، تكون موزعة كالآتي 5.845% 54Fe و 91.754% 56Fe و 2.119% 57Fe و 0.282% 58Fe. من المتوقع أن يخضع النظير 54Fe لعملية تحلل بيتا المزدوج ‏(EN)‏، لكن هذه العملية لم تلاحظ بالتجربة بالنسبة لهذه الجسيمات. وحده النظير 57Fe من بين النظائر المستقرة للحديد لديه لف مغزلي ومقداره (−1/2). يعد نظير الحديد 56Fe أكثر نظائر الحديد وفرة وأكثرها ثباتاً. من غير الممكن إجراء عملية انشطار أو اندماج نووي لهذا النظير مع حدوث إصدار للطاقة. يتشكل هذا النظير من نظير النيكل 56Ni الذي يتشكل من نوى أخف من خلال عملية ألفا داخل المستعرات العظمى (اقرأ عملية احتراق السيليكون). يشكل النظير 56 للنيكل نهاية سلسلة تفاعل الاندماج النووي داخل النجوم العملاقة، لأن إضافة جسيم ألفا آخر سيشكل الزنك-60، والذي يتطلب تشكيله طاقة عالية جداً، لذلك فإن النيكل-56، والذي عمر النصف له 6 أيام، يوجد بكثرة في هذه النجوم. أثناء عملية اضمحلال المستعر الأعظم إلى بقايا، تحدث للنيكل-56 عمليتي إصدار بوزيتروني متلاحقتين، يتحول من خلالها أولاً إلى الكوبالت-56، ومن ثم إلى الحديد-56 المستقر، مما يفسر الوفرة الكبيرة للحديد في الكون مقارنة مع فلزات أخرى مقاربة في الكتلة الذرية. يوجد نظير الحديد-56 في قلب العملاق الأحمر وفي النيازك الحديدية وفي جوف الكرة الأرضية. هنالك نظير مشع منقرض للحديد 60Fe له عمر نصف كبير يبلغ 2.6 مليون سنة.[9] إن أغلب الدراسات السابقة حول قياس نسبة نظائر الحديد كانت مركزة حول تحديد نسبة الاختلافات في النظير 60Fe، وذلك نتيجة للعمليات المرافقة لحدوث التخليق النووي وفي تشكل الخامات. ساعد التطور الكبير والمتسارع في تقنية مطيافية الكتلة على كشف وتحديد نسب النظائر المستقرة للحديد، وذلك نتيجة وجود العديد من الفروع العلمية المهتمة بهذا المجال، من بينها علوم الأرض وعلم الكواكب بالإضافة إلى التطبيقات الحيوية والصناعية. أظهرت الدراسات لبعض النيازك الحديدية أن العلاقة بين تركيز النيكل-60، والذي يمثل ناتج اضمحلال للحديد-60، ووفرة نظائر الحديد المستقرة يمكن أن تعطي دلالة على وجود الحديد-60 60Fe أثناء تشكل وتطور النظام الشمسي. من المحتمل أن تكون الطاقة المتحررة أثناء اضمحلال نظير الحديد-60، بالإضافة إلى الطاقة المتحررة عن نظير الألومنيوم المشع 26Al، قد ساهمت في حدوث إعادة انصهار وإعادة تشكيل وتمايز الكويكيبات قبل نشوئها من 4.6 بليون سنة. تمتاز نوى نظائر الحديد بأن لها طاقة ارتباط عالية لكل نوية، ولا يفوقها بذلك إلا نظير النيكل 62Ni، والذي يتشكل في تفاعلات الاندماج النووي في النجوم. أما بالنسبة لتوزع عنصري الحديد والنيكل، فإن نسبة نظائر الحديد في الكرة الأرضية تفوق نظائر النيكل، ومن المتوقع أنها تفوقها أيضاً أثناء تشكل العناصر في المستعرات العظمى. تكافؤ مركبات الحديد غالباً ما يكون +2 أو +3، ويطلق على مركبات الحديد ثنائية التكافؤ (حديدوز) مثل أكسيد الحديدوز (FeO)، وعلى مركبات الحديد ثلاثية التكافؤ (حديديك) مثل أكسيد الحديديك (Fe2O3). قد يصبح تكافؤ مركبات الحديد سداسي التكافؤ كحالة رابع حديدات البوتاسيوم (K2FeO4). كما أن مركبات الحديد التي تشارك في تفاعلات الأكسدة البيوكيميائية، رباعية التكافؤ.[12][13] كما تتواجد مركبات عضوية معدنية للحديد ذات تكافؤ أحادي موجب أو أحادي سالب أو ثنائي سالب. بل ويتواجد الحديد أحياناً في حالته العنصرية داخل جسم الإنسان. كما يتواجد مركبات للحديد يكون فيها الحديد ذا تكافؤ ثنائي وثلاثي في الوقت ذاته كأكسيد الحديد الأسود (الماغنتيت) ومركب أزرق بروسيا (Fe4(Fe[CN]6)3)، والذي يستخدم بعض أنواع أوراق الطباعة التي تستخدم في بعض الرسومات الهندسية. تعد كبريتات الحديدوز المائية وكلوريد الحديديك (FeCl3 ) من أكثر مركبات الحديد إنتاجاً صناعياً. وتعتبر كبريتات الحديدوز المائية من أكثر المصادر المتاحة للحصول على أكسيد الحديدوز (FeO)، لكنه أكثر عرضة للتأكسد في الهواء من ملح موهر، وبصفة عامة تميل مركبات الحديد ثنائية التكافؤ للتأكسد في الهواء لتصبح مركبات حديد ثلاثية التكافؤ. الحديد في القرآن وردت كلمة حديد في عدة مواضع في القرآن الكريم، وهناك سورة في القرآن هي سورة الحديد ورد فيها نزول الحديد من السماء، قال تعالى: ﴿لَقَدْ أَرْسَلْنَا رُسُلَنَا بِالْبَيِّنَاتِ وَأَنْزَلْنَا مَعَهُمُ الْكِتَابَ وَالْمِيزَانَ لِيَقُومَ النَّاسُ بِالْقِسْطِ وَأَنْزَلْنَا الْحَدِيدَ فِيهِ بَأْسٌ شَدِيدٌ وَمَنَافِعُ لِلنَّاسِ وَلِيَعْلَمَ اللَّهُ مَنْ يَنْصُرُهُ وَرُسُلَهُ بِالْغَيْبِ إِنَّ اللَّهَ قَوِيٌّ عَزِيزٌ ﴾«‌57‏:25» يؤمن بعض المسلمين، بموجب هذه الآية أن الحديد نزل من السماء، ويربطون ذلك بما ورد في النظريات العلمية الحديثة بأن الحديد لم يكن موجوداً على الأرض إطلاقا قبل ملايين السنين، بل وصل الأرض عبر النيازك وذلك خلال فترات تكوين الأرض. الحديد هو السادس من حيث وفرة من العناصر الكيميائية في الكون، وهو يتكون خلال الخطوة الأخيرة من عملية احتراق السيليكون في النجوم العملاقة. ونادراً ما يتواجد الحديد في حالته كعنصر (Fe) على سطح الأرض لأنه يميل إلى التأكسد، ولكن أكاسيده منتشرة وتمثل خاماته الأولية. بالرغم من أنه يمثل نحو 5 ٪ من القشرة الأرضية، إلا أنه يعتقد أن سبيكة من الحديد والنيكل في باطن الأرض تمثل 35 ٪ من كتلة الأرض ككل. لذا، فالحديد هو العنصر الأكثر وفرة على سطح الأرض، لكنه العنصر الرابع الأكثر وفرة في القشرة الأرضية. معظم الحديد في القشرة الأرضية متحد مع الأكسجين مكوناً أكاسيد الحديد والتي تمثل خامات الحديد في الطبيعة كالهيماتيت الماغنتيت. يتواجد الحديد بوفرة في بعض التكوينات الحجرية. هذه التكوينات الجيولوجية هي نوع من الصخور التي تتكون من طبقات رقيقة من أكاسيد الحديد، إما من الماغنيتيت أو الهيماتيت، بالتناوب مع طبقات فقيرة بالحديد من الحجارة والطمي. تشكلت هذه التكوينات منذ 3700 إلى 1800 مليون عام. كما أن هناك صور أخرى لخامات الحديد مثل الليمونيت البيريت والإلمينيت ‏(EN)‏ والسيدريت. نحو 1 من كل 20 حجر نيزكي تتكون من معادن غنية بالحديد والنيكل كالتاينيت (35–80% حديد)، والكاماسيت (90-95 % حديد). وبالرغم من ندرتها، إلا أن نيازك الحديد هي المصدر الرئيس للحديد على سطح الأرض. وقد ثبت باستخدام مطياف موس باوير ‏(EN)‏، أن اللون الأحمر لسطح المريخ هو طبقة غنية بأكاسيد الحديد.

20. الراديوم:

يستخدم الراديوم في لإنتاج اللون الأخضر في الألعاب.

21. الروبيديوم:

مساعدة لأكسدة مخاليط الألعاب النارية، وتنتج اللون البنفسجي والأحمر في الألعاب النارية.

صناعة المفرقعات[عدل]

يقول الكيميائي رضا مصطفى السيد مستشار الصحة والسلامة المهنية لعدد من شركات البترول: تعتمد صناعة المفرقعات أساسًا على نترات البوتاسيوم وخامس أكسيد الفوسفور؛ فعند انحلال نترات البوتاسيوم بالحرارة يتولد أكسجين مصحوبًا بانفجار، مما يولد صوتًا عاليًا، وكذلك خامس أكسيد الفوسفور بالتسخين يتولد منه ثالث أكسد الأكسجين، ويعطي أيضًا نفس الصوت والانفجار، وهو المطلوب في الاحتفالات، وتصدر عن هذه المادة عند اشتعالها كميات من الغازات بشكل مفاجئ. وتعتمد فكرة جميع الألعاب النارية على هذه المعادلة، سواء تم التفجير بالحرارة أو عن طريق الصدمات. ويتحدد طول المدة التي يمكن لعبوة الألعاب النارية أن تشتعل فيها من خلال الكميات التي تمتزج في المعادلة الكيميائية؛ فالكميات الصغيرة تشعل شرارات صغيرة لا تدوم طويلًا، بينا تشعل الكبيرة منها شرارات أطول عمرًا تترك خلفها مذنبًا طويلًا من الإنارة. تعتمد أشكال وألوان الألعاب النارية على التركيبة الكيميائية للعبوة المستعملة فيها. وهناك أسماء وأنواع مختلفة للألعاب النارية مثل "الأخطبوط الذهبي" و"المظلة" و"الشجرة" و"الزهور" و"جوز الهند" و"زهور الربيع" و"المطر السحري" و"السيوف المتشاكية" و"الإشعاعية" و"الشمس الذهبية" و"النخيل" و"العبوة اليابانية". ومن أبرز الدول المصنعة للألعاب النارية: الصين، وإسبانيا، وإيطاليا، واليابان، وألمانيا، وفرنسا، والولايات المتحدة الأمريكية. أخطار وضحايا الألعاب النارية لا تخلو صحيفة يومية في العالم من حوادث حرائق وانفجارات سببها الألعاب النارية راح ضحيتها مئات الشباب والأطفال؛ فعلى سبيل المثال وقع في الصين 98 حادثة انفجار بسبب الألعاب النارية في الشهور التسعة الأولى من عام 2003، مما أدى إلى مصرع 209 أشخاص بزيادة 24% على عن الفترة المماثلة من عام 2000. كما أشار تقرير منظمة العمل الدولية عن عمالة الأطفال في نفس العام إلى مصرع عدد كبير من الأطفال في الصين عندما كانوا ‏يصنعون الألعاب النارية؛ لذا وضعت الحكومة الصينية إجراءات صارمة لتقييد إنتاج الألعاب النارية بهدف كبح التفجيرات الناجمة عن الألعاب النارية. وفي فلسطين أعلنت وزارة الصحة إحصائية عن مستشفى العيون في غزة، أن إجمالي الحالات التي وصلت للمستشفى خلال فترة شهر رمضان الماضي 1424 هـ، وعيد الفطر المبارك، بلغت 119 إصابة، كانت نتيجة استخدام الألعاب النارية والمفرقعات. وجميع الإصابات من الأطفال الذين تتراوح أعمارهم من عام إلى 15 عاما. وتتعدد أضرار وخطر الألعاب النارية بين الصحية والبيئية والكيمائية، فمن الناحية الطبية يقول د. محمد سمير عبد العاطي أستاذ طب الأطفال بجامعة عين شمس: يعتبر الأطفال والمراهقون أكثر الفئات العمرية تعرضا لهذه الألعاب، وتسبب لهم الحرائق والتشوهات المختلفة التي قد تكون خطيرة في أغلب الأحيان، علاوة على أن الصوت الصادر عنها يؤثر وبشكل كبير على الأطفال المتواجدين بالقرب من منطقة اللعب، ويعد هذا نوعا من أنواع التلوث الضوضائي الذي يؤثر على طبلة الأذن وبالتالي يسبب خللا وظيفيا في عمل المخ قد يستمر لمدة شهر أو شهرين. إضافة لذلك فإن الشرر أو الضوء والحرارة الناجمة عن استخدام المفرقعات تعد سببا رئيسيا للأضرار بالجسم، وخاصة منطقة العين الحساسة. كما أن الرماد الناتج عن عملية الاحتراق يضر بالجلد والعين إذا ما تعرض له الطفل بشكل مباشر؛ حيث تصاب العين بحروق بالجفن والملتحمة وتمزق في الجفن، أو دخول أجسام غريبة في العين، أو انفصال في الشبكية، وقد يؤدي الأمر في إلى فقدان كلي للعين. كما تعتبر هذه الألعاب من أسباب التلوث الكيميائي والفيزيائي، وكلاهما أخطر من الآخر، فالرائحة المنبعثة من احتراق هذه الألعاب تؤدي إلى العديد من الأضرار الجسيمة، هذا بالإضافة إلى الأضرار الكارثية التي تنتج عن انفجار مستودعات الألعاب النارية التي تحتوي على هذه المواد نتيجة تخزينها بشكل خطأ. كما حذر استشاري طب وجراحة العيون بمستشفى الملك خالد التخصصي للعيون الدكتور عبد العزيز الراجحي من استخدام الألعاب النارية بكل أشكالها ودعا الدكتور الراجحي أولياء أمور الأطفال إلى مراقبتهم ومنعهم من استخدام تلك الألعاب وقال أن هذه الألعاب ومن واقع ما نواجهه في المستشفى تسبب إصابات خطيرة وأشار إلى أن أهم الاصابات التي قد تلحقها تلك الألعاب النارية بالعين يتمثل في حروق بالجفن والملتحمة وتمزق في الجفن أو دخول أجسام غريبة في العين أو حدوث تجمع دموي في الغرفة الأمامية للعين أو انفصال في الشبكية أو فقدان للبصر وقد تتسبب في فقدان كلي للعين. وبين الدكتور الراجحي إلى أن الاحصائيات تؤكد أن أكثر الفئات العمرية تعرضا للإصابة من ذلك هم الأطفال والمراهقون وخاصة الذكور. ومن آثار الألعاب النارية على عين الإنسان: حيث يسبب الرماد الناتج عن الإحتراق حروق وتمزق في الجفن والملتحمة. وانفصال الشبكية، وكذلك قد تتعرض العين للإصابة المباشرة عند الإطلاق مما يؤدي لفقدان العين، وقد حدث ذلك كثيرًا.

وعلى صدره: الرائحة، وهي تلوث كيميائي يؤثر على الرئتين والجهاز التنفسي مما يسبب أمراضًا صدرية، مثل: الربو. وأما أثرها على البيئة الحيوانية: فقد ثبت أن أذن الحيوانات أشد حساسية من أذن الإنسان مما يؤدي إلى اضطراب حياة الحيوان من أصوات المفرقعات فيقل نموها وانتاجها. فمثلًا ثبت أن الدجاج الذي يتعرض للضوضاء أقل انتاجًا للبيض من الذي لا يتعرض لذلك. هذا إضافة إلى الأضرار الصحية الناتجة عن التلوث الكيميائي. وعلى البيئة النباتية: الغازات الناتجة عن الألعاب النارية تلوث الهواء الذي يمتصه النبات فيؤدي إلى قتله، وكذلك فإن غازات مثل: ثالث أكسيد الكبريت يسبب المطر الحمضي الذي يهلك البيئة النباتية.

السلامة قبل الندامة[عدل]

تعتبر أغلب الدول العربية والإسلامية مستوردة للألعاب النارية، ولا تنتج إلا البسيط منها وتصنعه ورش صغيرة أغلبها لا يعمل بشكل قانوني. كما تحظر قوانين هذه الدول استيراد وتداول الألعاب النارية؛ لذا فأغلب الكميات التي تدخل الدول العربية خاصة تدخل بطرق غير شرعية. وتشدد القوانين من إجراءات بيع واستخدام الألعاب النارية، وتضع شروطا عديدة في التعامل معها، أهمها توافر المواصفات القياسية العالمية، وزيادة احتياطات السلامة والصحة المهنية، وتحدد معايير لنقلها ومواصفات المخازن التي تودع فيها وكيفية تخزينها، أهمها البعد عن التجمعات السكنية ومخازن المواد الاستهلاكية مثل مستودعات الأغذية، كما تمنع استخدامها في الطرق وداخل المنازل والمحلات العامة.

الخاتمة[عدل]

في الختام يتعثر الكلام .. ويضطرب بين أناملي القلم رويدك يا أحرفي .. لا تتلعثمي .. وسطري على آخر الصفحات عبارات الشكر و الإمتنان .. لرب الأرض والسماوات. "وما توفيقي إلا بالله". أيها القارئ العزيز: أضع بين يديك دفتي بحث هما السجن والسجّان لما حواه الفكر حول موضوع (الألعاب النارية) لأتمنى أن ينال استحسانك .. فأنت الخصم .. وأنت الحكم .. مما سبق عرفنا تاريخ الألعاب النارية ونشأتها ودرسنا أخطار الألعاب النارية وأضرارها على الإنسان والحيوان والنبات. وما قد تسببه من أمراض. ودرسنا المكونات الكيميائية للألعاب النارية وما تقوم به كل مادة بالتفصيل. ولعلنا نستفيد من هذا البحث في حياتنا العملية والحياتية. و نرجوا أن يكون بحثنا في المستوى المطلوب، ونأمل أننا على الأقل لم نقصر و لم نهمل في تبيان جواهر عناصر البحث ونسأل الله أن يديم نعمته علينا وأن يحفظ وطننا من كل كيد ومن كل شر وأن يهدينا سواء السبيل، و نسأل الله عز و جل أن يوفقنا و يجعل النجاح حليفنا .... توصية أوصي صانعوا هذه الألعاب بأن يفكروا جيدًا قبل صناعتها و أن يشغلهم مدى الضرر الذي قد يصيب الحيوان والنبات قبل أن يصيب الإنسان منها و على الأخص الأطفال الصغار الذين ربما يفرحوا كثيرا بأشكالها لكننا رأينا كم من الحالات التي تملأ المستشفيات منهم و خاصة أيام الأعياد التي تعتبر أصلًا أيام فرحتهم فلماذا لا نجد لها بديلًا بألعاب غيرها تفرحهم أيضًا و تفرح من يقيم أي مناسبة يستخدم فيها الألعاب النارية. وكذلك التلوث الضوضائي الذي ثبت تأثيره على المخ والجهاز العصبي. وهي تضر الغطاء النباتي أيضًا المهم لحياتنا على هذا الكوكب. فلو فكرتم لابتكرتم أشياء أحدث و أكثر أمانًا. و أوصي كل إنسان يقبل على شرائها أن يفكر في مدى ضررها ليس عليه فقط و لا على أولاده بل أيضًا على البيئة التي يعيش فيها الإنسان بوجه عام. وأوصي بأن نتجه إلى ترك شرائها و عدم إتلاف نقودنا فيما لا يرضِ الله عز و جل بل انفاق أموالنا في التنمية أو مساعدة الفقراء. داعيًا الله أن ينفعنا بكل ما علمنا ...

المراجع[عدل]

  • الألعاب النارية - موسوعة المورد، منير البعلبكي، 1991.
  • كتاب (الموسوعة العلمية الكيميائية)، للدكتور: أكرم أمير العلي.
  • الدكتور: محمد سعادة المراشدة. (قسم الكيمياء- كلية العلوم- جامعة الملك سعود).