Archives for 2000

33. Arsenik (As) <— 34. Selen (Se) —> 35. Brom (Br)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Selen
https://en.wikipedia.org/wiki/Selenium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 78,96 u
Utseende: Grå metallisk glans

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): gray: 4.81 g/cm³, alpha: 4.39 g/cm³, vitreous: 4.28 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 3.99 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 494 K (217 °C)
Kokpunkt: 958,8 K (685 °C)
Molvolym: 16,42 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 6,694 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 26,3 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25,363 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 115 (103) pm
Kovalent radie: 116 pm
van der Waalsradie: 190 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 6

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Oxider (basicitet): (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,48

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 3350 m/s
Termisk expansion: 37 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: amorphous: 37 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Elektrisk konduktivitet: amorphous: 0.519 W/(m⋅K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −25.0×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)
Youngs modul: 10 GPa
Skjuvmodul: 3,7 GPa
Bulks modul: 8,3 GPa
Poissons konstant: 0,33
Mohs hårdhet: 2,0
Brinells hårdhet: 736 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7782-49-2
EG-nummer:
Pubchem:
RTECS-nummer:

Historia

Namnursprung: Efter Selene, grekisk mångudinna
Upptäckt och första isolation: Jöns Jakob Berzelius and Johann Gottlieb Gahn (1817)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
72Se	{syn}	8.4 d	ε γ	72As
74Se	0.86%	Stabil
75Se	{syn}	119.8 d	ε γ	75As
76Se	9.23%	Stabil
77Se	7.60%	Stabil
78Se	23.69%	Stabil
79Se	Spår	3.27×105 y	β−	79Br
80Se	49.80%	Stabil
82Se	8.82%	1.08×1020 y	β−β−	82Kr

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_selenium

---

Selen

Selen, (latinskt namn Selenium) är ett icke-metallisktgrundämne, som bland annat förekommer i jorden och i viss rök och damm. Det är ett spårämne men är mycket giftigt i större mängder. Selenbrist på grund av dålig kost är ovanligt. Selen förekommer i olika former. Amorft selen är rött med en densitet av 4,26. Kristallinskt selen finns i brunsvart, röd och grå form, densitet 4,28. Metalliskt selen har densiteten 4,79.

Historia

Jacob Berzelius undersökte hösten 1817 ett rödaktigt slam från blykamrarna i Gripsholms svavelsyrefabrik. De första resultaten tolkades som att slammet kunde innehålla tellur. Svavelråvaran var pyrit från Falu gruva som även innehöll selenhaltiga sulfosalter. Några tellurhaltiga mineral var dock inte kända från Falu gruva. Efter fortsatta grundliga undersökningar i Stockholm kunde han i början av 1818 fastslå och tillkännage att slammet inte innehöll tellur utan det var ett nytt grundämne. Eftersom tellur uppkallats efter Jorden, namngavs selen efter Månen (grekiska Selene, månen). för att utmärka dess släktskap med tellur. Selens fotoelektriska egenskaper upptäcktes år 1873.

Människans selenomsättning

Selen intas med födan, där den finns i olika former. Största källorna till selen är paranötter, kött, fisk, skaldjur, inälvsmat, ägg, fågel och mjölkprodukter. Grönsakers selenhalter är beroende på var de odlats. Svenska grönsaker är jämförelsevis selenfattiga.

Oavsett form upptas selen mycket lätt av tarmen och i lungorna. Därifrån insöndras det till blodet och ingår sedan i flera molekyler som är livsnödvändiga. Överskott inom normalnivåerna lämnar kroppen via utsöndringen.

Fysiologisk betydelse

Selen ingår i flera viktiga processer i kroppen och finns därför i alla celler. Koncentrationen är dock högre i könskörtlar och sädesceller. I kroppen ingår selen i vissa proteiner. Människan har 25 olika gener för att bilda dessa selenproteiner. Dessa proteiner består av en särskild aminosyra, selenocystein, som är reaktiv. I proteinform ingår selen i flera katalyserande enzymer som är centrala för metabolismen.

Selenprotein är i glutationperoxidas en antioxidant likt vitamin-E men är cirka tusen gånger mer aktivt än E-vitamin. Det förhindrar effektivt oönskade jäsningsprocesser och är därför viktigt för cellernas syreförsörjning. Det katalyserar cellernas andningsprocesser, stimulerar immunförsvaret, levern och de avgiftande processerna. Det skyddar cellerna mot giftiga substanser som kvicksilver och kadmium.

Selen ingår i ett protein som omvandlar ämnesomsättningshormonerna tyroxin till trijodtyronin. Nivåerna av selen sjunker vid allvarliga kroppsskador, vilket leder till en minskad konvertering av tyroxin till trijodtyronin.

Selenbrist

Vid brist på selen kan ett antal besvär uppstå, exempelvis lever-, hjärt- och cirkulationssjukdomar, däribland åderförkalkning och för högt blodtryck, sterilitet, impotens och ålderdomsbesvär, muskel- och ledbesvär, grå starr, hudbesvär och cancer i njurar, urinblåsa, magsäck, tarmar, lungor, hud, bukspottkörtel, lever och svalg. Möjligtvis även cystisk fibros. Euthyroid-sick syndromes.

Vegetarianer, i synnerhet de som äter nordiska grönsaker, brukar rekommenderas att ta extra selentillskott.

Vid selenbrist brukar natriumselenit eller selendioxid monohydrat utskrivas, två särskilda selenföreningar.

Överdosering

Vid för höga värden av selen påverkas mag- och tarmkanalen, och håret och naglarna växer långsammare. Erytrocytvärdet ökar, och om tillståndet är kritiskt kan förgiftning uppstå. Människor med för höga selennivåer kan lukta vitlök.

Selenhalter

Det rekommenderade dagliga intaget för barn är 10–30 μg, för kvinnor 40 μg (gravida/ammande 55 μg), och för män 40–50 μg. Blodnivåerna av selen brukar ligga mellan 60 och 120 µg/L.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av selen per dag i genomsnitt 42 μg för kvinnor, 50 μg för män och 46 μg för hela gruppen i undersökningen.

H-fraser	H301+H331, H373, H413
P-fraser	P261, P304+P340, P311, P330

32. Germanium (Ge) <— 33. Arsenik (As) —> 34. Selen (Se)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Arsenik
https://en.wikipedia.org/wiki/Arsenic

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 74,92160 u
Utseende: Metalliskt grå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 5,727 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 5,22 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 090 K (817 °C under tryck)
Kokpunkt: 887 K (613 °C) (sublimerar)
Trippelpunkt: 1090 K, ​3628 kPa
Molvolym: 12,95 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 24,44 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 34,76 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 24,64 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 100 pm
Kovalent radie: 105 ± 3 pm
van der Waalsradie: 180 pm
Elektronaffinitet: 200 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 5

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): (mild sur oxid)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,18

Diverse

Kristallstruktur: Rombohedral
Termisk expansion: 5,6 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 50,2 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 37,7 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 333 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −5.5×10⁻⁶ cm³/mol
Youngs modul: 8 GPa
Skjuvmodul: 26 GPa
Bulks modul: 22 GPa
Mohs hårdhet: 3,5
Brinells hårdhet: 1440 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-38-2

Historia

Upptäckt: Arabiska alkemister (före 815 e.Kr)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
73As	{syn}	80.3 d	ε γ	73Ge
74As	{syn}	17.8 d	ε β+ γ β−	74Ge 74Ge 74Se
75As	100%	Stabil

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_arsenic

---

Arsenik

Arsenik (latinskt namn, arsenicum) är ett mycket giftigt halvmetalliskt grundämne. Arsenik har många allotropa former, de flesta har olika färger. Ämnet används idag främst i insektsgifter och andra bekämpningsmedel. Arsenik användes också flitigt inom tryckimpregnering av trä, och även i glasindustrin för att kunna skilja glasets luftbubblor så att man får ett rent och prydligt glas. Även i dagens industri används arsenik i mindre skala (t.ex. gamla fönsterrutor, kristallglas och prismakristallkronor), men ämnet har fasats ut till förmån för mindre miljöfarliga alternativ.

Den även giftiga kemiska föreningen arseniktrioxid kallas ofta ”vit arsenik”.

Arsenik från jordskorpan urlakas i dricksvattnet. Vid till exempel risodling tas detta upp, vilket gör att arsenik kan hittas i vissa livsmedelsprodukter, exempelvis just ris.

En undersökningsmetod som används för att upptäcka arsenik är att framkalla en arsenikspegel.

Historia

Föreningar av arsenik har varit kända sedan mycket lång tid. Namnet kommer från det grekiska arsenikon, vilket stod för oripiment, som är en form av arseniksulfid. Ämnet anses ha upptäckts av Albertus Magnus omkring år 1250. Den svenska kemisten Georg Brandt betecknade år 1733 arsenik som en halvmetall, medan Antoine Lavoisier ansåg arsenik vara ett metalliskt grundämne.

Förekomst

Arsenik finns bundet i vissa mineral som till exempel arsenikkis och realgar men förekommer även i malmer med guld, silver, koppar och zink och kan spridas vid brytning av dessa. Spår av arsenik kan hittas i vatten och cigarettrök ^[3] liksom i rök från kol och olja.

Framställning

Arseniken framställs dels av gedigen arsenik genom sublimering, dels genom upphettning av arsenikkis eller arsenikjärn varvid arseniken förångas och kan kondenseras. Vidare utvinns arsenik som biprodukt vid flera olika metallurgiska processer.

Förgiftning

Arsenikförgiftning är ett tillstånd som uppstår till följd av förhöjda halter av arsenik i kroppen. Symptomen kan omfatta kräkningar, buksmärta, encefalopati, och diarré, med viss variation mellan exponering under kortare eller längre tid. Den vanligaste orsaken till långvarig exponering är intag genom förorenat dricksvatten. De flesta fall av arsenikförgiftning är oavsiktliga.

Genom sitt dricksvatten exponeras fler än 200 miljoner människor i världen för högre halter av arsenik än vad som anses vara säkert. De värst drabbade områdena är Bangladesh och Västbengalen. Toxiciteten hos arsenik har beskrivits så långt tillbaka som till 1500 f.kr. i Papyrus Ebers.

Medicinsk användning

Arseniktrioxid ingår som aktiv beståndsdel i ett godkänt läkemedel mot en sällsynt form av leukemi. Läkemedlet är centralt godkänt av det Europeiska läkemedelsverket och EU-kommissionen.

Miljö

Arsenikmineral och -salter förekommer som nämnts ovan i mineral och malmer och kan urlakas i vatten. I strömmande ytvatten brukar arsenikhalterna vara låga, men i brunnar och andra relativt stillastående vatten kan halterna nå toxiska nivåer, vilket särskilt drabbat Bangladesh i vad som WHO kallat för världens genom tiderna största giftkatastrof. Även om man åtgärdat ungefär hälften av de aktuella brunnarna är förgiftningshotet fortfarande till stor del olöst, och man bedömer att omkring 40 miljoner människor – en fjärdedel av landets befolkning – utsätts för giftigt vatten. Tiotusentals människor dör årligen av arsenikförgiftning och dess följdsjukdomar, och särskilt barn riskerar men för livet på grund av arsenikorsakade utvecklingsstörningar..

2015 gick Livsmedelsverket i Sverige ut med rekommendationen att begränsa konsumtion av risprodukter och att hälla av kokvattnet efter att riset kokats, detta för att minska intaget av arsenik.

H-fraser	H301, H331, H410
P-fraser	P261, P273, P301 + P310, P311, P501

31. Gallium (Ga) <— 32. Germanium (Ge) —> 33. Arsenik (As)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Germanium
https://en.wikipedia.org/wiki/Germanium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 72.630 u
Utseende: Gråvit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 5,323 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 5,60 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 211,4 K (937 °C)
Kokpunkt: 3 093 K (2 830 °C)
Molvolym: 13,63 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 36,94 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 330,9 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 23,222 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 125 (125) pm
Kovalent radie: 122 pm
van der Waalsradie: 211 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p²
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 4

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4 −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): Amfoterisk
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,01

Diverse

Kristallstruktur: diamantstruktur (kubisk ytcentrerad)
Ljudhastighet: 5400 m/s
Termisk expansion: 6,0 m/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 60,2 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 2,17 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 1 Ω⋅m (vid 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −76.84×10⁻⁶ cm³/mol
Youngs modul: 103 GPa
Skjuvmodul: 41 GPa
Bulkmodul: 75 GPa
Poissons konstant: 0.26
Mohs hårdhet: 6

Identifikation

CAS-nummer: 7440-56-4

Historia

Namnursprung: Efter Tyskland, efter upptäckaren hemland
Upptäckt: Clemens Winkler (1886)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
68Ge	{syn}	270.95 d	ε	68Ga
70Ge	20.52%	Stabil
71Ge	{syn}	11.3 d	ε	71Ga
72Ge	27.45%	Stabil
73Ge	7.76%	Stabil
74Ge	36.7%	Stabil
76Ge	7.75%	1.78×1021 y	β−β−	76Se

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_germanium

---

Germanium

Germanium är ett halvmetalliskt grundämne.

Historia

När germanium upptäcktes 1886 av tysken Clemens Winkler i argydorit från Sachsen visade sig detta vara identiskt med det av Mendelejev år 1871 förutsagda ”ekakisel”. Detta samband medförde att Mendelejevs idéer om det periodiska systemet fick betydligt flera anhängare. Namnet kommer från nylatinets Germania, Tyskland.

Egenskaper

Germanium är ett gråvitt, kristallinskt och skört ämne som kemiskt liknar tenn, och som är ett viktigt halvledarmaterial.

Förekomst och utvinning

Germanium är sällsynt i naturen och utvinns ur mineralen argydorit och germanit, men också ur stenkolsaska. Det kan separeras från andra metaller genom destillation av dess flyktiga tetraklorid, GeCl₄, som efter hydrolys till germaniumdioxid, GeO₂, och reduktion ger rent germanium.

Användning

För germaniums användning som halvledarmaterial renas det genom s. k. zonsmältning som ger ett extremt rent material (föroreningsgrad mindre än 1 på 10 miljarder). Med små tillsatser av arsenik, gallium och andra dopämnen används ämnet i dioder och transistorer i tusentals elektroniska tillämpningar.

Germanium används även i aluminium- och tennlegeringar, i lysrör och som katalysatorer. Dess salter kan sättas till optiskt glas för att öka dess brytningsindex, t.ex. vid användning i vidvinkelobjektiv.

Används även som linser i värmekameror.

H-fraser	H228
P-fraser	P210

30. Zink (Zn) <— 31. Gallium (Ga) —> 32. Germanium (Ge)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Gallium
https://en.wikipedia.org/wiki/Gallium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 69,723 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 5,91 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 6,095 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 302,91 K (30 °C)
Kokpunkt: 2 477 K (2 403 °C)
Molvolym: 11,80 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 5,59 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 258,7 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25,86 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 130 (136) pm
Kovalent radie: 126 pm
van der Waalsradie: 187 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 3

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −5, −4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): Amfoterisk
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,81

Diverse

Kristallstruktur: Ortorombisk
Ljudhastighet: 2740 m/s
Termisk expansion: 18µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 40,6 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 6,78·10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 270 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −21.6×10⁻⁶ cm³/mol (vid 290 K)
Youngs modul: 9,8 GPa
Skjuvmodul: 76 GPa
Poissons konstant: 0.47
Mohs hårdhet: 1.5
Brinells hårdhet: 56.8–68.7 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-55-3

Historia

Namnursprung: Efter Galliaafter (Latin för: Frankrike), efter upptäckaren hemland
Upptäckt och första isolation: Lecoq de Boisbaudran (1875)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
66Ga	{syn}	9.5 h	β+	66Zn
67Ga	{syn}	3.3 d	ε	67Zn
68Ga	{syn}	1.2 h	β+	68Zn
69Ga	60.11%	Stabil
70Ga	{syn}	21 min	β− ε	70Ge 70Zn
71Ga	39.89%	Stabil
72Ga	{syn}	14.1 h	β−	72Ge
73Ga	{syn}	4.9 h	β−	73Ge

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_gallium

---

Gallium

Gallium är ett metalliskt grundämne. Det har egenskapen att när det hålls i handen tillräckligt länge så smälter det, då det har en smältpunkt på +30°C. Bland metallerna delas denna egenskap enbart med francium (smältpunkt +27°C) och cesium (smältpunkt +28°C). Kvicksilver smälter vid −39°C och rubidium vid +39°C.

Egenskaper

Galliums densitet är högre i flytande fas än i fast, vilket är en ovanlig egenskap hos metaller. Denna egenskap delas endast med vismut och germanium. Metallen är mycket mjuk och silverglänsande, och är vid rumstemperatur beständig mot luft och vatten, men angrips av halogener och syror. Kemiskt påminner den starkt om aluminium.

Användning

Galliums största användningsområde är som beståndsdel i halvledare, till exempel GaN och GaAs.

Gallium är unikt på det sättet att det har en hög kokpunkt. Det kan därför användas i högtemperaturtermometrar som mäter från rumstemperatur till extrema temperaturer.

Den utnyttjas vidare i lågsmältande legeringar (med tenn smältpunkt 232°C) som används som smältsäkringar och värmeväxlare.

Förekomst

Gallium förutsågs 1871 av Dmitrij Mendelejev och upptäcktes 1875 av fransmannen Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran när han studerade mineral från Pyrenéerna. Han namngav den nyupptäckta metallen efter Gallien, det gamla romerska namnet på hans hemland.

Ämnet är sällsynt (medelhalt 15 g/ton i jordskorpan) och utvinns vanligen ur aluminium- och zinkmineral, där det förekommer i låg halt.

H-fraser	H290, H302
P-fraser	P234, P264, P270, P301+P312, P330, P390, P501

29. Koppar (Cu) <— 30. Zink (Zn) —> 31. Gallium (Ga)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Zink
https://en.wikipedia.org/wiki/Zinc

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 65,409 u
Utseende: Blåaktigt blekgrållisk silverfärgad med en gyllene skiftning

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7.14 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 6.57 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 692,68 K (419,5 °C)
Kokpunkt: 1 180 K (907 °C)
Molvolym: 9,16 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 7,322 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 115,3 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25,470 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 135 (142) pm
Kovalent radie: 131 pm
van der Waalsradie: 139 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, 0, +1, +2
Oxider (basicitet): (en amfoterisk oxid)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1.65

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal (distorderad hcp)
Ljudhastighet: 3700 m/s
Termisk expansion: 30.2 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 116 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 16,6 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 59 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Youngs modul: 108 GPa
Skjuvmodul: 43 GPa
Kompressionsmodul: 70 GPa
Poissons konstant: 0.25
Mohs hårdhet: 2,5
Brinells hårdhet: 327–412 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-66-6

Historia

Upptäckt och första isolation: Indiska metallurger, 1000 f.Kr
Första isolation: Andreas Sigismund Marggraf (1746)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
64Zn	49.2%	Stabil
65Zn	{syn}	244 d	ε γ	65Cu
66Zn	27.7%	Stabil
67Zn	4.0%	Stabil
68Zn	18.5%	Stabil
69Zn	{syn}	56 min	β−	69Ga
69mZn	{syn}	13.8 h	β−	69Ga
70Zn	0.6%	Stabil
71Zn	{syn}	2.4 min	β−	71Ga
71mZn	{syn}	4 d	β−	71Ga
72Zn	{syn}	46.5 h	β−	72Ga

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_zinc

---

Zink

Zink är ett metalliskt grundämne med kemiskt tecken Zn och atomnummer 30. Även om zink har använts i koppar-zink-legeringen mässing ända sedan romerska rikets dagar och metallen i stor skala producerades i Indien runt år 1200, så var den rena metallen okänd för Europa fram till slutet på 1500-talet. Den industriskaliga produktionen av zink i Europa kom inte igång förrän den senare delen av 1700-talet. Korrosionsbeständiga zinkbeläggningar på stål är ett viktigt användningsområde för metallen. Andra användningsområden är i batterier och legering, som exempelvis mässing. Zinkblände, en zinksulfid, är det viktigaste mineralet i zinkmalm. Zinkproduktion innefattar rostning, lakning och slutligen pyrometallurgisk vinning eller elektrovinning. Zink är ett vitalt mineralämne, nödvändigt för allt liv. Enzymer med en zinkatom i sitt reaktiva centrum är vitt spridda inom biokemin, exempelvis alkoholdehydrogenas hos människan. Konsumtion av för stora mängder zink kan leda till ataxi, trötthet och kopparbrist.

Historia

Även om föremål av mässing är kända från sedan medeltid och ännu längre tillbaka, ibland med höga zinkhalter, var zinkmetall i stort sett okänd i västvärlden fram till 1500-talet, främst på grund av att metallen vid upphettning lätt förångas.

I antikens Grekland kände man till galmeja och använde det för mässingsframställning, Zinkoxid var känt under namnet ”nix alba” och brukades som läkemedel.

Metallen framställdes troligen första gången i Persien på 500-talet, förekom på 1200-talet i Indien och kort därefter i Kina. Under Mingdynastin tillverkades mynt av zink i Kina. Under 1500- och 1600-talet importerades Zink till Europa under namnet ”Indiskt tenn”. Georgius Agricola beskrev 1556 zink i De re metallica. Namnet Zink användes första gången av Paracelsus.

Mässingslegeringar från Indien kallades tutanego, tuttanego, tuteneque eller spiauter. I Kina gick legeringen under namnet ”packyyn”. En av tutanegotackorna från Ostindiefararen Götheborg innehöll 99,0 procent zink, 0,8 procent järn och 0,2 procent antimon.

I Europa hade små mängder zink framställts vid bergverken i Goslar sedan 1600-talet, men först på mitten av 1700-talet startades en större brytning. I Bristol anlades zinkhyttor 1743, och kort därefter inleddes produktionen i Schlesien och Belgien. Andreas Sigismund Marggraf lyckades 1746 framställa zink genom upphettning av galmeja och kol i en sluten retort. Detta hade tidigare lyckats även av Anton von Swab 1742, möjligen redan 1738.

I Sverige anlades ett mässingsbruk 1571 i Vattholma, men först 1607 började man vid Skultuna bruk framställa egen svensk mässing. I mässingen legerades koppar med galmeja, först 1818 börjar man använda zink vid framställningen av mässing. Gruvbrytning av zink i större skala skedde första gången 1757 vid Stollbergs gruva.

Biologisk betydelse

Zink kan återfinnas i alla celler, men har en särskilt hög koncentration i ögon, hud, hår, naglar, hjärna, hypofys, binjurar, könsorgan, sköldkörtel, lever och njurar.

Fler än 70 enzymer är beroende av zink och klor, och nästan alla ämnesomsättningsprocesser är också det. Detsamma gäller hormonproduktionen i hypofysen, sköldkörteln, könsorganen och bukspottskörteln. Zink ingår i de enzymer som främjar transporten och utforslingen av koldioxid, och i amylas som omvandlar stärkelse. Vid syntesen av nukleinsyra (RNA och DNA) och proteiner medverkar zink aktivt. Det främjar nagel- och hårväxten, bildandet av ben och läkandet av sår (zinkpasta på munsår).

Immunförsvarets överordnade organ, thymus, är beroende av zink, samtidigt som ämnet är en beståndsdel i cellernas respirationsenzymer. Zink är dessutom en förutsättning för utnyttjandet av järn och bildandet av blod, normal funktion av prostata och optimalt utnyttjande av A-vitamin. Den kroppsvätska som har den högsta halten zink är prostatasekret, som kan ha upp mot 1000 gånger koncentrationen i blod. Prostatasekretets zink har betydelse för de ejakulerade spermiernas innehåll av zink i huvudet och därmed för skyddet av arvsmassan i spermien.

För högt zinkintag kan ge zinkförgiftning.

Zinkbrist

Vid brist på zink kan ett antal besvär uppstå. Här är några exempel:

• hudbesvär som eksem, psoriasis, akne, oren hy, långsamt läkande av sår, mjäll, håravfall och sår på skenbenen
• mentala tillstånd som apati, irritation, depression, aggression och dålig inlärningsförmåga
• cirkulations- och blodsjukdomar som åderförkalkning, för högt blodtryck och blodbrist
• matsmältningsbesvär på grund av nedsatt produktion av matsmältningsenzym, magsår
• hormonella besvär som diabetes, sterilitet, impotens, nedsatt produktion av mjölk hos ammande kvinnor, missbildningar av foster, störningar i utveckling och tillväxt, prostatabesvär och menstruationssvårigheter
• nedsatt smak- och luktförmåga, viktförlust, trötthet, ökad mottaglighet för infektioner, nedsatt resistens mot stress, vissa njur- och leverbesvär, cancer och senilitet.

Zink i födan

Zink påträffas oftast i livsmedel som ostron, sill, musslor, lever, lamm, ägg, oxkött, mjölk, vetegroddar, fullkornsprodukter, vetekli, öljäst, nötter, ris, ärter, morötter, rödbetor, solrosfrö och kärnor från pumpan.

Animaliska livsmedel (kött, fågel och inälvsmat, samt mjölk och mjölkprodukter) och bröd utgör de största källorna till det dagliga intaget av zink. Dock hämmas upptaget om brödet innehåller fytinsyra.

Rekommenderat dagligt intag: Barn 2–7 mg, kvinnor 7–9 mg (gravida/ammande 9/11 mg), män 9–12 mg. Se vidare RDI-tabell.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av zink per dag genom kosten i genomsnitt 9,5 mg för kvinnor, 12,4 mg för män och 10,8 mg för hela befolkningsgruppen i undersökningen.

Användningsområden

Zink har många viktiga användningsområden inom ytbehandling, särskilt galvanisering och varmförzinkning. Ett enkelt sätt att framställa vätgas är att utsätta zink för saltsyra enligt följande reaktion: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Elektrokemi

Med en elektrokemisk potential på -0,7628 volt är zink en bra metall för anodmaterial. Zink används som en del i batterier. Den vanligaste användningen i batterier är som anod (minuspol) i alkaliska batterier och det liknande brunstensbatteriet, i vilka oxidationen av zink är reaktionen vid anoden.

Zink används som anod, eller bränsle, hos zink-luft-batterier/-bränsleceller. Zink används även som en offeranod på båtar och skepp som använder katodskydd för att förhindra korrosion hos de metaller som utsätts för havsvatten.

Kistor

Zink används i begravningskistor när den döde ska transporteras över landgränser. Zink har bakteriedödande egenskaper, och det faktum att kistan är hermetiskt försluten gör att nedbrytningen av kroppen hämmas.

H-fraser	H250, H260, H410
P-fraser	P222, P210, P231+232, P280, P370+378, P273

28. Nickel (Ni) <— 29. Koppar (Cu) —> 30. Zink (Zn)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Koppar
https://en.wikipedia.org/wiki/Copper

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 63,546 u
Utseende: Rödaktig metallisk

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8.96 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 8.02 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 357,6 K (1 083,4 °C)
Kokpunkt: 2 840 K (2 567 °C)
Molvolym: 7,11 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 13,05 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 300,3 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 24,440 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 135 (145) pm
Kovalent radie: 138 pm
van der Waalsradie: 140 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): (svag bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,9

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk (ccp)ntrerad (fcc)
Ljudhastighet: 3570 m/s
Termisk expansion: 16.5 µm/(m × K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 401 W/(m × K)
Elektrisk resistivitet: 16.78 nΩ × m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Youngs modul: 110–128 GPa
Skjuvmodul: 48 GPa
Kompressionsmodul: 140 GPa
Poissons konstant: 0.34
Mohs hårdhet: 3
Vickers hårdhet: 343–369 MPa
Brinells hårdhet: 235–878 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-50-8

Historia

Namnursprung: Efter Cypern, gruvområde under romarriket (Cyprium)
Upptäckt och första isolation: Mellanöstern 9000 f.Kr

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
63Cu	69.15%	Stabil
64Cu	{syn}	12.70 h	ε β−	64Ni 64Zn
65Cu	30.85%	Stabil
67Cu	{syn}	61.83 h	β−	67Zn

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_copper

Koppar

Koppar (latinskt namn, Cuprum) är ett rödaktigt, halvädelt metalliskt grundämne, tillhörande myntmetallerna. Det latinska namnet cuprum betyder egentligen ”metallen från Cypern”. Cypern har nämligen alltid varit rikt på koppar.

Historia

Koppar kan likt ädelmetallerna ibland förekomma metalliskt i naturen och är den första metallen som mänskligheten lärde sig att bearbeta. Koppar har länge varit eftertraktad och använd som betalningsmedel likt silver och guld och man har funnit mekaniskt framställda smycken från 9500 f.Kr. Spår av tidig kopparhantering från 6000-talet f.Kr. har hittats på neolitiska boplatser i både Iran och Turkiet, och 1000 år senare importerades koppar till södra Mesopotamien.^[4] Bruket av koppar ledde till en ny teknologisk utveckling, kopparåldern och i Norden bronsåldern. Från omkring 4000 f.Kr. finns fynd som visar att indianer i Nordamerika använde koppar till pilspetsar och i Sydamerika utvecklades kopparmetallurgi under 1000–500 f.Kr. exempelvis i Mochekulturen. Koppar har haft en stor betydelse för den svenska historien och inom svensk kultur. I mitten av 1600-talet var koppargruvan i Falun den största i Europa och hela Sveriges ekonomi hölls uppe tack vare en lönsam årlig malmbrytning på cirka 3 000 ton, och Falu rödfärg var en mycket viktig biprodukt. Koppar var landets viktigaste exportvara. Kopparplåt från Falun täckte taken på Europas slott och katedraler och koppar från Falun användes i mynt ända nere i Spanien under hela 1600-talet, likväl som svenska Daler och man använde kopparmyntfot.

Framställning av koppar

Koppar finns i jordskorpan, bundet i malmerna. Det bryts därför vanligen i dagbrott som till exempel Chuquicamata i Chile, Bingham Canyon Mine i Utah, USA och El Chino Mine i New Mexico, USA. Enligt United States Geological Survey var 2011 Chile den största producenten av koppar med 5,4 miljoner ton, 33 % av världens totala produktion på 16,1 miljoner ton, följt av Peru, Kina, och USA. Chile har brytbara kopparfyndigheter på 190 miljoner ton. Vanligaste är sulfidiska malmer, främst kopparkis. De kopparkishaltiga malmerna innehåller dock vanligen ganska mycket svavelkis, vilket länge gjorde många malmfyndigeter oanvändbara då man hade svårigheter att avlägsna svavlet ut kopparmalmen.

Idag anrikas malmerna genom att krossas och malas till ett fint pulver, som sedan anrikas genom flotation till slig, med en halt av omkring 20–30 % koppar.

Därefter rostas malmen för att minska svavelhalten genom oxidation. Den smälts därefter i en ljusbågsugn tillsammans med en slaggbildare, exempelvis sand. Smältan består nu av slagg och skärsten, en blandning av kopparsulfid och järnsulfid med en halt på omkring 40 % koppar.

Genom kopparbessemermetoden, utvecklad under påverkan från Bessemermetoden inblåses nu syre i smältan, varvid syret oxiderar järnsulfiden till järnoxid. Efter den första blåsningen får man så kallad vitmetall (kopparsulfid) som går i retur till ugnen, varefter man får ut blisterkoppar eller råkoppar, som innehåller 98–99 % ren koppar.

Den raffineras på elektrolytisk väg till rena kopparkatoder. Resultatet är koppar som nästan är 100 % ren. Samtidigt utvinns biprodukterna som till exempel guld och silver. I Skandinavien importeras och smälts kopparkoncentrat, som består av ca 25–35 % koppar genom flamsmältningteknologi. De största verken (i Norden) är Rönnskärsverken i Sverige och Harjavalta i Finland. Den årliga produktionen av koppar har legat på 15–20 miljoner ton de senaste åren.

Koppar är 100 % återvinningsbar, utan att den förlorar någon av sina egenskaper. Enligt nyligen framtagen data kommer 34 % av de 22 miljoner ton koppar som årligen används i världen från återvunnet material. Se vidare kopparåtervinning. Handeln med kopparskrot har bidragit till att kopparstölder blivit ett samhällsproblem.

Handel

Handeln med koppar är global och görs upp på en mängd marknader. Det har funnits försök att skapa monopol, men det har inte lyckats. Exempel på detta var World Copper Agreement 1935 och Intergovernmental Council of Countries Exporters of Copper (CIPEC) 1967. Större handelsplatser är London Metal Exchange (LME), Shanghai Metal Exchange (SHME) och NYMEX COMEX. Av dem är LME ledande.

Handeln sker vanligen med A grad Koppar i enlighet med BS EN 1978:1998 (Cu-CATH-1).

Egenskaper

Koppar är rödaktig, har klar lyster, är smidbar, tänjbar, pressbar, en bra värmeledare och kan lämpa sig för gjutning som dock besväras av blåsor i olegerat tillstånd. Koppar är den näst bästa ledaren för elektrisk ström efter silver och är det absolut vanligaste materialet för elektriska kablar och elektroniska mönsterkort. Koppar är inte magnetiskt men används till elektromagneter och transformatorer. Koppar har god lödbarhet med tenn- eller silverbaserat lod, men flussmedel behövs.

Metallen leder även värme mycket effektivt (401 watt per meter och Kelvin), en egenskap som gör den användbar inom elektronik där den leder bort värme från kretsarnas transistorer och andra effekthalvledare. Livslängden för olika kopparprodukter varierar stort – från hundra år eller mer i byggnader, till bara några få år i elektronisk utrustning. En ständig debatt förs kring huruvida kopparkapslar är lämpliga för slutförvaring av radioaktivt avfall. Förespråkarna menar att kopparkapslar med 5 cm tjocka väggar kommer att hålla i minst en miljon år under normala förhållanden.

Koppar är en halvädel metall och motstår de flesta oxiderande syror, även ren saltsyra, men löses i salpetersyra och svavelsyra. I fuktig luft, särskilt i närvaro av luftföroreningar, bildas ett brunt oxidskikt, som sedan kan omvandlas till en grön patina, kallad ärg. Vanliga oxider är koppar(I)oxid och koppar(II)oxid och vanligaste salt är kopparsulfat.

Koppar förekommer i olika former och koncentrationer. Den finns i sjövatten, floder, växter, jorden och även i ren metallisk form.

Biologiska funktioner

Koppar är ett livsnödvändigt spårämne för människor, djur och växter. Kopparinnehållet hos en vuxen individ utgör normalt 80 milligram, det dagliga upptaget genom födan av omkring 2–3 milligram.

Vissa djur såsom många blötdjur har kopparbaserade hemocyaninmolekyler för syretransporten i blodet och koppar behövs för fotosyntesen i växtriket. Hos människan bidrar koppar till bildandet av röda blodkroppar.

Samtidigt kan förhöjningar av kopparhalten ge upphov till skadliga effekter på mark- och vattenorganismer. Sådana effekter kan uppträda vid de halter som uppmäts i förorenade miljöer till exempel i storstäder.

Kopparförgiftning är dock ovanlig, då kopparupptaget i tarmen är litet. Akut kopparförgiftning leder till kräkningar och diarré. Koppar lagras normalt inte i kroppen, varför symtomen är övergående om exponeringen upphör.

Koppar påverkar immunförsvaret, och kopparbrist kan bl.a. leda till agranulocytos, ett livshotande tillstånd av brist på vita blodkroppar. Det ingår som beståndsdel i ceruloplasmin, samt några aminoxidaser som oxiderar monoaminer (till exempel dopamin), histamin och diaminer.

Antimikrobiellt har koppar visat sig effektiv mot bland annat E. coli, MRSA, polio, influensavirus och stafylokocker.

Används även i kopparspiral som preventivmedel.

Historisk och aktuell användning

Koppar och kopparlegeringar har använts i vår del av världen under tre och ett halvt årtusende i ett otal applikationer – från bronsålderns rakknivar och bronsyxor, via 1600-talets koppartak och bronskanoner, till industrisamhällets lagermetaller, VVS-detaljer och elektriska och elektroniska komponenter. Kopparkärl med förtent insida var förr vanliga i köket och används ännu för dekoration och till moderna exklusiva kokkärl där god värmeledning önskas.

I dag används materialet som taktäckningsmaterial, i hängrännor och stuprör, samt för vatten- och värmedistribution tack vare sina goda korrosionsegenskaper. I kylskåp och bilar har koppar använts till radiatorer och rör, exempelvis bromsrör.

Koppar används som elektrisk ledare, på elektroniska mönsterkort och till elektronikkomponenter för exempelvis telekommunikation på grund av den goda ledningsförmågan och lödbarheten. Eltillämpningar konsumerar 60 % av all framställd koppar.

Kopparlegeringar som mässing och bronser används till exempel i rörkopplingar och ventiler, och som beslag och dekorationer. Koppar och kopparlegeringar används i marina tillämpningar, såsom båtpropellrar och fiskedrag och är vanliga i musiksammanhang, såsom piano- och gitarrsträngar och bleckblåsinstrument.

Kopparens användbarhet och beständighet har eftertraktats och den används till mynt i många länder, med eller utan nickel, i Sverige exempelvis i 50-öringen som användes 1992–2009. Koppar är en vanlig tillsats vid guldsmedsarbeten då guld- och silverlegeringar ska göras mera hållfasta.

Kopparföreningar utgör de färgande beståndsdelarna i en rad blå och gröna pigment, som malakit, azurit och schweinfurtergrönt.

Kopparlegeringar

Koppar används dels olegerad dels som basmetall i ett stort antal legeringar, i vilka man önskar uppnå vissa speciella egenskaper. Vanliga legeringsmetaller är zink, tenn, aluminium, nickel, beryllium, kisel, kadmium och krom.

Några kända kopparlegeringar är mässing, brons, malm, gulmetall, tombak och nysilver. Även nordiskt guld och Coopers guld är kopparbaserade. Konstantan och manganin är legeringar för speciella tekniska tillämningar.

Termerna används om en rad olika legeringar med koppar som basmetall och kan med fördel användas när legeringselementen och deras inbördes mängdförhållanden inte är kända, något som ofta är fallet till exempel när det gäller förhistoriska fynd som av slentrian ofta felaktigt bara kallas ”brons”.

H-fraser	H228, H410
P-fraser	P210, P273, P501

27. Kobolt (Co) <— 28. Nickel (Ni) —> 29. Koppar (Cu)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Nickel
https://en.wikipedia.org/wiki/Nickel

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 58,6934 u
Utseende: Glänsande, metallisk silverfärgad med en gyllene skiftning

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8,908 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 7,81 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 728 K (1 455 °C)
Kokpunkt: 3 003 K (2 730 °C)
Molvolym: 6,59 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 17,48 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 379 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 444 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 26,07 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 124 pm
Kovalent radie: 124 pm
van der Waalsradie: 163 pm
Elektronaffinatet: 112 kJ/mol
Arbetsfunktion: 5,15 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d⁸ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 16, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): NiO, Ni₂O₃ (svagt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,91
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,88
Normalpotential: −0,257 V (Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad (fcc)
Ljudhastighet: 4970 m/s
Termisk expansion: 13,4 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 90,9 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 13,9 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 69,3 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Youngs modul: 200 GPa
Skjuvmodul: 76 GPa
Kompressionsmodul: 180 GPa
Poissons konstant: 0,31
Mohs hårdhet: 4
Vickers hårdhet: 638 MPa
Brinells hårdhet: 667–1600 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-02-0
Pubchem: 935
RTECS-nummer: QR5950000

Historia

Namnursprung: Från svenska kopparnickel, som innehåller det tyska ordet Nickel, ”troll”.
Upptäckt och första isolation: Axel Fredrik Cronstedt (1751)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
58Ni	68.077%	Stabil
59Ni	Spår	7.6×104 y	ε	59Co
60Ni	26.223%	Stabil
61Ni	1.140%	Stabil
62Ni	3.635%	Stabil
63Ni	{syn}	100 y	β−	63Cu
64Ni	0.926%	Stabil

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_nickel

---

Nickel

Nickel är ett metalliskt grundämne med det kemiska tecknet Ni och atomnummer 28.

Kännetecken

Nickel är en silvervit högglänsande metall. Den är en övergångsmetall som tillsammans med järn och kobolt kan räknas till gruppen järnmetaller. Den är hård. Den förekommer i förening med svavel i millerit, med arsenik i mineralen nickelin och skutterudit, och med arsenik och svavel i nickelglans.

På grund av att den är motståndskraftig mot oxidering används den bland annat i mynt. Dess viktigaste användning är i legeringar. Nickel är magnetisk och ett av de fem ferromagnetiska grundämnena.

Nickels vanligaste oxidationstillstånd är +2.

Användning

Omkring 65 procent av det nickel som konsumeras i västvärlden används för att framställa rostfritt stål. Ytterligare 12 procent används i superlegeringar. De kvarstående 23 % av nickelkonsumtionen delas mellan stållegeringar, uppladdningsbara batterier, katalysatorer och andra kemikalier, myntning, gjuteriprodukter och ytbehandling. Den största nickelkonsumenten är Japan, som använder 169 600 ton om året (2005).

Några av tillämpningarna är:

• Rostfritt stål och andra korrosionsresistenta legeringar
• Nickelstål används för pansarplåt och inbrottssäkra valv
• Legeringen Alnico används i magneter
• Mymetall har särskilt hög magnetisk permeabilitet och används för att skärma av magnetfält
• Monel är en kopparnickellegering som är mycket resistent mot korrosion och används för båtpropellrar, köksförråd och kemiindustrianläggningar
• Minnesmetall som används inom robotik
• Återuppladdningsbara batterier, såsom nickelmetallhydridbatterier och nickelkadmiumbatterier
• Mynt.
• Gitarrsträngar
• I elektroplätering
• I smältdeglar för kemiska laboratorier
• Många katalysatorer är baserade på nickel. Bland annat används raneynickel för hydrogenering av växtoljor

Historia

Nickel har använts under lång tid och kan spåras så långt tillbaka som till 3500 f.Kr. Bronser från nuvarande Syrien hade nickelinslag på upp till två procent. Dessutom finns kinesiska handskrifter som antyder att ”vit koppar” användes i Asien mellan 1400 och 1700 f.Kr. Eftersom nickelmalm ofta förväxlas med silvermalm är förståelsen av metallen nickel och dess användning av betydligt senare datum. Mineral som innehåller nickel (till exempel kopparnickel, tyska Kupfernickel, egentligen ungefär ”förtrollad koppar”) var värdefulla för att färga glas grönt.

Den förste som fastställde att nickel är ett eget grundämne var Axel Frederik Cronstedt, som år 1751 försökte utvinna koppar från kopparnickel (nickelin), men istället fick fram en vit metall som han kallade nickel. Detta gjorde han i Los gruva i nordvästra Hälsingland. I gruvan, som nu är ett turistmål, bröts även kobolt.

Det första myntet av ren nickel tillverkades 1881.

Biologisk roll

Många, men inte alla hydrogenaser innehåller nickel förutom järn-svavelkluster. Nickelcentrer är vanliga i de hydrogenaser vilkas funktion är att oxidera snarare än att utveckla väte.

För vissa växter är nickel nödvändigt. Studier på kycklingar och råttor tyder på att nickel är viktigt för leverns funktion.

I stora koncentrationer är nickel giftigt för de flesta livsformer. Nickel kan också orsaka allergi.

Förekomst

Större delen av den nickel som utvinns kommer från två sorters malmfyndigheter. De ena är lateriter där de främsta malmmineralerna är nickelhaltig limonit: (Fe,Ni)O(OH) och garnierit : (Ni,Mg)₃Si₂O₅(OH). De andra är magmatiska svavelfyndigheter där det främsta malmmineralet är pentlandit: (Ni,Fe)₉S₈.

Det mesta av jordens nickel antas vara koncentrerat till jordens kärna.

Utvinning och rening

Nickel kan utvinnas med extraktiv metallurgi. Den största producenten av nickel är Ryssland som utvinner 267 000 ton nickel per år. Australien och Kanada är de andra och tredje största producenterna, med 207 och 189,3 tusen ton per år.

Anrikning, smältning och rostning av malmen ger nickeloxid, som sedan reduceras med kol varpå bildad rånickel renas på elektrolytisk väg. Alternativt utförs reduktionen med vattengas och den efterföljande reningen med Mondprocessen.

H-fraser	H351, H372, H317, H412
P-fraser	P281, P273, P308+313, P302+352

26. Järn (Fe) <— 27. Kobolt (Co) —> 28. Nickel (Ni)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kobolt
https://en.wikipedia.org/wiki/Cobalt

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 58,933194 u
Utseende: Hård glänsande grå metall

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8,90 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 8,86 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 768 K (1 495 °C)
Kokpunkt: 3 200 K (2 927 °C)
Molvolym: 6,67 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 17,2 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 390 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 421 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,81 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 135 (152) pm
Kovalent radie: Low-spin: 126 ± 3 pm, High-spin: 150 ± 7 pm
Elektronaffinatet: 63,7 kJ/mol
Arbetsfunktion: 5 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d⁷ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 15, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,88
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,84
Normalpotential: −0,28 V (Co²⁺ + 2 e⁻ → Co)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad (hcp)
Ljudhastighet: 4720 m/s
Termisk expansion: 13 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 100 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 16,7 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 62,4 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Youngs modul: 209 GPa
Skjuvmodul: 75 GPa
Kompressionsmodul: 180 GPa
Poissons konstant: 0,31
Mohs hårdhet: 5
Vickers hårdhet: 1043 MPa
Brinells hårdhet: 470–3000 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-48-4
Pubchem: 104730
RTECS-nummer: GF8750000

Historia

Namnursprung: Från tyska Kobold, ”goblin”.
Upptäckt: Georg Brandt (1732)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
56Co	{syn}	77.27 d	ε	56Fe
57Co	{syn}	271.74 d	ε	57Fe
58Co	{syn}	70.86 d	ε	58Fe
59Co	100%	Stabil
60Co	{syn}	5.2714 y	β− γ	60Ni

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_cobalt

---

Kobolt är ett hårt, silvergrått, metalliskt grundämne med kemisk beteckning Co. Kobolt är ferromagnetiskt med en curietemperatur på 1 388 K (1 115 °C).

Historia

Det tyska namnet Kobalt användes under medeltiden för vissa malmer som inte gav metaller, utan endast giftiga ångor vid reduktion. De ansågs vara förtrollade av bergtroll, så kallade kobolder. Ett väsen man förr trodde bodde i underjorden och kunde påverka malmen i gruvor.

Den svenske kemisten Georg Brandt (1694–1768) isolerade kobolt på 1730-talet och visade att kobolt är källan till det blå färgämne som länge använts i glas. Tidigare trodde man att det kom från vismut.

Toxicitet

Det är ovanligt med koboltförgiftningar, men förekommer vid exponering av högre doser. Flera system i kroppen kan då påverkas, däribland hjärta och lungor. Kobolt kan även vara cancerframkallande vid hög exponering.

Användningsområden

Metallindustri

Kobolt förekommer i olika legeringar för att ge ökad brottstyrka, motstånd mot syreangrepp eller av dess magnetiska egenskaper. En vanlig legering är magnetiska alnico som bland annat används till magnet för mikrofoner och högtalare.

Kobolt används ofta i litiumjonbatterier, uppladdningsbara batterier där litiumkoboltoxid är vanligt som aktivt katodmaterial. Inte minst den ökande tillverkningen av elbilar bidrar till en allt större efterfrågan på kobolt, och billigare alternativ söks.

Hårdmetall

Kobolt är det vanligast förekommande ämnet att användas som bindefas, då det tillsammans med volframkarbid bildar hårdmetall.

Strålkälla

Isotopen kobolt-60 är en kraftig strålkälla (gammastrålning) som kan användas för cancerbehandling, sterilisering av sjukhusutrustning och livsmedel, materialprovning med mera. Denna isotop kan framställas genom att bestråla ”normalt” stabilt kobolt-59 med neutroner. Traditionellt har detta skett i forskningsreaktorer, men på grund av en åldrande flotta av dessa har det på senare tid (2010) även börjat utföras som en sidoprocess i kraftproducerande reaktorer. Särskilda behållare med kobolt-59 förs in i härden, och kan efter en viss tid tas ut och tömmas på omvandlat kobolt-60.

Oönskad förekomst i kärnkraftverk

Processen att stabilt kobolt-59 omvandlas till radioaktivt kobolt-60 sker även oönskat i kärnkraftverk, då fragment av kobolthaltiga komponenter (till exempel ventilers glidytor) kan nötas av eller kemiskt lösas ut och följa med in i reaktorn. Framförallt för kokvattenreaktorer (BWR) har detta visat sig kunna bli en dominerande källa till stråldoser till personal, och stora ansträngningar har gjorts för att hitta ersättningsmaterial med lägre halter av kobolt, samt att anpassa kemi-parametrar i processen för att minska upplösning och transport av kobolt.

Halveringstiden för kobolt-60 är cirka 5 år, vilket gör att stråldosen redan efter några decennier minskat till bråkdelar av den ursprungliga och ger helt försumbara dosbidrag i längre tidsperspektiv.

Färgämne

Fram till 1900-talet var användningsområdet för kobolt främst som färgpigment för glas och keramik under namnen smalt och koboltblått.

Vitamin B₁₂

Vitaminet B₁₂ har fått sitt namn kobalamin efter kobolt som utgör en central atom i dess sammansättning. Vitamin B₁₂ är nödvändigt för kroppens produktion av röda blodkroppar och bildandet av myelin som bidrar till nervsystemets funktion.

Kärnvapen

Teoretiskt kan kobolt tillsättas kärnvapen för att utöka den radioaktiva verkan. I en sådan så kallad koboltbomb utsätts kobolt vid detonation för strålning som gör det radioaktivt med lång halveringstid.

Förekomst

Kobolt förekommer i mineralerna kobaltit, smaltit och erytrit.

Kobolt i Sverige

Tidigare har kobolt brutits i Los koboltgruva i Hälsingland och Vena koboltgruvor i Närke. Andra platser för brytning av koboltmineral var Gladhammar, Tunaberg, Håkansboda (i Västmanland) och Riddarhyttan.

Möjliga nya förekomster finns i Ahmavuoma, som ligger mellan Lannavaara och Lainio, nära Vittangi och i Oviken i Bergs kommun.

H-fraser	H334, H317, H413
P-fraser	P261, P280, P342+311

25. Mangan (Mn) <— 26. Järn (Fe) —> 27. Kobolt (Co)

https://sv.wikipedia.org/wiki/J%C3%A4rn
https://en.wikipedia.org/wiki/Iron

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 55,845 u
Utseende: Glänsande metall med en gråaktig nyans
Allotroper: Alfajärn (α), Gammajärn (γ)

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7,874 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 6,98 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 811 K (1 538 °C)
Kokpunkt: 3 134 K (2 862 °C)
Molvolym: 7,09 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 13,81 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 354 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 449 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 25,1 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 140 (156) pm
Kovalent radie: 125 pm
Elektronaffinatet: 15,7 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,5 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d⁶ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 14, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Oxider (basicitet): FeO, Fe₃O₄, Fe₂O₃ (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,83
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,80
Normalpotential: −0,44 V (Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe)

Diverse

Kristallstruktur: α: Kubisk rymdcentrerad (bcc)
Ljudhastighet: 4910 m/s
Termisk expansion: 11,8 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 80,4 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 10⁷ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 96,1 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Curiepunkt: 1043 K (770 °C)
Youngs modul: 211 GPa
Skjuvmodul: 47 GPa
Kompressionsmodul: 82 GPa
Poissons konstant: 0,29
Mohs hårdhet: 4
Vickers hårdhet: 608 MPa
Brinells hårdhet: 200–1180 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-89-6
Pubchem: 23925
RTECS-nummer: NO4565500

Historia

Upptäckt: Före 5000 f.Kr.

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
54Fe	5.85%	Stabil
55Fe	{syn}	2.73 y	ε	55Mn
56Fe	91.75%	Stabil
57Fe	2.12%	Stabil
58Fe	0.28%	Stabil
59Fe	{syn}	44.6 d	β−	59Co
60Fe	Spår	2.6×106 y	β−	60Co

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_iron

---

Järn (latinskt namn: Ferrum) är ett vanligt förekommande metallisktgrundämne som tillhör övergångsmetallerna. Järn förekommer i allotropernaalfa- och gammajärn, ämnen som båda består av rent järn men med olika kristallstruktur.^[7] Järn har många användningsområden. Det används bland annat till verktyg och vapen, samt till det vanliga byggmaterialet stål.

Etymologi

Järn är ett samgermanskt ord, besläktat med bland annat engelska iron, tyska Eisen och gotiska eisarn. Orden kan rekonstrueras som *īsarno på det germanska urspråket, vilket troligen är ett lånord från keltiska språk: järn är isarno på galliska och iranann eller íarn på forniriska. Ordet är rotbesläktat (roten *eis-) med grekiska hieros (gudomlig), latin ira (vrede) och avestiska aēšma (ilska). Detta anspelar på att gudarna gav människorna järn i form av meteorer.^{[källa behövs]} De äldsta föremålen i Egypten och Sumer av meteoriskt järn är från 4000 f.Kr, först 2500 år senare kunde man tillverka järn ur malm.

Järn(III)oxids röda (äldre nysvenska raud) färg har givit järn sitt estniska (raud) och finska namn (rauta).

Järn har även utvecklats inom den s.k förortssvenskan som ett uttryck för någonting jobbigt, svårt, irriterande eller allmänt störande.

Föreningar

Järn har vanligen oxidationstalen +2 och +3 i kemiska föreningar. Andra stadier (-2, -1, 0, +1, +4, +5 och +6) förekommer också, men inte lika ofta.

• −2 i Fe(CO)
• −1 i Fe₂(CO)
• 0 i Fe(CO)₅ och i ferrocen
• 1 i [Fe(H₂O)₅NO]²⁺
• 2 i FeO
• 3 i Fe₂O₃ (hematit)
• 4 är mycket sällsynt men finns i vissa enzymer
• 5 är mycket sällsynt
• 6 i K₂FeO₄ (Kaliumferrat)

FeO är ett svart magnetiskt pulver som används i pigment. Fe₂O₃ är vanlig rost och används också som pigment. K₂FeO₄ är rödlila och starkt oxiderande.

Förekomst

Järn är det fjärde vanligaste grundämnet i jordskorpan. Det förekommer dock sällan i ren form, men ofta i föreningar med syre såsom hematit och magnetit eller svavelbundet i pyrit och magnetkis samt i många silikatmineral. Jordens kärna består till stor del av en järn-nickel-legering.

I Sverige var det under järnåldern främst myrmalm som utgjorde råmaterialet i den svenska järnframställningen. Gästrikland, södra Norrland, Närke, Småland, liksom Dalarna och Västmanland var viktiga produktionsområden.

Under historisk tid sedan man börjat bryta bergsmalm är det framför allt berggrunden i Bergslagen och Norrland som har varit och är de viktigaste källorna till järn. I Bergslagen bröts järnmalm i tusentals gruvor (de flesta små) men nästan alla är numera nedlagda. Den största järngruvan i Bergslagen var Grängesberg i Ludvika kommun. Här pågick järnbrytning från 1500-talet fram till 1989. I Norrland bryts metallen idag i Kirunavaara och Malmberget. Den förstnämnda var redan 1904 Sveriges största gruva. Malmen i Kirunavaara är ett kolossalt brantstående lager, som huvudsakligen består av magnetit. År 2003 hade 1 200 miljoner ton malm brutits.

Järn är det grundämne vars kärna har högst bindningsenergi per nukleon. I stjärnor i termodynamisk jämvikt är järn därför det tyngsta grundämnet som kan skapas genom fusion av lättare kärnor. Tyngre grundämnen skapas i mer våldsamma processer som supernovaexplosioner och kollisioner mellan neutronstjärnor.

Framställning och användning

Järn tillverkas vanligtvis från Fe₂O₃ eller Fe₃O₄ som reduceras med kol vid ungefär 2000 °C. Först reagerar kolen med syret i luften och bildar kolmonoxid. 6 C + 3 O₂ → 6 CO

Sedan reagerar kolmonoxiden med järnoxiden och bildar metalliskt järn. 6 CO + 2 Fe₂O₃ → 4 Fe + 6 CO₂

Legeringar med järn

Järn innehåller oftast en mängd kol. Ju mer kol desto hårdare och sprödare blir järnet.

• Tackjärn – järn med över 4 % av kol. Det framställs i masugnar för att omvandlas till användbara former av järn.
• Gjutjärn – innehåller 2–4 % kol, och bland annat kisel.
• Stål – innehåller 0,4–1,5 % kol och är idag den mest använda legeringen.
• Smidesjärn – innehåller mindre än 0,4 % kol.

Järn som mineral

Det är mycket sällsynt att järn uppträder i helt ren form. Mineralet kristalliserar i det kubiska kristallsystemet. Den har en hårdhet på 4,5 och är stålgrå till svart i färgen. Även streckfärgen är grå. Rent (gediget) järn är inte stabilt i vanlig ovanjordisk miljö där det förekommer vatten och syre. I sådan miljö oxiderar järnet till rost. Däremot rostar inte järnmeteoriter eftersom järnet där är legerat med nickel. I sällsynta fall uppträder gediget järn i basaltiska bergarter som följd av att kolhaltiga ämnen reducerat järnhaltiga mineral.

Fysiologisk betydelse

Järn är ett viktigt spårämne i den mänskliga kroppen. En vuxen person innehåller ungefär 4 gram järn, varav merparten finns i de röda blodkropparna hemoglobin. En mindre del i muskelns röda färgämne myoglobin, små mängder finns upplösta i blodplasman, kroppsvätskorna och utgör en beståndsdel i en lång rad enzymer. Cirka 20% är deponerat i lever, benmärg och mjälte, varifrån det kan mobiliseras vid behov.

Som en beståndsdel av hemoglobinet transporterar järn syre från lungorna ut till alla celler och koldioxid den motsatta vägen. Det ingår i enzymer som i mitokondrierna styr cellernas respirationprocesser.

Brist på järn kan ge trötthet, hjärtklappning, andfåddhet etc. Vid svår järnbrist kan det också uppstå förändringar i munslemhinnan, speciellt tungan, samt i huden och naglarna. Det finns även en del som tyder på att järnbrist kan vara en bidragande orsak till rastlösa ben. Brist kan vidare förorsakas av underskott på magsyra samt brist på B6-vitamin, B12-vitamin, C-vitamin, folsyra, zink, koppar eller mangan. Järnunderskott kan medföra blodbrist, cancer, leverbesvär, kronisk gikt i lederna och mottaglighet för infektioner.

Efter blodförluster såsom genom menstruation eller blodgivning kan mängden järn, precis som blodmängden, vara för låg. Blodgivare brukar få järntabletter för att lättare stabilisera järnvärdet.

Överdosering av järn under längre perioder kan medföra hemosideros (avlagring av järn i vävnaderna) speciellt i lever, mjälte, bukspottkörtel, hjärta och leder. Järn är en tungmetall som lagras i kroppen, järn är inte vattenlösligt utan lagras i fett. Överdosering kan leda till förgiftning.

Järn påträffas vanligtvis i livsmedel som inälvsmat (speciellt lever), ägg, fisk, blodmat, fågel, bladgrönsaker, fullkornsprodukter, katrinplommon, russin, öljäst, rödbetor, broccoli, vetegroddar, sesamfrö, vallmofrö, solrosfrö, bananer, persikor och aprikoser.

Diet

Rekommenderat dagligt intag: Barn 5–10 mg, kvinnor 10–15 mg (ammande 12–18 mg), män 10–12 mg. Se vidare RDI-tabell.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av järn per dag i genomsnitt 9,5 mg för kvinnor, 11,5 mg för män och 10,4 mg för hela gruppen i undersökningen. Det energistandardiserade intaget av järn var högre för kvinnor än för män. Äldre hade högre intag än yngre.

H-fraser	H?
P-fraser	P?

24. Krom (Cr) <— 25. Mangan (Mn) —> 26. Järn (Fe)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Mangan
https://en.wikipedia.org/wiki/Manganese

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 54,938044 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7,21 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 5,95 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 519 K (1 246 °C)
Kokpunkt: 2 334 K (2 061 °C)
Molvolym: 7,35 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 13,2 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 225 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 479,5 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 26,32 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 127 pm
Kovalent radie: 139 pm
Elektronaffinatet: 0
Arbetsfunktion: 4,1

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d⁵ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 13, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Oxider (basicitet): MnO (basisk), Mn₃O₄, Mn₂O₃, MnO₂, Mn₂O₇ (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,55
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,75
Normalpotential: −1,18 V (Mn²⁺ + 2 e⁻ → Mn)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 5150 m/s
Termisk expansion: 21,7 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 7,81 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 6,94 × 10⁵ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 1,44 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: α: 9 × 10⁻⁴, β: 8,2 × 10⁻⁴
Néelpunkt: 100 K (−173,15 °C)
Youngs modul: 198 GPa
Kompressionsmodul: 120 GPa
Mohs hårdhet: 6
Brinells hårdhet: 196 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-96-5
Pubchem: 23930

Historia

Namnursprung: Från magnesia nigra, som i sin tur är hämtat från Magnesia (liksom magnesium).
Upptäckt:Torbern Olof Bergman (1770)
Första isolation: Johann Gottlieb Gahn (1774)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
52Mn	{syn}	5.6 d	ε β+ γ	52Cr 52Cr
53Mn	Spår	3.74×106 y	ε	53Cr
54Mn	{syn}	312.03 d	ε γ	54Cr
55Mn	100%	Stabil

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_manganese

---

Mangan är ett grå-vitt metalliskt grundämne som liknar järn. Det används ofta i legeringar med järn i till exempel rostfritt stål. Ibland används manganföreningar i glasyrer. Mangan är essentiellt för alla organismer.

Historia

Under 1770-talet visade de svenska kemisterna Carl Wilhelm Scheele och Torbern Bergman att mangandioxid utgjordes av en oxid av en okänd metall. Deras upptäckt publicerades i Kongliga Vetenskapsacademiens Handlingar 1774. I metallisk form framställdes mangan första gången av Johan Gottlieb Gahn, som var verksam vid kopparverket i Falun. Han uppnådde detta genom reduktion av brunsten med kol år 1774. Han gav ämnet namnet magnesium, vilket senare ändrades till mangan.

Förekomst

Mangan är det tolfte vanligaste grundämnet i jordskorpan och det finns i medeltal 1 kg mangan per ton sten. Mangan förekommer i naturen mest i oxider, karbonater och silikater. Exempelvis braunit, hausmannit Mn₃O₄, pyrolusit MnO₂. Den största förekomsten av manganföreningar finns bland annat i Sydafrika, Australien och Ryssland. Havsvatten innehåller också lite mangan men bara i koncentrationer av 0,1 mg/ton. Den största svenska manganfyndigheten finns i Stora Uttervik mangangruva.

Mangan finns i te, traditionellt te men också i ”rött te”, från rooibos-busken. Mangan kan man även finna i brunnsvatten, fullkornscerialier, nötter, baljväxter och bär bl.a. Gränsvärdena för mangan i dricksvatten är 50 mikrogram/liter (vattenverk), 300 mikrogram/liter (enskild brunn)

Framställning

Mangan framställs genom reduktion av krossad manganmalm med kol, aluminium eller kisel i elektriska ugnar vid 1000 °C. När man vill framställa manganmetall med hög renhet gör man elektrolys av en vattenlösning med mangan(II)sulfat. Mangan till stållegeringar används i form av ferromangan, en blandning av järn och mangan som kan framställas i masugn eller i elektrisk ugn.

Toxiskt

Mangan i höga doser är neurotoxiskt och kan ge parkinson-liknande symtom, vilket man sett hos bland annat svetsare (som andats in ämnet). Ämnet har även visat sig ge en ökad risk för sömnlöshet, depression, anorexia, huvudvärk och irritabilitet. Vid intag av mangan via föda och vatten kan tarmen reglera upptaget vilket gör att toxiska nivåer ej uppnås.

Mangan finns tillsatt i modermjölksersättning på grund av dess funktion i kroppens ämnesomsättning. Ett potentiellt problem är att små barns ännu inte har ett ordentligt reglersystem och det finns då viss risk för överexponering. Därför är rekommendationen att enbart använda vatten med låga halter av mangan vid tillredning av ersättning, till exempel kommunala vattenkällor. Ett potentiellt problem med vatten från privata brunnar där den högsta accepterade nivån är högre (0.3 mg/ml jämfört med 0.05 mg/ml) och där flertalet brunnar ändå överstiger nivån.

Föreningar

• Kaliumpermanganat (KMnO₄) – ett oxiderande ämne som används i laboratorier och för att döda bakterier i vatten
• Mangandioxid (MnO₂) – används i zink-brunstensbatterier. Förr framställde man syre och klor ur mangandioxid
• Mangankarbonat (MnCO₃) – kan användas till keramiska glasyrer och som gödsel i manganfattiga jordar
• Manganklorid (MnCl₂) och mangansulfat (MnSO₄) – två ljusrosa mangansalt av saltsyra och svavelsyra

H-fraser	H228
P-fraser	P210, P240, P241, P280, P370+378

23. Vanadin (V) <— 24. Krom (Cr) —> 25. Mangan (Mn)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Krom
https://en.wikipedia.org/wiki/Chromium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 51,9961 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7,19 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 6,3 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 2 180 K (1 907 °C)
Kokpunkt: 2 944 K (2 671 °C)
Molvolym: 7,23 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 16,93 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 347 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 449 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 23,35 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 140 pm
Kovalent radie: 118 pm
Elektronaffinatet: 64,3
Arbetsfunktion: 4,5 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d⁵ 4s¹
e⁻ per skal: 2, 8, 13, 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Oxider (basicitet): (sur, basisk eller amfoterisk – beroende på oxidationstillståndet)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,66
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,65

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 5940 m/s
Termisk expansion: 4,9 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 93,9 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 7,87 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 125 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Antiferromagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 3,1 × 10⁻⁴
Néelpunkt: 393 K (119,85 °C)
Youngs modul: 279 GPa
Skjuvmodul: 115 GPa
Poissons konstant: 0,21
Mohs hårdhet: 8,5
Vickers hårdhet: 1060 MPa
Brinells hårdhet: 687–6500 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-47-3
Pubchem: 23976
RTECS-nummer: GB4200000

Historia

Namnursprung: Från grekiska chroma, ”färg”.
Upptäckt och första isolation: Louis Nicolas Vauquelin (1797, 1798)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
50Cr	4.345%	Stabil
51Cr	{syn}	27.7025 d	ε γ	51V
52Cr	83.789%	Stabil
53Cr	9.501%	Stabil
54Cr	2.365%	Stabil

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_chromium

---

Krom är ett metalliskt grundämne som ofta används i legeringar. När krommetall exponeras för luft bildas ett tunt oxidskikt som skyddar resten av metallen.

Historia

Krom upptäcktes 1797 av Louis Nicolas Vauquelin i ett blykromatmineral. 1798 lyckades han första gången framställa rent krom genom reduktion av dikromtrioxid med träkol. Sitt namn fick ämnet på grund av de starka färgerna hos dess kemiska föreningar. Metoden att framställa krom genom rostning av kromit med soda upptäcktes kort därefter, men det var först sedan Henri Moissan 1893 framställt krom i en elektrisk ugn genom reaktion mellan dikromtrioxid och kol och Hans Goldschmidt 1898 utfört aluminotermisk reduktion av dikromtrioxid som en storskalig kromutvinning kunde starta.

Robert Wilhelm Bunsen hade redan 1854 lyckats framställa krom genom elektrolytisk utfällning av krom ur krom(III)klorid, men det dröjde till 1950-talet innan effektiva metoder för en elektrolytisk utfällning av krom.

Användning

Krom används i stål för att göra stålet rostfritt eller hårt. Det används också som prydnad på till exempel bilar. Det har också börjat användas som lack på bilar. Olika kromföreningar kan användas som pigment i glasyrer och färger. Krom används också i olika katalysatorer. Krom används även för garvning av läder.

I kombination med svavelsyra används olika kromatsalter till exempel ammoniumtrikromat till att dubbelbinda en syreatom till ett derivat etc, (oxidation).

Krom används även i smarta textilier.

Föreningar

Kaliumdikromat (K₂Cr₂O₇) är ett oxiderande salt som används i laboratorier för att ta bort organiska rester från glasutrustning.

Krom(III)oxid (Cr₂O₃) är ett grönt ämne som används i pigment och vid framställning av kaliumdikromat.

Krom(VI)oxid (CrO₃) är ett giftigt och cancerframkallande rött ämne som vid kontakt med vatten bildar en syra.

Kromklorid (CrCl₃) är ett lila salt som används vid framställning av vissa andra kromsalter.

Framställning

Krom framställs ur mineralet kromit, FeCr₂O₄. Två olika metoder används vid kromframställning: vid den alkaliska lakningsprocessen upphettas kromit med soda i luft, varvid natriumkromat bildas, vilket reduceras till krom(III)oxid, vilket i sin tur reduceras med aluminium eller koks till krom.

Vid sur lakning reduceras kromit med koks till ferrokrom, vilket behandlas med saltsyra, varvid järnet löses upp och rent krom kvarstår.

Förekomst

Krommineral finns mestadels i Sydafrika, Indien, Turkiet och Ryssland. Kromhalten generellt i jordskorpan är ca 0,1 %.

Biologisk roll

Krom har ingen bevisad biologisk roll.

H-fraser	H400
P-fraser	P273

22. Titan (Ti) <— 23. Vanadin (V) —> 24. Krom (Cr)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Vanadin
https://en.wikipedia.org/wiki/Vanadium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 50,9415 u
Utseende: Blå–silvergrå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6,0 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 5,5 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 2 183 K (1 910 °C)
Kokpunkt: 3 680 K (3 407 °C)
Molvolym: 8,32 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 21,5 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 444 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 489 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,89 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 134 pm
Kovalent radie: 153 pm
Elektronaffinatet: 50,6

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d³ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 11, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,63
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,53

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 4560 m/s
Termisk expansion: 8,4 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 30,7 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 5 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 197 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 3,8 × 10⁻⁴ cm³/mol (298 K)
Youngs modul: 128 GPa
Skjuvmodul: 47 GPa
Kompressionsmodul: 160 GPa
Poissons konstant: 0,37
Mohs hårdhet: 6,7
Vickers hårdhet: 628–640 MPa
Brinells hårdhet: 600–742 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-62-2
Pubchem: 23990

Historia

Namnursprung: Vanadis, ett gammalt nordiskt namn för den skandinaviska gudinnan Freja.
Upptäckt: Andrés Manuel del Río (1801)
Första isolation: Nils Gabriel Sefström (1830)
Namngivare: Nils Gabriel Sefström (1830)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
48V	{syn}	16 d	β+	48Ti
49V	{syn}	330 d	ε	49Ti
50V	0.25%	1.5×1017 y	ε β−	50Ti 50Cr
51V	99.75%	Stabil

https://en.wikipedia.org/wiki/Isotopes_of_vanadium

---

Vanadin

Vanadin är ett sällsynt, mjukt, metalliskt grundämne. Det har atomnummer 23 i det periodiska systemet och används främst i hårda legeringar t.ex. tillsammans med krom som ofta används i verktyg.

Egenskaper

Vanadin är en stålgrå, hård (6,7 på Mohs hårdhetsskala), metall som t.ex. kan kallvalsas till trådar. Ofta finns små mängder föroreningar i metallen, vilka gör den hård och spröd. I massiv form är vanadin stabilt mot luft, alkali, kall saltsyra och svavelsyra men angrips snabbt av salpetersyra.

Användning

Ungefär 80 % av allt vanadin används i legeringar med andra metaller.

Andra användningsområden är:

• i vanadinpentoxid (V₂O₅) vilket används som katalysator vid framställning av svavelsyra.
• i elektroplätering på stål för att skydda mot rost.
• i kärnreaktorer för att stoppa neutroner.
• i vanadinbatterier.

Föreningar

• Vanadinpentoxid är den troligen vanligaste vanadinföreningen.
• Vanadindioxid kan användas för att täcka glas så det stoppar infraröd strålning.
• Vanadylsulfat används ibland som ett kosttillskott för att höja insulinnivåer i blodet.

Förekomst

Vanadin finns inte i fri form i naturen, men i många föreningar som t.ex. vanadinsulfid (VS₄) eller i kombination med bly och klor. Vanadinhalten i den översta jordskorpan beräknas till ca 0,015 %; de viktigaste mineralen är roscoelit, karnotit, vanadinit och petronit.

Vanadin fyller en viktig biologisk funktion hos vissa typer av havsdjur och tas också upp i betydande mängd av röd flugsvamp. Vissa skiffrar kan innehålla höga halter av vanadin.

Det finns också uppgifter om att myrmalm skulle hålla små men förhöjda vanadinhalter. Detta gäller sannolikt även sjömalm och över huvud taget limonit, FeOOH, som haft tillfälle att adsorbera vanadater ur vanadinhaltiga lösningar. Järnoxidhydroxid är nämligen känd för att adsorbera arsenik och sjö- och myrmalmer för fosfatinnehåll och fosfat- arsenat- och vanadatjoner har liknande kemiska egenskaper.

Numera torde titanomagnetiter, där vanadin ofta finns (oxidbundet), vara den huvudsakliga råvarukällan.

Framställning

Vanadin framställs genom att reducera vanadinpentoxid med kalciummetall. V₂O₅ + 5Ca → 2V + 5CaO

Historia

Ämnet upptäcktes av den spansk-mexikanske vetenskapsmannen Andrés Manuel del Río 1801.

Grundämnet återupptäcktes 1831 av kemisten och geologen Nils Gabriel Sefström som hittade det i stångjärn framställt ur malm från Tabergsgruvan i Småland och uppkallade det efter gudinnan Vanadis (även Freja eller Fröja).

Metallen framställdes först av Henry Roscoe år 1869.

H-fraser	H?
P-fraser	P?