15. Fosfor (P) <— 16. Svavel (S) —> 17. Klor (Cl)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Svavel
https://en.wikipedia.org/wiki/Sulfur

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 32,06 (32,059–32,076) u
Utseende: Gul

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): α: 2,07 g/cm³, β: 1,96 g/cm³, γ: 1,92 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 388,36 K (115,21 °C)
Kokpunkt: 717,8 K (444,6 °C)
Kritisk punkt: 1 314 K (1 040,85 °C) 20,7 MPa
Molvolym: 15,53 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: Mono: 1,7175 kJ/mol
Ångbildningsvärme: Mono: 45 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 736 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 22,75 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p⁴
e⁻ per skal: 2, 8, 6

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Oxider (basicitet): SO₂, SO₃ (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,58
Elektronegativitet (Allenskalan): 2,589
Normalpotential: −0,48 V (S + 2 e⁻ → S²⁻)

Diverse

Kristallstruktur: Ortorombisk
Värmeledningsförmåga: 0,205 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 10⁻¹⁵ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 43,9 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −1,3 x 10⁻⁵
Kompressionsmodul: 7,7 GPa
Mohs hårdhet: 2

Identifikation

CAS-nummer: 7704-34-9
RTECS-nummer: WS4250000

Historia

Namnursprung: Från urgermanska sweblaz’, ”svavel”.
Upptäckt: Antikens Kina (före 2000 f.Kr.)
Fastställt som grundämne: Antoine Lavoisier (1777)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
30S	{syn}	1,178 s	β+		30P
31S	{syn}	2,572 s	β+		31P
32S	95,02 %	Stabil
33S	0,75 %	Stabil
34S	4,21 %	Stabil
35S	Spår	87,51 d	β−		35Cl
36S	0,02 %	Stabil
37S	{syn}	5,05 min	β−		37Cl
38S	{syn}	170,3 min	β−		38Cl
39S	{syn}	11,5 s	β−		39Cl
40S	{syn}	8,8 s	β−		40Cl

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

---

Svavel

Svavel (latin: sulphur) är ett icke-metalliskt grundämne som naturligt förekommer som svavelkristaller med formeln S₈ eller i föreningar med andra grundämnen.

Egenskaper

Svavel är i dess naturliga form ett fast gulaktigt ämne, det är mycket vanligt och avger en svag distinkt lukt, föreningar med svavel har oftast en starkare lukt som påminner om ruttna ägg.

I sin flytande form är ämnet rödaktigt, och avger en stark blå låga när det brinner.

Svavel har fyra stabila isotoper, ³²S, ³³S, ³⁴S och ³⁶S, varav ³²S är den vanligast förekommande och utgör 95% i naturligt förekommande svavel.

Föreningar

Svavel kan förekomma i oxidationstillstånd från -2 till +6, och bildar därför en mängd olika föreningar.

Sulfider

Svavel som anjon (S^2-) kallas för sulfid. Motsvarande syra är svavelväte (H₂S) .

Oxider

Svavel har två olika vanligen förekommande oxider, svaveldioxid (SO₂) och svaveltrioxid (SO₃).

Svaveloxosyror och deras salter

Svaveloxiderna bildar syror tillsammans med vatten. Svaveldioxid bildar svavelsyrlighet (H₂SO₃) och svaveltrioxid bildar svavelsyra (H₂SO₄). Svavelsyrlighetens salter kallas sulfiter och svavelsyrans salter kallas sulfater.

Svavelorganiska föreningar

I svavelorganiska föreningar förekommer kovalenta bindningar mellan svavel och kol. I tioetrar (R₂S, kallas även sulfider) är svavel enbart bundet till kol. I sulfonsyror (RSO₃H) är svavlet även bundet till syre.

Användning

Svavel används mest utbrett inom industrin. Några användningsområden är batteritillverkning, papperstillverkning, vulkanisering av gummi, fyrverkeripjäser, färger. Den kommersiella användningen består huvudsakligen av gödningsmedelstillverkning. Svavel ingår också i vissa rengöringsmedel, svampbekämpningsmedel, insektsgifter, liksom i krut och tändstickor.

Svavelsyra är en mycket vanlig kemikalie som har många industriella användningsområden. Svavelsyra är den mest producerade kemikalien i världen och dess konsumeringssiffror används ofta som en nationell indikator på industriell utveckling.

I Apotekets sortiment finns produkten Sulphur medicinale, rent svavel. I finpulveriserad form kan det även benämnas svavelblomma.

I svensk folktro användes svavel ofta som skydd mot trolldom. Det kunde innebära att man bar svavel i kläderna, lade det i badvattnet, under tröskeln, i vaggan eller i bröllopsparets kläder. Man brände svavel inomhus i syfte att förhindra sjukdomar och olyckor hos människor och djur. Anledningen till svavlets förmåga att motverka ont anses främst vara dess stickande och obehagliga lukt.

Förekomst

Svavel är det 16:e mest förekommande grundämnet i jordskorpan, och svavelhalten i jordens inre har uppskattats vara upp till 15 %. Svavel återfinns i naturen i fri form, i olika bergarter, och i mindre mängder i organiska föreningar i levande organismer. Till största delen förekommer det i bergarter, dels som sulfidmineral tillsammans med metaller som järn, bly, zink, kvicksilver och koppar, dels som svavelinnehållande salter som bland andra gips (kalciumsulfat), alunsten, bittersalt (magnesiumsulfat) och tungspat (bariumsulfat).

Ämnet i fri form är speciellt vanligt kring geologiskt aktiva områden såsom Italien och Japan. Det bildas där genom oxidation av svavelinnehållande ångor som sipprar ut i sprickor i vulkaniska bergarter.

Två av det tjugotal aminosyror som bygger upp proteinerna i växter och djur – metionin och cystein – innehåller svavel. I människokroppen ingår svavel i varje cell, det är kroppens 8:e mest förekommande grundämne, i vikt räknat. Det är en beståndsdel i proteinerna kollagen och keratin som bygger upp bland annat brosk, senor, hjärna, bindväv, muskler, skelett, hud, hår och naglar.

Svavlets kretslopp

Svavel ingår i ett biogeokemiskt kretslopp kallat svavlets kretslopp som omfattar atmosfären, havet, berggrunden och levande organismer, där svavelföreningar omväxlande oxideras och reduceras.

Fossila bränslen och försurningen

Kol och olja innehåller små mängder svavel. Därför bildas gasen svaveldioxid (SO₂) när man förbränner dessa fossila bränslen. Redan i luften kan svaveldioxiden reagera med vatten och syrgas så att det bildas svavelsyra (H₂SO₄). Den starka syran regnar förr eller senare ner över landskap och blandas med mark och sjöar så de försuras.  

Historik

Eftersom svavel förekommer i fri form i naturen har ämnet varit känt sedan forntiden. Svavel omnämns bland annat i Första Moseboken i samband med berättelsen om Sodom och Gomorra.

Svavel ansågs av alkemisterna som en av de så kallade principerna, vilka enligt Paracelsus var svavel (brännbarhet), kvicksilver (smältbarhet, flyktighet) och salt (obrännbart). Antoine Lavoisier var den förste som tydligt gjorde klart att svavel är ett grundämne i egentlig mening.

H-fraser	H315
P-fraser	P302+352

14. Kisel (Si) <— 15. Fosfor (P) —> 16. Svavel (S)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Fosfor
https://en.wikipedia.org/wiki/Phosphorus

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 30,973761998 u
Utseende: Färglös, vaxvit, gul, scharlakansröd, röd, violett, svart.
Allotroper: Vit fosfor (V), Röd fosfor (R), Svart fosfor (S), Violett fosfor (Vi)

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): V: 1,823 g/cm³, R: ≈ 2,2–2,34 g/cm³, S: 2,69 g/cm³, Vi: 2,36 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 317,3 K (44,15 °C)
Kokpunkt: 553,2 K (276,85 °C)
Molvolym: 17,02 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: V: 0,66 kJ/mol
Ångbildningsvärme: V: 51,9 kJ/mol
Molär värmekapacitet: V: 23,824 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 100 pm
Kovalent radie: 106 pm
van der Waalsradie: 180 pm
Elektronaffinitet: 72 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p³
e⁻ per skal: 2, 8, 5

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): P₂O₅ (svagt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2.19
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Värmeledningsförmåga: Vit: 0.236 W/(m⋅K), Svart: 12.1 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 10⁻⁹ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 10² nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: R: −1,9 × 10⁻⁵, S: −2,9 × 10⁻⁵

Identifikation

CAS-nummer: 7723-14-0 (röd), 12185-10-3 (vit)

Historia

Namnursprung: Från grekiska phoosphoros, ”ljusbärare”
Upptäckt: Hennig Brand (1669)
Första isolation: Hennig Brand (1669)

Isotoper

Isotp	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
28P	{syn}	270,3 ms	β+ β++ p β+ + α		28Si 27Al 24Mg
29P	{syn}	4,142 s	β+		29Si
30P	{syn}	2,498 min	β+		30Si
31P	100 %	Stabil
32P	Spår	14,263 d	β−		32S
33P	{syn}	25,34 d	β−		33S
34P	{syn}	12,43 s	β−		34S
35P	{syn}	47,3 s	β−		35S

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

---

Fosfor

Fosfor (från det grekiska ordet φωσφόρος, phoosforos, ”ljusbärare”) (latinskt namn: Phosphorus) (P) är ett icke-metalliskt grundämne tillhörande kvävegruppen. Fosfor ingår i kemiskt bunden form i RNA och DNA, och är nödvändig för alla levande celler. Fosfor kan inte hittas i fri form i naturen, på grund av hög kemisk reaktionsförmåga.

Fri fosfor används i formen vit fosfor i lysgranater och i brandbomber. ”Fosfor” finns också i formen röd fosfor i plånet på tändsticksaskar.

Fosforföreningar ingår i NPK (konstgödsel), vilket är det viktigaste kommersiella användningsområdet. Fosforföreningar förekommer även i nervgaser, bekämpningsmedel, tandkräm och tvättmedel. Fosfor upptäcktes av tysken Henning Brand på 1600-talet.

I människokroppen har fosfor till funktion att bidra till fosforylering. Detta inträffar i viktiga processer som proteinkinasen och cellens energihantering (se exempelvis adenosintrifosfat och oxidativ fosforylering).

Fri fosfor

Fosfor förekommer i ren form i flera allotroper.

Vit fosfor (även kallad gul fosfor), som var den första formen av fri fosfor att upptäckas (år 1669), sänder ut ett blekt ljus vid kontakt med luft (eftersom luft innehåller syre) och har på grund av detta fått sitt namn från Φωσφόρος som är grekiska och betyder ljusbäraren (latin: Lucifer), vilket syftar på ”Morgonstjärnan”, alltså planeten Venus.

Vit fosfor består av P₄-molekyler där atomerna ligger i hörnen av en tetrader och varje atom binder till övriga tre fosforatomer. Vit fosfor finns i två former, alfa och beta, som skiljer sig åt beträffande hur P₄-molekylerna är packade i förhållande till varandra.

Vit fosfor används bland annat i brand- och rökgranater. Det självantänder snart om det förvaras i luft och är mjukt som ost. För att kunna skäras utan att antändas måste vit fosfor skäras under vatten. Vit fosfor är mycket giftigt. Tillsammans med syre brinner fosfor till en vit rök av fosforpentoxid, som kraftigt drar till sig vatten varvid det under värmeutveckling bildas fosforsyra.

Röd fosfor, som är en annan (omvandlings-)form av fri fosfor, reagerar svagare men ändå explosionsartat vid mekanisk påverkan i kombination med oxidationsmedel och är den aktiva beståndsdelen i plånet på tändsticksaskar. Röd fosfor har inte alls samma toxiska egenskaper som vit fosfor. Röd fosfor är en polymer där många fosforatomer binder till varandra. Den är amorf och kan betraktas som en övergångsform till violett fosfor.

Violett fosfor är en kristallin form som kan framställas genom kristallisation ur en blysmälta (”Hittorfs fosfor”). Den är mindre reaktiv än den röda fosforn.

Svart fosfor, som kan framställas vid högt tryck och temperatur, är grafitliknande.

Föreningar

Fosfor bildar många både oorganiska och organiska föreningar, av vilka flera har stor biologisk betydelse.

Biologisk betydelse

Den största delen av all fosfor, cirka 86 %, som finns upplagrad i kroppen finns i benvävnad och tänder i form av svårlösliga kalcium-fosforföreningar. 8 till 9 % finns i musklerna och resten i organen och blodet.

Fosfor reagerar med bisköldkörtelhormon, och ingår i många av de enzymer som styr näringsomsättningen och har därmed en viss betydelse för omsättningen av fett och kolhydrater. Det är dessutom en beståndsdel av den viktiga ATP-molekylen, som är kroppens viktigaste energireserv. Fosfor medverkar även vid bildandet av nukleinsyra, som bär på arvsanlagen, och ingår i fosfolipiderna som reglerar fettomsättningen och blodets fettbalans. Det har betydelse för utnyttjandet av hormonerna, genom att fosforhaltiga föreningar transporterar hormonerna från cellmembranens yttersidor in i cellerna.

Brist på fosfor i kroppen (hypofosfatemi) kan leda till besvär med bukspottkörteln, mjuk benvävnad, tandbesvär, hämmad tillväxt, viktförlust, försämring av hjärnans och nervernas kapacitet och allmän svaghet (fatigue).

Om man däremot ständigt har ett för högt intag (hyperfosfatemi), förskjuts blodets syrabasbalans i sur riktning (mot acidos), vilket i sin tur resulterar i att stora mängder kalcium mobiliseras från benvävnaden och i en förening med fosforöverskottet förs ut med urinen. Till följd av fosforöverskottet uppstår en kalciumbrist och dessutom en kraftig ökning av blodets fetthalt och därmed möjliga cirkulationsbesvär. En kosthållning som innebär stora mängder kött eller fisk leder till att man får i sig 3 till 4 gånger mer fosfor än nödvändigt, vilket kan ge hälsomässiga följder.

Fosfor finns mest i kött, fisk, fågel, ägg, korn, ris, mejeriprodukter, öljäst, lecitin, ärtväxter och torkad frukt.

Rekommenderat dagligt intag: Barn 280–540 mg, vuxna 600–700 mg (ammande kvinnor 900 mg). Se vidare RDI-tabell.

Enligt Livsmedelsverkets rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var intaget av fosfor i genomsnitt 1 374 mg per dag, varav 1 242 mg för kvinnor och 1 541 mg för män.

Organismen GFAJ-1 kan ha ersatt fosfor i föreningar med arsenik, men detta är omdiskuterat.

Historik

Fosfor upptäcktes 1669 av den tyske alkemisten Henning Brand, när han försökte skapa guld av mänsklig urin. Efter att ha hemlighållit framställningsmetoden en tid sålde han den till Johan Daniel Krafft. Denne visade det bl. a. för den engelske kemisten och fysikern Robert Boyle, som lyckades komma på metoden och publicerade den 1680. År 1769 fann svensken Carl Wilhelm Scheele ett enklare och billigare sätt för framställning från ben.

Förr användes vit fosfor i tändstickstillverkning till tändstickornas tändsatser, vilket var farligt på grund av ämnets giftighet. Mord, självmord och oavsiktliga förgiftningar förekom. Tändsticksarbetare som utsattes för fosforångor drabbades av nekros i käkbenen, så kallad fosforkäke. När en säker metod för framställning av röd fosfor upptäcktes, så stiftades lagar som krävde en övergång till röd fosfor i tändstickstillverkningen. Det var svensken Carl Wilhelm Scheele som kom på hur man skulle kunna tillverka fosfor industriellt. Den kunskapen ledde senare till tändstickan.

Fosfor och internationell rätt

Det finns i internationell rätt inte konventioner som begränsar användandet av just ”vit fosfor”, utan konventionerna gäller användandet av brandbomber som ofta innehåller vit fosfor. Konventionerna är tydliga med att lysgranater eller rökgranater, inte är att betrakta som brandbomber. Det finns därför inga begränsningar för användandet av vit fosfor i lysgranater eller rökgranater.

H-fraser	H228, H412
P-fraser	P210, P75

H-fraser	H250, H300, H314, H330, H400
P-fraser	P?

13. Aluminium (Al) <— 14. Kisel (Si) —> 15. Fosfor (P)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kisel
https://en.wikipedia.org/wiki/Silicon

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 28,085 [28,084–28,086] u
Utseende: Mörkgrå, blåaktig

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2,329 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 2,57 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 687 K (1 414 °C)
Kokpunkt: 3 538 K (3 265 °C)
Molvolym: 12,06 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 50,66 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 383 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 703J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 19,789 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 111 pm
Kovalent radie: 111 pm
van der Waalsradie: 210 pm
Elektronaffinitet: 133,6 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p²
e⁻ per skal: 2, 8, 4

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): SiO₂ (sur), SiO
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,9
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,916

Diverse

Kristallstruktur: Diamantstruktur
Ljudhastighet: 8433 m/s
Termisk expansion: 2,6 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 149 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet:4,35 × 10⁻⁴ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 2,3 × 10⁻⁶ nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −4,1 × 10⁻⁶
Bandgap: 1,12 eV
Youngs modul: 130–188 GPa
Skjuvmodul: 51–80 GPa
Kompressionsmodul: 130 GPa
Poissons konstant: 0,064–0,28
Mohs hårdhet: 6,5^[

Identifikation

CAS-nummer: 7440-21-3
EG-nummer: 231-130-8
Pubchem: 5461123
UN-nummer: 1567
RTECS-nummer: DS1750000

Historia

Namnursprung: Från latin silex, ”flinta” (ursprungligen silicium).
Förutsägelse: Antoine Lavoisier (1787)
Först Upptäckt och första isolation: Jacob Berzelius (1823)
Namngivare: Thomas Thomson (1817)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
26Si	{syn}	2,234 s	β+		26Al
27Si	{syn}	4,16 s	β+		27Al
28Si	92,23 %	Stabil
29Si	4,67 %	Stabil
30Si	3,1 %	Stabil
31Si	{syn}	157,3 min	β−		31P
32Si	Spår	153 a	β−		32P
33Si	{syn}	6,18 s	β−		33P
34Si	{syn}	2,77 s	β−		34P

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

---

Kisel

Kisel är ett halvmetalliskt grundämne med atomnumret 14 och det kemiska tecknet Si (latin: silicium). Kisel kan i likhet med kol bilda fyra kovalenta bindningar, men är inte lika reaktivt som kol. Rent kisel är kristallint och har en grå metallisk färg. Kisel liknar glas och är liksom detta starkt men mycket skört. Kisel är tämligen inert, men reagerar med halogener och baser, dock inte med syror. Kisel har många isotoper, dess masstal kan variera mellan 22 och 44. Den vanligaste isotopen är ²⁸Si (förekomst 92 %).

Kisel förekommer aldrig i fri form i naturen utan som föreningar med kisel, syre och en metall i granit, gnejs, gabbro med flera bergarter eller i jordarter såsom sand och lera. Kisel förekommer även som kiseloxid i form av mineralet kvarts i flera bergarter och jordarter. Kisel har många industriella tillämpningar. Kisel är huvudkomponenten i glas, cement, keramik och de flesta halvledare. Grundämnet är ett av människans och biologins viktigaste ämnen, men djur behöver endast små mängder. Växternas metabolism påverkas i hög grad av kisel.

På grund av likheterna med kol har det ibland föreslagits att liv baserat på kisel skulle vara möjligt (detta kallas alternativ biokemi). Inget kiselbaserat liv har dock uppstått på jorden, och polymerer av kisel är inte lika stabila som sina organiska motsvarigheter eftersom kiselatomen är mycket större än kolatomen. Kisel kan därför inte bilda lika många föreningar som kol. Kisel har även svårt att bilda dubbelbindningar.

Historia

Elektronstruktur hos kisel.

Humphry Davy misstänkte att kvarts var en oxid av ett okänt grundämne och började därför undersöka kvartsen. Han började med att lösa kvartsen i lut och gjorde elektrolys med Voltas stapel men det bildades inget ämne med metallisk glans. Gay-Lussac och Thénard framställde kiseltetrafluorid (SiF₄) genom att leda gasformig vätefluorid över kvartspulver. Sedan ledde de kiseltetrafluoriden över varm kaliummetall och de såg en kraftig reaktion. Efter sköljning såg man ett rödbrunt, fast ämne som kanske var orent kisel.

Den svenske kemisten Torbern Bergman betecknade på 1770-talet kiseldioxiden som en jordart. d. v. s. en svårreducerad oxid. Den fick namnet kiseljord av ordet kiselsten. Den som räknas som upptäckaren av kisel är dock Jöns Jacob Berzelius, som 1823 renframställde kisel och det var också han som införde det svenska namnet kisel. ^[18] Han upphettade en blandning av kvarts, järn och kol, och då bildades järnsilicid. Han hällde saltsyra på restprodukten och såg att det bildades mer vätgas än av samma mängd järn som han hade från början. Detta betydde att han måste ha framställt kvartsens ”metall”. Berzelius framställde nu kiseltetrafluorid och lät den reagera med pottaska och fick då en dubbelfluorid (kaliumhexafluorsilikat K₂SiF₆) som han sedan reducerade med metalliskt kalium och sedan behandlade med vatten.

Användning

Dopad kisel är en halvledare och utgör den huvudsakliga beståndsdelen i de flesta aktiva elektroniska komponenter, såsom dioder, transistorer och integrerade kretsar.

Kisel inom legeringar

• Ett av de största användningsområdena för kisel i legeringar är med aluminium för att producera lättmetallegeringar som samtidigt har hög hållfasthet. Dessa legeringar används ofta i bilar och andra fordon. Över hälften av världskonsumtionen av kisel går till detta ändamål.
• Hos halvledare används kisel som har dopats med andra ämnen och det används i bland annat solceller och transistorer.
• Ett annat legeringsämne som kisel legeras med är järn, denna legering används för sin höga hållfasthet.
• Legering med koppar och zink används i blyfria kopplingar inom VVS.

Kisel som föreningar

• Det näst största användningsområdet för kisel är i silikon, polymerer av kisel och syre med organiska sidogrupper. Silikon kan användas för att täta fogar och kan också tillämpas inom medicin, bland annat som kontaktlinser och bröstimplantat.
• Kiseldioxid har väldigt stor användning eftersom det är en av huvudkomponenterna i betong, cement, keramer och glas.
• Kiselkarbid används vid slipning.

Förekomst

Kisel är det näst vanligaste grundämnet i jordskorpan efter syre och om man mäter med vikt tar kisel upp 25,7 % av grundämnena i jordskorpan. Kisel finns oftast i form av kiseldioxid eller i silikatmineral.

Ett av de bästa fyndmineralen för kiseldioxid är vanlig sand.

Framställning

Kisel framställs industriellt genom reduktion av kiseldioxid med kol vid 1900 K (1627 °C) i ljusbågsugnar. SiO₂ + C → Si + CO₂

Flytande kisel samlas då i botten av ugnen och kan tappas av med en renhet av cirka 98 %. Ultrarent kisel kan sedan framställas genom klorering till kiselklorid (SiCl₄) som sedan reduceras med zink. Sedan gjuts kiselmetallen till stavar som förs genom spolar med högfrekvent växelström; när stavarna förs genom spolarna puttas föroreningar bakåt och rent monokristallint kisel bildas.

Kiselmetall kan också framställas genom reduktion av kiseldioxid med aluminium eller magnesium. När man använder aluminium måste svavel tillsättas till reaktionen för att ge värme åt reaktionen men då bildas giftigt svavelväte vid sköljningen. Men när man använder magnesium bildas brandfarlig silangas vid sköljningen. SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO 3SiO₂ + 2Al → 3Si + 2Al₂O₃

H-fraser	H228, H319
P-fraser	P210, P305+351+338

12. Magnesium (Mg) <— 13. Aluminium —> 14. Kisel (Si)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 26,9815385 u
Utseende: Silverfärgad

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2,7 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 2,375 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 933,47 K (660,32 °C)
Kokpunkt: 2 743 K (2 470 °C)
Molvolym: 10 × 10⁻⁶ m³/mol
Värmevärde: −298 J/(kg × K)
Smältvärme: 10,7 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 284 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 897 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,2 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 143 pm
Kovalent radie: 121 ± 4 pm
van der Waalsradie: 184 pm
Elektronaffinitet: 42,5 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,06–4,26 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p¹
e⁻ per skal: 2, 8, 3

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): Al₂O₃ (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,61
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,613
Normalpotential: −1,676 V (Al³⁺ + 3 e⁻ → Al)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad
Ljudhastighet: 6250–6500 (longitudinell våg) m/s, 3100 (transversell våg) m/s
Termisk expansion: 23,1 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 237 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 37,7 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 28,2 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 2,1 × 10⁻⁵ cm³/mol
Youngs modul: 70 GPa
Skjuvmodul: 26 GPa
Kompressionsmodul: 76 GPa
Poissons konstant: 0,35
Mohs hårdhet: 2,75
Vickers hårdhet: 167 MPa
Brinells hårdhet: 245 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-93-2
EG-nummer: 231-102-5
Pubchem: 3028194
RTECS-nummer: OJ5540000

Historia

Namnursprung: Från grekiska lithos, ”sten”
Upptäckt: Johan August Arfwedson (1817)
Första isolation: William Thomas Brande (1821)

---

Aluminium

Aluminium är ett metalliskt grundämne med atomnummer 13. Aluminium är en lättmetall. Det är den vanligaste metallen i jordskorpan.

Framställning av aluminium

Aluminium framställs av bauxit (lerjord), som innehåller mellan 50 % och 60 % aluminiumoxid. Först tas ren aluminiumoxid fram genom en kemisk process. Aluminiumoxiden löses upp och elektrolyseras vid hög värme, så kallad smältelektrolys, i en speciell ugn. Ren, smält aluminium samlas på elektrolysugnens botten, varifrån den tappas. Denna process är oerhört energikrävande.

Bauxit bryts i Ghana, Indonesien, Jamaica, Ryssland, Surinam och Ungern.

Smältverk finns i Australien, Brasilien, Island, Kanada, Kina, Norge, Ryssland, Sverige (Kubal i Sundsvall), Ungern och USA.

För att framställa ett ton aluminium används runt 10 000 kWh fossila bränslen och inemot 20 000 kWh elkraft. När man framställer aluminium av aluminiumskrot (till exempel av dryckesburkar) behövs endast 5 % av den energi som går åt för tillverkning av aluminium ur bauxit. Därför är det nästan 20 gånger så energibesparande att återvinna metallen istället för att utvinna ny.

Återvinningsprocessen för aluminium är relativt okomplicerad. Olegerad aluminium smälts först, och gjuts sedan. Legerad aluminium genomgår i vissa fall en reningsprocess innan nedsmältning och gjutning.

Avfallsdeponering av aluminium är inte aktuellt, eftersom dess återvinningsprocess är så pass billig.

Fysiska egenskaper

Aluminium är en mjuk lättmetall som är silvrig till grå i färgen.

Hårdare än tenn, mjukare än zink. Kan valsas tunt (folie, oblat) och dragas till tråd.

Vid gjutning av aluminiumföremål kan kaliumklorid användas som fluss.

Klingar starkt, om man slår på ett aluminiumföremål.

Den är en mycket god ledare för både värme och elektricitet, men är inte ferromagnetisk. Rent aluminium har en sträckgräns på 7–11 MPa medan legeringar har en sträckgräns på 200–600 MPa. Densiteten och elasticitetsmodulen är en tredjedel av ståls. Det är duktilt och kan med fördel bearbetas genom skärande bearbetning, gjutning och strängpressning. Aluminiumatomerna är ordnade i ett ytcentrerat kubiskt gitter (FCC). Rent aluminium har en elektrisk ledningsförmåga som är cirka 60 % av ren koppars ledningsförmåga.

Det är mycket svårt att löda aluminium, men med speciellt lod (handelsnamn (Alu-Sol) är det dock möjligt. Om aluminium pläteras med detta speciella lod är det möjligt att löda med vanligt lödtenn ovanpå pläteringen. Se vidare Lödning.

Korrosion

Aluminium har ett relativt gott korrosionsmotstånd i neutrala eller svagt sura miljöer beroende på förekomsten av skyddande oxidskikt. Aluminiumet bildar nämligen en cirka 10 nm tjock passiv oxidfilm som skyddar materialet i miljöer med pH mellan 4 och 9. Utanför detta intervall korroderar aluminium fort.

Legeringar uppvisar olika korrosionsmotstånd. Om legeringen innehåller koppar eller järn minskar korrosionsmotståndet. Mangan i legeringen höjer korrosionsmotståndet i sura miljöer, medan magnesium höjer korrosionsmotståndet i måttligt alkaliska miljöer.

Aluminium klarar av att vara i svavelsyra, salpetersyra och ättiksyra tack vare att det antingen bildas en passiv oxidfilm eller acetater, som isolerar aluminiumet från oxidationsmedlet.

Löser sig under utveckling av vätgas i saltsyra och basiska vätskor.

Kan legeras med koppar (aluminiumbrons) och tenn, men inte med bly.

Passiviseringen av aluminium upphävs av en vattenlösning som innehåller ca 1 mg kvicksilver

Vid kontakt med andra metaller kan korrosion uppstå, om miljön är fuktig eller om den skyddande oxidytan nötts bort på grund av friktion. Detta gäller till exempel vid kontakt med koppar och järn. Vattenlösningar som innehåller kvicksilversalter upphäver passiviseringen, enär det bildas metalliskt kvicksilver, som i sin tur bildar aluminiumamalgam. Detta leder till en reaktion med vattnet under vätgasbildning. Efter det att allt vatten har reducerats reagerar aluminiummetallen med syrgas ur luften.

Aluminiumets passiva pH-område kan vidgas något genom anodisering, varvid porer skapas. Porernas yta består av Böhmit, som är en hård form av aluminiumoxid. Porerna fylls med olika förseglingsämnen, såsom nickelacetater, som vidgar det passiva pH-området något. Anodiseringen minskar med andra ord pH-känsligheten samtidigt som det ökar nötningsmotståndet. Aluminium kan även lackeras eller beläggas med en nanobeläggning som exempelvis en silan- och/eller silikatbeläggning.

Användningsområden

• Burkar för dryckesvaror
• Flygplanskroppar
• Fälgar
• Färgämne i livsmedel, E 173
• Förångare (kylelement)
• Båtar
• Motorer
• Fasad- och takplåt
• Alla sorters konstruktioner och möbler
• Matfolie (oblat)
• Används vid pyrotekniska produkter såsom blixtljuspulver
• Bränsle i booster-raketer till rymdfärjor
• Maskiner
• Ytskikt på tablettkartor

Historia

1808 undersökte Humphry Davy bergarten alun och kom fram till att den innehöll en okänd metall, som han inte lyckades renframställa. 1825 blandade Hans Christian Ørsted kaliumamalgam med vattenfri aluminiumklorid och fick fram en oidentifierad metall.

1827 gjorde Friedrich Wöhler om experimentet och kom fram till att det var metalliskt kalium. Han prövade sedan att byta ut kaliumamalgamet mot rent kalium, och fick till slut fram aluminium i form av ett grått pulver. 1845 lyckades han framställa små stycken av metallen och beskriva dess fysikaliska egenskaper.

Eftersom metallen var så svår att renframställa var den dyrare än guld. Napoleon III lär ha haft aluminiumtallrikar till speciellt fina gäster.

1846 lyckades Henri Sainte-Claire Deville ersätta det dyra kaliumet med billigare natrium. 1854 kunde han framställa de första aluminiumtackorna. Mellan 1854 och 1857 ägnade sig Sainte-Claire Deville åt att förbereda industriell tillverkning av aluminium, vilken också krävde uppbyggnad av industriell natriumtillverkning.

I Sainte-Claire Devilles process upphettas först bauxit tillsammans med kol, natriumklorid och torr klorgas. Processen utförs i en retort av järn i förbindelse med en kammare klädd med fajansplattor. I kammaren avsätts en gulvit massa av dubbelsaltet aluminiumnatriumklorid, förorenad med järnklorid. Sedan blandas 12 delar av massan med 2 delar natrium och 5 delar kryolit. Därpå kastas blandningen in i en upphettad flamugn, varvid massan hastigt smälter. Därvid bildas ett slagg av natriumklorid och natriumfluorid medan smält aluminium rinner utför ett sluttande golv i ugnen, där det tas upp med järnskopor och gjuts till tackor av aluminium.

År 1850 kostade aluminium, framställd med Wöhlers process, mer än 1 000 franc per kilogram. Efter 1859 hade den nya processen fått priset att sjunka till 300 franc per kg och priset fortsatte sjunka ned till drygt 100 franc 1883.

År 1883 fanns industriell tillverkning av aluminium fortfarande endast i Salindres, Frankrike och den samlade årsproduktionen var 3–4 ton.

1884 var världens största aluminiumstycke Washingtonmonumentets 2,85 kg tunga spets som kostade lika mycket som 100 dagars lön för en arbetare. Innan detta monument hunnit invigas hade priset kollapsat.

Elektrolysprocess År 1854 framställde Bunsen aluminium genom elektrolys av aluminiumnatriumklorid. År 1855 framställde H. Rose Aluminium genom att elektrolysera en blandning av kryolit och natriumklorid. 1886 uppfann Charles Martin Hall i USA och Paul Héroult i Frankrike oberoende av varandra den nuvarande metoden för aluminiumframställning, den så kallade Hall–Héroult-processen.

H-fraser	H228, H250, H261
P-fraser	P210, P222, P231+232, P280, P422, P501

11. Natrium (Na) <— 12. Magnesium (Mg) —> 13. Aluminium (Al)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: [24,304–24,307] u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1,738 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 1,584 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 923 K (650 °C)
Kokpunkt: 1 363 K (1 091 °C)
Molvolym: 14 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 8,48 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 132^[2] kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 023^[3] J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,869 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 160 pm
Kovalent radie: 141 ± 7 pm
van der Waalsradie: 173 pm
Elektronaffinitet: 0 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,98 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s²
e⁻ per skal: 2, 8, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2
Oxider (basicitet): MgO (starkt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,31
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,293
Normalpotential: −2,372 V (Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad
Ljudhastighet: 4602 m/s
Termisk expansion: 24,8 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 156 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 22,7 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 43,9 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 1,2 × 10⁻⁵
Youngs modul: 45 GPa
Skjuvmodul: 17 GPa
Kompressionsmodul: 45 GPa
Poissons konstant: 0,29
Mohs hårdhet: 2,5
Brinells hårdhet: 260 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-95-4
EG-nummer: 231-150-7
Pubchem: 5462224

Historia

Namnursprung: Magnesia, ett distrikt i östra Thessalien i Grekland.
Upptäckt: Joseph Black (1755)
Första isolation: Humphry Davy (1808)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
23Mg	{syn}	11,317 s	β+		23Na
24Mg	78,99 %	Stabil
25Mg	10 %	Stabil
26Mg	11,01 %	Stabil
27Mg	{syn}	9,458 min	β−		27Al
28Mg	{syn}	20,915 h	β−		28Al

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

---

Magnesium

Magnesium är ett grundämne som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller.

Egenskaper

Magnesium är en relativt mjuk metall som hör till de alkaliska jordartsmetallerna, och bildar, såsom de övriga metallerna i den gruppen, vätgas i kontakt med sur vattenlösning.

Framställning

Magnesium framställs genom smältelektrolys av magnesiumklorid.

Katod: Mg²⁺ + 2 e^– → Mg

Anod: 2 Cl^– → Cl² + 2e^–

Rent magnesium är på grund av dåliga hållfasthetsegenskaper inte lämpligt som konstruktionsmaterial. Därför legeras det vanligen med aluminium och lite zink. För att minska materialets oxidation tillsätts ibland även beryllium.

Förekomst

Magnesium är relativt vanligt i jordskorpan (det åttonde vanligaste grundämnet) och magnesium finns i 60 olika mineraler. Den största källan för magnesium är havsvatten. Ett sätt att framställa magnesium ur havsvatten är att först fälla ut magnesiumsaltet som hydroxid och sedan låta hydroxiden reagera med saltsyra för att få magnesiumklorid som man sedan gör smältelektrolys av.

I naturen förekommer magnesium inte i gedigen form utan finns i olika salter som Mg²⁺-jon (färglös), främst silikat som hornblände, olivin, talk och asbest, vidare i karbonater som magnesit och dolomit samt i sulfatet kieserit.

En magnesiumstav

Användningsområden

Magnesium är ett mycket vanligt konstruktionsmaterial som används i lättmetallegeringar. Magnesium eller aluminium används ofta för att reducera ett annat metallsalt för att få fram den metallen istället. Ett exempel på detta är urantillverkning, då reduceras uranoxid till den rena metallen. UO₂ + 2Mg → U + 2MgO

Magnesiumlegeringar används mycket ofta när andra material blir för tunga i till exempel sportbilar och tävlingscyklar. Magnesium används också i mobiltelefoner och bärbara datorer på grund av sin låga vikt. Andra användningsområden för magnesium är:

• I nödraketer och fyrverkerier.
• Inom pyroteknik (när magnesiummetall och oxiderande ämnen bildar lättantändliga blandningar).
• Förr användes magnesiumpulver i fotoblixtar.

Användningsområden för salter

• Magnesiumhydroxid (Mg(OH)₂) används som botemedel mot sura uppstötningar.
• Magnesiumkarbonat (MgCO₃) används av idrottsmän för att förbättra greppet mot fuktiga ytor (till exempel stången vid tyngdlyftning).
• Magnesiumsulfat (MgSO₄) används i mineralsalt som innehåller mindre mängd natriumklorid än vanligt bordssalt.

Historia

Den förste att framställa metalliskt magnesium var engelsmannen Humphry Davy 1808 genom elektrolys av en blandning av magnesium och kvicksilver(II)oxid. Davy föreslog först namnet magnium, men idag gäller namnet magnesium.

Ordet magnesia har använts för basiskt magnesiumkarbonat, samt för brunsten och magnetit efter en fyndort Magnesia i Grekland. Ibland användes beteckningarna magnesia alba och magnesia nigra för magnesium- respektive manganföreningar. I äldre svensk litteratur används ofta ordet talkjord om magnesiumoxid. Under slutet av 1700-talet användes vidare namnet magnesium för metallen mangan, vilket kan leda till viss förvirring.

Biologisk betydelse

Magnesium är livsviktigt för alla levande organismer och för lite magnesium kan orsaka spasmer och högt blodtryck. För mycket magnesium kan orsaka diarré. Magnesium återfinns i grönsaker som spenat, men det finns också magnesium i nötter och fullkornsprodukter. Magnesium är centralatom i klorofyllmolekyler och är därför livsnödvändigt för fotosyntetiserande organismer. Rekommenderat dagligt intag är för barn 50–200 mg, kvinnor 280 mg, män 280–350 mg. Mer information finns i tabellen över rekommenderat dagligt intag (RDI).

Magnesiumbrist anses kunna ge ångest och depression, ångest kan dessutom öka utsöndringen och därmed behovet av magnesium.

Det är viktigt att känna till att olika magnesiumföreningar tas upp i olika grad av kroppen. Av magnesiumoxid vilket är vanligt förekommande i magnesiumtillskott tillgodogörs bara en mindre del, medan magnesiumlaktat (receptfritt på apotek), magnesiumcitrat och magnesiumklorid tillgodogörs i hög grad.

Magnesiumintag i olika länder

Sverige

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av matvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11 (genomförd mellan 2010 och 2011), angavs medelvärdet för intag av magnesium per dag till 305 mg för kvinnor, 364 mg för män och 331 mg för hela gruppen i undersökningen.

H-fraser	H228, H251, H261
P-fraser	P210, P231+232, P241, P280, P420, P501

10. Neon (Ne) <— 11. Natrium (Na) —> 12 . Magnesium (Mg)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Natrium
https://en.wikipedia.org/wiki/Sodium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 22,98976928 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 0,968 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 370,944 K (97,794 °C)
Kokpunkt: 1 156,09 K (882,94 °C)
Kritisk punkt: 2 573 K (2 299,85 °C) 35 MPa (extrapolerad)
Molvolym: 23,78 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 2,6 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 97,42 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 230 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 28,23 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 186 pm
Kovalent radie: 157,2 pm
van der Waalsradie: 227 pm
Arbetsfunktion: 2,75 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s¹
e⁻ per skal: 2, 8, 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, −1
Oxider (basicitet): Na₂O (starkt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,93
Elektronegativitet (Allenskalan): 0,869
Normalpotential: −2,713 V (Na⁺ + e⁻ → Na)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 3200 m/s
Termisk expansion: 71 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 142 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 2,1 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 47,7 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 8,5 × 10⁻⁶
Youngs modul: 10 GPa
Skjuvmodul: 3,3 GPa
Kompressionsmodul: 6,3 GPa
Mohs hårdhet: 0,5
Brinells hårdhet: 0,69 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-23-5
EG-nummer: 231-132-9
Pubchem: 5360545
RTECS-nummer: VY0686000

Historia

Upptäckt och första isolation: Humphry Davy (1807)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfalls- produkt
21Na	{syn}	22,49 s	β+		21Ne
22Na	Spår	2,6027 y	β+		22Ne
23Na	100 %	Stabil
24Na	Spår	14,959 h	β−		24Mg
25Na	{syn}	59,1 s	β−		25Mg

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

---

Natrium

Natrium (latinskt namn natrium och kemiskt tecken Na) är ett mjukt, metallisktgrundämne. Natrium tillhör gruppen alkalimetaller och är ganska vanligt i jordskorpan. Natriummetall är ytterst reaktivt och föreligger därför alltid i form av salter. Rent natrium, som är en mjuk och lätt glänsande metall, förvaras i regel i någon typ av olja, såsom paraffinolja eller fotogen för att förebygga oxidering. Natriumjonen, Na⁺ är den vanligaste katjonen i havsvatten och har viktiga biologiska roller. Växter har dock ett lågt natriumbehov och brist uppstår inte utan människans påverkan. Människor får ofta i sig alldeles för mycket genom att vi blivit vana vid smaken av (ursprungligen) salt i konserverade livsmedel. Rekommenderat dagligt intag anges till högst 2–3 gram natrium, den mängd som finns i 5–7 gram vanligt koksalt. Det är inte heller bra att äta för lite salt, då det kan framkalla ett epileptiskt anfall, även hos icke epileptiker. För allmänt välbefinnande bör man äta minst 4 gram salt per dag (exempelvis 99,9 % NaCl och 5 mg/100 g Jod).

Föreningar

I sina föreningar är natrium alltid envärt; i vattenlösning av ett lösligt natriumsalt bildas alltså jonen Na⁺.

• Natriummanganat (Na₂MnO₄) och natriumpermanganat (NaMnO₄) är två oxiderande natriumsalter.
• Natriumklorid (NaCl) är ett mycket vanligt ämne i hemmet mer känt som koksalt.
• Natriumnitrat (NaNO₃) är ett konserveringsmedel mer känt som natronsalpeter eller salpeter.
• Natriumhydroxid (NaOH) är en frätande bas som används vid rensning av avlopp.

Förekomst

Natrium är det sjätte vanligaste grundämnet i jordskorpan och är ganska vanligt i havet i form av natriumklorid.

Framställning

Natrium framställs nu för tiden genom elektrolys av smält natriumklorid.

Vid anoden: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻

Vid katoden: 2Na⁺ + 2e⁻ → 2Na

År 1807 framställdes för första gången natrium av Humphry Davy, genom elektrolys av natriumhydroxid.

Ett natriumsalt i en flamma färgar flamman gul

Biologiska roller

Natrium förekommer även mycket i kroppen, då i jonform (Na⁺). Det har en viktig roll i osmoregleringen och upprätthållandet av cellernas membranpotential, vilken är viktig för fortledning av aktionspotentialer (ett slags elektrisk signalering). Na⁺ finns i mycket högre grad utanför cellerna än inuti. Membranet har kanaler som Na⁺-jonerna kan strömma igenom. De är i vanliga fall stängda men kan öppnas, då strömmar Na⁺-joner in i cellen. Den elektrokemiska gradienten som ger membranpotentialen uppstår dels genom de stängda kanalerna, och dels med hjälp av Na⁺/K⁺-pumpen. Detta är en pump som kräver energi (i form av ATP) och gör att Na⁺ pumpas ut ur cellen samtidigt som K⁺ (kalium) kommer in.

Historia

Natrium renframställdes första gången 1807 av engelsmannen Humphry Davy genom att elektrolysera smält natriumhydroxid i en platinasked.

Natriumföreningar har varit kända sedan antiken då man kände till två sorters soda, natrium- och kaliumkarbonat, vilka man inte kunde skilja mellan varför båda benämndes med det grekiska nitron. Ur detta kom det arabiska ordet natron, och ordet nitron kom senare att beteckna kaliumkarbonatet.

Det var först under 1700-talet man lärde sig skilja mellan natrium- och kaliumföreningar. Natriumkarbonat kallades då mineraliskt alkali, medan kaliumkarbonatet kallades vegetabiliskt alkali eftersom det kunde framställas ur växtaska.

Natrium via kosten

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av natrium per dag i genomsnitt 2 746 mg för kvinnor, 3 591mg för män och 3 118 mg för hela gruppen i undersökningen. Detta motsvarar en genomsnittlig koksaltmängd av 6,9 gram NaCl för kvinnor, 9,0 gram NaCl för män och 7,8 gram NaCl för hela gruppen. De äldsta kvinnorna och männen hade lägre intag av natrium än vad övriga kvinnor respektive män hade.

H-fraser	H260, H314
EUH-fraser	EUH014
P-fraser	P280, P301+330+331, P305+351+338

9. Fluor (F) <— 10. Neon (Ne) —> 11. Natrium (Na)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 20,1797 u
Utseende: Färglös i gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet 0,9002 g/L
Densitet (flytande, vid kokpunkten): 1,207 g/cm3
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 24,56 K (−248,59 °C)
Kokpunkt: 27,104 K (−246,046 °C)
Trippelpunkt: 24,556 K (−248,594 °C) 43,37 kPa
Kritisk punkt: 44,4918 K (−228,6582 °C)
Molvolym: 13,23 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 0,335 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 1,71 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 031 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 20,79 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 38 pm
Kovalent radie: 69 pm
van der Waalsradie: 154 pm
Elektronaffinitet: 0 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p⁶
e⁻ per skal: 2, 8

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0
Elektronegativitet (Allenskalan): 4,789

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad (fcc)
Ljudhastighet: 435 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,0491 W/(m × K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −3,8 × 10⁻⁹
Brytningsindex: 1,000067

Identifikation

CAS-nummer: 7440-01-9
EG-nummer: 231-110-9
Pubchem: 23935
RTECS-nummer: QP4450000

Historia

Namnursprung: Från grekiska oxy-, både ’form’ och ’syra’, och -gen, vilket betyder ”syrabildande”.
Upptäckt: Carl Wilhelm Scheele (1772)
Namngivare: Antoine Lavoisier (1777)

Isotoper

Nuklid	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
18Ne	{syn.}	1,672 s	ε 2p		18F 16O
19Ne	{syn.}	17,296 s	β+		19F
20Ne	90,48 %	Stabil
21Ne	0,27 %	Stabil
22Ne	9,25 %	Stabil
23Ne	{syn.}	37,24 s	β−		23Na
24Ne	{syn.}	3,38 min	β−		24Na

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

---

Neon

Neon är ett icke-metallisktgrundämne som har kemiskt tecken^[15]Ne och atomnummer 10. Neon är en ädelgas, som bland annat används i lysrör. När ett neonlysrör lyser blir ljuset rött till orange, men neon kan blandas med andra ädelgaser som till exempel krypton för att få andra färger.

Egenskaper

Glödande ultrarent neon.

Neonets trippelpunkt är 24,5561 K, vilket är en fixpunkt i International Temperature Scale of 1990.

Historik

Ett neonfyllt glasrör lyser upp med hjälp av elektrisk ström och bildar förkortningen för neon.

Neon upptäcktes år 1898 av Sir William Ramsay och den 20 år yngre Morris Travers. De försökte från början framställa en ädelgas med en atomvikt på cirka 20 genom att försiktigt avdunsta syre och kväve från flytande luft och sedan granska gasen som var kvar, men istället hittade de en gas med atomvikten 84, det vill säga krypton. De trodde då att gasen med atomvikten 20 hade förångats med syret och kvävet. De försökte igen genom att framställa tre liter argon och sedan föra ned behållaren (med argonen) i flytande luft, reducera trycket och ta vara på den gas som avdunstade först. När urladdningen vid en spektralanalys av provet gick genom röret lyste gasen med en karmosinröd färg. När de sedan gjorde an spektralanalys på gasen visade det sig att den hade många linjer i det röda våglängdsområdet och några få gröna och violetta.

När de skulle namnge gasen frågade Ramsay sin trettonåriga son och han sade prompt ”Novium – för den är ju ny”. Ramsay tyckte om förslaget, men tyckte att ”neon” som kommer från grekiska ordet ”neos” som också betyder ’ny’ – passade bättre med de redan namnbestämda argon och krypton.

Utvinning

Eftersom neon har en så låg kokpunkt (-246,08 °C) utvinns den som de flesta andra ädelgaser (utom helium) genom fraktionerad destillation av flytande luft.

Gas	Kokpunkt (°C)	Procentandel av luft
Neon	−246,08	0,0000153
Argon	−185,9	0,934
Krypton	−152,3	0,000001
Xenon	−107,1	0,00000005
Syre	−183,0	20,947
Kväve	−195,8	78,084

Användning

Neon används främst som gasfyllnad i lysrör som används för ljusreklam och prydnad. Vid tillverkning av neonlysrör fylls röret med neon till olika millibartryck beroende på rörets diameter och elektroder sätts fast i ändarna. Vid tändning läggs en spänning på i Sverige upp till 10 000 volt över elektroderna. (dispens för 12 000 V kan utfärdas). För ett rött neonrör med diameter 17mm och längd 2 meter är tändspänningen 1600 volt och driftspänningen 850 volt. Neonet ger ett rött sken. Vill man ha andra färger används främst gasen argon vilken är blålysande. Där kan man med tillsatser av färgpulver och användade av filterglas få valfri färg. Kvicksilver används för att uppnå ultraviolett ljus i kombination med ljuspulver, även om rött också framställs med argon i filterglas. Det finns inget kvicksilver i ett neonrör fyllt med just neon.

Neon används ofta kommersiellt i elektronrör, i överspänningsskydd och i flytande form som kylmedium.

H-fraser	H280
P-fraser	P403

8. Syre (O) <— 9. Fluor (F) —> 10. Neon (Ne)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Fluor
https://en.wikipedia.org/wiki/Fluorine

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 18,998403163 u
Utseende: Blekt gul i sin gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid 0 °C och 101,325 kPa): 1,696 g/L
Densitet (flytande, vid kokpunkten): 1,505 g/L
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 53,48 K (−219,67 °C)
Kokpunkt: 85,03 K (−188,11 °C)
Trippelpunkt: 53,48 K (−219,67 °C) 90 kPa
Kritisk punkt: 144,41 K (−128,74 °C) 5,1724 MPa
Molvolym: 11,2 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 0,2552 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 6,32 kJ/mol
Molär värmekapacitet: C_p: 31 J/(mol × K), C_v: 23 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 50 pm
Kovalent radie: 71 pm
van der Waalsradie: 135 pm
Elektronaffinitet: 328 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p⁵
e⁻ per skal: 2, 7

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1
Oxider (basicitet): (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 3,98
Elektronegativitet (Allenskalan): 4,193
Normalpotential: 2,87 V (F + e⁻ → F⁻)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk
Ljudhastighet: 286 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,02591 W/(m × K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −1,2 × 10⁻⁴
Brytningsindex: 1,000195

Identifikation

CAS-nummer: 7782-41-4
EG-nummer: 231-954-8
Pubchem: 24524
RTECS-nummer: LM6475000

Historia

Namnursprung: Från latin fluere, ”att flyta”.
Upptäckt: Humphry Davy
Första isolation: Henri Moissan (26 juni 1886)
Namngivare: Antoine Lavoisier (1777)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfalls- produkt
17F	{syn}	64,49 s	β+		17O
18F	{syn}	109,771 min	β+		18O
19F	100 %	Stabil
20F	{syn}	11,163 s	β−		20Ne
21F	{syn}	4,158 s	β−		21Ne

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

---

Fluor

Fluor (latin: Fluorum) är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 9. Den har kemiskt tecken^[16] F och tillhör gruppen halogener. Fluor bildar en tvåatomig molekyl med sig själv i grundform, vilket resulterar i F₂, fluorgas. Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen. Till exempel antänds kolväten spontant och brinner i fluorgas till skillnad från förbränning av kolväten i luftens syre som kräver ett tillskott av energi för antändning – till exempel genom en gnista. Således är fluorgas mycket farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

På grund av sin höga reaktivitet förekommer fluor inte fritt i naturen, utan alltid kemiskt bundet, vanligen som fluorid. Fluor är det 13:e vanligaste grundämnet på jordskorpan.

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess föreningar. Till exempel bygger diffusionsmetoden för anrikning av uran på flyktigheten hos uranhexafluorid. Dessutom är kol–fluor-bindningen en av de starkaste bindningarna i organisk kemi. Detta leder till den höga stabiliteten och härdigheten hos fluororganiska föreningar, såsom (poly)tetrafluoreten (Teflon) och perfluoroktansulfonsyra. Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder till styrkan i många fluorhaltiga syror, såsom trifluormetansulfonsyra och trifluoretansyra. I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras metabolism och förlänga deras livslängd.

Karaktäristik

F₂ är en frätande ljusgul eller brun gas och är ett kraftigt oxidationsmedel. Fluor är det mest reaktiva och mest elektronegativa av alla grundämnen på den klassiska Pauling-skalan (4,0), och bildar raskt föreningar med de flesta andra grundämnen. Fluor har ett oxidationstal på -1, förutom när den binder till en annan fluoratom i F₂, då oxidationstalet är 0. Fluor bildar till och med föreningar med ädelgaserna argon, krypton, xenon och radon. Till och med i mörka, svala förhållanden, reagerar fluor explosivt med väte. Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med flytande väte och fast fluor. Fluor är så pass reaktivt att metaller, och även vatten, samt andra substanser, brinner med en stark låga i en ström av fluor. I fuktig luft reagerar fluor med vatten och bildar den farliga gasen vätefluorid.

Fluorider är föreningar med fluor och en positivt laddad partikel. Dessa förekommer oftast som kristallina, joniska salter. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila salterna.

Vätefluorid är en svag syra när den löses i vatten, men är ändock mycket frätande och angriper glas. Således bildar fluorider av alkalimetaller basiska lösningar. Till exempel, en enmolarig (1 mol/dm³) lösning av natriumfluorid i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning natriumhydroxid, en stark bas, som har ett pH på 14,00.

Isotoper

Trots att fluor har flera olika isotoper, är endast en av dessa (¹⁹F) stabil, och de övriga har kort halveringstid och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett mononuklidiskt grundämne.

Nukliden ¹⁸F är radionukliden av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för positroner, vilket utnyttjas i positronemissionstomografi.

Historia

Mineralet flusspat (även kallat fluorit), vilket huvudsakligen består av kalciumfluorid, nämndes år 1530 av Georgius Agricola för sin användning som fluss. Fluss används för att främja sammansmältning av metaller eller mineraler. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte Henrich Schwanhard att glas etsas vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en syra. Carl Wilhelm Scheele, och senare andra forskare såsom Humphry Davy, Caroline Menard, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier och Louis Jacques Thénard, har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad svavelsyra.

På grund av sin extrema reaktivitet så isolerades inte fluorgas förrän många år efter igenkännandet av fluorit. Utvecklingen i att isolera fluorgas gick långsamt på grund av att det endast kunde framställas elektrolytiskt och även under kontrollerade förhållanden angriper gasen många material. År 1886 rapporterades det att Henri Moissan hade lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 år av insatser av andra kemister. Framställningen av fluorgas med fluorvätesyra som utgångspunkt är ytterst farligt, och förblindade eller dödade ett flertal kemister i tidiga försök att isolera denna halogen. Dessa individer kom att kallas fluormartyrer (eng. fluorine martyrs). Moissan fick Nobelpriset i kemi år 1906 för sin upptäckt. Den första storskaliga framställningen påbörjades till stöd för Manhattanprojektet, där föreningen uranhexafluorid hade valts till den form av uran som skulle möjliggöra separationen av dess isotoper ²³⁵U och ²³⁸U. I Manhattanprojektet upptäckte man att UF₆ bryts ned till UF₄ och F₂. Korrosionsproblemet orsakat av F₂ löstes till slut genom att elektrolytiskt täcka all UF₆ med nickel, vilket bildar nickeldifluorid som inte angrips av fluorgas. Leder och flexibla delar var gjorda av teflon, en då väldigt nyupptäckt plast som inte heller angrips av F₂.

Framställning

Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av kaliumfluorid. Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid anoden och vätgas vid katoden. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till kaliumvätefluorid, vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka konduktiviteten i lösningen. HF + KF → KHF₂ 2KHF₂ → 2 KF + H₂ + F₂

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av fosforsyra. Mineraler som innehåller fosfatjoner innehåller stora mängder fluorit. Vid behandling med svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid: CaF₂ + H₂SO₄ → 2 HF + CaSO₄

År 1986, under förberedelserna inför en konferens för att fira upptäckten av fluors 100-årsjubileum, upptäckte Karl Christe ett rent kemisk sätt att framställa fluor med hjälp av vattenfri HF, kaliummangan(IV)hexafluorid och antimonpentafluorid vid 150 °C: 2K₂MnF₆ + 4SbF₅ → 4KSbF₆ + 2MnF₃ + 2F₂

Trots att detta inte är praktisk syntes på stor skala, så demonstrerar denna rapport att elektrolys inte är det enda sättet att utvinna fluorgas på.

Användningsområden

Fluorgas, F₂, används huvudsakligen för att framställa två föreningar med kommersiellt intresse; uranhexafluorid och svavelhexafluorid.

Industriellt användande av fluorföreningar

• Atomärt och molekylärt fluor används för plasmaetsning i tillverkandet av halvledare, tillverkning av plattskärmar och tillverkning av MEMS (mikroelektromekaniska system). Xenondifluorid används också för det sistnämnda.
• Fluorvätesyra används för att etsa glas i glödlampor och andra produkter.
• Tetrafluoreten och perfluoroktansyra används direkt i tillverkningen av plaster med låg friktionskoefficient såsom (poly)tetrafluoreten (PTFE; teflon).

Användning inom tandvård och medicin

• Oorganiska föreningar med fluor, såsom natriumfluorid, tenn(II)fluorid och natriummonofluorfosfat, används i tandkräm och fluorsköljningar för att förhindra karies. Fluorpensling är ytterligare en metod som används för att minska förekomst av hål i tänderna.^[18]
• Fludrokortison (9α-fluokortisol) är en av de vanligaste mineralkortikoiderna, en typ av läkemedel som härmar aldosterons verkan.

Biologisk roll

Även om F₂ är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. I denna form är Fluor starkt giftigt och ger svåra hud- och lungskador. Fluor i form av fluorid förekommer hos människan främst inlagrat i ben och tänder i form av fluorapatit.

Naturligt förekommande fluororganiska föreningar är ovanliga. Fluoretansyra används dock som skydd mot växtätare av minst 40 olika växter i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet adenosylfluoridsyntas katalyserar bildningen av 5′-deoxy-5′-fluoradenosin enligt följande reaktion: S-adenosyl-L-metionin + fluorid ⇌ {\displaystyle \rightleftharpoons } 5′-deoxi-5′-fluoradenosin + L-metionin

Fluor är inte ett essentiellt näringsämne, men dess betydelse i att förhindra karies är välkänt. Detta sker till övervägande del lokalt, men innan 1981 ansågs det i första hand vara enteralt (via matspjälkningssystemet).

Fluor har i djurförsök visat sig vara nödvändigt för normal tillväxt, men fluorbrist har inte kunnat påvisas hos människa.

Försiktighetsåtgärder

Fluorgas

F₂ (fluorgas), är ett mycket giftigt, frätande oxidationsmedel, som kan antända organiska ämnen. Fluorgas har en karaktäristisk stickande lukt som kan upptäckas i koncentrationer så låga som 20 ppb. Eftersom det är så reaktivt så måste alla konstruktionsmaterial väljas noga och alla metallytor måste passiviseras.

Fluoridjon

Fluoridjoner är giftiga: den dödliga dosen för natriumfluorid för en människa på 70 kg uppskattas vara 5-10 g.

Vätefluorid och fluorvätesyra

Vätefluorid och fluorvätesyra (vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet saltsyra, eftersom odissocierade HF-molekyler penetrerar skinnet och biologiska membran, vilket orsakar djupa och smärtsamma brännskador, där dock smärtupplevelsen kan vara fördröjd. Den fria fluoridjonen, som bildas när en vätefluoridmolekyl dissocieras, kan orsaka död på grund av arytmi. Brännsår större än 160 cm² kan leda till hypokalcemi.

Fluororganiska föreningar

Fluororganiska föreningar förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som oktadekafluornaftalen, eller mycket giftiga som perfluorisobuten och fluoretansyra. Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande fluoruracil. Perfluoroktansulfonsyra är en långlivad organisk förorening.

Fluorets ursprung

Fluorets ursprung har i många år varit okänt. Ett forskarteam på Lunds universitet har undersökt det ljus som en en stjärna sänder ut. Vilka grundämnen stjärnan innehåller har de kunnat räkna ut genom att jämföra ljusets våglängd. Innan stjärnan till slut brinner ut blir den en nebulosa och fluoren slungas ut och blandas upp med olika sorters gaser i nebulosans yttre. Nya stjärnor skapas när stjärnan dör. Fluoret fortsätter därmed sin vandring i det intergalaktiskt kretsloppet. Forskningen har publicerats i tidskriften Astrophysical Journal Letters. I framtiden skall forskarna undersöka om fluor kan skapas i andra sorters stjärnor, innan de blir röda jättar.

H-fraser	H330, H270, H314, H280
EUH-fraser	EUH071
P-fraser	P260, P280, P244, P220, P304+340, P303+361+353

7. Kväve (N) <— 8. Syre (O) —> 8. Fluor (F)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Syre
https://en.wikipedia.org/wiki/Oxygen

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 15,999 (15,99903–15,99977) u
Utseende: Färglös i gasform, Svagt blå i vätskeform
Allotroper: Syrgas (O₂), Ozon (O₃), Oxozon (O₄)

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid 0 °C och 101,325 kPa): 1,429 g/L
Densitet (flytande, vid kokpunkten): 1,141 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 54,36 K (−218,79 °C)
Kokpunkt: 90,188 K (−182,962 °C)
Trippelpunkt: 54,361 K (−218,789 °C) 0,1463 kPa
Kritisk punkt: 154,581 K (−118,569 °C) 5,043 MPa
Molvolym: 17,36 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 0,444 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 5,58 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 920 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 29,378 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 60 pm
Kovalent radie: 66 pm
van der Waalsradie: 152 pm
Elektronaffinitet: 141 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p⁴
e⁻ per skal: 2, 6

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2
Elektronegativitet (Paulingskalan): 3,44
Elektronegativitet (Allenskalan): 3,61
Normalpotential: 1,23 V

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk
Ljudhastighet: 317,5 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,02658 W/(m × K)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 1,9 × 10⁻⁶
Brytningsindex: 1,000271 (n_D)

Identifikation

CAS-nummer: 7782-44-7
EG-nummer: 231-956-9
Pubchem: 977
ATC-kod V03AN01
RTECS-nummer: RS2060000

Historia

Namnursprung: Från grekiska oxy-, både ’form’ och ’syra’, och -gen, vilket betyder ”syrabildande”.
Upptäckt: Carl Wilhelm Scheele (1772)
Namngivare: Antoine Lavoisier (1777)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
15O	{syn}	122,24 s	β+		15N
16O	99,762 %	Stabil
17O	0,038 %	Stabil
18O	0,2 %	Stabil
19O	{syn}	26,464 s	β−		19F

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

---

Syre

Syre eller oxygen (latin: Oxygenium) är ett grundämne med tecknet O och atomnummer 8. För att minska risken för förväxling på svenska med syra och som en internationell anpassning kallar man ibland, till exempel på gastuber, ämnet för oxygen. Syre är vid standardtryck och -temperatur (STP) en gas, syrgas, O₂, som förekommer i atmosfären i en halt av cirka 21 volymprocent. O₂ benämns ofta ”molekylärt syre”. En mindre andel finns i formen O₃, ozon.

Egenskaper

Tvåatomigt syre, O₂

Syre förekommer vid standardtryck och -temperatur som en tvåatomig gas, O₂ (syrgas), där bindningen förenklat kan beskrivas som en kovalent dubbelbindning.

En ovanlighet med syremolekylen är att dess grundtillstånd är vad man kallar triplett, då den har två oparade elektroner med parallella spinn (de är annars vanligen ordnade som elektronpar med antiparallella spinn).^[7][8] Detta medför att syre under normala förhållanden i rumstemperatur är mindre reaktivt med de flesta andra ämnen än det annars hade varit, på grund av den mängd aktiveringsenergi som krävs.

Syremolekylen har tre spinn-isomerer; förutom grundtillståndets triplettillstånd, finns det två isomerer som istället har parade elektroner och därmed är i så kallat singlettillstånd. Redan vid den första exciterade nivån, alltså efter ett första energiupptag, är syremolekylen i ett singlettillstånd, som gör den mycket reaktiv med andra ämnen (det blir nu möjligt då de flesta andra molekyler är i singlettillstånd).

O₂ bildar stabila kemiska föreningar med de flesta andra grundämnen. Syre är ett starkt oxidationsmedel och förbränning i luft är vanligen oxidering av brännbara material under stark värmeutveckling. Korrosion innebär i vissa fall en långsam oxidering med bildning av ett oxidskikt på metallen i fråga. Järnets korrosionsprodukter kallas rost.

En liten mängd syre kan lösa sig i vatten, tillräckligt för djurlivet i vattnet (se nedan). Syre i fast och vätskeform har en blekt blå färg. Himlens blåa färg beror dock inte på detta, utan på Rayleigh-spridning.

Syrgas är luktfritt.

Allotropa former

På jorden är den vanligaste allotropa formen av syre O₂, syrgas eller dioxygen.

Ozon, O₃

Den mindre vanliga formen är ozon (O₃), en gas som har en frän lukt och är giftig för människor (se marknära ozon). Den treatomiga ozonmolekylen är termodynamiskt instabil gentemot den vanliga tvåatomiga formen. Ozon bildas dock kontinuerligt i övre delen av jordens atmosfär med hjälp av kortvågig ultraviolett strålning från solen. Ozon skyddar i sin tur livet på jorden genom att blockera en stor del av UV-strålningen (särskilt det farliga ultraviolett typ C våglängd 100–280 nm).

Rött syre, O₈

1924 upptäckte Gilbert Newton Lewis magnetiska anomalier i flytande syre som verkade komma från en tredje allotrop som han trodde var O₄. 80 år senare kunde man fastställa att det berodde på att par av O₂-molekyler med antiparallella spinn tillfälligt parade ihop sig till O₄, som alltså inte är stabil.

Fast syre som normalt är blått blir vid högt tryck rött, vilket beror på allotropen O₈.

Isotoper

Syre har sjutton kända isotoper med massor från 12,03 u till 28,06 u. Tre av dem är stabila, ¹⁶O, ¹⁷O och ¹⁸O, av vilka ¹⁶O är den allmänt förekommande (mer än 99,7 %). De radioaktiva isotoperna har alla halveringstider på mindre än tre minuter.

Innan atommassenheten u definierades (baserat på ¹²C) hade syre getts atommassan 16. Eftersom fysiker ofta endast syftade på ¹⁶O medan kemister talade om den naturliga blandningen av isotoper så förekom det olika viktskalor.

Förekomst

Syre är universums tredje vanligaste grundämne, endast överträffat av väte och helium. Syre bildas främst i tunga stjärnor genom alfaprocessen, fusion av en kolkärna och en heliumkärna.

Syre är den största grundämneskomponenten i jordskorpan, 49 % av dess massa utgörs av syre. Syre är även den näst största komponenten av hela jorden (28 % av massan), den största komponenten i oceanerna (86 % av massan) samt den näst största komponenten av atmosfären (20,947 % av volymen), efter kväve. Som grundämne förekommer syre i atmosfären och löst i haven. Vid temperaturen 25 °C och trycket 1 atm (av luft) kommer en liter vatten att lösa upp ungefär 6,04 kubikcentimeter (8,63 mg, 0,270 mmol) syre. Havsvatten kan lösa upp cirka 4,9 cm³ (7,0 mg, 0,22 mmol). Vid 0 °C kommer lösligheten att öka till 10,29 cm³ för vatten och 8,0 cm³ för havsvatten. Denna skillnad är mycket viktigt för livet i haven, eftersom vatten nära polerna kan försörja mycket mera liv per volymenhet på grund av det höga innehållet syre.

Biologisk betydelse

Trots syrets reaktivitet förekommer det i jordatmosfären i en unikt hög halt. Andra himlakroppar i solsystemet kan ha en låg syrehalt i sina atmosfärer – denna bildas då av kemisk fotodissociation på grund av solens UV-ljus. Jordatmosfärens syre produceras nästan enbart genom biologisk fotosyntes. Rent syre tros ha dykt upp i stora mängder redan under tidiga proterozoikum, för cirka 2 miljarder år sedan. Syret löstes i haven och reagerade med järn, men för omkring 2,7 miljarder år sedan började syret frigöras till atmosfären, eftersom det från denna tid och framåt förekommer rostiga järnrika mineraler.

Syre är ett livsviktigt ämne för alla flercelliga organismer, eftersom det ingår både som byggmaterial och som energibuffert i cellandningens energiomvandling. Brist på syre leder till kvävning. Ren syrgas är dock mycket giftigt, då den orsakar massiv bildning av fria radikaler i den biologiska organismen. Det biologiska livet var i begynnelsen inte anpassat till syrets giftighet, men vissa grupper av mikrober anpassade sig till högre syrgashalt i atmosfären. Några grupper av bakterier och arkéer lever under syrefria förhållanden, t.ex. havsbottnar och dyiga sjöbottnar, och dessa har ofta bevarat sin ursprungliga känslighet för det giftiga syret.

Föreningar

På grund av sin höga elektronegativitet kan syre bilda föreningar med nästan alla andra grundämnen, av detta har fenomenet oxidation fått sitt namn. De enda grundämnen som inte kan oxideras är fluor samt några av ädelgaserna. Många av ädelmetallerna (till exempel guld och platina) är dock mycket motståndskraftiga mot direkta reaktioner med syre.

Biologiskt viktiga syreföreningar är bland annat vatten och koldioxid (CO₂). Organiska föreningar innehåller ofta syre i form av hydroxyl-radikaler -OH, bland annat alkoholer och socker, organiska syragrupper -COOH och aldehyder -CHO. Eftersom syre är det tredje vanligaste grundämnet i universum är också OH-radikalen och vattenmolekylen H₂O universums vanligaste fleratomiga molekyler. Åtskilliga syror, såväl oorganiska som organiska innehåller syre.

Framställning

Syre framställs industriellt vanligen genom destillation av luft. Först rengörs luften som sedan kondenseras och leds in i en kolonn. I kolonnen värms luften långsamt och syre, jämte argon och kväve, avkokas och utvinns vid respektive kokpunkt.

För exempelvis laboratoriebruk kan syrgas framställas genom elektrolys av vatten.

Användningsområden

Eftersom målet med människors andning är att uppta syre används syre inom sjukvården för att underlätta andning. Vid bestigning av berg på så hög höjd att lufttrycket blir för lågt för att människan ska kunna tillgodogöra sig tillräckligt med syre utnyttjas ofta medhavda syrgastuber. I rymddräkter används oftast rent syre vid ett reducerat tryck, omkring en tredjedel av trycket vid jordytan. Rymddräktens bärare får då ungefär normalt deltryck av syre i blodet, samtidigt som dräkten inte blir så styv som en dräkt fylld med gas vid normalt lufttryck skulle bli.

Syrgas blandad med vätgas i proportionen 1:2 bildar knallgas. Precis som namnet antyder så blir det en stor knall när gasen antänds och restprodukten från den våldsamma reaktionen är vattenånga. I verkstadsindustrin används syre vid gassvetsning, skärning, lödning, tillämpningar av plasma och laser och vid tillverkning av stål och metanol. Syre kan också användas som oxideringsmedel i en raketmotor.

I pappersindustrin används syre för att bleka pappersmassa.

Syre har E-nummer E 948.

Historia

Carl Wilhelm Scheele

Syre beskrevs första gången vetenskapligt av den polske alkemisten Michael Sendivogius under slutet av 1500-talet. Han kallade gasen som avges av uppvärmt salpeter för ”livets elixir”.

Syre upptäcktes mer kvantitativt av den svenske apotekaren Carl Wilhelm Scheele någon gång före 1773, men upptäckten publicerades inte förrän efter att Joseph Priestley den 1 augusti 1774 upptäckte vad han kallade deflogistoniserad luft (se flogiston). Priestley publicerade sina upptäckter 1775 och Scheele 1777, varför Priestley ofta ges äran för upptäckten. Både Scheele och Priestley producerade syre genom att värma upp kvicksilver(II)oxid.

Scheele kallade gasen ’eldluft’ eftersom den var den enda kända gasen som kunde upprätthålla förbränning. Senare upptäcktes att gasen är nödvändig för allt djurliv och den kallades även ”livsviktig luft”. Slutligen gav Antoine Laurent Lavoisier gasen namnet oxygen, vilket betyder ”syra-bildare” på grekiska. Man trodde då felaktigt att alla syror innehåller syre. Det svenska namnet syre härstammar även från detta.

H-fraser	H270, H280
P-fraser	P244, P220, P370+376, P403

6. Kol (C) <— 7. Kväve (N) —> 8. Syre (O)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kv%C3%A4ve
https://en.wikipedia.org/wiki/Nitrogen

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 14,0067 (14,00643–14,00728) u
Utseende: Färglös i gasform
Allotroper: Kvävgas (N₂)

Fysikaliska egenskaper

Densitet vid 0 °C och 101,325 kPa: 1,251 g/L
Densitet (vid smältpunkten): 70 g/dm³ (fast: 76,3 g/dm³)
Densitet (vid kokpunkten): 0,808 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 63,15 K (−210 °C)
Kokpunkt: 77,355 K (−195,795 °C)
Trippelpunkt: 63,151 K (−209,999 °C) 12,52 kPa
Kritisk punkt: 126,192 K (−146,958 °C)
Molvolym: 13,54 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 0,36 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 5,58 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 040 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 29,124 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 65 pm
Kovalent radie: 75 pm
van der Waalsradie: 155 pm
Elektronaffinitet: 7 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p³
e⁻ per skal: 2, 5

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅ (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 3,04
Elektronegativitet (Allenskalan): 3,066

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 333,6 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,02583 W/(m × K)
Elektrisk resistivitet: 1 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −6,7 × 10⁻⁹
Brytningsindex: 1,00029800001396 (n_D)

Identifikation

CAS-nummer: 7727-37-9
EG-nummer: 231-783-9
Pubchem: 947
ATC-kod: V03AN04
RTECS-nummer: QW9700000

Historia

Namnursprung: Från grekiska nitron och -gen, vilket betyder ”niterbildande”.
Upptäckt: Daniel Rutherford (1772)
Namngivare: Jean-Antoine Chaptal (1790)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfalls- produkt
13N	{syn}	9,965 min	β+		13C
14N	99,634 %	Stabil
15N	0,366 %	Stabil
16N	{syn}	7,13 s	β−		16O

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

---

Kväve

Kväve eller nitrogen (latin: Nitrogenium) är grundämnet med tecknet N och atomnummer 7. Kväve förekommer rikligt i atmosfären som allotropen kvävgas (N₂) där den står för cirka 78 % av volymen.

Kvävgas är färglös och kemiskt trögreaktivt beroende på att dess två atomer i molekylen (N₂) binds med en trippelbindning som är svår att lösa upp. Vid hög energitillförsel, till exempel elektriska urladdningar, sönderdelas kvävgasmolekylen dock till enskilda atomer som lätt reagerar – vid elektrisk urladdning i luft (kväve, syre och spår av andra gaser) bildas flera kväveoxider, bland annat kväve(mon)oxid NO och kvävedioxid NO₂. Dessa bildas också vid flera typer av förbränning och kemiska industriella processer och kallas då ofta ”NOx”. Vid reaktion med vatten bildar dessa gaser salpetersyrlighet HNO₂ och salpetersyra HNO₃, vilka kan ge ett stort bidrag till försurning av miljön vid nederbörd. Dikväveoxid N₂O (Lustgas, äldre benämning kväveoxidul) används som bedövningsmedel vid t.ex. förlossningar.

Föreningar

Kväve har fem elektroner i sitt yttersta elektronskal. Därmed kan det i sitt grundtillstånd bilda tre kovalenta bindningar. Förlorar den en elektron kan den bilda fyra, som i ammoniumjonen. Kväve bildar inte anjoner direkt. Kvävets viktigaste föreningar är:

• Ammoniak (NH₃) – en färglös, giftig och illaluktande gas med kokpunkt −33 °C, som används i kemiindustrin för bland annat framställning av gödselmedel och sprängämnen. Vidare används ammoniak som kylmedium i större kylanläggningar. I vattenlösning är den en svag bas.
• Ammoniumsalter – ammoniak bildar tillsammans med syror ammoniumsalter, vilka då innehåller den positiva jonen NH₄⁺, vilken kemiskt påminner om en alkalimetalljon. Ett exempel är ammoniumnitraten NH₄NO₃, vilket används som gödselmedel.
• Salpetersyra (HNO₃) – en färglös vätska som stelnar vid −42 °C och kokar vid 84 °C. Det är en stark syra som vid reaktion med metaller bildar nitrater innehållande den negativa jonen NO₃⁻. Salpetersyra används som råvara för tillverkning av gödsel och sprängämnen.
• Aminosyrorna – utgör de viktigaste byggstenarna för livet. De har aminogrupp NH₂ kopplad till kolvätekedjor. Kväve är således av yttersta vikt för den organiska kemin.
• Vätecyanid (HCN) – en mycket giftig gas eller vätska. Den används som råvara för tillverkning av plaster och pigment

Kväve används på grund av sin reaktionströghet som skyddsgas vid metallurgiska processer, och i vissa glödlampor, ofta blandat med argon.

Kväve används som förpackningsgas i livsmedel för att bevara varan man förpackar och har E-nummer E941. Även en blandning av kväve och koldioxid är vanlig för detta ändamål, och användningsområdet inkluderar exempelvis kött, charkprodukter och öl.

Ett av de största användningsområdena för kväve är tillverkning av ammoniak. Ammoniaken produceras genom sammanslagning av kväve och väte i en process som kallas Haber-Boschprocessen. I Haber-Boschprocessen blandas kväve och väte i proportionerna 1:3 och utsätts för 200 atmosfärer tryck och leds vid 400 °C förbi en katalysator av järnoxid varvid ammoniak bildas. N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Ammoniaken kan sedan användas för att bilda salpetersyra genom att ledas över en koppar- eller platinakatalysator tillsammans med syrgas. Ammoniak används även för framställning av bland annat konstgödsel (ammonium- och nitratsalter) samt sprängämnen (ammoniumnitrat) samt som kylmedel.

Jordbruk

Kväve är ett nödvändigt grundämne i allt liv, bland annat som en beståndsdel i aminosyrorna – proteinernas byggstenar. Detta är viktigt när vi ser på jordbrukets förändring. Innan 1920-talet fanns enbart kväve i form av gödsel från djur. Tillgång på kväve var en begränsande faktor för jordbruket. Mer kväve får grödorna att växa sig större men kvävefixering i naturen tar lång tid och gödsel från djur innehöll en mindre del kväve. Den större delen av kvävet försvann med djuret som mjölk och kött. Med Haber-Boschprocessen upptäckte man konstgödsel. Detta blev det nya sättet för jordbruket att få grödorna att växa sig stora. Detta fick produktionen av vår mat att öka trefaldigt. Hälften av allt kväve som finns i människokroppen kommer från syntetiskt kväve.

Kvävgas i däck

Kvävgas används till att fylla däcken på racerbilar, flygplan, tunga transportfordon och även till vanliga passagerarbilar.

Flytande kväve

Flytande kväve är kväve i flytande form. Den kan betecknas LN₂. Flytande kväve kokar vid 77 K eller –196 grader Celsius.

Flytande kväve används till att kyla snabbt och hålla kallt, bland annat:

• Snabb kylning av mat, så att inte iskristaller bildas som kan förstöra matens celler.
• Kryo-kylning av levande organismer eller av oönskad vävnad inom kryoteknik.
• Kylmedel – exempelvis för att kyla anordningar som i sin tur kyls med flytande helium för att kyla supraledande magneter till nmr-spektroskopi och MRI.
• Kapning av metaller – om metallen kyls med flytande kväve kan det räcka med en liten stöt för att metallen ska knäckas.

Förekomst och framställning

Kväve är den vanligaste gasen i jordens atmosfär följd av syre, men i jordskorpan är kväve mindre vanligt med en halt av i medeltal 25 gram/ton.

Gas	Kokpunkt	Volymprocent i luft vid havsnivå
Kväve	−196 °C	78,073 %
Syre	−183 °C	20,947 %
Koldioxid	−78 °C	0,04 %
Ädelgaser	Varierande	0,94 %

Kväve framställs genom fraktionerad destillation av flytande luft. Den erhålls som en biprodukt vid framställning av den tekniskt viktiga syrgasen (oxygen). Ren kvävgas är därför förhållandevis billig.

Säkerhet

Kontakt med flytande kväve, kylsprejerer eller föremål som kyls med flytande kväve kan orsaka köldskador. Hantering av flytande kväve bör ske i öppna ytor eller väl ventilerade rum, då kväve stöter bort syre och orsakar kvävning.

Historia

Kvävet upptäcktes av botanikprofessorn Daniel Rutherford (1772) i Edinburgh, som stängde in möss i en sluten behållare och avlägsnade koldioxiden från den kvarvarande gasen efter djurens död. Han fann att den återstående gasen kvävde eld och dödade djur.

Svensken Carl Wilhelm Scheele visade samma år att luft består av två komponenter kallade eldsluft (syre) och skämd luft (resten, det vill säga mest kväve) – fransmannen Antoine Laurent de Lavoisier döpte om den skämda luften till azote och var också den som insåg att kväve var ett grundämne i modern bemärkelse. Engelsmannen John Dalton presenterade azote som ett grundämne i sin publicerade atomteori (1807). Det internationella namnet nitrogene/nitrogenium tillkom 1790 på grund av upptäckta samband mellan kväve och salpetersyra (νίτρον; grekiska för ”salpeter”). Det svenska namnet kväve föreslogs av Pehr von Afzelius och Anders Gustaf Ekeberg (1795) för dess eldkvävande egenskaper.

Isotoper

Naturligt förekommande kväve består av två stabila isotoper: ¹⁴N (99,64 %) och ¹⁵N (0,36 %). Dessutom är 14 kända isotoper instabila (och därmed radioaktiva). De mest stabila av dessa är ¹³N med halveringstid 9,965 minuter, ¹⁶N med halveringstid 7,13 sekunder och ¹⁷N med halveringstid 4,173 sekunder. Alla de resterande isotoperna har halveringstider kortare än en 1 sekund, och de flesta kortare än 110 millisekunder.

H-fraser	H280
P-fraser	P403

5. Bor (B) <— 6. Kol (C) —> 7. Kväve (N)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kol
https://en.wikipedia.org/wiki/Carbon

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 12,011 [12,0096–12,0116]
Utseende: Svart eller transparent (diamant)
Allotroper: Grafit (G), Diamant (D), Amorft (A), Fulleren, Grafen

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): A: 1,8–2,1 g/cm³, G: 2,267 g/cm³, D: 3,515 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: G: 3 773 K (3 550 °C), D: 3 823 K (3 600 °C)
Kokpunkt: 5 100 K (4 827 °C)
Sublimationspunkt: 3 915 K (3 642 °C)
Trippelpunkt: 4 600 K (4 327 °C) 10 800 kPa
Molvolym: 5,3145 × 10⁻⁶ m³/mol
Värmevärde: −393 J/(kg × K)
Smältvärme: G: 117 kJ/mol
Ångbildningsvärme: Sublimation: 715 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: G: 709^[9] J/(kg × K), D: 427 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: G: 8,517 J/(mol × K), D: 6,155 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 70 pm
Kovalent radie: 73 ± 4 pm
van der Waalsradie: 170 pm
Elektronaffinitet: 153,9 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,81 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p²
e⁻ per skal: 2, 4

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +4, +3, +2, +1, 0, −1, −2, −3, −4
Oxider (basicitet): CO₂; CO (svagt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,55
Elektronegativitet (Allenskalan): 2,544

Diverse

Kristallstruktur: G: Hexagonal, D: Diamantstruktur
Ljudhastighet: D: 18 350 m/s
Termisk expansion: D: 0,8 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: G: 140 W/(m × K), D: 900–2300 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: G: 10⁵ S/m (Ω⁻¹ × m⁻¹), D: 0,001 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: G: 7,837 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: D: −2,2 × 10⁻⁵, G: −4,5 × 10⁻⁴
Brytningsindex: D: 2,417
Youngs modul: D: 1050 GPa
Skjuvmodul: D: 478 GPa
Kompressionsmodul: D: 442 GPa
Poissons konstant: D: 0,1
Mohs hårdhet: G: 0,5, D: 10

Identifikation

CAS-nummer: 7440-44-0
EG-nummer: 231-153-3
Pubchem: 5462310
UN-nummer: 1567
RTECS-nummer: FF5250100

Historia

Namnursprung: Från latin carbo, ”träkol”
Förutsägelse: Egyptier och sumer (3750 f.Kr.)
Fastställt som ett grundämne av: Antoine Lavoisier (1789)

Isotoper

Nuklid	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
10C	{syn}	19,255 s	β+		10B
11C	{syn}	20,334 min	β+		11B
12C	98,9 %	Stabil
13C	1,1 %	Stabil
14C	Spår	5730 y	β−		14N
15C	{syn}	2,449 s	β−		15N
16C	{syn}	0,747 s	β− + n		15N

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

---

Kol

Kol (latin: Carbo) är ett grundämne som har det kemiska tecknet C och atomnumret 6. Livet vi känner är baserat på grundämnet kol. Av detta skäl kallas alla molekyler, där kol- och väteatomer ingår, för organiska. Oorganiska ämnen är således de ämnen som innehåller vilket som helst av de övriga grundämnena, utom både kol och väte samtidigt. Trots detta känner vi idag till fler organiska ämnen än icke-organiska.

Som rent material förekommer kol i flera olika former (allotroper), som grafit, diamant, fullerener och amorft kol.

Det rena kolets egenskaper och dess användning beskrivs under respektive uppslagsord (se nedan). Grafit, diamant och stenkol bryts i gruvor. Alla allotroper av kol är kemiskt motståndskraftiga, men kan oxideras med syre eller halogener. Kol finns med några procents halt i de flesta sorters stål och järn. Kolet är då legerat i järnet och bidrar till järnets hårdhet.

Av de oorganiska kemiska kolföreningarna kan speciellt nämnas:

• Kiselkarbid (SiC) – ett mycket hårt syntetiskt ämne som bland annat används som slipmedel.
• Koldioxid (CO₂) – spelar stor biologisk roll, och produceras när levande varelser andas, används för att få piff på läskedrycker och för viss eldsläckning. Koldioxid är även en viktig växthusgas.
• Kolmonoxid (CO) – en mycket giftig gas som produceras vid ofullständig förbränning, men som också används för ett stort antal tekniskt–kemiska processer, bland annat nickelframställning.
• Karbonater (metall + CO₃²⁻) – många former förekommer i naturen som mineral.
• Cyanider (ämne + CN⁻) – mycket giftiga eftersom de liksom kolmonoxid har förmågan att förhindra syreupptagning genom att blockera hemgruppen i hemoglobin.

Kol ingår också i alla organiska föreningar, där dess förmåga att bilda kedjor är en förutsättning för livets komplexa molekyler.

Kol är universums fjärde vanligaste atomslag. Endast väte, helium och syre är vanligare.

”Kol” är också en beteckning på ett antal bränslen i fast form (se vidare artikeln ”Kol (bränsle)”) med en hög andel av grundämnet kol. Inget av dem utgörs dock av grundämnet i ren form, vilket ibland skapar viss begreppsförvirring på svenska. På de flesta andra språk har grundämnet och bränslet olika namn, exempelvis carbon (grundämnet) respektive coal (bränslet) på engelska och Kohlenstoff (grundämnet) respektive Kohle (bränslet) på tyska.

Historia

Några kolallotroper: a) diamant; b) grafit; c) lonsdaleit; d–f) fullerener (C60, C540, C70); g) amorft kol; h) nanorör.

Fasdiagram för Kol.

Diamant, grafit och förbränningskol har varit känt sedan urminnes tid, och det antas också att man har känt till att de var olika former av ett och samma ämne. Engelsmannen John Dalton var dock den förste som förstod att kol var ett grundämne (1803) – ett resultat som inte publicerades förrän 1807. Den senast upptäckta formen (grafen) fick 2010 års nobelpris i fysik.

Artificiella diamanter framställdes första gången av fransmannen Henri Moissan (1893).

Användning

• Grafit används som smörjmedel och, blandad med lera, till blyertspennor.
• Diamant används till skärverktyg, borrkronor och smycken.
• Stenkol – som är en oren form av kol – används som bränsle. Efter upphettning, utan lufttillträde, erhålls stadsgas, stenkolstjära och koks av stenkol.
• Träkol – även det en oren form av kol – används bland annat i svartkrut till fyrverkerier.
• Aktivt kol används i filter samt medicinskt vid förgiftningar.

Orbitaler

Anledningen till att ämnet kol förekommer i en sådan mångfald av former är att dess elektronkonfiguration gör att det har exakt fyra valenselektroner. Dessa kan hybridiseras på tre olika sätt (sp³, sp² och sp), vilket innebär att kolatom kan bilda en enkel-, dubbel- eller trippelbindning till en annan kolatom. Kol kan därmed skapa extremt starka riktade kovalenta bindningar mellan atomer.

Isotoper

Kol har endast två stabila isotoper, nämligen ¹²C (vars massa atommassenheten u definieras utifrån) och ¹³C. Av de radioaktiva isotoperna är ¹⁴C den klart viktigaste, eftersom dateringsmetoden ¹⁴C-metoden baseras på dess sönderfall. Eftersom alla livsformer på jorden är kolbaserade – och ¹⁴C ständigt nybildas i atmosfären – kommer det att upptas i alla levande organismer och förhållandet mellan ¹⁴C och de stabila isotoperna kommer att vara någorlunda konstant under organismens livstid, med undantag för långlivade arter som träd (vilka å andra sidan kan användas för att kalibrera skalan). När organismen dör börjar ¹⁴C direkt sönderfalla till kväve. Eftersom halveringstiden för ¹⁴C är 5730 år har det förutom att det ingår i alla levande organismer i någorlunda höga halter dessutom fördelen att det sönderfaller över en tidsskala som är lämplig för att mäta mänskliga aktiviteter, och är därför ett ovärderligt verktyg för arkeologer. Emellertid, ju äldre materialet är desto mindre precis blir den, och den kan därför knappast användas för föremål som är äldre än 40 000 år.

Former

Kristallint kol antar flera former, med kraftigt varierande egenskaper:

• Diamant – ett av de hårdaste ämnena människan känner till som förekommer naturligt. Det används därför som skärverktyg och i borrspetsar. Dessutom är den en ädelsten och används ofta i smycken.
• Grafit – kol ordnat i lager, där bindningarna i varje lager är mycket starka medan bindningarna mellan lagren är betydligt svagare. Detta gör att grafit används i både blyertspennor och som smörjmedel. Endast ett enkelt lager av grafit kallas grafen, ett ämne forskarna Andre Geim och Konstantin Novoselov utfört experiment med, experiment som belönade dem med Nobelpriset i fysik (2010).
• Fullerener – kolatomer formade i ”bollar” eller nanorör, med ett flertal olika möjliga varianter av båda. Båda har intressanta egenskaper för nanoteknik, bland annat för att rören är extremt hållfasta samtidigt som den elektriska ledningsförmågan varierar mellan olika varianter av dem.
• Grafen – ett material som till stora delar har samma egenskaper och uppbyggnad som grafit. Till skillnad från grafit utgörs grafen av en ytterst tunn skiva, endast en atom tjock. Atomerna är ordnade i ett hexagonalt mönster vilket ger materialet ett antal unika egenskaper utöver de som delas med grafit. Grafen upptäcktes av Andre Geim och Konstantin Novoselov som fick Nobelpriset i fysik för upptäckten. Grafen är mycket speciellt på grund av att det är just en atom tjockt men kan ändå bära vikten av en katt ifall man formade ett ”lakan” av det. Styrkan i materialet är 300 gånger den hos stål, dessutom har materialet en utmärkt förmåga att leda elektricitet.

Utöver de kristallina formerna förekommer rent kol i naturen i varierande blandningar av amorft och kristallint kol, till exempel som sot eller stenkol.

H-fraser	H222, H229, H319, H336
P-fraser	P410+P412, P251, P271, P305+P351+P338

4. Beryllium (Be) <— 5. Bor (B) —> 6. Kol (C)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Bor
https://en.wikipedia.org/wiki/Boron

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 9,0121831 10,81 [10,806–10,821] u
Utseende: Svart–brun

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2,08 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 2 349 K (2 076 °C)
Kokpunkt: 4 203 K (3 930 °C)
Molvolym: 4,39 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 50,2 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 508 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 260 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 11,087 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 90 pm
Kovalent radie: 84 pm
van der Waalsradie: 192 pm
Arbetsfunktion: 4,45 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [He] 2s² 2p¹
e⁻ per skal: 2, 3

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: -5, -1, 0, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): B₂O₃ (svagt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,04
Elektronegativitet (Allenskalan): 2,051
Normalpotential: −1,97 V

Diverse

Kristallstruktur: Romboedrisk
Ljudhastighet: 16200 m/s
Termisk expansion: β-form: 5–7^[10] µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 27,4 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 1,0 × 10⁻⁴ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 10⁶ nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −1,9 × 10⁻⁵
Kompressionsmodul: 320 GPa
Mohs hårdhet: 9½
Vickers hårdhet: 4,9 × 10⁴ MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-42-8
EG-nummer: 231-151-2
Pubchem: 5462311
RTECS-nummer: ED7350000

Historia

Namnursprung: Borax, ett mineral.
Upptäckt: Joseph Louis Gay-Lussac & Louis Jacques Thénard (30 juni 1808)
Första isolation: Humphry Davy (9 juli 1808)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
8B	{syn}	770 ms	β+ + α		2 4He
9B	{syn}	8,465 × 10−19 s	p		8Be
10B	19,9 %	Stabil
11B	80,1 %	Stabil
12B	{syn}	20,2 ms	β− β− + α		12C 8Be
13B	{syn}	17,33 ms	β− β− + n		13C 12C

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

---

Bor

Bor (latin: borium) är ett halvmetallisktgrundämne med atomnummer 5 och kemiskt tecken B. Det rena grundämnet bor är en fast, svårsmält halvledare som bildar mycket hårda kristaller som är nära nog ogenomskinligt svartröda. Vid rumstemperatur är bor inte särskilt reaktivt. I naturen är bor ganska ovanligt, men koncentrerade bormineral har bildats genom naturlig indunstning av avstängda vattenmassor. Då förekommer bor som kernit eller borax (båda kristallvattenhaltiganatrium-borat-hydroxider), och dessa används för borutvinning.

Framställning

Amorft bor framställs genom reduktion av boroxid (B₂O₃) med alkalimetaller och dylika reaktiva metaller. Vill man ha ett rent bor upphettas borbromid eller borjodid (BBr₃, BI₃) mot en volframtråd upphettad till över 800° C.

Relativt orent bor erhålls genom reduktion av oxiden med magnesium, medan rent bor erhålls genom reduktion av bortriklorid med vätgas i gasfas.

Historia

Den svenska kemisten Torbern Bergman upptäckte 1785 att den välkända reaktionsprodukten mellan borax och mineralsyror i sig var en syra, som han gav namnet boraxsyra, senare benämnd borsyra.

Bor i mycket oren form framställdes 1808 av fransmännen Louis Joseph Gay-Lussac och Louis Jacques Thénard, och samtidigt av engelsmannen Humphry Davy.

1824 identifierade Jöns Jacob Berzelius bor som ett grundämne.

Användning

När man blandar borsyra och metanol bildas en ester som brinner med kraftigt grön färg

Rena borfiber används till optiska ljusfiber i forskningsvärlden, och industriellt till armering i flyg- och rymdfart.

Ganska stora mängder bor i amorf form används inom pyroteknik (fyrverkerier) som bränsle och för att göra lågan grön.

Väldigt rent bor används i halvledare och termistorer.

Borisotopen ¹⁰B är mycket bra på att absorbera neutroner och används därför i flera former i kärnkraftverk och andra kärntekniska tillämpningar.

Bor används i stållegeringar för att göra legeringarna hårdare och vid tillverkning av glas avsett att tåla stora variationer i temperatur.

De mycket hårda ämnena bornitrid och borkarbid, som framställs från bor, används bland annat som slipmedel och till skärande bearbetning. Bor förekommer också i den extremt hårda legeringen BAM (bor, aluminium, magnesium) som även har en friktion åtta gånger lägre än teflon.

I övrigt används borax för diverse rengöringsändamål och antiseptika.

H-fraser	H302