64. Europium (Eu)

63. Samarium (Sm) <— 64. Europium (Eu) —> 65. Gadolinium (Gd)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 151,964 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 5.264 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 5.13 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 099 K (826 °C)
Kokpunkt: 1 800 K (1 527 °C)
Molvolym: 28,97 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 9.21 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 176 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 27.66 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 185 (231) pm
Kovalent radie: 198±6 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 4f7 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 25, 8, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +2, +3
Oxider (basicitet): Mild bas
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,2

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk
Termisk expansion: poly: 35.0 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Elektrisk konduktivitet: 1,12·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: poly: 0.900 µΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +34000.0×10−6 cm3/mol
Youngs modul: 18.2 GPa
Skjuvmodul: 7.9 GPa
Bulks modul: 8.3 GPa
Poissons konstant: 0.152
Vickers hårdhet: 165–200 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-53-1

Historia

Namnursprung: Efter Europa
Upptäckt och första isolation: Eugène-Anatole Demarçay (1896, 1901)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
150Eu{syn}36.9 yε150Sm
151Eu47.8%5×1018 yα147Pm
152Eu{syn}13.54 yε
β
152Sm
152Gd
153Eu52.2%Stabil
154Eu{syn}8.59 yβ154Gd
155Eu{syn}4.76 yβ155Gd

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


Europium

Europium är ett metalliskt grundämne som tillhör lantanoiderna och de sällsynta jordartsmetallerna.

I ren form är europium en tungmetall med silveraktig färg och en hårdhet som liknar bly.

Europium förekommer i naturen tillsammans med samarium. Europium(III)oxid, Eu2O3, är blekt rosafärgad, och även europiumsalterna är rosafärgade. Många europiumföreningar uppvisar fluorescens.

Europium är ett sällsynt grundämne med begränsad användning. En av användningarna är i kärntekniska sammanhang, tack vare ämnets goda förmåga att absorbera neutroner. Andra tillämpningar bygger på europiums fluorescerande effekt.

Europium renframställdes i oxidform 1901 av den franske kemisten Eugène-Anatole Demarçay, som också namngav ämnet. Dess namn kommer från världsdelen Europa. 1890 hade Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran upptäckt grundämnet, men framställde det aldrig i ren form.

H-fraserH228, H261
P-fraserP210, P231+P232, P280, P370+P378, P402+P404, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

61. Prometium (Pm)

60. Neodym (Nd) <— 61. Prometium (Pm) —> 62. Samarium (Sm)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Prometium
https://en.wikipedia.org/wiki/Promethium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 146,9151 u
Utseende: Metallisk

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7.26 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 373 K (1 100 °C)
Kokpunkt: 3 273 K (3 000 °C)
Molvolym: 20,23 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 7.13 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 289 kJ/mol

Atomära egenskaper

Atomradie: 185 (205) pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 4f5 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 23 ,8, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +2, +3
Oxider (basicitet): Mild bas
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1.13 (?)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Termisk expansion: 9.0 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 17.9 W/(m⋅K)
Elektrisk resistivitet: est. 0.75 µΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramgnetisk
Youngs modul: α form: est. 46 GPa
Skjuvmodul: α form: est. 18 GPa
Bulks modul: α form: est. 33 GPa
Poissons konstant: α form: est. 0.28

Identifikation

CAS-nummer: 7440-12-2

Historia

Upptäckt: Charles D. Coryell, Jacob A. Marinsky, Lawrence E. Glendenin (1945)

Isotoper

NuklidNFt1/2STSP
143Pm{syn}265 dε143Nd
144Pm{syn}363 dε144Nd
145Pm{syn}17,7 yε
α
145Nd
141Pr
146Pm{syn}5,53 yε
β
146Nd
146Sm
147Pm{syn}2,6234 yβ147Sm
148Pm{syn}5,370 dβ148Sm
149Pm{syn}53,08 hβ149Sm

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


Prometium

Prometium är ett metalliskt grundämne som tillhör lantanoiderna och de sällsynta jordartsmetallerna. Ämnet förekommer inte naturligt.

Egenskaper

Alla isotoper av prometium är radioaktiva. De 14 kända isotoperna har masstal från 141 till 154 och halveringstid från 34 sekunder till 17,7 år.

Förekomst och framställning

Prometium bildas i naturen i mycket små mängder. Det påvisades första gången 1941 vid bestrålning av neodym och praseodym med α-partiklar, neutroner och deutroner (kärnan i deuteriumatomen, tungt väte, 2H).

Användning

Tekniskt används prometium som β-strålare vid radioaktiv tjockleksbestämning och ingår i vissa självlysande färger samt i specialbatterier, t. ex. för pacemakers.

Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

59. Praseodym (Pr)

58. Cerium (Ce) <— 59. Praseodym (Pr) —> 60. Neodym (Nd)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Praseodym
https://en.wikipedia.org/wiki/Praseodymium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 140,90765 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.77 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 6.50 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 204 K (931 °C)
Kokpunkt: 3 793 K (3 520 °C)
Molvolym: 20,8 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 6,89 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 296,8 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 27.20 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 185 (247) pm
Kovalent radie: 165 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 4f3 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 21, 8, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): Mild bas
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,13
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 2 280 m/s
Termisk expansion: α, poly: 6.7 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 12.5 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 1,486·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: α, poly: 0.700 µΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +5010.0×10−6 cm3/mol (293 K)
Youngs modul: α form: 37.3 GPa
Skjuvmodul: α form: 14.8 GPa
Bulks modul: α form: 28.8 GPa
Poissons konstant: α form: 0.281
Vickers hårdhet: 250–745 MPa
Brinells hårdhet: 250–640 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-10-0

Historia

Upptäckt: Carl Auer von Welsbach (1885)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
137Pr{syn}1,28 hε137Ce
138Pr{syn}1,45 minε138Ce
139Pr{syn}4,41 hε139Ce
140Pr{syn}3,39 minε140Ce
141Pr100 %Stabil
142Pr{syn}19,12 hε
β

142Ce
142Nd
143Pr{syn}13,57 dβ143Nd
144Pr{syn}17,28 minβ144Nd
145Pr{syn}5,984 hβ145Nd

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


Praseodym

Praseodym är ett metalliskt grundämne som tillhör lantanoiderna och de sällsynta jordartsmetallerna.

Historia

År 1841 isolerades en jordart (metalloxid) kallad didymia av svensken Carl Gustaf Mosander. Österrikaren Carl Auer von Welsbach kunde 1885 separera ämnet i två oxider, neodyma och praseodyma, genom upprepad fraktionerad kristallisation av didymnitrat. Praseodymmetall framställades 1904 av Muthmann och Weis genom elektrolys av smält praseodymklorid. Namnet kommer av grekiska praso, purjolök, och didymos, tvilling och syftar på praseodymsalternas gröna färg.

Egenskaper

Praseodym är en silvervit mjuk metall som i luft snabbt täcks av ett grönt oxidskikt. Den saknar känd biologisk roll, men varken metallen eller dess salter är giftiga.

Förekomst och framställning

Praseodym förekommer i jordskorpan med ca 5–9 ppm i olika lantanoidmineraler. Den isoleras genom jonbyteskromatografi, vätske-vätske-kromatografi eller fraktionerad kristallisering. Metallen kan framställas genom reduktion av vattenfri praseodymklorid eller -fluorid med kalcium.

I naturen förekommer den ofta tillsammans med cerium, bland annat i monazit och bastnäsit.

Användning

Praseodym ingår i vissa legeringar med användning inom flygmotorer. Den används även i båglampor för filmindustrin och i projektorer.

H-fraserH228
P-fraserP210, P280, P370+P378
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

60. Neodym (Nd)

59. Praseodym (Pr) <— 60. Neodym (Nd) —> 61. Prometium (Pm)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Neodym
https://en.wikipedia.org/wiki/Neodymium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 144,24 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7.01 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 6.89 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 297 K (1 024 °C)
Kokpunkt: 3 373 K (3 100 °C)
Molvolym: 20,59 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 7,14 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 273 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 27.45 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 185 (206) pm
Kovalent radie: 164 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 4f4 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 22, 8, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): Nd2O3 (svag bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,14

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 2 330 m/s
Termisk expansion: α, poly: 9.6 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 16.5 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 1,57·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: α, poly: 643 nΩ⋅m
Magnetism: Paramagnetisk, under 20 °K antiferromagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +5628.0×10−6 cm3/mol (287.7 K)
Youngs modul: α form: 41.4 GPa
Skjuvmodul: α form: 16.3 GPa
Kompressionsmodul:
Bulks modul: α form: 31.8 GPa
Poissons konstant: α form: 0.281
Vickers hårdhet: 345–745 MPa
Brinells hårdhet: 265–700 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-00-8

Historia

Upptäckt: Carl Auer von Welsbach (1885)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
140Nd{syn}3,37 dε140Pr
141Nd{syn}2,49 hε141Pr
142Nd27,13 %Stabil
143Nd12,18 %Stabil
144Nd23,8 %2,29·1015 yα140Ce
145Nd8,3 %Stabil
146Nd17,19 %Stabil
147Nd{syn}10,98 dagarβ147Pm
148Nd5,76 %Stabil
149Nd{syn}1,728 timmarβ149Pm
150Nd5,64 %1,1·1019 yβ150Sm

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


Neodym

Neodym är ett metalliskt grundämne som tillhör lantanoiderna och de sällsynta jordartsmetallerna.

Historia

År 1841 isolerades en jordart (metalloxid) kallad didymia av svensken Carl Gustaf Mosander. Österrikaren Carl Auer von Welsbach kunde 1885 separera ämnet i två oxider, neodyma och praseodyma, genom upprepad fraktionerad kristallisation av didymnitrat. Oren neodymmetall framställdes 1900 av Matignon, och renare metall erhölls 1926 av Sieverts och Roell. Namnet kommer av grekiska neos, ny, och didymos, tvilling.

Egenskaper

Neodym är en silvervit mjuk metall som gulnar i luft och måste förvaras i fotogen. Den oxideras lätt i luft och reagerar långsamt med kallt, och snabbt med varmt vatten och löses lätt i utspädda syror till neodym(III)salter. Neodym saknar känd biologisk roll, men varken metallen eller dess salter är giftiga.

Förekomst och framställning

Neodym förekommer tillsammans med andra lantanoider i monazit och bastnäsit. Halten i jordskorpan är ca 24–40 ppm. Separation kan göras genom jonbyteskromatografi eller vätske-vätske-extraktion. Metallen kan framställas genom elektrolys av neodymklorid. Ca 95 procent av världens neodymutvinning görs i Kina.

Användning

Neodym tillsätts vid glastillverkning för att få en blå-röd färg. Neodymfärgat glas används även i lasrar.

Neodym har även fått användning vid tillverkning av permanentmagneter tillsammans med järn och bor (se neodymmagnet) Dessa är starka och används i elmotorer och hårddiskar.

H-fraserH228, H315, H319, H335
P-fraserP210, P240, P261, P264, P271, P280, P302 + P352, P304 + P340 + P312 P305 + P351 + P338, P332 + P313, P337 + P313, P362, P370 + P378, P403 + P233, P405, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

58. Cerium (Ce)

57. Lantan (La) <— 58. Cerium (Ce) —> 59. Praseodym (Pr)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 140,116 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.770 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 6.55 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 071 K (798 °C)
Kokpunkt: 3 699 K (3 426 °C)
Molvolym: 20,69 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 5,46 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 414 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 26.94 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 185 (-) pm
Kovalent radie: 165 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 4f1 5d1 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 19, 9, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): Mild bas
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,12
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: double hexagonal closepacked (dhcp) β-Ce, face-centered cubic (fcc) γ-Ce
Ljudhastighet: 2 100 m/s
Termisk expansion: γ, poly: 6.3 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 11.3 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 1,15·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: β, poly: 828 nΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +2450.0×10−6 cm3/mol (293 K)
Youngs modul: γ form: 33.6 GPa
Skjuvmodul: γ form: 13.5 GPa
Bulks modul: γ form: 21.5 GPa
Poissons konstant: γ form: 0.24
Mohs hårdhet: 2,5
Vickers hårdhet: 210–470 MPa
Brinells hårdhet: 186–412 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-45-1

Historia

Namnursprung: after dwarf planet Ceres, itself named after Roman deity of agriculture Ceres
Förutsägelse:
Upptäckt: Martin Heinrich Klaproth, Jöns Jakob Berzelius, Wilhelm Hisinger (1803)
Första isolation: Carl Gustaf Mosander (1838)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalverinstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
134Ce{syn}3.16 dε134La
136Ce0.186%Stabil
138Ce0.251%Stabil
139Ce{syn}137.640 dε139La
140Ce88.449%Stabil
141Ce{syn}32.501 dβ141Pr
142Ce11.114%Stabil
143Ce{syn}33.039 hβ143Pr
144Ce{syn}284.893 dβ144Pr

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


Cerium

Cerium är ett grundämne med tecknet Ce och atomnummer 58, som är en järnliknande lättantändlig metall. Grundämnet tillhör lantanoiderna och de sällsynta jordartsmetallerna.

Historia

De båda svenskarna Jöns Jacob Berzelius och Wilhelm Hisinger fann 1803 ett nytt ämne, ceria (oren ceriumoxid) vilket de uppkallade efter asteroiden Ceres, upptäckt 1801. Efter publicering av upptäckten hävdades att Martin Heinrich Klaproth hade hunnit före, men svenskarnas avhandling beskrev ceriumjorden mycket mer ingående. Metalliskt cerium framställdes första gången 1875 av W. F. Hillebrand och T. H. Norton.

Egenskaper

Cerium är en grå, metallglänsande mjuk metall som blir matt i luften. Den saknar biologisk roll, men varken metallen eller dess föreningar är giftiga.

Framställning och förekomst

Cerium framställs dels av cerit, dels och i större mängd av fosfatmineralet monazit. Detta finns i stora mängder, t.ex. i form av monazitsand i Brasilien och North Carolina. Halten i jordskorpan beräknas till 40–60 ppm (g/ton). Metallen kan framställas genom reduktion av ceriumfluorid med kalcium, eller smältelektrolys av ceriumklorid.

Användning

Cerium används i små mängder i vissa legeringar. Ceriumföreningar används i bildrör till färg-TV-apparater. Cerium(III)oxid används som tillsats till diesel då den katalyserar oxidation av kolmonoxid. Den används även som katalysator i självrengörande köksugnar och som krackningskatalysator inom den petrokemiska industrin.

Lättantändligheten gör cerium användbart vid framställning av pyrofora legeringar t.ex. för tänddon. Cerium i form av ceriumnitrat kan användas för tillverkning av nät i gasglödljus (glödstrumpor) samt i form av oxalat eller sulfat för framställning av gula färger vid porslinstillverkning.

H-fraserH228, H302 + H312 + H332, H315, H319, H335
P-fraserP210, P240, P241, P261, P264, P270, P271, P280, P301 + P312, P302 + P352
P304 + P340, P305 + P351 + P338, P312, P322, P330, P332 + P313, P337 + P313
P362, P370 + P378, P403 + P233, P405, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

56. Barium (Ba)

55. Cesium (Cs) <— 56. Barium (Ba) —> 57. Lantan (La)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 137,327 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 3.51 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 3.338 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 000 K (725 °C)
Kokpunkt: 2 170 K (1 897 °C)
Trippelpunkt:
Kritisk punkt:
Molvolym: 38,16· 10−6
Smältvärme: 7,75 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 142 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 28.07 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 215 pm
Kovalent radie: 198 pm
van der Waalsradie: 268 pm
Elektronaffinitet:
Arbetsfunktion:

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 6s2
e per skal: 2,8,18,18,8,2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, +2
Oxider (basicitet): BaO (stark bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,89
Elektronegativitet (Allenskalan):
Normalpotential:

Diverse

Kristallstruktur: kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 1 620 m/s
Termisk expansion: 20.6 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 18.4 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 3·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet:
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +20.6×10−6 cm3/mol
Youngs modul: 13 GPa
Skjuvmodul: 4.9 GPa
Kompressionsmodul:
Bulks modul: 9.6 GPa
Poissons konstant:
Mohs hårdhet: 1,25
Vickers hårdhet:
Brinells hårdhet:

Identifikation

CAS-nummer: 7440-39-3
EG-nummer:
Pubchem:
RTECS-nummer:

Historia

Namnursprung:
Förutsägelse:
Upptäckt: Carl Wilhelm Scheele (1772)
Första isolation: Humphry Davy (1808)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
130Ba0.11%(0.5–2.7)×1021 yεε130Xe
132Ba0.10%Stabil
133Ba{syn}10.51 yε133Cs
134Ba2.42%Stabil
135Ba6.59%Stabil
136Ba7.85%Stabil
137Ba11.23%Stabil
138Ba71.70%Stabil

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


Barium

Barium, (av baryt, vari grundämnet upptäcktes, grekiska barys ”tung”) är ett grundämne som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller. Barium är metalliskt ljust glänsande men anlöps snabbt i luft till grå eller svart färg. Barium angrips av vatten och bildar bariumhydroxid som löser sig i vattnet till alkalisk reaktion. Barium förekommer inte i naturen i metallisk form på grund av sin reaktivitet. Medelhalten i jordskorpan är 500 mg/kg.

Salter

Bariumjonen kan bilda många salter. Bariumsulfat är praktiskt taget olösligt och används som kontrastmedel vid röntgenundersökningar. Bariumnitrat (Ba(NO3)2) är lättlösligt och används huvudsakligen i fyrverkerisatser för att ge grön lågfärg. I tomtebloss är oxidationsmedlet bariumnitrat. Nitratet är giftigt för människor varför tomtebloss är försedda med en varningstext.

Bariumjonen är giftig. Alla lösliga bariumsalter är giftiga. Giftverkan märks redan av små mängder. Bariumnitrat har använts i sorkgift. Bariumförgiftning påminner om arsenikförgiftning. Symtom är brännande känsla i munnen och magen, illamående, ökad saliv, hopdragningar i magsäcken, förlamningar i extremiteter och urinblåsa. De olösliga bariumsalterna såsom bariumsulfat är ofarliga. Natriumsulfat kan användas som motgift mot bariumsaltförgiftning då sulfatet bildar fällning med bariumjonerna. Bariumsulfat som mineral kallas baryt eller tungspat.

Historia

Medeltidens alkemister kände till en del bariuminnehållande mineral. Stenar av baryt från Bologna i Italien kallades ”Bolognastenar” och var populära hos alkemister och häxkonstnärer på grund av stenarnas förmåga att efter belysning avge ljus. Barytens förmåga till fosforescens beskrevs av Vincentius Casciarolus 1602.

Carl Scheele konstaterade 1774 att baryt innehöll ett nytt grundämne skilt från kalcium, men lyckades inte renframställa barium utan endast bariumoxid. Den förste som framställde rent barium var Humphry Davy 1808.

H-fraserH261, H315, H319, H335
P-fraserP231+P232, P261, P305+P351+P338, P422
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

57. Lantan (La)

56. Barium (Ba) <— 57. Lantan (La) —> 58. Cerium (Ce)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Lantan
https://en.wikipedia.org/wiki/Lanthanum

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 138,9055 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.162 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 5.94 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 193 K (920 °C)
Kokpunkt: 3 730 K (3 457 °C)
Molvolym: 22,39 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 6,2 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 414 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 27.11 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 195 (-) pm
Kovalent radie: 169 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 5d1 6s2
e per skal: 2, 8, 18, 18, 9, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): (stark bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1.10

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 2 475 m/s
Termisk expansion: α, poly: 12.1 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 13.4 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 1,26·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: α, poly: 615 nΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet:
Youngs modul: α form: 36.6 GPa
Skjuvmodul: α form: 14.3 GPa
Bulks modul: α form: 27.9 GPa
Poissons konstant: α form: 0.280
Mohs hårdhet: 2,5
Vickers hårdhet: 360–1750 MPa
Brinells hårdhet: 350–400 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-91-0

Historia

Upptäckt: Carl Gustaf Mosander (1838)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
137La{syn}6×104 yε137Ba
138La0.089%1.05×1011 yε
β
138Ba
138Ce
139La99.911%Stabil

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


Lantan

Lantan är ett grundämne och en lantanoid, och tillhör de sällsynta jordartsmetallerna. Dessa metaller har en stor efterfrågan inom bland annat elektronikindustrin.

Historia

Lantan upptäcktes 1839 när svensken Carl Gustaf Mosander isolerade lantanoxid ur ceria (oren ceriumoxid). Han fann att endast en del av den bildade oxiden kunde lösas i salpetersyra då han upphettade ceriumnitrat. Den lösliga oxiden kallade han lantana. År 1841 separerade han lantana i lantana och didymia, varav den senare kom sedan han separerat ytterligare. Namnet kommer från grekiska lanthano, att ligga gömd. Lantana upptäcktes oberoende av Axel Erdmann år 1839.

Egenskaper

Lantan är en silvervit metall som är mjuk och plastisk och kan formas med kniv. Den saknar biologisk funktion och är obetydligt giftig.

Förekomst och framställning

Lantan förekommer i lantanoidmineral, t.ex. monazit, bastnäsit och cerit, och halten i jordskorpan är ca 40 ppm. Metallen kan framställas genom reduktion av vattenfri lantanklorid med litium.

Användning

Lantan används i vissa legeringar och värmebeständiga material. En blandning av lantan med olika lantanoider kallas mischmetall, vilken bl. a. används som gnistbildare i tänddon.

H-fraserH228, H261
P-fraserP210, P231+P323, P280, P370+P378, P402+P404, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

54. Xenon (Xe)

53. Jod (I) <— 54. Xenon (Xe) —> 55. Cesium (Cs)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 131,293 u
Utseende: Färglös i gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 5,894 g/L
Densitet (vid smältpunkten): 2,942 g/cm3
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 161,4 K (−112 °C)
Kokpunkt: 165,1 K (−108 °C)
Trippelpunkt: 161,405 K, ​81,77 kPa
Kritisk punkt: 289,733 K, 5,842 MPa
Molvolym: 35,92 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 2,297 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 12,636 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 21.01 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 108 pm
Kovalent radie: 130 pm
van der Waalsradie: 216 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d10 5s2 5p6
e per skal: 2, 8, 18, 18, 8

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +2, +4, +6, +8
Oxider (basicitet): Svagt sur
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,6
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk tätpackning (ccp)
Ljudhastighet: gas: 178 m·s−1, liquid: 1090 m/s
Värmeledningsförmåga: 5.65×10−3 W/(m⋅K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −43.9×10−6 cm3/mol (298 K)

Identifikation

CAS-nummer: 7440-63-3

Historia

Upptäckt och första isolation: William Ramsay and Morris Travers (1898)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
124Xe0.095%1.8×1022 yεε124Te
125Xe{syn}16.9 hε125I
126Xe0.089%Stabil (inget sönderfall observerat)ββ
127Xe{syn}36.345 dε127I
128Xe1.910%Stabil
129Xe26.401%Stabil
130Xe4.071%Stabil
131Xe21.232%Stabil
132Xe26.909%Stabil
133Xe{syn}5.247 dβ133Cs
134Xe10.436%Stabil (inget sönderfall observerat)ββ
135Xe{syn}9.14 hβ135Cs
136Xe8.857%2.165×1021 yββ136Ba

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


Xenon

Xenon är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 54 och kemiskt tecken Xe. Det är en tung, färg- och luktlös ädelgas som förekommer i mindre mängder i jordens atmosfär. Även om gasen sällan reagerar med andra ämnen så kan xenon genomgå ett fåtal kemiska reaktioner som exempelvis bildandet av xenonhexafluorplatinat (PtF6Xe), den första ädelgasföreningen som framställts.

Naturligt förekommande xenon består av nio stabila isotoper, men det finns även ett 40-tal instabila isotoper som genomgår radioaktivt sönderfall. Proportionerna av olika xenonisotoper är ett viktigt verktyg vid studiet av solsystemets tidiga historia. Xenon-135 bildas som ett resultat av fission och agerar som neutronabsorbent i kärnreaktorer.

Xenon används i blixtlampor och i båglampor, och som ett generellt anestetikum. Den första excimerlasern använde xenondimermolekylen (Xe2) som sitt aktiva lasermedium och i de tidigaste lasrarna användes xenonblixtlampor som laserpumpar. Xenon används även i sökandet efter hypotetiska svagt interagerande tunga partiklar, och som drivämne för jonmotorer i rymdfarkoster.

Historia

Xenon upptäcktes i England av William Ramsay och Morris Travers den 12 juli 1898, en kort tid efter deras upptäckt av grundämnena krypton och neon. Med en maskin som kunde framställa flytande luft försökte de två forskarna extrahera en tyngre gas med fraktionerad destillation ur flytande krypton. Ramsay föreslog namnet xenon för gasen utifrån det grekiska ordet ξένον [xenon], neutrum-singular-formen av ξένος [xenos], vilket betyder främmande, annorlunda, eller gäst. 1902 uppskattade Ramsay proportionen xenon i jordens atmosfär till en på 20 miljoner.

Under 1930-talet började ingenjören Harold Edgerton att undersöka stroboskoptekniken för höghastighetsfotografier. Detta fick honom att uppfinna xenonblixtlampan. I xenonblixtlampan alstras ljus genom att man sänder en hastig elektrisk ström genom ett glasrör fyllt med xenongas. 1934 kunde Edgerton generera korta blixtar (cirka en mikrosekund) med hjälp av metoden.

Albert R. Behnke Jr. började 1939 utforska orsakerna till ”berusningen” hos djuphavsdykarna i den amerikanska flottan. Han undersökte effekterna av olika inandningsblandningar på sina testpersoner, och upptäckte att detta ledde till att dykarna kände av en förändring av djupet de befann sig på, trots att de i själv verket befann sig på samma djup som tidigare. Från dessa resultat drog han slutsatsen att xenongas kunde tjäna som ett generellt anestetikum. Trots att Lazharev, i Ryssland, ska ha studerat xenonanestetikum redan 1941 publicerades inte den första vetenskapliga rapporten om xenons anestetiska effekt förrän 1946, och då av J.H. Lawrence, som hade utfört experiment på möss. 1951 användes xenon för första gången som ett kirurgiskt anestetikum av Stuart C. Cullen, som framgångsrikt opererade två patienter med denna bedövningsmetod.

1960 upptäckte den amerikanska fysikern John Reynolds att vissa meteoriter innehöll en isotopisk avvikelse i form av ett överflöd av xenon-129. Han kom fram till att detta var en sönderfallsprodukt av radioaktiva jod-129. Eftersom halveringstiden för 129I är 16 miljoner år påvisade detta att meteoriterna hade bildats under solsystemets tidiga historia, eftersom 129I-isotopen troligtvis blev till innan solsystemet antagit sin form.

Man trodde under lång tid att xenon och andra ädelgaser inte kunde bilda några som helst former av kemiska föreningar. Men under den tid då Neil Bartlett undervisade på University of British Columbia upptäckte han att gasen platinahexafluorid (PtF6), som är ett kraftigt oxiderande ämne, kunde oxidera syrgas (O2) till att bilda dioxygenylhexafluorplatinat (O2+[PtF6]). Eftersom O2 och xenon har näst intill samma första jonisationspotential insåg Bartlett att platinahexafluorid kanske även kan oxidera xenon. Den 23 mars 1962 blandade han de två gaserna och producerade den första kända ädelgasföreningen, xenonhexafluorplatinat. Bartell trodde att föreningens sammansättning var Xe+[PtF6], även om senare studier har påvisat att det förmodligen rörde sig om en blandning innehållande flera xenonsalter. Sedan dess har många andra xenonföreningar upptäckts, och vissa föreningar av ädelgaserna argon, krypton och radon har även identifierats, däribland argonfluorhydrid (HArF), kryptondifluorid (KrF2), och radonfluorid.

Förekomst

Xenon är en spårgas i jordens atmosfär, och förekommer i cirka 0,087±0,001 miljontedelar (ppm eller μL/L). Den återfinns även bland de gaser som avges från naturliga vattenkällor. Vissa radioaktiva varianter av xenon, exempelvis 133Xe och 135Xe, bildas genom neutronbestrålning av klyvbart material i kärnreaktorer.

Kommersiellt framställs xenon som en biprodukt till separationen av luft till syrgas och kvävgas. Efter separationen, som vanligen utförs genom fraktionsdestillation i en dubbelkolonnsanläggning, kommer det flytande syret som producerats att innehålla en liten mängd krypton och xenon. Genom ytterligare steg i fraktionsdestillationen kan det flytande syret anrikas så att det innehåller 0,1–0,2 % krypton-/xenonblandning, vilket utvinns antingen genom adsorption till kiselsyragel eller genom destillation. Slutligen kan krypton-/xenonblandningen separeras till krypton och xenon genom destillation. Extraktionen av en liter xenon från atmosfären kräver cirka 220 wattimmar energi. Världsproduktionen av xenon 1998 uppskattdes till mellan 5 000 och 7 000 m3. På grund av den låga tillgången till xenon så är gasen betydligt dyrare än de lättare ädelgaserna – det uppskattade priset på köp av mindre kvantiteter xenon i Europa 1999 låg på 10 €/L för xenon, 1 €/L för krypton, och 0,20 €/L för neon.

Xenon är relativt ovanlig i solens atmosfär, på jorden, och i asteroider och kometer. Mars atmosfär påvisar ungefär samma halt xenon som jordens: 0,08 ppm. Emellertid påvisar mars en högre halt 129Xe än på jorden och solen. Eftersom den här isotopen blir till genom radioaktivt sönderfall, indikerar mätresultaten att mars förlorade större delen av sin ursprungliga atmosfär, förmodligen inom de första 100 miljoner åren efter att planeten blev till. Som kontrast har planeten Jupiter en ovanligt hög halt xenon i sin atmosfär, cirka 2,6 gånger så mycket som på solen. Man har ännu inte funnit någon förklaring till de höga halterna, men det kan ha berott på en tidig och snabb uppbyggnad av planetesimaler – små, subplanetära himlakroppar – innan solnebulosan började hettas upp. (Annars hade inte xenon ha kunnat fångats upp i planetesimalernas isar). Inom solsystemet är mängden xenon (i alla dess isotoper) 1,56 × 10−8, eller en på 64 miljoner av den totala massan. Problemet med den låga halten jordnära xenon kan delvis besvaras med xenons kovalenta bindningar till syret i kvarts, vilket reducerar mängden xenon i atmosfären.

Till skillnad mot de lättare ädelgaserna bildas inte xenon vid stellär kärnsyntes i stjärnor. Grundämnen tyngre än järn-56 har en nettoenergikostnad för att produceras genom fusion, så en stjärna tjänar ingen energi på att skapa xenon. Istället bildas många xenonisotoper genom supernovaexplosioner.

Kännetecken

Ett elektronskalsdiagram över xenon. Notera de åtta elektronerna i det yttersta skalet.

Xenon är definierat som en atom med 54 protoner i kärnan. Vid standardtryck och -temperatur har ren xenongas en densitet på 5,761 kg/m3, cirka 4,5 gånger högre än ytdensiteten i jordens atmosfär, 1,217 kg/m3. Som vätska har xenon en densitet på upp till 3,1 g/mL, med den högsta densiteten vid trippelpunkten. Under samma förhållanden är fast xenons densitet, 3,640 g/cm3, högre än genomsnittsdensiteten för granit, 2,75 g/cm3. Under tryck på cirka en gigapascal har man lyckats tvinga in xenon i en metallisk fas.

Xenon tillhör den grupp grundämnen som saknar valenselektroner, de så kallade ädelgaserna. Den reagerar ogärna i de flesta kemiska reaktioner (som exempelvis förbränning) eftersom det yttre elektronskalet redan innehåller åtta elektroner. Detta skapar en stabil lågenergikonfiguration i vilken de yttre elektronerna är starkt sammanbundna. Gasen kan dock oxideras med hjälp av kraftigt oxiderande ämnen, och många xenonföreningar har framställt genom denna typ av reaktion.

I ett avlastningsrör avger xenon ett blått eller lavendelfärgat sken då gasen exciteras genom elektrisk urladdning. Xenon avger även ett band av spektrallinjer som spänner sig över det synliga spektrumet, men det mest intensiva linjerna framkommer i det blå spektrumet, vilket ger färgen.

Isotoper

Naturligt förekommande xenon består nio stabila isotoper. Isotoperna 124Xe, 134Xe och 136Xe antas genomgå dubbelt betasönderfall, men detta har aldrig observerats så de anses vara stabila. Förutom dessa stabila former finns det över 40 instabila isotoper som har studerats. 129Xe bildas under betasönderfall av 129I, som har en halveringstid på 16 miljoner år, medan 131mXe, 133Xe, 133mXe, och 135Xe är produkter av fission av både 235U och 239Pu, och därför används de som indikatorer vid atomexplosioner. De olika xenonisotoperna blir till genom supernovaexplosioner, röda jättar som har förverkat vätet i sina kärnor och gått in i den asymptotiska jättegrenen, klassiska novaexplosioner och det radioaktiva sönderfallet av grundämnen såsom jod, uran och plutonium.

Den artificiella isotopen 135Xe är av hög betydelse i driften av kärnkraftsreaktorer. 135Xe har avsevärt tvärsnitt för termiska neutroner, 2,6 ×106 barn, på så vis fungerar det som neutronabsorbent och kan därigenom sakta ner eller stoppa kedjereaktionen efter en viss period i driften. Detta upptäcktes i de tidigaste kärnkraftsreaktorerna som byggdes av det amerikanska Manhattanprojektet för plutoniumproduktion. Lyckligtvis hade konstruktörerna vidtagit åtgärder i utformningen för att öka reaktorns reaktivitet (antalet neutroner per fission som fortsätter dela atomer i kärnbränslet). 135Xe absorberande förmåga spelade en viktig roll i Tjernobylolyckan.

Under dåliga förhållanden kan relativt höga halter xenon observeras läcka ut från kärnkraftsreaktorer på grund av utsläppen av fissionsprodukter från spruckna bränslestavar, eller klyvning av uran i avkylningsvatten.

Eftersom xenon är ett spårämne för två föräldraisotoper så är dess halter i meteoriter ett viktigt verktyg för att studera solsystemets uppkomst och utveckling. Jod-xenon-metoden för radiometrisk datering ger den tid som förflutit mellan nukleosyntes och komprimeringen av ett fast objekt från solnebulosan. Xenons olika isotophalter som exempelvis 129Xe/130Xe och 136Xe/130Xe är även ett viktigt verktyg för att förstå jorddifferentiering och tidiga gasutsläpp. Överskotts-129Xe som hittats tillsammans med koldioxid i källgaser i New Mexico antas komma från sönderfall av gaser med sitt ursprung i jordmanteln strax efter jordens bildande.

Kemiska föreningar

Xenontetrafluorid.

Xenonhexafluorplatinat var den första kemiska föreningen med xenon, framställd 1962. Efter detta har ytterligare många föreningar med xenon upptäckts och framställts. Några exempel på sådana föreningar är xenondifluorid (XeF2), xenontetrafluorid (XeF4), xenonhexafluorid (XeF6), xenontetroxid (XeO4), och natriumperxenat (Na4XeO6). En högexplosiv förening, xenontrioxid (XeO3), har också skapats. De flesta av de över 80 xenonföreningar som man hittat så här långt innehåller elektronegativa fluor- eller syreatomer. När andra atomer binds (exempelvis väte eller kol) är de oftast en del av en molekyl som innehåller fluor eller syre. Vissa xenonföreningar är färgade, men de flesta är färglösa.

1995 tillkännagav ett forskarlag vid Helsingfors universitet i Finland (M. Räsänen et al.) att de lyckats framställa xenondihydrid (HXeH), och senare xenonhydridhydroxid (HXeOH), hydroxenonacetylen (HXeCCH), och en rad andra xenoninnehållande molekyler. Deutererade molekyler som HXeOD och DXeOH har även framställts.

XeF4-kristaller, 1962.

Precis som föreningar där xenon bildar kemiska bindningar så kan det även bildas klatratsubstanser där xenonatomer insluts i en annan förenings kristallstruktur. Ett exempel är xenonhydrat (Xe·5,75 H2O), där xenonatomer upptar hålrummen i vattenmolekyler. Den deutererade varianten av detta hydrat har även framställts. Sådana klatrathydrater kan förekomma naturligt vid förhållanden med högt tryck, som exempelvis i Vostoksjön under Antarktis istäcke. Klatratformation kan användas för att destillera mindre mängder xenon, argon och krypton. Xenon kan även bilda endohedrala fullerenföreningar, där en xenonatom fångas in i en fullerenmolekyl. Den xenonatom som fångats inuti fullurenet kan övervakas genom 129Xe-kärnmagnetisk resonansspektroskopi. Med hjälp av den här tekniken kan kemiska reaktioner på fullurenmolekyler analyseras tack vare känsligheten i det kemiska skiftet för xenonatomen till dess omgivning. Emellertid har xenonatomen även en elektrisk påverkan på reaktiviteten hos fulleren.

Användningsområden

Trots att xenon är ovanligt och relativt dyrt att framställa från jordens atmosfär, så har ämnet fortfarande ett antal användningsområden.

Gasurladdningslampor

Xenon i formade Geisslerrör.

Xenon används i ljusemitterande så kallade xenonblixtlampor, som används i fotoblixtar och stroboskoplampor; för att excitera det aktiva mediet i lasrar vilka sedan genererar koherent ljus; och, ibland, bactericidiska lampor. Den första halvledarlasern, uppfunnen 1960, pumpades av en xenonblixtlampa, och lasrar som använder sig av fusion genom tröghetsinneslutning pumpas även de med hjälp av xenonblixtlampor.

En kortbågslampa med xenon.

Fortlöpande, kortbågade, högtrycksxenonbåglampor har en vitbalans som nära överensstämmer med solljuset mitt på dagen, och de används därför i solsimulatorer. Kromaticiteten hos dessa lampor stämmer nästan överens med den hos ett upphettat svartkroppselement med en temperatur nära solens. Strax efter att dessa lampor introducerades under 1940-talet så började de ersätta kolbåglampor i filmprojektorer. De används i typiska 35 mm- och IMAX-filmprojektionssystem, självgående urladdningslampor i bilstrålkastare och andra specialiserade användningsområden. Dessa båglampor är en utmärkt källa för kortvågig ultraviolett strålning och de har intensiv utstrålning nära det infraröda, vilket används i vissa mörkerseendesystem.

De individuella cellerna i en plasmaskärm innehåller en blandning av xenon och neon som omvandlas till ett plasma med hjälp av elektroder. Samspelet mellan plasmat och elektroderna skapar ultravioletta fotoner, som sedan exciterar fosforbeläggningen på skärmens framsida.

Xenon används som ”initieringsgas” i högtrycksnatriumlampor. Det har den lägsta värmeledningsförmågan och den lägsta jonisationspotentialen av alla icke-radioaktiva ädelgaser. I egenskap av ädelgas så stör den inte de kemiska reaktionerna i lampan. Den låga värmeledningsförmågan minimerar värmeförluster i lampan när den övergått till driftstadiet, vilket gör att lampan har enklare att komma igång.

Lasrar

Under 1962 upptäckte en grupp forskare vid Bell Laboratories laserverkan hos xenon, och senare att lasereffekten förbättrades ytterligare genom att tillsätta helium till lasermediet. Den första excimerlasern använde en xenondimermolekyl (Xe2) som stimulerats av en elektronstråle för att producera stimulerad emission vid en ultraviolett våglängd på 176 nm. Xenonklorid och xenonfluorid har även de använts i excimerlasrar. Xenonkloridlasern har till exempel använts inom viss dermatologi.

Anestesi

Xenon har använts som ett generellt anestetikum, men det är dyrt. Trots detta så börjar anestesimaskiner som kan erbjuda xenon att komma ut på europeiska marknaden. Det har föreslagits två mekanismer för xenonanestesi. Den första innefattar hämmande av kalcium-ATPas-pumpen – den mekanism som cellerna använder för att föra bort kalcium (Ca2+) – i cellmembranet hos synapser. Detta sker på grund av en konformationsändring då xenonet binder till opolära områden inuti proteinet. Den andra mekanismen fokuserar på den ickespecifika växelverkan mellan anestetika och lipidmembranet.

Xenon har ett MAC-värde (minimum alveolar concentration) på 0,63, vilket innebär att xenon är 50 % mer kraftfull än N2O som ett anestetikum. Således kan det användas tillsammans med högre halter syrgas vilket minskar risken för hypoxi. Till skillnad mot lustgas (N2O) är xenon inte en växthusgas, vilket gör att den betraktas som ett miljövänligare val. På grund av det höga priset på xenon kommer det ekonomiska användandet att kräva ett slutet system så att gasen kan återanvändas genom att filtreras ordentligt mellan användningarna.

Nervskyddande

Xenon har hittat tillämpningar för att behandla hjärnskador, då det är en antagonist till N-metyl-d-aspartate receptorer (NMDA receptorer). Dessa receptorer förvärrar skador av syrebrist och xenon fungerar bättre som skydd för nerver än ketamin eller dikväveoxid (lustgas), som har oönskade bieffekter. Xenon lades till som ingrediens i ventilatorblandningen för en nyfödd bebis på St. Michael’s Hospital, Bristol, Storbritannien, vars livschanser annars var äventyrade, och var framgångsrik, som ledde till tillstånd för klinisk prövning för liknande fall. Behandlingen görs samtidigt med att kroppen kyls (hypotermi) till en kroppstemperatur på 33.5 °C.

Dopingmedel

Inhalering av xenongas stimulerar kroppens egen produktion i njurarna av hormonet erytropoetin (Epo), som har en funktion vid regleringen av erytrocytproduktionen. Konstgjord tillförsel av Epo är en av de mest effektiva dopningsformerna och förbjuden enligt World Anti-Doping Agencys gällande regelverk, men i dag finns inga tester som kan bevisa fusk utfört med stimulering genom xenongas. Det har gjorts djurförsök med xenon och under loppet av ett dygn ökade Epo-produktionen med en faktor på 1,6.

Övrigt

Inom vissa användningsområden av atomenergi används xenon bland annat i bubbelkammare, sonder, och i andra områden där hög formelmassa och lågreagent miljö eftersträvas.

En prototyp av en xenonjonmotor som testas vid NASA:s Jet Propulsion Laboratory.

Flytande xenon används som ett sätt att upptäcka hypotetiska svagt interagerande tunga partiklar, eller ”WIMPs”. Då en WIMP kolliderar med en xenonkärna borde den, rent hypotetiskt, tappa en elektron och bilda en primär scintillation. Med hjälp av xenon kan det här energiutbrottet sedan lätt urskiljas från liknande fall som orsakats av andra partiklar som exempelvis kosmisk strålning. Emellertid så har XENON-experimentet vid Laboratori Nazionali del Gran Sasso i Italien ännu inte lyckats att hitta några bekräftade WIMP:s.

Xenon är det föredragna bränslet för jonmotorer på rymdfarkoster på grund av sin låga jonisationspotential per massenhet, möjligheten att kunna förvara ämnet i flytande form nära rumstemperatur (men under högt tryck) samtidigt som det enkelt omvandlas tillbaka till en gas som kan driva motorn. Eftersom xenon ogärna reagerar så är det vänligt mot omgivningen och mindre tärande på jonmotorn än andra bränslen som exempelvis kvicksilver eller cesium. Xenon användes först i satellitjonmotorer under 1970-talet. Det kom senare att användas som ett drivmedel för Europas SMART-1-rymdfarkost. och för de tre jonmotorerna i Nasas Dawn-rymdsond.

Kemiskt sett används perxenatföreningar som oxidationsmedel inom analytisk kemi. Xenondifluorid används som ett etsningsmedel för kisel, och då särskilt inom produktionen av mikroelektromekaniska system (MEMS). Anticancermedicinen 5-fluorouracil kan framställas genom att låta xenondifluorid reagera med uracil. Xenon används även inom proteinkristallografi. Applicerad till en proteinkristall under tryck mellan 0,5 och 5 MPa (5 till 50 atm) binder xenonatomer i framförallt proteinernas hydrofoba håligheter, vilket ofta skapar ett isomorft tungatomsderivat av hög kvalitet som kan användas för att lösa fasproblem.

Säkerhetsåtgärder

Xenon kan förvaras säkert i vanliga förseglade glas- eller metallbehållare vid standardtryck och -temperatur. Emellertid så löser det sig gärna i många plaster och gummi, och kommer därför gradvis att försvinna ur behållare som förslutits med sådana material. Xenon är ogiftig, även om det löser sig i blod och tillhör en liten grupp av ämnen som kan penetrera blod-hjärnbarriären vilket leder till mild eller fullständig kirurgisk bedövning då den inhaleras tillsammans med höga koncentrationer syrgas (se underrubriken anestesi ovan). Många xenonföreningar är explosiva och giftiga på grund av sina starkt oxiderande egenskaper.

Ljudets hastighet i xenon är cirka 169 m/s, det vill säga avsevärt lägre än i luft. (på grund av den lägre medelhastigheten hos de tunga xenonatomerna jämfört med de betydligt lättare kväve- och syremolekylerna), så xenon sänker därmed resonansfrekvensen hos stämbanden då gasen inhaleras. Detta skapar en karaktäristisk lägre röst, till skillnad mot den högre röst man får om man andas in helium. Likt helium så tillgodoser inte xenon kroppens behov av syre och kan därför lätt leda till kvävning; på grund av detta tillåter många universitet inte längre det här tricket som en allmän kemisk demonstration. Eftersom xenon är dyrt så används gasen svavelhexafluorid, som har ungefär samma formelmassa (146 mot 131), vanligtvis för den här typen av demonstrationer, även om också den här gasen kan kväva.

Det är möjligt att på ett säkert sätt andas in tunga gaser som xenon eller svavelhexafluorid när de är utblandade med 20 % syre (även om xenon i den här koncentration visserligen skulle leda till medvetslöshet på grund av sin egenskap som ett generellt anestetikum). Lungorna blandar gaserna väldigt effektivt och snabbt, så att de tunga gaserna rensas bort med syret så att det inte ansamlas i botten av lungorna. Det finns å andra sidan en fara som förknippas med alla tunga gaser i större mängder: Om en person kommer in i en behållare som innehåller stora mängder av en tung gas så kan han eller hon omedvetet andas in den osynliga, luktfria gasen utan att vara medveten om det. Xenon används sällan i tillräckligt stora mängder för att detta ska bli ett problem, men den potentiella faran finns varje gång som en tank eller behållare med xenon fraktas eller lagras på en oventilerad plats.

H-fraserH280
P-fraser
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

55. Cesium (Cs)

54. Xenon (Xe) <— 55. Cesium (Cs) —> 56. Barium (Ba)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Cesium
https://en.wikipedia.org/wiki/Caesium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 132,90545 u
Utseende: Metalliskt ljusgul

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1.93 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 1.843 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 301,59 K (28 °C)
Kokpunkt: 944 K (678 °C)
Kritisk punkt: 1938 K, 9.4 MPa
Smältvärme: 2,092 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 67,74 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 32.210 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 260 (298) pm
Kovalent radie: 225 pm
van der Waalsradie: 343 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Xe] 6s1
e per skal: 2,8,18,18,8,1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1
Oxider (basicitet): Cs2O (stark bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,79
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Värmeledningsförmåga: 97 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Elektrisk konduktivitet: 4,89·106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 205 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Youngs modul: 1.7 GPa
Bulks modul: 1.6 GPa
Mohs hårdhet: 0,2
Brinells hårdhet: 0.14 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-46-2

Historia

Namnursprung: from Latin caesius, sky blue, for its spectral colours
Upptäckt: Robert Bunsen and Gustav Kirchhoff (1860)
Första isolation: Carl Setterberg (1882)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
133Cs100%Stabil
134Cs{syn}2.0648 yε
β
134Xe
134Ba
135CsSpår2.3×106 yβ135Ba
137Cs{syn}30.17 yβ137Ba

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


Cesium

Cesium (IUPAC: Caesium) är ett mycket reaktivt grundämne med kemiskt tecken Cs och atomnummer 55. Det tillhör gruppen alkalimetaller.

Historia

Cesium upptäcktes 1860 med hjälp av spektralanalys av de båda tyska kemisterna Gustav Kirchhoff och Robert Bunsen. Ämnet fick namn av latinets caesius, himmelsblå. Namnet syfter på de karakteristiska linjerna i spektrumet. Metalliskt cesium framställdes av Carl Setterberg år 1882.

Egenskaper

Cesium är självantändligt i luft och reagerar mycket kraftigt med vatten. Den radioaktiva isotopen Cs-137 är en del av restprodukterna från kärnkraftverkens reaktorer.

Om cesium antänds i luft brinner den med en klar blå låga. Om cesium får kontakt med vatten sker emellertid en explosiv reaktion: 2Cs+2H2O →2CsOH+H2

varvid vätet reagerar med luftens syre och i sin tur blir till vatten i en kraftigt exoterm reaktion.

Förekomst och framställning

Cesium förekommer i jordskorpan med ca 1 ppm. Några cesiumhaltiga mineral är pollucit och rhodizit. Den stabila isotopen Cs-133 är den vanligast naturliga förekommande. Cesium kan framställas genom reduktion av cesiumklorid med kalcium under reducerat tryck vid ca 750 °C.

Användning

Den största användningen av cesium är i form av cesiumformiat, vilket används i borroljor inom oljeindustrin. Cesium används också som ljuskänslig beläggning i fotoceller, och cesiumföreningar ingår i vissa specialglas.

Cesiumbromid och cesiumjodid används i scintillationsdetektorer för mätning av radioaktiva sönderfall. Cesium används även i atomur, så kallade cesiumur, vilka använder resonansfrekvensen hos 133Cs som referenspunkt. Radioisotopen 137Cs har mycket liten praktisk användning.

Atomur

Cesiumbaserade atomklockor använder elektromagnetiska övergångar i cesium-133 atomers hyperfinstruktur som referenspunkt.

Den första cesiumklockan konstruerads av Louis Essen år 1955 vid National Physical Laboratory i Storbritannien. Cesiumklockor uppges i dag vara det av människan mest exakta förverkligandet av en enhet som någonsin uppnåtts.

Cesiumklockor reglerar tiden för mobiltelefoni och internet.

H-fraserH260, H314
P-fraserP223, P231+P232, P260, P264, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353
P335+P334, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P363, P370+P378, P402+P404,
P405, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

53. Jod (I)

52. Tellur (Te) <— 53. Jod (I) —> 54. Xenon (Xe)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Jod
https://en.wikipedia.org/wiki/Iodine

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 126,90447 u
Utseende: Mörkviolett glänsande

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 4.933 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 386,85 K (114 °C)
Kokpunkt: 457,4 K (184 °C)
Trippelpunkt: 386.65 K, ​12.1 kPa
Kritisk punkt: 819 K, 11.7 MPa
Molvolym: 25,72 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: (I2) 15,52 kJ/mol
Ångbildningsvärme: (I2) 41,57 kJ/mol
Molär värmekapacitet: (I2) 54,44 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 140 (115) pm
Kovalent radie: 133 pm
van der Waalsradie: 198 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d10 5s2 5p5
e per skal: 2, 8, 18, 18, 7

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1, +3, +4, +5, +6, +7
Oxider (basicitet): (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,66

Diverse

Kristallstruktur: ortorombisk
Värmeledningsförmåga: 0.449 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 8,0×10-8 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 1.3×107 Ω⋅m (at 0 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −88.7×10−6 cm3/mol (298 K)
Bulks modul: 7.7 GPa

Identifikation

CAS-nummer: 7553-56-2

Historia

Upptäckt och första isolation: Bernard Courtois (1811)

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
123I{syn}13 hε
γ
123Te
124I{syn}4.176 dε124Te
125I{syn}59.40 dε125Te
127I100%Stabil
129ISpår1.57×107 yβ129Xe
131I{syn}8.02070 dβ
γ
131Xe
135I{syn}6.57 hβ135Xe

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


Jod

Jod är ett icke-metalliskt grundämne som tillhör gruppen halogener. Jod är dock det näst minst reaktiva (efter Astat) grundämnet i denna grupp.

Historia

Jod upptäcktes av Bernard Courtois år 1811 i tångaska, som användes för utvinning av natriumkarbonat. Joseph Louis Gay-Lussac, som fick ta del av provet, konstaterade att det troligen var fråga om ett nytt grundämne och kallade det iode (grek. iodes, violfärgad). Ampère gav i november 1813 ett prov av ämnet till Humphry Davy, som fastslog att det var ett grundämne liknande klor och framställde en rad jodföreningar, t. ex. kaliumjodat och fosfoniumjodid, och föreslog namnet iodine. Både Gay-Lussac och Davy publicerade sina resultat 1814, och en strid bröt ut om vem som hade upptäckt jod först.

Egenskaper

Jod bildar stålgrå, glänsande tunga kristaller uppbyggda av I2-molekyler. De smälter vid 114 °C och kokar vid 184 °C. Men redan vid lindrig upphettning (under smältpunkten) sublimerar joden märkbart och bildar en violett ånga. Vid ca 1 000 °C bildas fria jodatomer. Jod löser sig något, 0,029 g, i 100 ml rent vatten men bättre, cirka 20 g, i 100 ml alkohol, båda med gulbrun färg. I icke-polära lösningsmedel blir lösningen violett. Jod bildar med stärkelse ett blått komplex. Denna reaktion kan användas för analytiska ändamål.

Jod reagerar med koncentrerad ammoniak varvid kvävetrijodid bildas, ett svartbrunt, kristallint, mycket stötkänsligt ämne. Vid minsta mekaniska påverkan exploderar kvävetrijodidkristaller under bildandet av kvävgas och gasformigt jod.

Medicinska effekter

Alkaliejodider till exempel KI, är antiseptiska och så kallad jodlösning (en brun vätska) finns på apotek för tvättbehandling av sår.

Jod når kroppen i formen Na+/I-. Jodiden katalyseras av tyreoperoxidas till jod i sköldkörteln. Jod är nödvändigt för syntes av sköldkörtelhormonerna, som bland annat reglerar ämnesomsättningen i kroppen. För lågt dagligt intag av jod kan orsaka symptom som struma. I Sverige är risken för jodbrist ganska liten. Hos barn kan brist medföra hämmad tillväxt och hämmad mental utveckling, kretinism.

För stort intag av jod kan ge Jod-Basedows sjukdom eller Wolff-Chaikoffs sjukdom, vilka kan misstas för giftstruma respektive hypotyreos. Hypotyroida tillstånd kan uppstå av jodbrist.

Rekommenderat dagligt intag är för barn 50–120 μg samt för vuxna män och kvinnor 150 μg (gravida/ammande 175/200 μg). Se vidare RDI-tabell. De största jod-källorna i maten är fisk, skaldjur, ägg, mejeriprodukter och jodberikat salt. Även alger är en rik jodkälla.

131I är en klyvningsprodukt i kärnreaktorer. Isotopen har en halveringstid på 8 dagar. Vid Tjernobylolyckan och vid haveriet i Fukushima I delade myndigheterna ut tabletter med stabilt jod för att förhindra att den radioaktiva isotopen skulle upptas i sköldkörteln. Genom att ta jodtabletter ser man till att sköldkörteln är mättad med jod och inte kan ta upp mer. I sjukvården kallas 131I för radiojod och används för strålbehandling av giftstruma.

Förekomst och framställning

Jod förekommer i havsvatten (0,05 ppm) och i berggrunden (0,5 ppm). Det utvinns i ren form genom oxidation av jodidlösningar med klor och renas genom sublimering.

Användning

Jod används vid tillverkning av organiska jodföreningar, och används som desinfektionsmedel. Kaliumjodid används som tillsats till salt för att motverka struma, och silverjodid används i svartvit fotografisk film. Vidare har jod och dess föreningar stor användning inom organisk syntes.

Jod används även i halogenlampor där det reagerar med volfram vid lindrig upphettning och under bildning av en flyktig jodid löser upp den volframmetall som avdunstar från glödtråden och avsätts på lampglaset. Volframjodiden sönderdelas vid hög temperatur och avsätter åter volfram på den heta glödtråden, vilket gör att lampans livslängd förlängs avsevärt.

H-fraserH302+H312+H332, H315, H319, H335, H372, H400
P-fraserP273, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

51. Antimon (Sb)

50. Tenn (Sn) <— 51. Antimon (Sb) —> 52. Tellur (Te)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Antimon
https://en.wikipedia.org/wiki/Antimony

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 121,76 u
Utseende: Silverglänsande grå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.697 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 6.53 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 903,78 K (631 °C)
Kokpunkt: 1 908 K (1 635 °C)
Molvolym: 18,19 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 19,87 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 77,17 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25.23 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 145 (133) pm
Kovalent radie: 138 pm
van der Waalsradie: 206 pm

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): (svagt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,05
Elektronegativitet (Allenskalan):

Diverse

Kristallstruktur: romboedrisk
Ljudhastighet: 3420 m/s
Termisk expansion: 11 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 24.4 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 2,88×106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 417 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −99.0×10−6 cm3/mol
Youngs modul: 55 GPa
Skjuvmodul: 20 GPa
Bulks modul: 42 GPa
Mohs hårdhet: 3
Brinells hårdhet: 294–384 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-36-0

Historia

Namnursprung: ”Sb”: från Latin stibium ’stibnite’
Upptäckt: Arabiska alkemister runt 815 e.Kr

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
121Sb57.21%Stabil
123Sb42.79%Stabil
125Sb{syn}2.7582 yβ125Te

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


Antimon

Antimon är ett halvmetalliskt grundämne. Antimon används bland annat i mascara och batterier, samt som legeringsämne i typmetall, där det ökar hårdheten.

Historia

Spetsglans, en form av antimonsulfid, användes som ögonsmink redan under antiken och kallades av romarna för stibium (därav kemiskt tecken Sb). Ordet antimon användes senare och härstammar från det franska ordet för ”Munkdödare” eftersom munkar använde det för att studera alkemi, ovetande om hur giftigt det var för människor. Rent antimon framställdes tidigt, men ända in på medeltiden ansågs det vara bly.

Egenskaper

Antimon är en utomordentligt spröd metall som i rent tillstånd lätt kristalliserar i stora romboedrar. Som halvmetall har antimon fyra allotroper.

I kemiskt avseende liknar antimon metalloiderna inom kvävegruppen, men räknas normalt på grund av sina mekaniska egenskaper till metallerna. Vid normal temperatur påverkas antimon ej av luften, men vid glödgning oxideras den snabbt till oxid, som bildar en tjock, vit rök.

Förekomst och framställning

Antimon förekommer knappast gediget i naturen utan i förening med svavel som antimonglans (antimonit eller stibnit), vilket är den viktigaste malmen med en halt av antimon av 71,7 % i rent tillstånd. De främsta förekomsterna finns i Kina, Mexiko, Bolivia, Algeriet, Frankrike och Italien.

Antimon framställs huvudsakligen ur spetsglans genom rostning av denna vid omkring 350 °C varvid antimonoxid uppstår och avdestilleras. Oxiderna smälts reducerande under tillsättning av soda eller koksalt för att erhålla en lättsmält slagg. Rikare malmer reduceras direkt i en degelugn tillsammans med järnskrot varvid det till antimon bundna svavlet förenar sig med järnet. Råantimonet raffineras från föroreningar genom olika smältmetoder så att den marknadsmässigt rena antimonmetallen med en renhetsgrad på 99,7 % erhålles.

Användning

Antimon används som tillsats i bly-, koppar-, tenn- och zinklegeringar för att öka hårdheten. Antimonoxiderna används som färgämnen inom glas och keramikindustrin, och antimon(III)sulfid används inom pyrotekniken.

H-fraserH351, H373
P-fraserP202, P260, P280, P308+P313, P314, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

52. Tellur (Te)

51. Antimon (Sb) <— 52. Tellur (Te) —> 53. Jod (I)

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 127,6 u
Utseende: Silverblänkande grå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.24 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 5.70 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 722,66 K (450 °C)
Kokpunkt: 1 261 K (990 °C)
Molvolym: 20,46 × 10-6 m3/mol
Smältvärme: 17,49 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 52,55 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25.73 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 140 (123) pm
Kovalent radie: 135 pm
van der Waalsradie: 206 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d10 5s2 5p4
e per skal: 2, 8, 18, 18, 6

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6
Oxider (basicitet): (mild syra)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,1
Elektronegativitet (Allenskalan):
Normalpotential:

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 2610 m/s (at 20 °C)
Termisk expansion: 18 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 1.97–3.38 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 200 A/(V × m)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −39.5×10−6 cm3/mol (298 K)
Youngs modul: 43 GPa
Skjuvmodul: 16 GPa
Bulks modul: 65 GPa
Mohs hårdhet: 2,25
Brinells hårdhet: 180–270 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 13494-80-9

Historia

Namnursprung: after Roman Tellus, deity of the Earth
Upptäckt: Franz-Joseph Müller von Reichenstein (1782)
Första isolation: Martin Heinrich Klaproth

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
120Te0.09%Stabil
121Te{syn}16.78 dε121Sb
122Te2.55%Stabil
123Te0.89%Stabil
124Te4.74%Stabil
125Te7.07%Stabil
126Te18.84%Stabil
127Te{syn}9.35 hβ127I
128Te31.74%2.2×1024 yββ128Xe
129Te{syn}69.6 minβ129I
130Te34.08%7.9×1020 yββ130Xe

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


Tellur

Tellur är ett halvmetalliskt grundämne som tillhör kalkogenerna. Tellur har kemiskt tecken Te och atomnumret 52.

Historia

Tellur upptäcktes i Transsylvanien (i dag en del av Rumänien) 1782 av Franz-Joseph Müller von Reichenstein i ett mineral som innehöll både guld och tellur. Ren tellur framställdes först av Martin Heinrich Klaproth som namngav det nya ämnet 1798 efter det latinska ordet för ”jord”, tellus.

Egenskaper

Tellur är en glänsande, silvervit och spröd kristallin halvmetall. Den är olöslig i vatten och organiska lösningsmedel som bensen och koldisulfid. Tellurföreningar är i allmänhet giftiga och saknar naturlig biologisk roll.

Kemiskt påminner tellur mycket om svavel och selen men har mera utpräglad metallkaraktär.

Förekomst och framställning

Naturligt förekommer tellur i jordskorpan med ca 0,002 g/ton, i såväl gedigen form som i tellurider i guldmineral.

Metallen framställs främst ur anodslam, en biprodukt vid raffinering av koppar. Tellur kan också framställas genom att lösa tellurdioxid i natriumhydroxidlösning följt av elektrolys.
Världens årliga tellurproduktion uppskattas till 215 ton (2015).

Produktion i Sverige

Sveriges tellurproduktion år 2016 var 33 ton. Metallen bryts tillsammans med guld i Kankberg i Skellefteå kommun.

Användning

År 2016 gick 40 % av världens tellurkonsumtion till produktion av solceller bestående av halvledaren kadmiumtellurid (CdTe). Tellur används även som legeringstillsats till stål, koppar och bly. Ämnet ingår i lagringslagret i CD-RW- och DVD-RW-skivor. Det kan även användas vid färgning av porslin och som vulkaniseringsmedel för gummi.

Marknad

Från år 2012 till 2016 sjönk priset från 150 till 34 dollar/kilogram.

H-fraserH317, H332, H360, H412
P-fraserP201, P202, P261, P271, P272, P273, P280, P302 + P352, P304 + P340 + P312,
P308 + P313, P333 + P313, P363, P405, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/