Richard Handl

39. Yttrium (Y) <— 40. Zirkonium (Zr) —> 41. Niob (Nb)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Molybden
https://en.wikipedia.org/wiki/Molybdenum

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 91,224 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 6.52 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 5.8 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 2 128 K (1 855 °C)
Kokpunkt: 4 682 K (4409 °C)
Trippelpunkt:
Kritisk punkt:
Molvolym: 14,02 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 16,9 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 58,2 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 25.36 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 155 (206) pm
Kovalent radie: 148 pm
van der Waalsradie:
Elektronaffinitet:
Arbetsfunktion:

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d² 5s²
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 10, 2

Kemiska egenskaper

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

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 3 800 m/s
Värmeledningsförmåga: 5.7 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Elektrisk konduktivitet: 2,36 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 421 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Youngs modul: 88 GPa
Skjuvmodul: 33 GPa
Bulks modul: 91.1 GPa
Poissons konstant: 0.34
Mohs hårdhet: 5
Vickers hårdhet: 820–1800 MPa
Brinells hårdhet: 638–1880 MPa

Identifikation

CAS-nummer:
EG-nummer:
Pubchem:
RTECS-nummer:

Historia

Namnursprung: Efter zircon, zargun زرگون vilket menas ”guld-färgad”.
Upptäckt: Martin Heinrich Klaproth (1789)
Första isolation: Jöns Jakob Berzelius (1824)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderrfall	Sönderfallsprodukt
88Zr	{syn}	83.4 d	ε γ	88Y
89Zr	{syn}	78.4 h	ε β+ γ	89Y 89Y
90Zr	51.45%	Stabil
91Zr	11.22%	Stabil
92Zr	17.15%	Stabil
93Zr	Spår	1.53×106 y	β−	93Nb
94Zr	17.38%	Stabil
96Zr	2.80%	2.0×1019 y	β−β−	96Mo

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

---

Zirkonium

Zirkonium är ett grå-vitt metalliskt grundämne som kemiskt liknar titan.

Egenskaper

Zirkonium har god motståndskraft mot korrosion och låg benägenhet att absorbera neutroner (har liten träffyta).

Zirkonium är mycket reaktivt, och förenar sig lätt med syre, kväve och kol. Även små mängder förorening med dessa ämnen har stor inverkan. Generellt ökar hårdheten så mycket att resulterande metall motstår fortsatt bearbetning. Avsiktlig tillsats av små mängder aluminium, krom, molybden, nickel, niob, titan eller volfram kan öka den mekaniska hållfastheten och användbarheten avsevärt

Atomen har en omvandlingspunkt vid 863 °C. Under denna temperatur legerar sig zirkonium inte spontant med andra metaller. (Jämför guld i kontakt med kvicksilver.)

Vid temperaturer över ca 1 000 °C reagerar zirkonium snabbt och exotermt med vatten under bildning av vätgas och zirkoniumoxid.

I luft får zirkonium snabbt ett tunt överdrag av zirkoniumdioxid, ZrO₂ och zirkoniuminitrid, ZrN. Överdraget är mycket hårt och tätt och hindrar fortsatt påverkan. Så skyddat motstår zirkonium kall utspädd salpetersyra, kall utspädd svavelsyra och t o m varm utspädd klorvätesyra. Även mot starka baser är motståndskraften god, t.ex. mot natriumhydroxid, NaOH. Motståndskraften mot kokande vatten och överhettad vattenånga, som är mycket aggressivt, är bättre än vad s.k. rostfritt stål har.

Zirkoniumpulver är självantändande i närvaro av syre.

En nackdel är att zirkonium är dyrt. 1956 kostade zirkoniumsvamp cirka 114 kr/kg. 1956 uppskattades detta öka priset till omkring 230 kr/kg. Det innebär i prisnivån i mitten på 2020-talet flera tusen kr/kg. Den kostar till och med ännu mer efter behandlingen för att metallen ska kunna vara användbar.

Historia

Zirkoniumdioxid framställdes 1789 ur mineralet zirkon av den tyska kemisten Martin Heinrich Klaproth. Metalliskt zirkonium isolerades av Jöns Jacob Berzelius 1824. Namnet kommer av zirkon, vars namn i sin tur kommer av Persiskan (زرگون)zargun, guldfärgad.

Användning

• Den goda motståndskraften mot korrosion samt låga benägenheten att absorbera neutroner gör att zirkoniumlegeringar är ett vanligt kapslingsmaterial för uranbränsle i kärnreaktorer. Det låga absorptionstvärsnittet om 0,18 barn förbättrar neutronekonomin i klyvningsprocessen samt minskar benägenheten för materialet att försämras av neutronbestrålning. Normalt samexisterar zirkonium och hafnium, men till skillnad från zirkonium är hafnium en mycket bra neutronabsorbator (absorptionstvärsnitt 120 barn), varför det ur denna synpunkt är viktigt att kunna separera de två ämnena. För att zirkonium ska kunna användas i kärnreaktorer måste hafniumhalten vara mindre än 100 ppm. Zirkoniums benägenhet att reagera med vatten vid höga temperaturer är väl känd och en försvårande omständighet vid olycksförlopp med överhettat kärnbränsle.
• Zirkonium används i vissa proteser och implantat eftersom det inte är giftigt.
• Zirkoniumdioxid (ZrO₂) används i kemiska laboratorier till mortlar och i metallurgiugnar. Eftersom den är mekaniskt starkt och flexibelt, kan pulvret sintras till keramiska knivar.

Förekomst

Zirkonium är ganska vanligt i jordskorpan (det tjugonde vanligaste) och återfinns speciellt i Ryssland och Sydafrika. Zirkon (zirkoniumsilikat, ZrSiO₄) är det vanligast naturligt förekommande zirkoniummineralet. Det finns som vittringsrest i strandsand. Brytvärda mängder finns huvudsakligen i Australien, men även i någon mån i Indien. Baddelyit, även kallat zirconia innehåller 90–93 % zirkoniumdioxid, ZrO₂ och utvinnes mest i Brasilien. Zirkit är ett blandmineral, som innehåller 73 – 85 % zirkon samt baddeleyit. Zirkonium förekommer ofta tillsammans med hafnium, uran och torium.

Framställning

När Jöns Jacob Berzelius första gången framställde zirkonium var det ur kaliumfluorzirkonat (K₂ZrF₆) som reducerades med kalium.

Nu för tiden framställer man zirkonium genom att reducera zirkoniumklorid (ZrCl₄) med magnesium (krollprocessen). ZrCl₄ + 2Mg → 2MgCl₂ + Zr

Zirkonium kan även framställas genom reduktion av zirkoniumoxid med magnesium eller kalcium. ZrO₂ + 2Ca → 2CaO + Zr

Exempel på industriell framställning

• Grävmaskin lastar zirkonsand på lastbil, som transporterar sanden till anrikning på skakbord. Järn m m tas bort med magnetiska och elektrostatiska separatorer. Innehållet av 2 % hafnium fångas inte av fysiska metoder, utan måste tas bort på kemisk väg.
• Ett koncentrat av 65 % ZrO₂ upphettas i en ljusbågsugn med förbrukningsbara kolelektroder, varvid zirkoniumkarbid, ZrC bildas. Sandens oönskade innehåll av kisel frånskiljes i form av kiseldioxid,SiO₂. Kiseldioxid är lättfllyktigt och avgår i form av rök. Zirkoniumhalten är nu 75 – 85 %
• Zirkoniumkarbiden kloreras med klorgas Cl₂, varvid zirkoniumtetraklorid, ZrCl₄ bildas samt en blandning av oönskad kilseltetraklorid, SiCl₄, titantetraklorid, TiCl₄, aluminiumtriiklorid, AlCl₃ och hafniumtetraklorid, HfCl₄. Detta upphettas till 331 °C, då zirkoniumtetraklorid sublimerar till gasform. Genom fraktionerad kylning därefter separeras lättflyktig kiseltetraklorid, titantetraklorid och aluminiumtriklorid som nyttiga biprodukter. Hafnium liknar zirkonium kemiskt och följer zirkonium vidare i processen.
• Om zirkonium ska användas i kärnkraftsammanhang är minsta spår av kvarvarande hafnium skadligt. Efter kylningen återstår zirkoniumtetraklorid, förorenat med hafniumtetraklorid till fast form. Detta omvandlas så till vattenlösliga salter. Genom tillsats av vissa i vatten olösliga organiska lösningsmedel som attakerar zirkonium hellre än hafnium eller tvärtom, allt efter val av det organiska lösningsmedlet kan man separera hafnium från zirkonium. Efter ytterligare några kemiska steg har man så fått bort hafniumdioxid, HfO₂ som användbar biprodukt samt ren zirkoniumtetrahydroxid, Zr(OH)₄.
• Den nu hafniumfria zirkoniumtetrahydroxiden filtreras och torkas varpå följer kalcinering. Återstoden är ren zirkoniumdioxid ZrO₂.
• I nästa steg blandas zirkoniumdioxiden med kolpulver. Som bindemedel tillförs dextrin upplöst i vatten. Det hela pressas samman till briketter, som är lätt att transportera till kloreringsverket för förnyad klorering till ren zirkoniumtetraklorid.
• Kloriden överförs slutligen till metall med krollprocessen, som använder magnesium som hjälpämne. (Det är samma process som används för framställning av metallisk titan.)

Högrent zirkonium

Vid måttligt hög temperatur förgasas jod. Ångan får verka på zirkonium, som då korroderar till zirkoniumjodid, ZrI₄, som också är en gas. Gasblandningen leds mot en elektriskt upphettad motståndstråd. Zirkoniumjodiden sönderfaller då i jod, som återgår till processen och högrent zirkonium, som bildar kristaller som fastnar på tråden. Processen är långsam och blir så dyr att den inte får något kommersiellt intresse.

H-fraser	H228
P-fraser	P210, P240

38. Strontium (Sr) <— 39. Yttrium (Y) —> 40. Zirkonium (Zr)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 88,90585 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 4,472 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 4,24 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 799 K (1 526 °C)
Kokpunkt: 3 609 K (3336 °C)
Molvolym: 19,88 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 11,4 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 363 kJ/mol

Atomära egenskaper

Atomradie: 180 (212) pm
Kovalent radie: 162 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d¹ 5s²
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 9, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): Y₂O₃ (svag bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,22

Diverse

Kristallstruktur: hexagonal close-packed (hcp)
Ljudhastighet: 3 300 m/s
Termisk expansion: α, poly: 10.6 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 17.2 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 1,66 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: α, poly: 596 nΩ⋅m (at r.t.)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: +2.15×10⁻⁶ cm³/mol (2928 K)
Youngs modul: 63.5 GPa
Skjuvmodul: 25.6 GPa
Kompressionsmodul:
Bulks modul: 41.2 GPa
Poissons konstant: 0.243
Brinells hårdhet: 200–589 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-65-5
EG-nummer:
Pubchem:
RTECS-nummer:

Historia

Namnursprung: Eftter Ytterby (Sverige) och dess mineral ytterbite (gadolinite)
Upptäckt: Johan Gadolin (1794)
Första isolation: Friedrich Wöhler (1838)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
87Y	{syn}	3.4 d	ε γ	87Sr
88Y	{syn}	106.6 d	ε γ	88Sr
89Y	100%	Stabil
90Y	{syn}	2.7 d	β− γ	90Zr
91Y	{syn}	58.5 d	β−	91Zr

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

---

Yttrium

Yttrium är ett grundämne som räknas till de sällsynta jordartsmetallerna. Det namngavs 1794 – som en jordart – efter fyndorten Ytterby gruva (vid svenska Vaxholm). 1843 fick det sitt nuvarande namn, sedan andra grundämnen (i formen av oxider) separerats.

Historia

Se även: jordartsmetaller

Yttrium upptäcktes första gången 1794, som en svart och tung ”förorening” bland kvarts och fältspat i pegmatitbrottet i Ytterby gruva på Resarö (Stockholms skärgård). Upptäckaren var amatörgeologen löjtnant Carl Axel Arrhenius, verksam vid Vaxholms garnison. Han uppmärksammade den finske geologen Johan Gadolin (då i Uppsala) om upptäckten, och denne konstaterade att materialet nog var:

”31 delar kiseljord, 19 delar alunjord, 12 delar järnkalk och 38 delar av en okänd jordart.”

– Johan Gadolin, 1794

Ledande kemister från Tyskland och Frankrike bekräftade därefter sanningshalten i Gadolins påstående. Den okända ”jordarten” fick namnet yttria (eller ytterjord), efter namnet på gruvan.

Senare gavs mineralet namnet gadolinit till minne av Johan Gadolin, men det har också kallats ytterbit och ytterit. Gadolinit har visat sig ha sammansättningen Be₂FeY₂Si₂O₁₀. Johan Gadolin brukar härigenom anses vara den som upptäckte grundämnet yttrium.

År 1828 lyckades Friedrich Wöhler att separera yttrium som metall i oren form. Senare kom Carl Gustaf Mosander att ägna sig åt de sällsynta jordarterna, och han lyckades 1843 isolera yttriumoxid från två andra oxider – erbium- och terbiumoxid. Först långt senare kunde man genom jonbytesseparation framställa dem som rena grundämnen.

Också erbium och terbium har fått sina namn från Ytterbygruvan, liksom även ytterbium. Den sistnämnda framställdes genom att man 1878 ur den sällsynta jordarten erbia lyckades få fram en oxidkomponent som fick namn ytterbia; 19 år senare gav den oxidkomponenten som resultat de nya grundämnena ytterbium och lutetium.

Yttrium utsågs 2005 till Upplands landskapsgrundämne, genom ett beslut av Svenska Nationalkommittén för kemi.

Förekomst och framställning

Den genomsnittliga halten av yttrium i jordskorpan är 28–31 ppm. Yttrium förekommer aldrig i fri form i naturen utan finns i lantanoidmineral, som till exempel xenotim, fergusonit, samarskit, yttrialit och gadolinit. Metallen kan framställas genom reduktion av yttriumklorid elektrolytisk eller med natrium. Kan också framställas genom reaktion mellan yttriumoxid och magnesium.

När andelen yttrium i marken överstiger 50 ppm blir den ofta lönsam att använda till yttriumutvinning. Ett lovande pilotförsök har gjorts i Sverige, där man använt tränade spårhundar för att leta upp sådana jordar. Vid pilotförsöket markerade hundarna rätt i fyra fall av fem.

Användning

Yttriumföreningar ingår i specialglas och som lysämne i färg-TV-rör, där de ger upphov till rött ljus. Blandoxider med innehåll av yttrium används i högtemperatursupraledare och lasrar. Yttriumoxid har även använts i glödstrumpor.

Inom elektronikindustrin är yttrium en nödvändig komponent vid tillverkning av bildskärmar, lysdioder, lågenergilampor och fiberkabel. År 2015 beräknas den globala, årliga efterfrågan på yttrium motsvara 215 000 ton, och den största delen utvinns i Kina.

H-fraser	H228, H250, H302+H312+H332
P-fraser	P210, P222, P231, P280, P422, P240, P241, P370+P378a

37. Rubidium (Rb) <— 38. Strontium (Sr) —> 39. Yttrium (Y)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 87,62 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2.64 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 2.375 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 050 K (769 °C)
Kokpunkt:1 655 K (1 384 °C)
Molvolym: 33,94
Smältvärme: 8,3 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 144 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 26.4 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 219 pm
Kovalent radie: 192 pm
van der Waalsradie: 249 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 5s²
e⁻ per skal: 2,8,18,8,2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, +2
Oxider (basicitet): SrO (stark bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,95

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad
Termisk expansion: 22.5 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 35.4 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 7,62·10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet:
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −92.0×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)
Youngs modul: 15.7 GPa
Skjuvmodul: 6.03 GPa
Poissons konstant: 0.28
Mohs hårdhet: 1,5

Identifikation

CAS-nummer: 7440-24-6

Historia

Namnursprung: Efter mineralet strontianit, vilket själv är döpt efter Strontian, Skottland
Upptäckt : William Cruickshank (1787)
Första isolation: Humphry Davy (1808)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
82Sr	{syn}	25.36 d	ε	82Rb
83Sr	{syn}	1.35 d	ε β+ γ	83Rb 83Rb
84Sr	0.56%	Stabil
85Sr	{syn}	64.84 d	ε γ	85Rb
86Sr	9.86%	Stabil
87Sr	7.00%	Stabil
88Sr	82.58%	Stabil
89Sr	{syn}	50.52 d	ε β−	89Rb 89Y
90Sr	Spår	28.90 y	β−	90Y

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

---

Strontium

Strontium är ett grundämne som är del av gruppen alkaliska jordartsmetaller och har atomnummer 38 och kemiskt tecken Sr. I ren form är den en mjuk och silvervit metall. Strontium är kraftigt kemiskt reaktivt och måste förvaras skyddat från luft och vatten, i till exempel fotogen. Isotopen strontium-90 förekommer i radioaktivt nedfall efter atombomber och i utbränt kärnbränsle, och har en halveringstid på 28 år. ⁹⁰Sr är farlig då strontium på grund av sin kemiska likhet med kalcium lagras i skelettet.

Användning

Ett av de största användningsområdena för strontium är i glaset på katodstrålerör, eftersom röntgenstrålning kan bildas i bildröret. För att strålningen inte skall träffa den som tittar används strontium i glaset för att blockera röntgenstrålningen. Andra exempel på användningsområden för strontium är:

• Vid produktion av permanentmagneter gjorda av järnoxid.
• Strontium-titanoxid (SrTiO₃) har ungefär samma brytningsindex som diamant och säljs därför som diamantimitation men är däremot mycket mjukare än diamant (6 i hårdhet på Mohs hårdhetsskala jämfört med diamants 10).
• Strontium används i fyrverkerier för lila färg och inom pyroteknik för att få röd lågfärg.
• Strontiumklorid (SrCl₂) används i en del tandkrämer för känsliga tänder.

Förekomst och framställning

Strontium är ganska vanligt i jordskorpan, där det är det 15:e vanligaste grundämnet. Strontium finns dock aldrig som metall på jorden, men i salter som till exempel strontiumsulfat (SrSO₄) och strontiumkarbonat (SrCO₃). Man framställer strontium genom smältelektrolys av strontiumklorid (SrCl₂):

Vid anoden: 2Cl^– → Cl₂ + 2 e^–

Vid katoden: Sr²⁺ + 2 e^– → Sr

Historia

Namnet strontium kommer från den skotska byn Strontian, eftersom metallen upptäckts i malm från blygruvorna där. Redan 1790 upptäckte fysikerna Adair Crawford och William Cruickshank att malm från Strontian hade ovanliga egenskaper. Fysikern och mineralsamlaren Friedrich Gabriel Sulzer analyserade mineralet från Strontian tillsammans med Johann Friedrich Blumenbach och kallade det för strontianit. Metallen renframställdes 1808 av Humphry Davy genom elektrolys av en blandning av strontiumklorid och kvicksilver(II)oxid. Hope ändrade namnet till strontium.

Biologisk roll

Den stora kemiska likheten med kalcium gör att strontium förekommer parallellt med kalcium i flertalet biologiska sammanhang. Då strontiums förekomst är lägre blir halterna dock motsvarande låga. I skelettet är omkring 0,25 % av kalciumet ersatt med strontium. Om födan kommer från platser med högre halt av strontium i jorden blir andelen större, utan att detta har några påtagliga hälsoeffekter. Flertalet strontiumföreningar är, i likhet med kalciums, ogiftiga.

H-fraser	H260, H315
P-fraser	P223, P231 + P232, P370 + P378, P422

36. Krypton (Kr) <— 37. Rubidium (Rb) —> 38. Strontium (Sr)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa:
Utseende:

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1.532 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 1.46 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 312,46 K (39 °C)
Kokpunkt: 961 K (688 °C)
Trippelpunkt :312.41 K, ​? kPa
Kritisk punkt: 2093 K, 16 MPa (extrapolated)
Molvolym: 5576 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 2,192 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 72,216 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 31.060 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 235 (265) pm
Kovalent radie: 211 pm
van der Waalsradie: 44 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 5s¹
e⁻ per skal: 2,8,18,8,1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1
Oxider (basicitet): Rb₂O (stark bas)
Elektronegativitet (Paulingskalan):
Elektronegativitet (Allenskalan):
Normalpotential:

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 1300 m/s
Termisk expansion:
Värmeexpansion: 90 µm/(m⋅K) (at r.t.)
Värmeledningsförmåga: 58.2 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 7,79·10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 128 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Svagt paramagnetiskt
Magnetisk susceptibilitet: +17.0×10⁻⁶ cm³/mol (303 K)
Youngs modul: 2.4 GPa
Skjuvmodul:
Kompressionsmodul:
Bulks modul: 2.5 GPa
Mohs hårdhet: 0,82
Brinells hårdhet: 0.216 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-17-7

Historia

Upptäckt: Robert Bunsen and Gustav Kirchhoff (1861)
Isolerat: George de Hevesy

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
83Rb	{syn}	86.2 d	ε γ	83Kr
84Rb	{syn}	32.9 d	ε β+ γ	84Kr 84Kr 84Sr
85Rb	72.17%	Stabil
86Rb	{syn}	18.7 d	β− γ	86Sr
87Rb	27.83%	4.88×1010 y	β−	87Sr

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

Rubidium

Rubidium är ett grundämne som tillhör gruppen alkalimetaller.

Historia

Rubidium upptäcktes första gången av Robert Bunsen och Gustav Kirchhoff i Heidelberg 1861 genom att använda spektroskopi. På grund av de ljusa röda linjerna i strålningen valde de ett latinskt namn, rubidus, som har betydelsen mörkröd. Bunsen var även den förste att framställa metalliskt rubidium, vilket han gjorde genom reduktion av rubidiumklorid med kalium.

Användning

Rubidium utnyttjas framför allt i oscillatorer till atomur (rubidiumbaserade oscillatorer är avsevärt billigare än cesiumbaserade men inte fullt så stabila) och vid datering av meteoriter. Rubidiumhalider har haft medicinsk användning mot depressioner och rubidiumklorid används som oktantalshöjare i bensin.

Förekomst och framställning

Rubidium är inte särskilt sällsynt men brukar sällan bilda egna mineral utan följer oftast kaliummineral. Man vet att ca 25 procent av alla rubidiumatomer är den radioaktiva isotopen ⁸⁷Rb. Denna isotop, som har en halveringstid på 47 miljarder år, sönderfaller i ⁸⁷Sr och all ⁸⁷Sr i universum har tillkommit på detta sätt. Eftersom solsystemet är mycket yngre finns det mesta ⁸⁷Rb kvar. När en meteorit bildas stängs ⁸⁷Rb in och det ⁸⁷Sr som bildas likaså. Förhållandet mellan mängderna av de båda isotoperna ger således ett mått på meteoritens ålder.

Med halogenider bildar rubidium salterna rubidiumfluorid, rubidiumklorid och så vidare.

Metallen kan framställas genom reduktion av rubidiumklorid med kalcium under reducerat tryck vid ca 750 °C

H-fraser	H260, H314
EUH-fraser	EUH014
P-fraser	P223, P231+P232, P280, P305+P351+P338, P370+P378, P422

35. Brom (Br) <— 36. Krypton (Kr) —> 37. Rubidium (Rb)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 83,798 u
Utseende: Färglös i gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 3.749 g/L
Densitet (vid smältpunkten): 2.413 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 115,79 K (-157,42 °C)
Kokpunkt: 119,93 K (-153,22 °C)
Trippelpunkt: 115.775 K, ​73.53 kPa
Molvolym: 27,99 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 1,638 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 9,029 kJ/mol
Molär värmekapacitet:

Atomära egenskaper

Atomradie: inga data (88) pm
Kovalent radie: 110 pm
van der Waalsradie: 202 pm
Elektronaffinitet:
Arbetsfunktion:

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁶
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 8

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2
Elektronegativitet (Paulingskalan): 3,00

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk tätpackning (ccp)
Ljudhastighet: 1120 m/s
Värmeledningsförmåga: 9.43×10⁻³  W/(m⋅K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −28.8×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)

Identifikation

CAS-nummer: 7439-90-9

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
78Kr	0.36%	9.2×1021 y	εε	78Se
79Kr	{syn}	35 h	ε γ	79Br
80Kr	2.29%	Stabil
81Kr	Spår	2.3×105 y	ε γ	81Br
82Kr	11.59%	Stabil
83Kr	11.50%	Stabil
84Kr	56.99%	Stabil
85Kr	{syn}	11 y	β−	85Rb
86Kr	17.28%	Stabil

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

---

Krypton

Krypton är ett icke-metalliskt grundämne som har atomnummer 36 och kemiskt tecken Kr. Krypton är en ädelgas som är relativt sällsynt i jordens atmosfär. Krypton är precis som de andra ädelgaserna ovillig att bilda kemiska föreningar med andra ämnen men kan reagera med fluor och bilda instabila fluorider.

Historia

Krypton upptäcktes 1898 av de två forskarna Morris William Travers och William Ramsay. De försökte upptäcka den ädelgas som fanns mellan helium och argon genom att utgå från en liter flytande luft där det mesta av kvävet och syret fick avdunsta och sedan befriades gasen från restsyre och restkväve med glödande koppar och magnesium. När de sedan undersökte gasens spektrum, fann de en skarp grön linje och en gul-grön linje. De döpte gasen till krypton efter ett grekiskt ord som betyder ”gömd”.

Men när de bestämde gasens atomvikt, var den 84 och inte cirka 20, som de trodde den skulle vara. Detta innebar att gasen hörde hemma efter argon i det periodiska systemet. Den gas forskarna först trodde det var, med atomvikten cirka 20, hittades några veckor senare av samma forskare och döptes till neon.

Förekomst

Krypton är en ovanlig gas som förekommer till 0,0001 % eller 1 ppm i atmosfären.

Ädelgas	Andel i atmosfären
Neon	0,00153 %
Argon	0,934 %
Krypton	0,0001 %
Xenon	0,000005 %

Framställning

Krypton framställs som de flesta andra ädelgaser genom fraktionerad destillation av luft.

Användning

Krypton används i en del glödlampor då krypton har lägre värmeledningsförmåga än argon och ger glödtråden högre temperatur och ljusstyrka. Krypton används också i värmeisolerande fönster på grund av sin låga värmeledningsförmåga.

Kryptonfluorid-lasrar

I kryptonfluorid-lasrar tillförs en viss mängd energi till kryptongas blandad med fluorgas som då bildar en instabil fluorid. När energitillförseln upphör sönderfaller kryptonfluoriden och avger ultraviolett ljus.

H-fraser	H280
P-fraser	P403

34. Selen (Se) <— 35. Brom (Br) —> 36. Krypton (Kr)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Brom
https://en.wikipedia.org/wiki/Bromine

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 79,904
Utseende: Rödbrun ångande vätska

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 3.1028 g/cm³
Aggregationstillstånd: Flytande
Smältpunkt: 265,8 K (−7 °C)
Kokpunkt: 332 K (59 °C)
Trippelpunkt: 265,90 K, ​5,8 kPa
Molvolym: 19,78 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 5,286 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 15,438 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 75,69 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 115 (94) pm
Kovalent radie: 114 pm
van der Waalsradie: 185 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 7

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1, +3, +4, +5, +7
Oxider (basicitet): Starkt sur
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,96

Diverse

Kristallstruktur: Ortorombisk
Ljudhastighet: 206 m/s (at 20 °C)
Värmeledningsförmåga: 0,122 W/(m⋅K)
Elektrisk resistivitet: 7.8×10¹⁰ Ω⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −56.4×10⁻⁶ cm³/mol

Identifikation

CAS-nummer: 7726-95-6

Historia

Namnursprung:
Förutsägelse:
Upptäckt och första isolation:

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
79Br	51%	Stabil
81Br	49%	Stabil

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

---

Brom

Brom (latinskt namn, bromum) är ett icke-metalliskt grundämne som tillhör gruppen halogener.

Historia

Brom upptäcktes 1826 av fransmannen Antoine Jérôme Balard i moderluten från havssaltstillverkning. Bromets existens verifierades av Gay-Lussac och Thénard, samt Vauquelin. Gay-Lussac föreslog namnet brom, som hämtats från grekiskans bronos, stank, och syftar på bromets starka lukt. Oberoende av Barnard utvanns brom vid samma tid av tyskarna Carl Jacob Löwig och Justus von Liebig.

Egenskaper

Vid standardtryck och -temperatur är brom en mörk rödbrun frätande vätska, som avger giftiga ångor med obehaglig lukt. Brom löst i vatten kallat bromvatten är ett reagens på omättade kolväten. De reagerar och bryter sina dubbelbindningar och binder in bromatomerna och det brunfärgade bromvattnet förlorar färgen.

Användningsområde

Flamskyddsmedel

Brom används som komponent i en mängd olika sammansättningar flamskyddsmedel som gemensamt kallas bromerade flamskyddsmedel. De används för att förhindra brand och i nästa steg fördröja och minimera spridningen av brandförloppet och är vanligt förekommande i fordonsinredning samt elektronisk utrustning som datorer, tv-apparater och kontorsmaskiner. Bromerade flamskyddsmedel är skadliga för miljö och hälsa.^[2]

Fotopapper

Brom i förening med silver, silverbromid (AgBr), används tack vare sin ljuskänslighet vid tillverkning av fotopapper.

Medicin

Från 1850-talet och till början av 1900-talet var alkalibromider, särskilt kaliumbromid, vanligt använda inom sjukvården på grund av sin sedativa verkan. På grund av bromidens toxicitet och bieffekter, som kallas bromism, upphörde användningen. I vissa länder förekommer fortfarande en begränsad användning av kaliumbromid i kombination med fenobarbital mot epilepsi, och ämnet förekommer även inom veterinärmedicinen.

Farliga egenskaper

Brom orsakar vid hudkontakt frätskador som kan bli djupa och svårläkta. Förtäring eller inandning orsakar förgiftning som kan vara livshotande.

H-fraser	H303, H314, H330, H400
P-fraser	P260, P273, P280, P284, P305 + P351 + P338, P310

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Selen

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

Historia

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

Människans selenomsättning

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

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

Fysiologisk betydelse

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

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

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

Selenbrist

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

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

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

Överdosering

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

Selenhalter

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 74,92160 u
Utseende: Metalliskt grå

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-38-2

Historia

Upptäckt: Arabiska alkemister (före 815 e.Kr)

Isotoper

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

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

---

Arsenik

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

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

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

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

Historia

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

Förekomst

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

Framställning

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

Förgiftning

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

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

Medicinsk användning

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

Miljö

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 72.630 u
Utseende: Gråvit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-56-4

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Germanium

Germanium är ett halvmetalliskt grundämne.

Historia

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

Egenskaper

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

Förekomst och utvinning

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

Användning

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

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

Används även som linser i värmekameror.

H-fraser	H228
P-fraser	P210

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 69,723 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-55-3

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Gallium

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

Egenskaper

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

Användning

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

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

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

Förekomst

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-66-6

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Zink

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

Historia

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

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

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

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

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

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

Biologisk betydelse

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

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

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

För högt zinkintag kan ge zinkförgiftning.

Zinkbrist

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

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

Zink i födan

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

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

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

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

Användningsområden

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

Elektrokemi

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

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

Kistor

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

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

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 63,546 u
Utseende: Rödaktig metallisk

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-50-8

Historia

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

Isotoper

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

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

Koppar

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

Historia

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

Framställning av koppar

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

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

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

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

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

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

Handel

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

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

Egenskaper

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

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

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

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

Biologiska funktioner

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

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

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

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

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

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

Används även i kopparspiral som preventivmedel.

Historisk och aktuell användning

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

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

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

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

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

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

Kopparlegeringar

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

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

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

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