Richard Handl

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 54,938044 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

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

Historia

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

Förekomst

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

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

Framställning

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

Toxiskt

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

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

Föreningar

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

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

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 51,9961 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

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

Historia

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

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

Användning

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

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

Krom används även i smarta textilier.

Föreningar

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

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

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

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

Framställning

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

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

Förekomst

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

Biologisk roll

Krom har ingen bevisad biologisk roll.

H-fraser	H400
P-fraser	P273

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Vanadin

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

Egenskaper

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

Användning

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

Andra användningsområden är:

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

Föreningar

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

Förekomst

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

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

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

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

Framställning

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

Historia

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

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

Metallen framställdes först av Henry Roscoe år 1869.

H-fraser	H?
P-fraser	P?

23. Skandium (Sc) <— 22. Titan (Ti) —> 23. Vanadin (V)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Titan
https://en.wikipedia.org/wiki/Titanium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 47,867 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 4,506 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 4,11 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 941 K (1 668 °C)
Kokpunkt: 3 560 K (3 287 °C)
Molvolym: 10,64 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 18,7 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 457 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 523 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 25,06 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 147 pm
Kovalent radie: 160 pm
Elektronaffinitet: 7,6 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,33 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d² 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 10, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): TiO₂ (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,54
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,38
Normalpotential: −0,86 V

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad
Ljudhastighet: 4140 m/s
Termisk expansion: 8,6 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 21,9 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 2,5 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 420 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 1,8 × 10⁻⁴
Youngs modul: 116 GPa
Skjuvmodul: 44 GPa
Kompressionsmodul: 110 GPa
Poissons konstant:0,34
Mohs hårdhet: 6,5
Vickers hårdhet: 830–3420 MPa
Brinells hårdhet: 716–2770 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-32-6
Pubchem: 23963

Historia

Namnursprung: Titaner, söner till jordgudinnan inom grekisk mytologi.
Upptäckt: William Gregor (1791)
Första isolation: Jöns Jakob Berzelius (1825)
Namngivare: Martin Heinrich Klaproth (1795)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
44Ti	{syn}	63 y	ε γ	44Sc
46Ti	8.25%	Stabil
47Ti	7.44%	Stabil
48Ti	73.72%	Stabil
49Ti	5.41%	Stabil
50Ti	5.18%	Stabil

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

---

Titan

Titan (latin: titanium, franska: titane) är ett metalliskt grundämne och det nionde vanligaste grundämnet i jordskorpan. Titan används i legeringar inom bland annat flyg- och rymdteknik. Titan används också till implantat i människokroppen, till exempel för att fästa tandproteser i käkben, eftersom benvävnad växer fast i titan och titan inte orsakar avstötning. Titan används också i smycken eftersom det sällan orsakar allergi. Vidare används metallen, på grund av sin förmåga att tåla starka syror utan korrosion, som anod-/katod-ledare i ytbehandlingsindustrin och är lämplig i tillverkning av vissa typer av högtalarmembran. Titanets höga styrka, som tillåter tunnare konstruktioner än flertalet andra metaller, kombinerat med förhållandevis låg densitet utnyttjas också vid produktion av utrustningar där låg vikt eftersträvas, exempelvis turbinblad, vissa klockor och kokkärl för vandrare.

Titandioxid, som inte släpper igenom ljus, används i solkrämer, smink och målarfärger.

Titanbearbetning

Titanets hårdhet (6,5 på Mohs hårdhetsskala) motsvarar den hos ohärdat stål vilket gör det möjligt att bearbeta titan med verktyg avsedda för stålbearbetning. Stansning är vanligt förekommande men sliter på stansarna; stansar som går av är inte helt ovanligt. Vid bockning spricker titan lätt om man tillämpar vanlig bockning (1–3 mm radie). Oftast måste man ha 5–10 mm radie vid bockning för att förhindra sprickor.

Legeringar

Det finns många olika titanlegeringar. Gemensamma fördelar för dem är att de är korrosionshärdiga, det vill säga rostar inte, tål värme bra och har låg densitet. Nackdelen är att titan till följd av bland annat reningsprocesser är en dyr metall.

Det finns två huvudtyper av titanlegeringar:

• Legeringar med palladium. Dessa är de mest korrosionshärdiga legeringarna.
• Legeringar med aluminium och vanadin eller mangan. Denna typ av legering har mycket bra hållfasthetsegenskaper och används bland annat till flygplansdelar och flygmotordetaljer.

Historia

År 1791 framställde engelsmannen William Gregor titanoxid ur mineralet ilmenit. Ämnet fick år 1795 namnet titanium av den tyske kemisten Martin Heinrich Klaproth, som upptäckte samma oxid i mineralet rutil.

Metallen framställdes först i oren form år 1825 av Jöns Jacob Berzelius. Rent titan utvanns 1910 av amerikanen Matthew A. Hunter genom upphettning av titantetraklorid med natriummetall i en sluten stålbehållare. Den industriella produktionen av titan var länge ett problem. År 1937 fick metallurgen Kroll patent på en framställningsmetod där titantetraklorid reduceras med kalcium i ädelgasatmosfär. Processen har vidarutvecklats och reduktionen sker med magnesium vid en temperatur av 800-900^oC. Det finns även en framställningsprocess (Arkellprocessen) där man utgår från titantetrajodid som omvandlas till titanjodid TiJ₂ som därefter sönderdelas till titan och jod.

H-fraser	H250, H252
P-fraser	P210, P222, P280, P235+410, P422, P420

20. Kalcium (Ca) <— 21. Skandium (Sc) —> 22. Titan (Ti)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Skandium
https://en.wikipedia.org/wiki/Scandium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 44,955908 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2,985 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 2,8 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 814 K (1 541 °C)
Kokpunkt: 3 109 K (2 836 °C)
Molvolym: 15 × 10⁻⁶
Smältvärme: 14,1 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 332,7 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 586 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 25,52 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 162 pm
Kovalent radie: 170 pm
van der Waalsradie: 211 pm
Elektronaffinitet: 18,1

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d¹ 4s²
e⁻ per skal: 2, 8, 9, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): Sc₂O₃ (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,36
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,19
Normalpotential: −2,03 V (Sc³⁺ + 3 e⁻ → Sc)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad
Termisk expansion: 10,2 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 15,8 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 1,81 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 562 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 2,6 × 10⁻⁴
Youngs modul: 74,4 GPa
Skjuvmodul: 29,1 GPa
Kompressionsmodul: 56,6 GPa
Poissons konstant: 0,279
Brinells hårdhet: 736–1200 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 1333-74-0
EG-nummer: 231-150-7
Pubchem: 783
RTECS-nummer: MW8900000

Historia

Namnursprung: Skandinavien.
Förutsägelse: Dmitrij Mendelejev (1871)
Upptäckt och första isolation: Lars Fredrik Nilson (1879)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
44m2Sc	{syn}	58.61 h	IT γ ε	44Sc 44Sc 44Ca
45Sc	100%	Stabil
46Sc	{syn}	83.79 d	β− γ	46Ti
47Sc	{syn}	80.38 d	β− γ	47Ti
48Sc	{syn}	43.67 h	β− γ	48Ti

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

---

Skandium

Skandium är ett grundämne och tillhörande jordartsmetallerna, speciellt de sällsynta jordartsmetallerna.

Egenskaper

Skandium är en mjuk, lätt, silverglänsande metall som oxiderar långsamt i luft. Den påminner i sina egenskaper om lantanoiderna. Metallen och dess föreningar är inte giftiga och lagras inte i kroppen.

Skandium är pyrofor och reagerar lätt med utspädda mineralsyror och vatten.

Förekomst

Ämnet förekommer i över 800 olika mineral men vanligtvis i låg halt. I mineralet thortveitit (Sc,Y)₂Si₂O₇ är skandium en huvudbeståndsdel. Skandium upptäcktes i de sällsynta mineralen euxenit och gadolinit från Skandinavien och klassas som en sällsynt jordartsmetall. Förekomsten i jordskorpan är allmänt mellan 18 och 25 ppm.

Framställning

Skandium erhålls som biprodukt vid utvinning av uran och volfram. Man erhåller metallen genom att reducera skandiumfluorid med metalliskt kalcium.

Historik

Existensen av skandium förutsågs av Dmitrij Mendelejev, som kallade den sannolika substansen för ekabor. Den tyske metallurgen C. J. A. Theodor Scheerer, som bl.a. arbetade i Norge, identifierade 1840 ett nytt mineral från Norge med nya komponenter och som han kallade euxenit. Utgående från euxenit och gadolinit från Ytterby gruva lyckades Lars Fredrik Nilson (professor i kemi i Uppsala) år 1879 isolera ett nytt grundämne, vars egenskaper stämde överens med dem som Mendelejev förutsagt för ekabor. Även Per Teodor Cleve hade i sina undersökningar kring sällsynta jordartsmetaller noterat samma substans. Mineralen euxenit och gadolinit hade dittills bara hittats i Skandinavien och Lars Fredrik Nilson gav därför det nya grundämnet namnet skandium. Metallen renframställdes först 1937.

H-fraser	H228
P-fraser	P210

19. Kalium (K) <— 20. Kalcium (Ca) —> 21. Skandium (Sc)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kalcium
https://en.wikipedia.org/wiki/Calcium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 40.078 u
Utseende: Silvergrå med en svagt gul nyans

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1,55 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 1,378 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 115 K (842 °C)
Kokpunkt: 3 243 K (2 970 °C)
Molvolym: 26,2 × 10⁻⁶ m³/mol
Värmvärde: −990 J/(kg × K)
Smältvärme: 8,54 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 153 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 647,3 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 25,929 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 197 pm
Kovalent radie: 176 ± 10 pm
van der Waalsradie: 231 pm
Arbetsfunktion: 2,87 eV

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, +2
Oxider (basicitet): CaO (starkt basisk
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,034
Normalpotential: −2,84 V (Ca²⁺ + 2 e⁻ → Ca)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad
Ljudhastighet: 3810 m/s
Termisk expansion: 22,3 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 201 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 2,94 × 10⁷ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 33,6 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 1,9 × 10⁻⁵
Youngs modul: 20 GPa
Skjuvmodul: 7,4 GPa
Kompressionsmodul: 17 GPa
Poissons konstant: 0,31
Mohs hårdhet: 1,75
Brinells hårdhet: 167 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-70-2
Pubchem: 5460341

Historia

Namnursprung: Från latin calx, ”lime”.
Upptäckt och isolerat: Humphry Davy (1808)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
40Ca	96.941%	Stabil
41Ca	Spår	9.94×104 y	ε	41K
42Ca	0.647%	Stabil
43Ca	0.135%	Stabil
44Ca	2.086%	Stabil
45Ca	{syn}	162.6 d	β−	45Sc
46Ca	0.004%	Stabil
47Ca	{syn}	4.5 d	β− γ	47Sc
48Ca	0.187%	6.4×1019 y	β−β−	48Ti

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

---

Kalcium

Kalcium är ett metalliskt grundämne som har atomnummer 20 och kemiskt tecken Ca. Kalcium, som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller, är ett av de vanligaste ämnena i jordskorpan. Kalcium är viktigt för alla levande organismer och är den vanligaste metallen i en del djur.

Rent metalliskt kalcium reagerar med luftfuktigheten så att ett vitt lager av kalciumhydroxid bildas på ytan. I reaktionen bildas vätgas.

Biologisk betydelse

Den största delen av organismens kalklager finns upplagrat i benvävnaden och tänderna, en mindre del finns upplöst i kroppsvätskorna eller är bundet till proteiner (kalciumbindande proteiner). För att kalcium skall upptas normalt, förutsätter det att det finns magsyra, magnesium och D-vitamin i tillräckliga mängder.

Kalcium medverkar till att leda impulser i nervsystemet, reglerar musklernas och därigenom också hjärtats kontraktion och medverkar vid blodkoaguleringen.

Överdriven konsumtion av kalciumpreparat kan leda till hyperkalcemi, vilket innebär trötthet, andningsproblem, förvirring, koma, psykos och ytterst hjärtstillestånd, på grund av den förhöjda nivån av kalcium i blodet.

Överdosering kan också leda till njursvikt och minskad absorption av andra mineraler. Överdriven konsumtion via framför allt mjölk och eller kosttillskott innehållande kalcium, kan dränera kroppens magnesiumdepåer, vilket kommer leda till att cellerna i kroppen för svårt att ta upp näring och göra sig av med gifter, och ytterst leda till hjärtattack.

Studier tyder på ett samband mellan överdrivet högt intag (2 000 mg per dag, eller mer än dubbla RDI) av kalcium och prostatacancer. Man ansåg tidigare att överdosering av kalcium kunde leda till njursten, men senare studier tyder på motsatsen.

Vid allvarliga brister på kalcium kan rakit (engelska sjukan) utvecklas. Men även porös och mjuk benstomme, tandskador, muskelkramper, blå fingrar och tår. Kramper kan uppträda i tarmen med förstoppning och katarr som följd. Ofta kan man se skenbara mentala tillstånd som nervositet, sömnlöshet, depression och nedsatt smärttolerans. Nedsatt produktion av magsyra och menstruationssmärtor är andra symptom.

Upptagandet av kalcium hämmas av livsmedel som innehåller fytin, exempelvis vetekli och spannmål. Upptaget hämmas även av livsmedel som innehåller oxalsyra, exempelvis spenat, rabarber och tomat.

Fytin kan elimineras genom att man långtidsbakar brödet och genom att man lägger kli och spannmålsprodukter i blöt 8–10 timmar innan det skall användas.

Större mängd kalcium återfinns i bland annat mjölk, ost och andra mejeriprodukter. Dessutom i spannmål, frö och färska grönsaker. Sesamfrö och solrosfrö är speciellt bra källor, men innehåller andra ämnen som gör att man inte bör överkonsumera dem.

Rekommenderat dagligt intag: barn 360–700 mg, män och kvinnor 800–900 mg (ammande 1 200 mg). Se vidare RDI-tabell.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av kalcium per dag i genomsnitt 820 mg för kvinnor, 945 mg för män och 875 mg för hela gruppen i undersökningen.

Användning

Kalcium kan användas som reducerande metall vid framställning av bland annat torium, zirkonium och uran. Andra användningsområden för kalcium är:

• I legeringar med till exempel aluminium, beryllium, koppar och magnesium.
• När man gör cement och betong.
• Verksamt ämne i form av kalciumhypoklorit vid klorering av simbassänger.
• Inom pyroteknik för att få en orange låga.

Förekomst

Kalcium är kraftigt reaktivt och förenar sig lätt med andra ämnen. Därför finns den aldrig i naturen som ren metall. Vanliga kalciumföreningar är kalciumkarbonat (CaCO₃), kalciumfluorid (CaF₂) och kalciumsulfat (CaSO₄) samt fältspater i plagioklasserien som har sammansättning mellan anortit CaAl₂(SiO₄)₂ och albit NaAlSi₃O₈.

Framställning

Kalcium produceras genom smältelektrolys av kalciumfluorid. Kalcium kan också produceras genom smältelektrolys av ett annat kalciumsalt. Ett tredje sätt att producera kalcium är att reducera ett kalciumsalt med en reaktivare metall som till exempel strontium, men denna procedur är inte ekonomisk eftersom den reaktivare metallen behöver renframställas först.

Historia

Kalkföreningar har använts som byggnadsmaterial sen förhistorisk tid, minst sedan 7 000 före Kristus. Den äldsta anläggningen för att producera osläckt kalk som man funnit är från 2500 före Kristus. En skrift från år 975 beskriver användning av gips som skydd för brutna skelettben.

Orent kalcium upptäcktes av Humphry Davy 1808 genom elektrolys av fuktig kalciumoxid med kvicksilverkatod, varvid han erhöll kalciumamalgam. I sina första försök använde han kalciumoxid, men Berzelius, som något tidigare framställt kalciumamalgam, visade att bättre resultat erhölls med hydroxiden.

H-fraser	H261
P-fraser	P231+232, P422

18. Argon (Ar) <— 19. Kalium (K) —> 20. Kalcium (Ca)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kalium
https://en.wikipedia.org/wiki/Potassium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 39,0983 u
Utseende: Silvergrå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 0,862 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 0,828 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 336,53 K (63,38 °C)
Kokpunkt: 1 032 K (758,85 °C)
Kritisk punkt: 2 223 K (1 949,85 °C) 16 MPa
Molvolym: 45,94 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 2,334 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 79,1 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 757,8 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 29,6 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 227 pm
Kovalent radie: 203 pm
van der Waalsradie: 275 pm
Elektronaffinitet: 48,4 kJ/mol
Arbetsfunktion: 2,3 eV

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, −1
Oxider (basicitet): K₂O (starkt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,82
Elektronegativitet (Allenskalan): 0,734
Normalpotential: −2,931 V (K⁺ + e⁻ → K)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 2000 m/s
Termisk expansion: 83,3 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 102,5 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 1,43 × 10⁷ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 72 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 5,7 × 10⁻⁶
Youngs modul: 3,53 GPa
Skjuvmodul: 1,3 GPa
Kompressionsmodul: 3,1 GPa
Mohs hårdhet: 0,4
Brinells hårdhet: 590–1320 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-09-7
Pubchem: 5462222
RTECS-nummer: DS1750000

Historia

Upptäckt och första isolation: Humphry Davy (1807)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
38K	{syn.}	7,636 min	β+		38Ar
39K	93,26 %	Stabil
40K	0,012 %	1,277 × 109 a	β− ε		40Ca 40Ar
41K	6,73 %	Stabil

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

---

Kalium

Kalium är ett grundämne och spårämne. Kalium tillhör gruppen alkalimetaller och är vanligt förekommande i naturen.

Kalium oxideras hastigt i luften, och är mycket reaktivt med vatten. Därför förvaras ren kaliummetall i någon typ av olja, såsom fotogen, för att förebygga oxidation. I naturen förekommer ofta kalium bundet till salt i till exempel havet, men det förekommer också i olika mineralföreningar. Ett flertal kaliumföreningar är vattenlösliga men kristalliserar sällan med hydratiseringsvatten och används ofta i industrin.

Det är ett viktigt spårämne för djur och växter, där det verkar på cellnivå och vid överföring av nervsignaler. I människor reglerar kalium vatten-syrabalansen och vätskebalans. I muskel­vävnadernas cellvätska är kalium den viktigaste katjonen. Brist på kalium kallas hypokalemi och patologiskt höga värden kallas hyperkalemi.

Egenskaper

Metalliskt kalium reagerar våldsamt med vatten under reaktionen: 2K + 2H₂O → 2KOH + H₂ (KOH = kaliumhydroxid)

där vätet (H₂) sedan reagerar med luftens syre (börjar brinna) och bildar vatten. Detta är en exoterm reaktion.

Fysiologiskt kalium

Människans behov av kalium tillgodoses genom intag av kaliumklorid eller andra kaliumsalter. Normalt får vi i oss lagom mycket kalium via maten, men vissa livsmedel (som öl) kan bidra till en överkonsumtion av kaliumklorid, vilket ger en obalans mellan kalium- och natriumhalten i kroppen. En sådan obalans kan mötas med intag av natriumklorid.

Rekommenderat dagligt intag är för barn 0,8–2 g. För vuxna personer är rekommendationen 2,5 g per dag, alternativt för kvinnor 3,1 g och män 3,1–3,5 g. Se vidare RDI-tabell. Kalium finns rikligt i banan och avokado men halten är ännu högre i spenat, som även har högre natriumhalt.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av kalium per dag i genomsnitt 2 890 mg för kvinnor, 3 410 mg för män och 3 119 mg för hela gruppen i undersökningen.

Isotoper av kalium

Kalium har tre naturligt förekommande isotoper, ³⁹K, ⁴⁰K och ⁴¹K. Den förstnämnda och den sistnämnda är stabila medan ⁴⁰K är radioaktiv med en halveringstid av cirka 1,3 miljarder år. I kalium är halten av ⁴⁰K 0,012 % och den är den dominerande källan till joniserande strålning i människokroppen. Isotopen ⁴⁰K sönderfaller dels till nukliden ⁴⁰Ca (89 %), dels till nukliden ⁴⁰Ar (11 %). Det senare sönderfallssättet används för åldersbestämning av rörelser i bergarter.

Etymologi

Kalium kommer från arabiskans لْيَه al-qalyah, ’aska från plantor’, genom ombildning från alkali. Ett äldre tekniskt namn på kalium är potassium (av pottaska), som fortfarande används i bland annat engelska.

Historia

Det var först under 1700-talet som man lärde sig att skilja mellan natrium- och kaliumföreningar. Kaliumhydroxiden och karbonatet kallades då vanligen vegetabiliskt alkali (erhållet från växtaska), medan motsvarande natriumföreningar kallades mineraliskt alkali.

Den förste som lyckades bevisa att kaliumsalt var ett annat salt än natriumsalt var Georg Ernst Stahl år 1704. 1789 upptogs det av Antoine Lavoisier i dennes lista över kemikalier. Kaliummetall isolerades första gången den 6 oktober 1807, av Humphry Davy genom elektrolys av kaliumhydroxid på ett platinableck med en hög strömstyrka.

H-fraser	H260, H314
EUH-fraser	EUH014
P-fraser	P223, P231+232, P280, P305+351+338, P370+378, P422

17. Klor (Cl) <— 18. Argon (Ar) —> 19. Kalium (K)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 39,948 u
Utseende: Färglös i gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet 1,784 g/L
Densitet (flytande, vid kokpunkten): 1,3954 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 83,81 K (−189,34 °C)
Kokpunkt: 87,302 K (−185,848 °C)
Trippelpunkt: 83,8058 K (−189,3442 °C) 68,89 kPa
Kritisk punkt: 150,687 K (−122,463 °C) 4,863 MPa
Molvolym: 22,56 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 1,18 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 6,52 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 520 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 20,85 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 71 pm
Kovalent radie: 106 pm
van der Waalsradie: 188 pm
Elektronaffinitet: 0 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p⁶
e⁻ per skal: 2, 8, 8

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0
Elektronegativitet (Allenskalan): 3,242

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad (fcc)
Ljudhastighet: 319 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,01772 W/(m × K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −1,1 × 10⁻⁸
Brytningsindex: 1,000281

Identifikation

CAS-nummer: 7440-37-1
Pubchem: 23968
RTECS-nummer: CF2300000

Historia

Namnursprung: Från grekiska argos, ”på tomgång”.
Upptäckt och första isolation: Lord Rayleigh och William Ramsay (1894)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
35Ar	{syn.}	1,775 s	β+		35Cl
36Ar	0,337 %	Stabil
37Ar	{syn.}	35,04 d	ε		37Cl
38Ar	0,063 %	Stabil
39Ar	Spår	269 y	β−		39K
40Ar	99,6035 %	Stabil
41Ar	{syn.}	109,61 min	β−		41K
42Ar	Spår	32,9 y	β−		42K

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

---

Argon

Argon är ett icke-metalliskt grundämne som har atomnummer 18 och kemiskt tecken Ar. Argon är den vanligaste ädelgasen och den finns i jordens atmosfär i en halt av cirka 0,93 %. Argon används ibland som förpackningsgas i livsmedel och har E-nummer E 938.

Användning

Argon används ofta som skyddsgas när kväve är för reaktivt och andra ädelgaser för dyra. Argon har en stor användning i glödlampor där den skyddar volframtråden från oxidering. Gasen används också som skyddsgas vid svetsning av till exempel järn där metallen annars hade reagerat med luftens syre på grund av hettan. Flytande argon kan användas vid behandling av cancer då cellerna dör av den kraftiga nedkylningen.

Förekomst

Argon är den vanligaste ädelgasen och jordens atmosfär består till 0,934 volymprocent av gasen.

Gas	Procent i atmosfären (volym)
Kväve	78,084 %
Syre	20,946 %
Argon	0,934 %
Koldioxid	0,035 %
Övrigt	ca 0,001 %

(Atmosfären består också av vattenånga, oftast mellan 1 och 4 %, som inte räknas med då mängden varierar stort, bland annat med temperatur och höjd.)

Framställning

Argon utvinns huvudsakligen från luft genom fraktionerad destillation. Argon bildas också genom sönderfall av den naturligt förekommande radioaktiva isotopen ⁴⁰K.

Historia

Engelsmannen Henry Cavendish utförde på 1780-talet experiment med urladdningar i en blandning av kväve och ett överskott av syre, varvid han erhöll kväveoxider som han absorberade i en alkalilösning. Efter att ha absorberat kvarvarande syrgas med kaliumsulfid fick han kvar en liten gasmängd, vilken bestod av ädelgaser från luften. Han fastställde dock aldrig dessa glasblåsor som ett nytt ämne.

När John William Strutt på 1880-talet bestämde densiteten för olika gaser upptäckte han att kväve som hade framställts ur luft hade lite högre densitet än det kväve som framställts ur ammoniak. Strutt hittade ingen förklaring på problemet men skotten sir William Ramsay gjorde en spektralanalys på luft befriad från syre och kväve och hittade då linjer som aldrig förr hade hittats i luft.

När Ramsay 1894 ledde luftkväve över glödande magnesium, som reagerar med kväve, fann han att 1/80-del av gasen inte reagerade med magnesium. Forskarna kom då överens om att det var ett nytt grundämne som upptäckts och döpte gasen till argon efter det grekiska ordet argos som betyder trög eller lat.

Då Ramsay 1898 tillsammans med Morris Travers, destillerade argonet fann han att det innehöll ytterligare tre ädelgaser – neon, krypton och xenon.

H-fraser	H280
P-fraser	P403

16. Svavel (S) <— 17. Klor (Cl) —> 18. Argon (Ar)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Klor
https://en.wikipedia.org/wiki/Chlorine

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 35,45 (35,446–35,457)
Utseende: Blekt gulgrön gas

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid 0 °C och 101,325 kPa): 3,2 g/L
Densitet (flytande, vid kokpunkten): 1,5625 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 171,6 K (−101,5 °C)
Kokpunkt: 239,11 K (−34,04 °C)
Kritisk punkt: 416,9 K (143,75 °C) 7,991 MPa
Molvolym: 17,39 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: (Cl₂) 6,406 kJ/mol
Ångbildningsvärme: (Cl₂) 20,41 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 480 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: (Cl₂) 33,949 J/(mol × K)ol × K), C_v: 23 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 100 pm
Kovalent radie: 102 ± 4 pm
van der Waalsradie: 175 pm
Elektronaffinitet: 349 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s² 3p⁵
e⁻ per skal: 2, 8, 7

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Oxider (basicitet): (starkt sur)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 3,16
Elektronegativitet (Allenskalan): 2,869
Normalpotential: 1,36 V (Cl + e⁻ → Cl⁻)

Diverse

Kristallstruktur: Ortorombisk
Ljudhastighet: 206 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,0089 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 0,01 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: > 10⁹ nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −2,3 × 10⁻⁸
Brytningsindex: 1,000773
Kompressionsmodul: 1,1 GPa

Identifikation

CAS-nummer: 7782-50-5
Pubchem: 24526
RTECS-nummer: FO2100000

Historia

Namnursprung: Från grekiska chloros, ”gröngul”.
Upptäckt och första isolation: Carl Wilhelm Scheele (1774)
Fastställt som grundämne: Humphry Davy (1808)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
35Cl	76%	Stabil
36Cl	Spår	3.01×105 y	β− ε	36Ar 36S
37Cl	24%	Stabil

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

---

Klor

Klor (latinskt namn Chlorum; bildat av grekiskachlō’ros, ’gulgrön’, ’ljusgrön’^[9]) är ett icke-metallisktgrundämne. Det tillhör gruppen halogener och används bland annat som desinfektionsmedel. Det ingår som beståndsdel i olika salter, inklusive natriumklorid – koksalt.

Egenskaper

Rent klor förekommer som klorgas med formeln Cl₂. Klorgas är en gulgrön gas med en mycket stark lukt och reagerar direkt med de flesta ämnen. Gasen är giftig och skapar stor irritation i andningsorganen vid inandning, vid högre koncentrationer är den dödlig, dock krävs det en koncentration på 1 000 ppm, jämfört med de 3,5 ppm som krävs för att man överhuvudtaget skall känna lukten av ämnet. Rent klor är väldigt sällsynt i naturen, men det är relativt lätt att framställa. Det finns reaktioner med t.ex. klor och väte som tillsammans reagerar explosivt.

Förekomst

Klorföreningar är vanliga i naturen och livsviktiga för nästan alla livsformer, däribland människan. Eftersom klor är ganska elektronegativt förekommer klor främst som en jon, kloridjon, i föreningar med malmer och mineraler. Kloridjonen är en del i många salter (klorider) och finns därför i stor mängd i saltvatten. Klor är en kemisk del av vanligt salt (natriumklorid).

Många organiska klorföreningar har framställts syntetiskt. I dessa föreningar är kloratomer vanligtvis kovalent bundna till kolatomer. Bland organiska klorföreningar återfinns plaster som PVC, många läkemedel och sötningsmedlet sukralos, men också miljöfarliga ämnen som CFC och PCB.

Användning

Klor används vid tillverkning av kalciumhypoklorit (Ca(ClO)₂) som används till klorering av simbassänger. I såväl simbassänger som kommunalt dricksvatten används även natriumhypoklorit (NaClO) som bakteriedödande medel. Natriumklorid (NaCl) används för halkbekämpning på vägar. Vägsaltet sänker vattnets fryspunkt från 0 ned till ca 8–13 minusgrader, beroende på lösningens slutliga koncentration. Ishalka vid måttlig kyla kan förebyggas genom att utifrån bra väderprognoser salta strax innan vattnet fryser. Natriumklorid används även inom matlagning och kallas då för koksalt.

Klorgas har också använts som kemiskt vapen med första tillfället vid Andra slaget om Ypern den 22 april 1915 då Tyskland använde gasen mot fransk-algeriska soldater.

Historia

Gasen upptäcktes först av den svenske kemisten Carl Wilhelm Scheele 1774 vid hans studier av brunsten, men fick sitt namn av Humphry Davy som hävdade att det var ett grundämne.

Scheele publicerade resultaten i första delen av sin artikel Om brunsten eller magnesia och dess egenskaper i Kongl. Vetenskapsakademins Handlingar. Han trodde att gasen innehöll syre, och det var först 1810 som Humphry Davy föreslog att klor var ett grundämne. Det tog dock många år innan detta var allmänt accepterat bland kemisterna.

H-fraser	H270, H280, H330, H319, H315, H335, H400
EUH-fraser	EUH071
P-fraser	P260, P220, P280, P244, P273, P304+340, P305+351+338, P332+313, P370+376, P302+352, P315, P405, P403

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Svavel

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

Egenskaper

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

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

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

Föreningar

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

Sulfider

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

Oxider

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

Svaveloxosyror och deras salter

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

Svavelorganiska föreningar

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

Användning

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

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

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

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

Förekomst

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

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

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

Svavlets kretslopp

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

Fossila bränslen och försurningen

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

Historik

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

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

H-fraser	H315
P-fraser	P302+352

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Fosfor

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

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

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

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

Fri fosfor

Fosfor förekommer i ren form i flera allotroper.

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

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

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

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

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

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

Föreningar

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

Biologisk betydelse

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

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

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

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

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

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

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

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

Historik

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

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

Fosfor och internationell rätt

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Kisel

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

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

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

Historia

Elektronstruktur hos kisel.

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

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

Användning

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

Kisel inom legeringar

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

Kisel som föreningar

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

Förekomst

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

Ett av de bästa fyndmineralen för kiseldioxid är vanlig sand.

Framställning

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

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

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

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