Archives for januari 2000

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0
Elektronegativitet (Allenskalan): 4,789

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Neon

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

Egenskaper

Glödande ultrarent neon.

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

Historik

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

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

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

Utvinning

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

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

Användning

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

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

H-fraser	H280
P-fraser	P403

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Fluor

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

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

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

Karaktäristik

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

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

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

Isotoper

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

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

Historia

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

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

Framställning

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

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

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

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

Användningsområden

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

Industriellt användande av fluorföreningar

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

Användning inom tandvård och medicin

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

Biologisk roll

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

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

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

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

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

Försiktighetsåtgärder

Fluorgas

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

Fluoridjon

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

Vätefluorid och fluorvätesyra

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

Fluororganiska föreningar

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

Fluorets ursprung

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

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

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Syre

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

Egenskaper

Tvåatomigt syre, O₂

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

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

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

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

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

Syrgas är luktfritt.

Allotropa former

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

Ozon, O₃

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

Rött syre, O₈

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

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

Isotoper

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

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

Förekomst

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

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

Biologisk betydelse

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

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

Föreningar

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

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

Framställning

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

För exempelvis laboratoriebruk kan syrgas framställas genom elektrolys av vatten.

Användningsområden

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

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

I pappersindustrin används syre för att bleka pappersmassa.

Syre har E-nummer E 948.

Historia

Carl Wilhelm Scheele

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

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Kväve

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

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

Föreningar

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

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

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

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

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

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

Jordbruk

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

Kvävgas i däck

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

Flytande kväve

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

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

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

Förekomst och framställning

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

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

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

Säkerhet

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

Historia

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

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

Isotoper

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

H-fraser	H280
P-fraser	P403

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Kol

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

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

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

Av de oorganiska kemiska kolföreningarna kan speciellt nämnas:

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

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

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

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

Historia

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

Fasdiagram för Kol.

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

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

Användning

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

Orbitaler

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

Isotoper

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

Former

Kristallint kol antar flera former, med kraftigt varierande egenskaper:

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

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

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

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

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

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

---

Bor

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

Framställning

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

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

Historia

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

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

1824 identifierade Jöns Jacob Berzelius bor som ett grundämne.

Användning

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

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

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

Väldigt rent bor används i halvledare och termistorer.

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

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

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

I övrigt används borax för diverse rengöringsändamål och antiseptika.

H-fraser	H302

3. Litium (Li) <— 4. Beryllium (Be) —> 5. Bor (B)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 9,0121831 u
Utseende: Vit–grå metallisk

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1,848 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 1,69 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 560 K (1 287 °C)
Kokpunkt: 3 243 K (2 970 °C)
Kritisk punkt: 5 205 K (4 931,85 °C) ? MPa (extrapolerad)
Molvolym: 4,85 × 10⁻⁶ m³/mol
Smältvärme: 10,456 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 223,764 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 825 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 16,443 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 105 pm
Kovalent radie: 96 pm
van der Waalsradie: 153 pm
Arbetsfunktion: 4,98 eV

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2
Oxider (basicitet): BeO (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,57
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,576
Normalpotential: −1,97 V (Be²⁺ + 2 e⁻ → Be)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad
Ljudhastighet: 12890 m/s
Termisk expansion: 11,3 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 190 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 31,3 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 36 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −2,3 × 10⁻⁵
Youngs modul: 287 GPa
Skjuvmodul: 132 GPa
Kompressionsmodul: 130 GPa
Poissons konstant: 0,032
Mohs hårdhet: 5,5
Vickers hårdhet: 1670 MPa
Brinells hårdhet: 590–1320 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-41-7
EG-nummer: 231-150-7
Pubchem: 5460467
UN-nummer: 1567
RTECS-nummer: DS1750000

Historia

Namnursprung: Beryll, ett mineral.
Upptäckt: Louis Nicolas Vauquelin (1797)
Första isolation: Friedrich Wöhler & Antoine Bussy (1828)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
7Be	Spår	53,22 d	ε		7Li
8Be	{syn}	6,7 × 10−17 s	α		4He
9Be	100 %	Stabil
10Be	Spår	1,39 × 106 y	β−		10B
11Be	{syn}	13,81 s	β−		11B

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

---

Beryllium

Beryllium är ett grundämne som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller. Dess kemiska egenskaper avviker dock en del från de övriga alkaliska jordartsmetallerna, så att den i vissa avseenden påminner om aluminium. Beryllium är ett tämligen ovanligt grundämne, men koncentreras i vissa mineral, speciellt beryll (genomsnittsformel Be₃Al₂(SiO₃)₆), vilket är både en ädelsten och råvara till berylliumframställning. Som ädelsten kallas beryllen smaragd när den är grön, akvamarin när den är blekt blågrön och ädelberyll för alla övriga färger.^[12] Även gula, rosafärgade och violetta varianter av beryll förekommer sällsynt. Färgen kommer av föroreningar i stenen. Beryllium har atomnummer 4.

Hälsofara

Beryllium och dess föreningar är utomordentligt giftiga. Inandning av berylliumdamm eller ångor från berylliumföreningar leder till lunginflammation (beryllios). Första symptom är rethosta och andnöd. Diagnos sker med röntgenundersökning kompletterat med blodprov. Vid behandling efter kortvarig exponering tillfrisknar patienten oftast efter någon vecka. Vid långvarig exponering blir skadan obotlig.

Att se upp med är kontakt med sönderslagna lysrör samt skärmar till datorer och TV-mottagare, eftersom lysämnet, som täcker glasets insida, kan innehålla beryllium.

Vid bearbetning av metallen måste åtgärder vidtas för att undvika inandning av damm och spån. Ögon och hud kan skadas av kontakt med beryllium och berylliumhaltiga föreningar. Om beryllium kommer in i ett sår, blir såret svårläkt.

Nedsväljning är harmlöst.

Vid berylliumsmitta ansamlas ämnet främst i skelettet. Utsöndring sker långsamt genom urin och avföring. Vid ett olyckstillfälle smittades samtidigt 25 personer. Uppföljning visade en biologisk halvvärdestid på 2–8 veckor.

Amerikanska myndigheten OSHA (Occupational and Health Safety Administration) har satt säkerhetsgränsen för luftförorening av beryllium till max 2 μg/m³ luft. Vid arbete med beryllium är rökning, mat och dryck förbjudet.

NIOSH (National Institute for Occupational Safety and Health) misstänker att beryllium möjligen kan vara cancerframkallande.

Risk för dammexplosion vid kontakt mot heta föremål eller utsatt för gnistor.

Historik

Beryllium identifierades som element av Louis Vauquelin 1798. Berylliummetall framställdes för första gången 1828 av Friedrich Wöhler samt oberoende av Antoine Bussy. Metoden var att reducera berylliumklorid (BeCl₂) med hjälp av kalium.

Wöhler kallade det nya ämnet glucinium, med kemisk tecken Gl. Detta namn byggde på latin glucina härlett från grekiska glukus = söt, syftande på att vissa berylliumföreningar smakar sött. Tidiga forskare hade nämligen som en första indikation på berylliumförekomst smakat på berylliumföreningar, och tyckte det smakade sött. Man förstod då inte att det var giftigt och farligt.

Vauquelin kallade ämnet beryllium. Båda benämningarna förekom parallellt ända till 1957, då beryllium fastställdes som det giltiga namnet.

Egenskaper

Finfördelat beryllium är brännbart i luft, men till skillnad mot alkalimetaller och de flesta alkaliska jordartsmetaller, är beryllium så pass svårjoniserat att det inte ger någon färg när det bränns i låga.

Densiteten är visserligen 1,85 (vatten 1,0), men berylliumpulver är inte tyngre än att vattens ytspänning räcker för att hålla pulvret flytande, d v s vattnet väter ej pulvret.

Praktiskt taget olösligt i kallt vatten, men något lösligt i hett vatten. Löser sig inte i kvicksilver.

Angrips av både sura och alkaliska lösningar. Reagerar långsamt med utspädd salpetersyra. Reagerar med svavelsyra, klorvätesyra och fluorvätesyra, men påverkas knappast alls av koncentrerad (rykande) salpetersyra.

Oxideras ej vid förvaring i normal rumstemperatur.

Beryllium är smidbar upphettad till rödvärme (omkring 500 °C).

Slipning av berylliumlegeringar skapar inga gnistor. Gnistfriheten utnyttjas för gnistfria verktyg, som är avsedda för arbete i explosionsfarlig miljö.

Framställning

Vid framställning av berylliummetall omvandlar man beryllen till berylliumhydroxid (Be(OH)₂) med någon metod, exempelvis urlakning med svavelsyra (H₂SO₄) och kokning med natriumhydroxid (NaOH). Berylliumhydroxiden omvandlas till klorid och reduceras sedan med magnesium, varvid man får oren berylliummetall som sedan renas.

Gruvor i Sverige

I Kolsva fältspatgruva, tolv kilometer norr om Köping, finns Sveriges största förekomst av berylliumminera. Under främst 1950-talet tillvaratogs här, huvudsakligen genom utskrädning av befintliga skrotstensupplag, omkring 25 ton berylliummineral, främst beryll (omkring 90 %) och krysoberyll. Detta gör gruvan till den största berylliummineraliseringen i Sverige och förmodligen störst i Europa. Genom AB Atomenergis prospekteringsverksamhet upptäcktes stora mängder berylliummineral i de djupare delarna (85–110 metersnivån) av fältspatgruvan. De större blocken med beryll, vägande 200–750 kilo/styck, som först påträffades i de omfattande skrotstenshögarna, kunde spåras till fast klyft i gruvans djupare delar.

Användning

Berylliummetall används i lätta metallegeringar som främst används inom rymdindustri, och som legeringsämne till koppar, berylliumbrons. Vidare används metallen till fönster i röntgenrör och som moderatormaterial och för kapsling i kärnreaktorer. I kärnvapen används beryllium som neutronreflektor. Berylliumoxid är en elektrisk isolator med hög värmeledningsförmåga. Dessa egenskaper utnyttjas i en pasta, som anbringas mellan värmekänsliga komponenter på kretskort och kylflänsar för att ge god termisk kontakt utan isolationsproblem.

All användning av beryllium begränsas av dess giftighet.

H-fraser	H350i, H330, H301, H372, H319, H335, H315, H317
P-fraser	P201, P260, P280, P284, P301+310, P305+351+338

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

---

Litium

Litium, uttal: li’t(s)ium (latinskt namn Lithium), är grundämne nummer tre (3) i det periodiska systemet. Litium tillhör gruppen alkalimetaller och har kemiskt tecken Li.

Litium var det första grundämne som utsattes för en helt artificiell kärnreaktion. John Cockcroft och Ernest Walton bombarderade 1932 Litium-7 kärnor med protoner från en partikelaccelerator. Försöket resulterade i en splittring av Li-kärnorna på ett sådant sätt, att två helium-kärnor bildades.

Egenskaper

I ren form är litium en silvervit mjuk och smidig metall. Den är hårdast av alkalimetallerna och med den högsta smältpunkten och den högsta kokpunkten. Litium är det lättaste grundämnet som är i fast form vid normal rumstemperatur. Litium har hög elektrisk ledningsförmåga. Metallen oxideras inte i absolut torr luft^[11] men däremot snabbt i vanlig luft och vatten. Ämnet måste därför förvaras i syrefria vätskor som till exempel fotogen eller mineralolja. Om det förvaras i luft överdras det snabbt med ett lager av en blandning av litiumhydroxid (LiOH), litiumkarbonat (Li₂CO₃) och litiumnitrid (Li₃N). Litiums normalpotential i vattenlösning vid 25 °C för reaktionen Li=Li⁺ + e^– är -3,045 V.

Metallen är löslig i flytande ammoniak. Lösningen är kraftigt reducerande. I utspädd form är lösningen blå men i koncentrerad form är den metalliskt kopparliknande.

Litiums utvidgningskoefficient är 0,000 046 K⁻¹.

Litiums färg i låga. Ett test på litium

Vid upphettning i en låga avger litium en karminröd färg på grund av att litiumet lätt joniseras. Den starkaste spektrallinjen finns vid 670,8 nm.

Isotoper med alla masstal från och med 4 till och med 12 är kända, men endast litiumatomer med masstalen 6 och 7 är stabila.

Förekomst

Litium förekommer i många bergarter, 0,001 7 % av jordskorpan, i havsvatten 1,8 · 10⁻⁵ % (0,18 mg/l), i flodvatten i USA så lite som 3 · 10⁻⁷ % (0,003 mg/l). I mineralkällor kan halterna vara betydligt högre, 0,05…10 mg/liter. Ungefär hälften av allt litium finns i Bolivias saltöken. Detta gör att litium är det 35:e vanligaste grundämnet i jordskorpan.

Kända hälsokällor med ”heligt vatten” innehållande litium finns i Santovka i Slovakien, i Karlovy Vary (Karlsbad) i Tjeckien, i Mariánské Lázně (Marienbad) i Tjeckien och i Vichy i Frankrike.

De industriellt viktigaste mineralen är amblygonit, lepidolit, petalit och spodumen.

Utvinning

Land	Produktion	Reserver
Argentina	5 700	2 000 000
Australien	14 300	1 600 000
Brasilien	200	48 000
Canada (2010)	480	180 000
Chile	12 000	7 500 000
Folkrepubliken Kina	2 000	3 200 000
Portugal	200	60 000
Zimbabwe	900	23 000
Hela världen	35 000	14 000 000

Tillgången på litium har de senaste åren kommit i blickfånget till följd av råvarans betydelse vid tillverkning av batterier för bland annat datorer och elfordon och behovet ökar för närvarande i snabb takt. Världsproduktionen av litium uppgick år 2016 till cirka 35 000 ton varav Chile, Australien, Kina och Argentina står för över 95%. Den ökade efterfrågan har lett till ökad prospektering och år 2016 uppskattades världens kända tillgångar till 47 miljoner ton, varav Argentina och Bolivia vardera har cirka 9 miljoner ton.

Utvinningen i just Bolivia är dock ännu obetydlig, mycket till följd av landets mycket svaga ekonomiska och politiska ställning. År 2009 startade en småskalig utvinningsanläggning i departementet Potosí vid Salar de Uyuni, en vattenmättad saltöken 3 700 meter över havet. En trögflytande saltlösning pumpas upp från bottnen och indunstas i grunda bassänger i strandkanten, samma teknik som vid utvinning av havssalt i saliner. Resultatet blir vita kristaller i form av litiumkarbonat, Li₂CO₃, som blir råvara vid framställning av flera andra litiumföreningar samt för renframställning av metallen. Produktionen i detta projekt planerades nå 40 ton litiumkarbonat vid utgången av 2010 vilket dock utgör bara någon promille av världsproduktionen.

Litium i Sverige

I Sverige pågår viss prospektering. Provborrning efter litium gjordes i Västanå utanför Liden, väster om Sundsvall, i början av 2013. Möjliga fynd av tantal och niob bidrog till intresset. Provborrningarna stoppades emellertid senare under 2013, dels för att prospekteringsbolaget Providence Lithium Resources AB:s arbetsplan enligt Bergsstaten stred mot minerallagen, dels för att bolaget inte underrättat markägarna ”på rätt sätt”.

En möjlig fyndighet i Bergby i Gävle kommun undersöks.

Litium i Finland

Finland har Europas största förekomst av litium i Kaustby, Kronoby och Karlebytrakten i Mellersta Österbotten. En exploatering har diskuterats av Keliber Oy.

Användning

Det finns många användningsområden för litium och dess föreningar:

• Olika legeringar. Litium, i sig mjukt som smör, legerar sig lätt med aluminium, magnesium och bly och gör dessa hårdare.
• Litiumtvålar är bra smörjmedel.
• Elektriska batterier och t.ex. litiumjonbatterier för elbilar. Det mest uppmärksammade exemplet är Tesla Model S. Tesla förlitar sig helt på Litiumjon-batterier i alla sina bilar och har byggt Gigafactory för att producera litiumjonbatterier.
• Mediciner mot bipolär sjukdom. Se Litiumbehandling.
• Spårämne vid spaning efter vattenflöden
• Spårämne med förekomst i låga halter i föda och dricksvatten.
• Litiumfluorid gör glas genomskinligt för ultraviolett strålning (UV), vilket kan utnyttjas för tillverkning av UV-genomsläppliga linser för fotografering i UV-ljus.
• Litiumklorid och litiumbromid (LiCl, LiBr) är starkt vattenupptagande (hygroskopiska) och används i många vetenskapliga sammanhang som torkmedel. Litiumklorid kan även användas som antifrysmedel
• I fusionsvapen, lite oegentligt kallade vätebomber. Under termonukleära förhållanden sönderdelas ⁶Li till tritium ³H, som fusionerar med deuterium, ²H.
• I fusionsreaktorer som en källa till tritium. Väggarna på en tokamak täcks med litium, och neutroner från fusionen omvandlar ⁶Li till ³H som upprätthåller bränslecykeln (D-T-fusion).
• Beståndsdel i raketbränsle
• Litiumperklorat användes inom organisk syntes.
• Litium kan ingå i föreningar som används för att öka viskositeten hos smörjoljor och smörjfetter. Speciell egenskap för litiumsmöjmedel är att de har ett högt viskositetsindex (bibehållna egenskaper inom ett brett temperaturområde, från mycket kallt till mycket varmt).
• Litiumhydrid bildas som ett vitt pulver, när litium utsätts för en 750 °C het vätgas-ström. Om detta pulver blandas med vatten frigörs stora mängder väte (upp till 2,8 m³ per kilogram pulver). Detta gör att litiumhydroxid kan fungera som vätgasackumulator.
• Litiumklorid används i litiumbatterier av den anledningen att atomens elektroner inte vill vara på samma ställe utan är rörlig och skapar spänning.

Historia

Mineralet petalit upptäcktes år 1800 av brasilianaren José Bonifácio de Andrada e Silva i prov från en pegmatit i Utö järnmalmsgruva i Stockholms södra skärgård.^[23] Mineralet analyserades 1817 av Johan August Arfwedson som därvid upptäckte grundämnet litium. Arfwedson arbetade då i laboratoriet hos Jöns Jakob Berzelius. Namnet litium kommer av det grekiska ordet λίθεος [litheos], sten. Litium framställdes i metallisk form först av de engelska kemisterna William Thomas Brande och Humphry Davy år 1818 genom elektrolys av smält litiumoxid.

År 1855 lyckades Robert Wilhelm Bunsen och Augustus Matthiessen renframställa litium genom elektrolys av smält litiumklorid, LiCl, i sådan mängd att metallens egenskaper kunde undersökas.

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

1. Väte (H) <—- 2. Helium (He) —-> 3. Litium (Li)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 4,002602 u
Utseende: Färglös i gasform

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 0,1785 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 0,145 g/cm³
Densitet (vid kokpunkten): 0,125 g/cm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 0,95 K (−272,20 °C) (2,5 MPa)
Kokpunkt: 4,222 K (−268,928 °C)
Trippelpunkt: Nedre λ-punkt: 2,177 K (−270,973 °C) 5,043 kPa
Kritisk punkt: 5,1953 K (−267,9547 °C)
Molvolym: 22,4 × 10⁻³ m³/mol
Smältvärme: 0,0138 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 0,0829 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 5,2 × 10³ J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 20,786 J/(mol × K)

Atom

Atomära egenskaper

Atomradie: 31 pm
Kovalent radie: 28 pm
van der Waalsradie: 140 pm
Elektronaffinitet: 0 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: 1s²
e⁻ per skal: 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0
Elektronegativitet (Paulingskalan): Ingen uppgift
Elektronegativitet (Allenskalan): Ingen uppgift

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad (hcp)
Ljudhastighet: 972 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,142 W/(m × K)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −1,1 × 10⁻⁹
Brytningsindex: 1,000035

Identifikation

CAS-nummer: 7440-59-7
EG-nummer: 231-168-5
Pubchem: 23987
RTECS-nummer: MH6520000

Historia

Namnursprung: Helios, den grekiska solguden.
Upptäckt: Pierre Janssen, Norman Lockyer (1868)
Första isolation: William Ramsay, Per Teodor Cleve, Abraham Langlet (1895)

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
3He	0,000134 %	Stabil
4He	99,999866 %	Stabil
5He	{syn}	7,618 × 10−22 s	n		4He
6He	{syn}	806,7 ms	β−		6Li

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

---

Helium

Helium är grundämne nummer två i det periodiska systemet, en färglös och luktlös ädelgas. Ämnet har lägst kokpunkt av alla grundämnen, och endast vid högt tryck övergår det i fast form.

Helium är det näst vanligaste grundämnet i universum. Nytt helium uppstår genom fusionsprocesser i stjärnorna och genom alfastrålning från radioaktiva grundämnen. Koncentrationen i jordens atmosfär är låg, så helium utvinns mest ur naturgas.

Helium används inom flera teknikområden: Eftersom gasen är lätt och inert med små obundna atomer passar den som kontrollerad atmosfär, vid läcksökning och som drivgas i raketer. Flytande helium är ett viktigt kylmedel inom lågtemperaturtekniken och i det supraflytande tillståndet blir ämnet en mycket god värmeledare.

Heliumatomen

Bindningsenergi per nukleon. D är deuterium (²H), T är triium (³H)

Heliumatomens kärna består av två protoner och en eller flera neutroner. Det omgivande elektronmolnet har två elektroner som fyller 1s-orbitalen. Av alla atomer har helium den minsta radien.

Helium har två naturliga stabila isotoper med olika fysikaliska egenskaper vid låg temperatur, dessutom några instabila syntetiska isotoper.

Helium-4

Den på jorden helt övervägande isotopen Helium-4, eller ⁴He, har två neutroner och är en boson. Kärnan har en bindningsenergi av 7,07 Megaelektronvolt (MeV) per nukleon, vilket är det högsta värdet bland alla atomer med masstal under 12. ⁴He-kärnan är därmed mycket stabil.

Helium-3

Helium-3- eller ³He-atomen har endast en neutron och är därmed en fermion. På jorden är den sällsynt och utgör endast 1,34 ppm av luftens heliumatomer.

Bindningsenergin per nukleon är 2,57 megaelektronvolt (MeV), vilket är jämförbart med det radioaktiva ³H (tritium).

Helium-3 som fusionsbränsle

Man har diskuterat om ³He kan användas som bränsle i fusionskraftverk, genom deuterium-helium3- och helium3-helium3-fusionerna:

2H + 3He

→ 4He

+ 1H

3He + 3He

→ 4He

+ 2 1H

Till skillnad från de i forskningsreaktorer vanligen använda DT och DD-processerna, skulle ³He-fusion ha fördelen att varken generera neutroner eller radioaktiva isotoper. De reaktortekniska extra-svårigheterna för ³He-fusion är dock betydande: Deuteriumkärnor fusionerar lättare med varandra än med ³He och för att fusionera två ³He-kärnor behövs mycket högre temperaturer och tryck än för DT- och DD-Processerna.^[14]

Syntetiska isotoper

De radioaktiva isotoperna

• ⁶He, med halveringstiden 805 ms och
• ⁸He, med halveringstiden 122 ms

förekommer inte naturligt och övergår vanligen till litium genom betasönderfall.

Aggregationstillståndens egenskaper

På grund av heliums speciella egenskaper behandlas i följande avsnitt suprafluiditet som ett aggregationstillstånd även om detta inte stämmer exakt med gängse allmän definition

Till skillnad från de flesta andra grundämnen beror övergångarna mellan heliums aggregationstillstånd starkt av isotopen.

Fasdiagram för ⁴He

Fasdiagram för ³He

Egenskap	4He	3He
Kritiskt tryck	229 kPa	124 kPa
Kritisk temperatur	5,20 K	3,37 K
Kokpunkt vid atmosfärstryck	4,215 K	3,191 K
Övergång till suprafluiditet (atmosfärstryck)	2,17 K	1 mK

Gasform

Vid 0 °C och 1000 kPa är helium är en färglös gas utan lukt och smak. Densiteten är 0,178 kg/m³, eller knappt en sjundedel av luftens. En heliumballong med volymen 1 m³ lyfter 1,115 kg, inklusive sin egen massa. Den låga densiteten inverkar även på ljudhastigheten, som är 971 m/s, eller knappt 3 gånger ljudhastigheten i luft.

Heliums värmeledningsförmåga är 0,142 W/(m*K) vid 19 °C, eller fem gånger luftens.

Heliumatomen, som är mindre än alla gas-atomer och -molekyler, diffunderar särskilt lätt genom små öppningar.

Flytande helium

Vid temperaturer under 4 K (−269 °C) kondenserar helium till en färglös vätska. Flytande helium har flera speciella egenskaper:

• Kokpunkten är den lägsta av alla grundämnen. Alla andra grundämnen har en kokpunkt över 20 K.
• Vid atmosfärstryck är helium (supra-)flytande vid absoluta nollpunkten. Alla andra grundämnen är fasta vid 10 K.

Supraflytande helium

Supraflytande ⁴He

Supraflytande helium ”kryper” över barriärer.

Vid lambdapunkten, 2,17 K, övergår ⁴He i en supraflytande fas utan viskositet. Vätskan kan flyta genom kapillärer utan mätbar friktion^[17] och den kan flyta över barriärer till en lägre potential. Genom den andra ljudvågen får vätskan en mycket hög värmeledningsförmåga.

I litteratur kallas ofta den ”vanligt” flytande fasen i ⁴He för helium I. Den supraflytande fasen kallas helium II.

Det finns flera teorier om suprafluiditet i ⁴He:

• Fritz London antog att ⁴He nära absoluta nollpunkten blir ett Bose–Einstein-kondensat.
• László Tiszas två-vätske-modell uppfattar helium under lambdapunkten som en blandning av en normalt flytande och en supraflytande fas.
• Lev Landau införde en ny kvasipartikel: Rotonen för att beskriva supraledningen i ⁴He

Supraflytande ³He

Vid temperaturer under 1 mK kan även ³He kan bli supraflytande. Supraflytande ³He har en mer komplicerad struktur än ⁴He och måste förklaras med andra teorier.

Helium i fast form

Endast vid låga temperaturer och tryck högre än 2,5 MPa, (cirka 25 atmosfärer), kan helium inta fast form. Kristallstrukturen är hexagonal (hcp) eller i vissa fall kubiskt rymdcentrerat (bcc).

Trippelpunkt

Fast helium sublimeras inte till gasform. Det finns därmed ingen trippelpunkt enligt gängse definition. Som trippelpunkt kan man istället ange jämviktspunkten mellan faserna ”gas”, ”flytande” och ”supraflytande” (för ⁴He: 2,172 K och 5,035 kPa) eller den mellan faserna ”flytande”, ”supraflytande” och ”fast” (för ⁴He: 1,76 K och 3,02 MPa). Dessa motsvarar lambdapunktens lägsta och högsta tryck.

Kemiska egenskaper

Molekyler och joner

På grund av elektronstrukturen och elektronernas närhet till kärnan är helium inert. Med 24,6 eV är joniseringsenergin den högsta av alla atomers. Helium ingår därför endast i specialfall molekyl- eller jon-liknande förbindelser.

Dihelium

Dihelium (He₂, ChEBI ID:33685) är en mycket löst bunden dimer som uppstår genom van der Waals-kraft. I dimeren är avståndet mellan atomerna hela 5,2 nm och bindningsenergin 1,1 mK ^[22] (10^-7eV). Eftersom vibrationsenergi lätt bryter upp molekylen är den instabil, utom vid temperaturer nära absoluta nollpunkten. Dihelium kan joniseras och den negativa jonen He₂^– är metastabil med livslängd över 1 μs.

Litium-Helium dimer

Man har vid temperaturer under 5K även kunnat påvisa en van der Waals-dimer av helium och litium (LiHe).

Löslighet

Heliums vattenlöslighet är mycket låg: Endast 1.5 mg helium kan lösas i en liter vatten vid 20 °C och 1013 hPa.

Förekomst

Proton-protonkedjan

I universum

I universum är helium det näst vanligaste grundämnet: Enligt Big Bang-teorin skedde en tidig nukleosyntes av lätta atomkärnor inom 20 minuter efter Big Bang. Efter denna skall 25 % av universums massa ha bestått av ⁴He och 10 ppm av ³He. Heliumhalten stämmer ungefär med vad som idag observeras i utomgalaktiska H II-regioner.

Solen och solsystemet

Helium är också vanligt i solsystemet: solens, liksom många andra stjärnors, värme uppstår huvudsakligen genom proton-proton-processen där helium bildas ur väte. Solens fotosfär innehåller 25 % helium och heliumhalten i solvinden är någon viktprocent av vätehalten. I solvinden är mol-förhållandet mellan ³He och ⁴He ca. 430 ppm.

Planeternas atmosfär har olika heliumkoncentration. Allmänt sett är den större i stora planeter:

Venus	0,0012 % (12 ppm)
Jorden	0,00052 % (5,2 ppm)
Mars	mycket låg / okänd
Jupiter	10,2 %
Saturnus	3,25 %
Uranus	15,2 % ± 3,3 %
Neptunus	19 % ± 3,2 %

Tabell: Volymmässig heliumkoncentration i solsystemets planetatmosfärer.

Månytans regolit, som utsätts för solvinden, innehåller också helium. Förhållandet mellan de stabila isotoperna [³He]/[⁴He] är 0,03  viktprocent, liknande förhållandet i solvinden och betydligt högre än på jorden.

På jorden

I jordens innandöme bildas helium vid alfasönderfall av tunga grundämnen. Naturgas kan därför innehålla ett par procent helium. Heliumrik naturgas finns normalt över kristallina bergarter innehållande uran eller torium. För att helium skall hållas kvar i ett lagerställe måste det vara täckt av täta sedimentära bergarter. Kväve fungerar som bärgas för heliumtransport i berget. I vår atmosfär är heliumkoncentrationen dock endast 5,2 ppm eftersom heliumatomerna snabbt avges till världsrymden.

Produktion och marknad

Anrikningsprocess

Anrikningsverk utanför Amarillo, Texas

Naturgasen ur vilken helium utvinns bör ha en halt av minst 0,4 %. Den genomgår först en förbehandling där koldioxid, vattenånga och tyngre kolväten tas bort. Därefter avskiljs metan och kväve i flera steg genom fraktionerad destillation. Produkten är ett råhelium med 50 till 70 % helium, kvävgas liksom små mängder metan, vätgas och neon. Råhelium renas genom kondensation av kvävgas och metan, oxidering av vätet och pressure-swing-adsorption (PSA) till 99,99 % renhet.

Tillgång

Heliumproduktion i USA

Världens heliumutvinning år 2016 uppskattas till 132 miljoner m³. Marknaden domineras av USA och Qatar:

• 2016 producerade USA 63 miljoner m³ helium. Produktionen kommer ur källor i norra Texas, Oklahoma, Kansas och östra Colorado men också längre västerut, runt Klippiga bergen. Dessutom frigjordes 22 miljoner m³ helium ur den statliga strategiska reserven (National Helium Reserve) i Cliffside utanför Amarillo, Texas.
• Qatars helium anrikas i Ras Laffan. 2016 producerades 50 miljoner m³.
• Algeriet var världens tredje största producent med 10 miljoner m³.

Produktion i EU

Inom Europeiska unionens område finns helium i sydvästra Polen. År 2015 utvanns där 1 miljon m³ ur naturgasresevoarer med en heliumhalt om 0,22 till 0,42 %. En produktionsenhet står i Odolanow.

Pris och trender

En kubikmeter helium med 99,997 % renhet, Helium-A, handlades 2016 för 7,21 US dollar. Priset från USA:s strategiska reserv styrs av Helium Privatisation Act från 1996.

I takt med att naturgas förbrukas som bränsle, utan att ta vara på heliuminnehållet, minskar världens lätt utvinnbara heliumtillgångar. Det har spekulerats i heliumbrist om USA:s strategiska reserv skulle uttömmas, men år 2016 innehöll reserven 735 miljoner m³ vilket skulle räcka att upprätthålla nuvarande försäljning åtminstone i 30 år. Världens heliumresurser uppskattas till 52 miljarder m³.

Användningsområden

Magnetkamera för MRI

Kylmedium

I USA går en tredjedel av heliumkonsumtionen till kylanvändningar. Flytande helium är ett viktigt kylmedium inom lågtemperaturtekniken och för att nå temperaturer under 17 K finns det knappast något alternativ. I de flesta fall inträffar supraledning under 17 K så en vanlig användning är att kyla supraledande magneter, exempelvis i de medicinska undersökningsmetoderna magnetisk resonanstomografi (MRI), kärnmagnetisk resonans (NMR) och elektronspinnresonans.

Supraflytande helium vid 1,9 K har en värmeledningsförmåga mer än hundra gånger högre än syrefri (OF-)koppar och är därmed en mycket effektiv värmeledare.

Tryck och rensning

Stora mängder helium används i raketer för att trycksätta och rensa tankar med kalla vätskor, exempelvis flytande syre.

Kontrollerad atmosfär

Gaskromatograf med helium som rörlig fas och flammjonsdetektor

Reaktionströghet, lätthet och god värmeledningsförmåga gör heliumgas till en lämplig omgivning vid metallurgiska processer, liksom tillverkning av halvledare och optisk fiber. Den används även som rörlig fas i gaskromatografi och som förpackningsgas för livsmedel (E-nummer E 939).

Skyddsgas vid metallbearbetning

Helium används även vid svetsning: Eftersom den är inert hindrar den, om den utledes över svetsskarven, luftens syres skadliga oxidering av smältan. Här kan helium dock ofta ersättas med argon.

Urladdningsrör med helium

Läcksökning

Heliumatomerna utgör mycket små partiklar som lätt diffunderar genom öppningar. Den lättflyktiga gasen används därför gärna vid läcksökning i vakuumkärl och bränslesystem.

Andningsgasblandningar

En mindre del av världens heliumförbrukning går till helium-syrgas-blandningar. De används medicinskt, vid spirometri och för att lindra symptom vid lungsjukdomar men även som andningsgas vid dykning (Heliox) för att minska kvävenarkosen. En nackdel med helium vid dykning är den höga värmeledningsförmågan som kan kyla kroppen.

Den höga ljudhastigheten skapar det berömda fenomenet Kalle Anka-röst som människor får när de inhalerar helium-syre-blandningar. Varning: Inandning av rent helium bör aldrig ske på grund av att syremättningen i blodet sjunker blixtsnabbt och det är stor risk för att man förlorar medvetandet, och det finns risk för att man dör eller får hjärnskador av syrebrist.

Andra användningar

Heliumfyllt luftskepp

Helium används sedan länge i gasballonger och luftskepp eftersom den billigare och lättare vätgasen medför eldfara och explosionsrisk. Helium används även inom belysningsteknik och i Helium-Neon-lasern

Risker och säkerhet

Neutralt helium vid normala förhållanden är inte giftig, spelar ingen biologisk roll och hittas i mycket små mängder i människans blod. Om stora mängder helium inandas, kan syret som behövs för normal andning ersättas, och kvävning inträffa.

Säkerhetsfrågorna för helium med en låg temperatur liknar dem för flytande kväve. Dess extremt låga temperatur kan resultera i köldskador, vilka blir allvarligare med sprej än vid kontakt med vätska. I det senare fallet bildas ett så kallat Leidenfrost-skikt mot huden, som tillfälligt hindrar direktkontakten. Vidare kan omvandlingen från vätska till gas orsaka explosioner, om inte någon tryckkammare är installerad.

Containrar med helium i gasform vid runt -265 °C ska hanteras som om de innehöll flytande helium, på grund av den snabba och betydande utvidgningen som uppstår, när helium i gasform under -265 °C värms till rumstemperatur.

Historia

Heliums emissionsspektrum

Jules Janssen som upptäckte heliums spektrum

Vid en solförmörkelse 1868 upptäckte fransmannen Jules Janssen spektrallinjer i solens spektrum, som inte tillhörde något känt atomslag, varför engelsmannen Norman Lockyer antog att de kom från ett hittills okänt grundämne som sedan han och den engelske astronomen Edward Frankland kallade helium (efter grekiska ἥλιος [hêlios] – solen). År 1895 framställde den engelske kemisten William Ramsay helium genom att lösa ett uranhaltigt mineral i syra, vilket identifierades av Lockyer och Frankland som helium och samma år detekterade den tyske fysikern Heinrich Kayser spektrallinjer från helium i en ädelgasblandning framställd ur luft. Samma år framställde engelsmannen N.A. Langley och oberoende de svenska kemisterna Per Teodor Cleve och Abraham Langlet helium med exakt samma metod. År 1905 upptäcktes att naturgas från en källa i Dexter, Kansas innehöll 2 % helium och 1909 visade Ernest Rutherford och Thomas Royds att alfapartiklar var heliumkärnor.

Helium var den sista av gaserna som man lyckades överföra i vätskeform. Det såg till och med ut som om helium kanske var den enda egentliga gasen, det vill säga okondenserbar till skillnad från ångor enligt gammal definition. Genom att utnyttja den temperatursänkning som erhålls när en komprimerad gas utvecklar arbete i en detander(dekompressor) lyckades holländaren Heike Kamerlingh Onnes år 1908 få helium att undan för undan, med hjälp av välkonstruerade värmeväxlare kallna alltmer och till slut kondensera. Just detta renderade honom 1913 års nobelpris i fysik.

Med kokande helium som köldmedium kunde metallernas resistivitet vid mycket låga temperaturer studeras. Av speciellt intresse var dåtidens resistansnormal kvicksilver. Kamerlingh Onnes fann år 1911 att resistiviteten hos just kvicksilver vid 4,2 K, det vill säga helt nära heliums kokpunkt vid normalt atmosfärstryck, försvann på ett abrupt och helt oväntat sätt (se supraledning).

Under första världskriget blev helium, som inert fyllgas i luftskepp och spärrballonger, militärt viktigt. 1925 antog USA Helium Act som förbjöd försäljning till icke-statliga ändamål. Denna reglering lättades först efter Hindenburgkatastrofen 1937.

Redan Kamerlingh Onnes beskrev att något speciellt hände i flytande helium vid 2 K men upptäckten av suprafluiditet under 1930-talet brukar tillerkännas Pjotr Kapitsa.

Glödande ultrarent helium.

År 1937 blev USA:s heliumproduktion i praktiken ett statligt monopol. Under 1950-talet spekulerade man i att helium skulle bli en viktig resurs i det kalla kriget och 1960 antogs ett tillägg till Helium Act som lät inrikesdepartementet lagra överskott i en nationell reserv i den delvis tömda gaskällan Bush Dome Reservoir i Cliffside nära Amarillo i Texas, och dessutom låna federala medel för att köpa helium från privata producenter. Man tecknade 22-åriga köpekontrakt och snart öppnades privata anläggningar för heliumutvinning. När produktionen så mångdubblades medan konsumtionen endast steg marginellt, tillfördes Cliffside under tiden 1964 till 1972 årligen mer än ⅔ av USA:s heliumproduktion. 1973 hade USA byggt upp en överdimensionerad nationell reserv om 970 Mm³ råhelium till stora kostnader. Regeringen bröt köpekontrakten, vilket ledde till drastiskt minskad produktion och långvariga rättsprocesser.

Suprafluiditet i ³He upptäcktes i början av 1970-talet av Lee, Richardson och Osheroff.

Efter 1975 steg heliumkonsumtionen snabbare och under 1980-talet förbättrades lönsamheten hos USA:s privata utvinnare.

År 2006 producerade USA 90% av världens helium. Med lagen Helium Privatisation Act från detta år blev USA:s heliumproduktion helt privat och de federala källorna lades i malpåse. De följande åren ökade Algeriets produktion och 2005 började Qatar anrika stora mängder.

Eftersom den sällsynta ³He-isotopen kan ha värde som fusionsbränsle har man sedan 2004 spekulerat i möjligheten att utvinna ³He ur månytan för att lösa jordens energibehov.

H-fraser	H280
P-fraser	P403

1. Väte (H) —> 2. Helium (He)

https://sv.wikipedia.org/wiki/V%C3%A4te
https://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 1,008 (1,00784–1,00811) u
Utseende: Färglös i gasform
Allotroper: Diväte (H₂)

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 0,08988 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 70 g/dm³ (fast: 76,3 g/dm³)
Densitet (vid kokpunkten): 70,99 g/dm³
Aggregationstillstånd: Gas
Smältpunkt: 13,99 K (−259,16 °C)
Kokpunkt: 20,271 K (−252,879 °C)
Trippelpunkt: 13,8033 K (−259,3467 °C) 7,041 kPa
Kritisk punkt: 32,938 K (−240,212 °C)
Molvolym: 22,42 × 10⁻³ m³/mol
Smältvärme: 0,05868 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 0,44936 kJ/mol
Specifik värmekapacitet:14 304 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 28,836 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 28 pm
Kovalent radie: 31 ± 5 pm
van der Waalsradie: 120 pm
Elektronaffinitet: 72,8 kJ/mol

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: 1s¹
e⁻ per skal: 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −1, +1
Oxider (basicitet): H₂O (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 2,2
Elektronegativitet (Allenskalan): 2,3
Normalpotential: 0 V

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal
Ljudhastighet: 1 270 m/s
Värmeledningsförmåga: 0,1805 W/(m × K)
Elektrisk resistivitet: 1 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −2,2 × 10⁻⁹
van der Waals-konstant: 0,02476 Pa m⁶ mol⁻² (a), 26,61 × 10⁻⁶ m³ mol⁻¹ (b)
Permittivitet 1,228 (flytande vid t_v) 1,000264 (0 °C)
Skjuvmodul: 4,2 GPa
Brytningsindex: 1,10974 (n_D vid _tv), 1,00001396 (n_D)

Identifikation

CAS-nummer: 1333-74-0
EG-nummer: 215-605-7
Pubchem: 783
InChl: YZCKVEUIGOORGS-UHFFFAOYSA-N
RTECS-nummer: MW8900000

Historia

Upptäckt: Henry Cavendish, 1766
Namngivare: Antoine Lavoisier, 1783

Isotoper

Isotop	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall		Sönderfallsprodukt
1H / P	99,9885(70) %	Stabil
2H / D	0,0115(70) %	Stabil
3H / T	10−15 %	12,33 a	β−		3He

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

---

Väte

Väte eller hydrogen (latin: Hydrogenium) är det enklaste, lättaste, vanligaste och tidigast bildade grundämnet i universum efter big bang. Vid standardtryck och -temperatur är väte en tvåatomig, lukt-, färg- och smaklös men mycket lättantändlig gas. Väte förekommer i form av ett flertal isotoper. Vätejonen, som är grunden för bland annat syrabaskemin, kan förekomma som både anjon och katjon. Den enkla väteatomen har varit mycket viktig för framväxten av kvantmekaniken. Vanligtvis brukar väte placeras ovanför alkalimetallerna i det periodiska systemet eftersom det bara har en valenselektron. En mindre vanlig placering är att sätta det ovanför halogenerna eftersom det bara krävs en till elektron för ädelgaskonfiguration.

Väteatomen

En väteatom är en atom av grundämnet väte. Den består av en ensam negativt laddad elektron som befinner sig runt en positivt laddad proton. Eventuellt kan det även finnas en eller flera neutrala neutroner tätt bundna till protonen. Bohrs atommodell ger att atomens diameter är ungefär 10⁻¹⁰ m, hundratusen gånger så stor som kärnan. Väteatomen är den enda atom som är så enkel att det finns lösningar till både den icke-relativistiska Schrödingerekvationen och den relativistiska Diracekvationen, vilka bestämmer elektronens beteende och var man kan tänkas hitta den. Inom fysik och kemi talar man även om ”väteliknande” atomer. En väteliknande atom utgör ett två-partikelsystem bestående av en kärna med en positivt laddad partikel (inte nödvändigtvis en proton) och en elektron. Exempel på väteliknande atomer är positronium och myonium.

Isotoper

Väte är det enda atomslag som har särskilda namn för några av sina isotoper (i början av 1900-talet har några radonisotoper haft särskilda namn). D och T används ibland inofficiellt som kemiskt tecken^[12], för deuterium (²H) respektive tritium (³H). Protium, deuterium och tritium finns naturligt. Ytterligare några kortlivade isotoper har producerats i partikelacceleratorer, nämligen ⁴H, ⁵H och ⁷H.

Vanligtvis brukar inte ett grundämnes kemi ändras nämnvärt beroende på vilken isotop som används, men eftersom väte är såpass lätt så påverkas dess massa betydligt då en eller fler neutroner finns i kärnan och bindningarna blir starkare. Deuterat vatten kokar till exempel vid 101,42 grader celsius, i stället för vid 100,00 grader som vanligt vatten. Bindningsentalpin för H₂ är 436 kJ/mol medan den för D₂ är 444,3 kJ/mol. I kemiska reaktioner kan en D-atom reagera upp till tio gånger långsammare än en H-atom. Bindningar med tungt väte kan i infraröd spektroskopi skiljas från vanligt väte genom att de vibrerar med en lägre frekvens.

¹H

¹H är den allra vanligaste isotopen. Den kallas ibland för protium. Den är stabil och har en kärna som endast består av en proton. Inom NMR och MRI är det vanligt att ¹H används att göra mätningar på. Eftersom de allra flesta organiska molekyler innehåller väte och ¹H är mycket vanligare förekommande än ¹³C (¹²C, den vanligaste kolisotopen går inte att göra mätningar på då den inte har något kärnspinn) så är ¹H den vanligaste atomkärnan som studeras med tekniken.

²H

Den andra stabila isotopen är deuterium, vilken utöver protonen har en neutron i atomkärnan. Deuterium utgör ungefär 0,015 % av allt väte på jorden. Rent deuterium framställs genom långvarig elektrolys av vatten, detta beror på att bindningarna mellan deuterium och syre är starkare än de mellan vanligt väte och syre, vilket gör att det vanliga vattnet försvinner och lämnar kvar tungt vatten. Inom NMR används deuterade lösningsmedel för att signalerna från lösningsmedlet inte helt skall överrösta den molekyl som studeras.^[14] Detta beror på att deuteriums kärna har spin 1, och inte spin en halv, som protonen har.

³H

Den tredje isotopen som förekommer naturligt är tritium som är radioaktiv och sönderfaller med en halveringstid på 12,33 år. Dess kärna består av två neutroner förutom protonen. Den produceras genom inverkan av kosmisk strålning på deuterium i de övre skikten av atmosfären. Tritium används i vissa forskningssammanhang eftersom det går att märka en kemisk förening med tritium och sedan påvisa spår av den eftersom den är radioaktiv.

⁴H

Väte-4 är en mycket kortlivad isotop som har en halveringstid på 7,54*10^-10 sekunder.

⁵H

2001 upptäcktes för första gången väte-5, som man framställde genom att bombardera ett mål av väte med tunga joner.

Aggregationstillstånd för rent väte

Väte förekommer normalt i gasform. Vid låg temperatur/högt tryck förekommer väte som vätska. Fast väte förekommer vid ännu högre tryck och lägre temperatur har hittills hittats i 3 olika faser. Någon trippelpunkt för väte är ännu inte experimentellt bestämd. (år 2004)

Tvåatomiga vätemolekyler kan förekomma i två olika tillstånd beroende på atomkärnornas spinn. Detta gäller för alla vätets tvåatomiga aggregationstillstånd. I ortoväte har båda protonerna samma spin och i paraväte har protonerna olika spin. Fördelningen mellan orto- och paraväte beror på temperaturen. Eftersom ortoväte är ett exciterat tillstånd går det inte att isolera rent ortoväte. Omvandlingen från ortoväte till paraväte är exoterm och kan förånga flytande väte.

Gasformigt väte

Renframställd vid normalt tryck består vätgas av diatomära molekyler (H₂). Vätemolekylen binds samman av en kovalent sigmabindning.

Flytande väte

Vid normalt tryck är väte flytande mellan 14,025 K (−259 °C) och 20,268 K (−253 °C). Flytande väte används bland annat i bubbelkammare och som kylmedel i laboratorier. Dessutom är det lättare att transportera i flytande form än i gasform då flytande väte tar upp betydligt mindre volym. Ibland transporteras det flytande vätet tillsamman med fast väte likt en issörja där inträngande förlustvärme först smälter det fasta vätet innan det flytande vätet börjar förångas.

Fast väte

Precis som att fast kol kan uppträda både som diamant och grafit uppvisar fast väte olika egenskaper vid olika tryck och temperatur. Dessa olika tillstånd kallas faser. Experimentella data har visat att fast väte inte leder elektricitet och därmed är icke-metalliskt, och detta motsäger tidigare teorier om metalliskt väte. Fast väte är ett spännande forskningsområde, men problemen med studiet av fast väte är dels att det krävs höga tryck för att överhuvudtaget få väte i fast form, och dels att de lätta atomkärnorna ogärna växelverkar med röntgenstrålning, vilket resulterar i diffraktionsmönster med låg upplösning. Vid mycket låg temperatur kan fast väte existera vid atmosfärstryck.

Teorier om fast metalliskt väte

1926 föreslog forskaren J.D. Bernard att alla ämnen vid tillräckligt högt tryck kommer att anta en metallisk form. 1935 föreslog två forskare att väte borde övergå i metallisk form vid ett tryck på omkring 250 000 atmosfärer.^[17] Metalliskt väte har antagits vara supraledande vid normal rumstemperatur, och detta i kombination med en nyfikenhet över vad som sker inuti de stora gasplaneterna (som till stor del består av väte under väldigt högt tryck) har gjort metalliskt väte till ett intressant forskningsområde.

Icke-metalliskt fast väte i olika faser

Det som hänt då väte pressats ihop under högt tryck är att ett icke-metalliskt fast ämne, fas I, bildas där de tvåatomiga vätemolekylerna sitter i ett hexagonalt tätpackat kristallgitter och roterar fritt. Vid temperaturer under 120K fryses molekylerna i en (slumpvis) bestämd riktning. Detta kallas fas II. Vid tryck över 1,5 miljoner atmosfärer uppstår en fas III av fast väte där växelverkan med infraröd strålning antyder att den tvåatomiga molekylen polariseras till en permanent elektrisk dipol. Om någon mer fasändring kommer att ske vid ännu högre tryck råder det delade meningar om. Vissa tror att polariseringen kommer att ökas så att strukturen kan beskrivas av joner av typen H⁺ och H^–, medan andra tror att vätet kommer att bli en fast metall.^[17] Ett tredje förslag är att vätet vid högre tryck och låg temperatur kommer att omvandlas till en vätska som beroende på omgivningens magnetiska fält kan vara antingen en supervätska eller en supraledare.^[18] En teoretisk studie från 2007 förutsäger att en modell för fast väte som överensstämmer med empiriska data för fas III bör vara stabil upp till 4,2 miljoner atmosfärer.

Användning

Väte är lätt brännbart och bildar tillsammans med syre den explosiva gasblandningen knallgas. Precis som namnet antyder så blir det en stor knall när gasblandningen antänds, restprodukten från den våldsamma reaktionen är vattenånga. Vid förbränning av väte i luft bildas förutom vatten en del andra ämnen, främst kväveföreningar.

I en bränslecell kan vätets kemiska energi omvandlas till elektrisk energi som när syre (till exempel syre i luft) är oxidationsmedlet, utan att få andra restprodukter än vatten. Bränsleceller har en spridd användning, ett exempel är i bilar, så kallade bränslecellsbilar, som tack vare bränslecellen tankas på vätgas och inte har några andra utsläpp än vatten. Exempel på bränslecellsbilar är Toyota Mirai och Hyundai Nexo FC.

Flytande väte används i raketmotorer, med flytande syre som oxideringsmedel.

En hel del väte används inom petroleumindustrin när man ”uppgraderar” fossila bränslen. I Fischer-Tropsch-processen framställs kolväten från vätgas och kolmonoxid. Ett annat stort användningsområde för väte är vid produktion av ammoniak, i den så kallade Haber–Bosch-processen blandar man kväve och väte som utsätts för högt tryck och hög temperatur varvid ammoniak bildas.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Ammoniaken kan sedan användas för att tillverka till exempel gödsel. Väte används även när man producerar saltsyra, metanol och när man härdar fetter.

Vätes mer sällsynta isotoper har också enskilda användningar. Deuterium i form av tungt vatten används i vissa kärnreaktorer för att bromsa snabba neutroner som uppstå vid fission av uran. Deuterium absorberar inte neutroner lika starkt som vanligt väte (vanligt vatten) och ger därför en bättre neutronekonomi som passar för natururan eller svagt isotopanrikat uran. Deuterium kanske kan få användning i framtiden inom fusion, för när deuterium och tritium kolliderar vid höga temperaturer bildas helium, en neutron och mycket energi.

²H + ³H → ⁴He + ¹n + energi

Tritium behövs också vid fusionen som beskrivs ovan. Men tritiums vanligaste användningsområde är i självlysande färg (tidigare användes radium men det visade sig vara farligt och förbjöds på 1950-talet). I färgen blandas tritium och fosfor när fosforn träffas av beta-strålningen exciteras en elektron i fosforns elektronskal och när den sedan snabbt hoppar tillbaka utsänds en foton i form av synligt ljus.

Väte som energibärare

Väte är ingen energikälla eftersom det inte finns några större naturliga förekomster och det krävs energi för att producera gasen men vätet kan användas för att ”lagra energi” som sedan kan användas i till exempel en bilmotor. Flera olika sätt att använda vätgas i motorer är under utveckling, men flera av sätten har komplikationer. Om man bara har vätgasen i en trycktank skulle man inte kunna frakta större mängder gas åt gången. Om man istället fraktar vätet i flytande form kommer det behövas en så stark behållare att behållarens tyngd ger problem på bilens energiförbrukning och dessutom behöver man släppa ut lite av vätgasen då och då så att behållaren inte exploderar. Ett alternativ är att frakta vätet i form av natriumborhydrid (NaBH₄) som med vatten bildar vätgas. När väte förbränns bildas i princip bara vatten som till skillnad från utsläpp av koldioxid inte har någon förstärkande verkan på växthuseffekten fastän vattenånga är den växthusgas som ännu (2017) står för den största temperaturhöjningen. Den totala miljöbelastningen avgörs dock av vilken primärenergi som används vid framställning av vätgasen. Vid produktion av vätgas med naturgas eller olja som råvara förekommer dock koldioxidutsläpp.

Vätgasens främsta nackdelar är förknippade med lågt energiinnehåll per volymenhet (ca en tredjedel jämfört med biogas) vilket ger upphov till stora kompressionsförluster vid högtryckslagring och -distribution, att den ger upphov till vätgasförsprödning vilket ställer höga och kostnadskrävande materialkrav vid lagring, distribution och användning av vätgasen, att den är lättantändlig, har ett stort brännbarhetsområde i luft och brinner med osynlig låga vilket ur olycksrisk- och säkerhetssynpunkt ej är gynnsamt. Vidare krävs det utveckling av i princip hela kedjan: produktion, lagring, distribution och användning.

Förekomst

Under extremt lågt tryck, i den interstellära rymden, kan enatomig ”gas” finnas eftersom sannolikheten för att två atomer ska kollidera och därmed kunna reagera med varandra är så liten. Vid extremt högt tryck, exempelvis i gasjättarna Jupiters och Saturnus inre tros förhållandena vara sådana att det finns flytande metalliskt väte. I universum som helhet utgör väte 90 % av antalet atomer, motsvarande 75 % av den sammanlagda massan. Större delen av resterande del utgörs av helium. Stjärnorna består till en överväldigande del av väte, som även är det ämne som står för stjärnornas energiproduktion genom fusion.

Föreningar

På jorden förekommer väte mest bundet i vatten (diväteoxid H₂O) och inte till så stor del i atmosfären. Orsaken är att den lätta vätgasen troligen åkte iväg från planeten när denna bildades. Men på till exempel Jupiter och Saturnus finns troligen väte i metallisk form på grund av det höga trycket. Organiska föreningar består till stor del av väte. Till metaller binder sig väte främst i hydrider och hydroxider. Deuterium finns i liten halt bland vanligt väte. I vatten finns tungt vatten (D₂O) det vill säga deuteriumoxid men det finns också halvtungt vatten (HDO) det vill säga vattenmolekylen innehåller både deuterium och vanligt väte. Väte förekommer även i kolväten.

Produktion

Väte produceras ofta i laboratorier som biprodukt vid framställning av kemiska föreningar och inom industrin för bland annat att mätta omättade fettsyror.

Produktion i laboratorier

I laboratorier produceras ofta vätgas genom reaktion mellan en metall som till exempel zink eller aluminium och en ganska stark syra som till exempel saltsyra eller svavelsyra (svavelsyra är bättre eftersom stark saltsyra avger gasformig väteklorid).

Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂

Vätgas kan också produceras genom elektrolys av vatten.

2H₂O + elektricitet → 2H₂ + O₂

Eller genom reaktion mellan natriumhydroxid och aluminium som producerar natriumaluminat och vätgas.

2Al + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂

Produktion i industrin

Industriellt produceras vätgas genom sönderdelning av kolväten, oftast genom sönderdelning av naturgas med vattenånga och en nickelkatalysator vid 800 °C.

CH₄ + H₂O → CO + 3H₂

Kolmonoxiden som bildas kan också användas för att tillverka vätgas tillsammans med vattenånga över en järnoxidkatalysator.

CO + H₂O → CO₂ + H₂

Historia

År 1766 framställde engelsmannen Henry Cavendish en brännbar gas genom att lösa metaller, till en början kvicksilver, i syra. 1783 visade han att denna förbränning bildade vatten; 1784 gick fransmannen Antoine Lavoisier omvända vägen genom att framställa vätgas från vattenånga som han ledde genom ett glödande järnrör. Lavoisier gav den brännbara gasen namnet hydrogène (från grekiska ὕδορ [hydor], vatten, och γεννάω [gennaô], jag bildar). Pehr von Afzelius och Anders Gustaf Ekeberg föreslog 1795 det svenska namnet väte.

Ett av dess första användningsområden var ballonger, och den producerades då i stor skala genom att blanda svavelsyra med järn. Deuterium påvisades först av Harold C Urey, som framställde det genom att destillera en mängd vatten flera gånger om. Han fick 1934 nobelpriset i kemi för denna upptäckt. Samma år upptäcktes tritium av Ernest Rutherford.

H-fraser	H220, H280
P-fraser	P210, P377, P381, P403

Tryck för info om grundämnet (ej klar, har kommit till 77 – Iridium)…

Zooma in mina grundämnen….

Alla mina grundämnen…

Album 1 – Island
Album 2 – Island
Album 3 – Magyar Posta, kort
Album 4 – Europa, gamla frimärken
Album 5 – Europa, gamla frimärken
Album 6 – Europa, nya frimärken
Album 7 – Europa, blandat
Album 8 – Europa, blandat
Album 9 – San Marino
Album 10 – Nazityskland
Album 11 – Tyskland
Album 12 – Tyskland
Album 13 – Nord- och Sydamerika
Album 14 – Nord- och Sydamerika
Album 15 – Indien och Pakistan
Album 16 – Afrika

---

Album 1 – Island

---

Album 2 – Island

---

Album 3 – Magyar Posta, kort

---

Album 4 – Europa, gamla frimärken

Bayern
Bosnien och Hercegovina
Belgien
Bulgarien
Danmark
Storbritannien
Rhodesia
Finland
Frankrike
Grekland
Ungern
Irland
Italien
Kroatien
Lettland
Litauen
Luxemburg
Monaco
Nederländerna
Norge
Österrike
Polen
Portugal
Rumänien
Serbien
Spanien
Turkiet
Tjeckoslovakien
Böhmen
Württemberg
Island
Sverige
Blandade

Bayern

Bosnien och Hercegovina

Belgien

Bulgarien

Danmark

Tyskland

Storbritannien

Rhodesia

Finland

Frankrike

Grekland

Ungern

Irland

Italien

Kroatien

Lettland

Litauen

Luxemburg

Monaco

Nederländerna

Norge

Österrike

Polen

Portugal

Rumänien

Serbien

Spanien

Turkiet

Tjeckoslovakien

Böhmen

Württemberg

Island

Sverige

Blandade

---

Album 5 – Europa, gamla frimärken

---

Album 6 – Europa, nya frimärken

---

Album 7 – Europa, blandat

---

Album 8 – Europa, blandat

---

Album 9 – San Marino

---

Album 10 – Nazityskland

---

Album 11 – Tyskland

---

Album 12 – Tyskland

---

Album 13 – Nord- och Sydamerika

---

Album 14 – Nord- och Sydamerika

---

Album 15 – Indien och Pakistan

---

Album 16 – Afrika

---