Archives for januari 2000

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 140,116 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-45-1

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halverinstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
134Ce	{syn}	3.16 d	ε	134La
136Ce	0.186%	Stabil
138Ce	0.251%	Stabil
139Ce	{syn}	137.640 d	ε	139La
140Ce	88.449%	Stabil
141Ce	{syn}	32.501 d	β−	141Pr
142Ce	11.114%	Stabil
143Ce	{syn}	33.039 h	β−	143Pr
144Ce	{syn}	284.893 d	β−	144Pr

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

---

Cerium

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

Historia

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

Egenskaper

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

Framställning och förekomst

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

Användning

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

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

H-fraser	H228, H302 + H312 + H332, H315, H319, H335
P-fraser	P210, P240, P241, P261, P264, P270, P271, P280, P301 + P312, P302 + P352 P304 + P340, P305 + P351 + P338, P312, P322, P330, P332 + P313, P337 + P313 P362, P370 + P378, P403 + P233, P405, P501

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 138,9055 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7439-91-0

Historia

Upptäckt: Carl Gustaf Mosander (1838)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
137La	{syn}	6×104 y	ε	137Ba
138La	0.089%	1.05×1011 y	ε β−	138Ba 138Ce
139La	99.911%	Stabil

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

---

Lantan

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

Historia

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

Egenskaper

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

Förekomst och framställning

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

Användning

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

H-fraser	H228, H261
P-fraser	P210, P231+P323, P280, P370+P378, P402+P404, P501

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 137,327 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
130Ba	0.11%	(0.5–2.7)×1021 y	εε	130Xe
132Ba	0.10%	Stabil
133Ba	{syn}	10.51 y	ε	133Cs
134Ba	2.42%	Stabil
135Ba	6.59%	Stabil
136Ba	7.85%	Stabil
137Ba	11.23%	Stabil
138Ba	71.70%	Stabil

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

---

Barium

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

Salter

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

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

Historia

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

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

H-fraser	H261, H315, H319, H335
P-fraser	P231+P232, P261, P305+P351+P338, P422

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 132,90545 u
Utseende: Metalliskt ljusgul

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-46-2

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
133Cs	100%	Stabil
134Cs	{syn}	2.0648 y	ε β−	134Xe 134Ba
135Cs	Spår	2.3×106 y	β−	135Ba
137Cs	{syn}	30.17 y	β−	137Ba

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

---

Cesium

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

Historia

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

Egenskaper

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

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

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

Förekomst och framställning

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

Användning

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

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

Atomur

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

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

Cesiumklockor reglerar tiden för mobiltelefoni och internet.

H-fraser	H260, H314
P-fraser	P223, P231+P232, P260, P264, P280, P301+P330+P331, P303+P361+P353 P335+P334, P304+P340, P305+P351+P338, P310, P363, P370+P378, P402+P404, P405, P501

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-63-3

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
124Xe	0.095%	1.8×1022 y	εε	124Te
125Xe	{syn}	16.9 h	ε	125I
126Xe	0.089%	Stabil (inget sönderfall observerat)	β−β−
127Xe	{syn}	36.345 d	ε	127I
128Xe	1.910%	Stabil
129Xe	26.401%	Stabil
130Xe	4.071%	Stabil
131Xe	21.232%	Stabil
132Xe	26.909%	Stabil
133Xe	{syn}	5.247 d	β−	133Cs
134Xe	10.436%	Stabil (inget sönderfall observerat)	β−β−
135Xe	{syn}	9.14 h	β−	135Cs
136Xe	8.857%	2.165×1021 y	β−β−	136Ba

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

---

Xenon

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

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

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

Historia

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

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

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

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

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

Förekomst

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

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

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

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

Kännetecken

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

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

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

Isotoper

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

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

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

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

Kemiska föreningar

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

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

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

Användningsområden

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

Gasurladdningslampor

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

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

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

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

Lasrar

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

Anestesi

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

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

Nervskyddande

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

Dopingmedel

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

Övrigt

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

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

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

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

Säkerhetsåtgärder

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

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

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

H-fraser	H280
P-fraser

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 126,90447 u
Utseende: Mörkviolett glänsande

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7553-56-2

Historia

Upptäckt och första isolation: Bernard Courtois (1811)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
123I	{syn}	13 h	ε γ	123Te
124I	{syn}	4.176 d	ε	124Te
125I	{syn}	59.40 d	ε	125Te
127I	100%	Stabil
129I	Spår	1.57×107 y	β−	129Xe
131I	{syn}	8.02070 d	β− γ	131Xe
135I	{syn}	6.57 h	β−	135Xe

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

---

Jod

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

Historia

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

Egenskaper

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

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

Medicinska effekter

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

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

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

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

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

Förekomst och framställning

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

Användning

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

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

H-fraser	H302+H312+H332, H315, H319, H335, H372, H400
P-fraser	P273, P302+P352, P304+P340, P305+P351+P338

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 127,6 u
Utseende: Silverblänkande grå

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 13494-80-9

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
120Te	0.09%	Stabil
121Te	{syn}	16.78 d	ε	121Sb
122Te	2.55%	Stabil
123Te	0.89%	Stabil
124Te	4.74%	Stabil
125Te	7.07%	Stabil
126Te	18.84%	Stabil
127Te	{syn}	9.35 h	β−	127I
128Te	31.74%	2.2×1024 y	β−β−	128Xe
129Te	{syn}	69.6 min	β−	129I
130Te	34.08%	7.9×1020 y	β−β−	130Xe

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

---

Tellur

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

Historia

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

Egenskaper

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

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

Förekomst och framställning

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

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

Produktion i Sverige

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

Användning

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

Marknad

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

H-fraser	H317, H332, H360, H412
P-fraser	P201, P202, P261, P271, P272, P273, P280, P302 + P352, P304 + P340 + P312, P308 + P313, P333 + P313, P363, P405, P501

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 121,76 u
Utseende: Silverglänsande grå

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-36-0

Historia

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

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
121Sb	57.21%	Stabil
123Sb	42.79%	Stabil
125Sb	{syn}	2.7582 y	β−	125Te

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

---

Antimon

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

Historia

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

Egenskaper

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

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

Förekomst och framställning

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

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

Användning

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

H-fraser	H351, H373
P-fraser	P202, P260, P280, P308+P313, P314, P501

49. Indium (In) <— 50. Tenn (Sn) —> 51. Antimon (Sb)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Tenn
https://en.wikipedia.org/wiki/Tin

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 118,710 u
Utseende: Silverglänsande grå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): Vit, β: 7.265 g/cm³, Grå, α: 5.769 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 6.99 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 505,08 K (232 °C)
Kokpunkt: 2 875 K (2 623 °C)
Trippelpunkt:
Kritisk punkt:
Molvolym: 16,29 · 10⁻⁶
Smältvärme: 7,029 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 295,8 kJ/mol
Molär värmekapacitet: Vit, β: 27.112 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 145 (145) pm
Kovalent radie: 141 pm
van der Waalsradie: 217 pm
Elektronaffinitet:
Arbetsfunktion:

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 18, 4

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4, −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): SnO₂ (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,96

Diverse

Kristallstruktur: tetragonal
Ljudhastighet: 2730 m/s
Termisk expansion: 22.0 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 66.8 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 9,17·10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 115 nΩ⋅m (at 0 °C)
Magnetism: Grå: Diamagnetisk, Vit: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: (Vit) +3.1×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)
Youngs modul: 50 GPa
Skjuvmodul: 18 GPa
Bulks modul: 58 GPa
Poissons konstant: 0.36
Mohs hårdhet: 1,5
Brinells hårdhet: 50–440 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-31-5

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
112Sn	0.97%	Stabil
114Sn	0.66%	Stabil
115Sn	0.34%	Stabil
116Sn	14.54%	Stabil
117Sn	7.68%	Stabil
118Sn	24.22%	Stabil
119Sn	8.59%	Stabil
120Sn	32.58%	Stabil
122Sn	4.63%	Stabil
124Sn	5.79%	Stabil
126Sn	Spår	2.3×105 y	β−	126Sb

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

---

Tenn

Tenn är ett silvervitt metallisktgrundämne med kemiskt tecken Sn (latin: stannum). Den här smidiga silvervita metallen oxiderar inte med syre vilket gör att den används för att skydda andra metaller mot korrosion med en tennbeläggning. Tenn är en av de metaller som är kända av människan sedan antiken, då det mjuka tennet hade stor betydelse ihop med den även mjuka kopparn, då de tillsammans bildar den hårda legeringenbrons. Tenn utvinns framförallt ur mineralettennsten (kassiterit).

Betydande egenskaper

Tenn är en formbar, smidig, kristallin metall. Den är beständig i syre och salt, sött och destillerat vatten (den skyddas av en oxidfilm), men kan angripas av baser, syror och surt salt. Då smält tenn stelnar, uppstår så kallad β-tenn, som är stabilt ner till 13 °C. Då tennföremål förvaras i låga temperaturer, kommer grå förhöjda partier att uppstå på ytan. Man säger att föremålet drabbats av tennpest. Detta kan förhindras genom att man legerar tennet med antimon eller vismut.

Den kristallina strukturen i gjutna tennföremål gör att tennskrik uppstår vid böjning av ett tennföremål. Tennskrik är hörbart med blotta örat och kommer sig av att materialet undergår så kallad mekanisk tvillingbildning (det vill säga att metallgittret skjuvas om med ljudets hastighet i materialet). Ljudvågen från tvillingbildningen går med ljudets hastighet och mikroskopiska ljudbangar kan höras. Se även akustisk emission.

Historik

Tenn är en av de få metaller, som varit i användning ända sedan förhistorisk tid, och synes i äldsta tider ha erhållits dels från Indien, dels från det inre Asien. Under bronsålder hämtas stor del av det europeiska tennet från England. De brittiska öarna kallades av fenicierna för tennöarna. Genom gravfynd i Egypten vet man att tennet varit i allmänt bruk redan 4000-3000 f.Kr. Det har anträffats i schweiziska pålbyggnader och var bekant i Kina och Indien åtminstone 1800 f.Kr. I 4 Mos. 31:22 uppräknas tenn tillsammans med metallerna guld, silver, koppar, järn och bly.

Tenn har använts av människan under lång tid, framförallt i legering med koppar, vilket kallas brons. De forntida högstående kulturerna i Egypten, Mesopotamien, Kina och Grekland byggde i stora delar sin kultur kring bronset, det användes till vapen, smycken och byggnadsdetaljer. I antika världen vid den tiden, från 3500 f.Kr. sammansmältes inte de rena metallerna till en legering utan det var snarare så att man genom smältning av tennhaltig kopparmalm fick fram brons. Det var inte förrän cirka 600 f.Kr. som man började använda rent tenn. I England däremot, började man redan under äldre bronsålder, cirka 1800 f.Kr. utvinna tenn för att använda vid bronstillverkning. Man använde den dock inte utifrån vad som är känt till några föremål i rent tenn.

Den romerske författaren Plinius benämnde tennet plumbum album (”vitt bly”; bly kallade han för plumbum nigrum = ”svart bly”). Romarna hade också benämningar som plumbum candidum (”glänsande bly”), stannum och stangnum. Den svenske kemisten Jöns Jacob Berzelius använde det latinska stannum när han 1812 gav metallen dess kemiska beteckning Sn. Ordet tenn har ett germanskt ursprung, troligen från ord som ”stång” eller ”ten”, och på tyska heter det zinn, engelska tin (numera vanligen istället pewter) och på franska användes ordet tain för metallen redan på 1200-talet, detta blev vår tids étain.

Framställning

Tenn finns huvudsakligen i mineralet kassiterit, SnO₂ och kommer numera från fyndigheter i Kina, Peru, Brasilien, Malaysia, Bolivia, Indonesien, Australien, Demokratiska Republiken Kongo, Thailand och Nigeria. Världsproduktionen är cirka 200 000 ton rent tenn per år. Ur tennmalmen erhålles metallen genom reducerande smältning med kol i speciella reverberugnar.

Användning

Man upptäckte tidigt att tenn kan användas som korrosionsskydd genom att lägga ett tennöverdrag på ytor av järn och stål. Förtennade plåtbehållare används till exempel i form av konservburkar och läskedrycksburkar. Den irländska flöjttypen tin whistle fick sitt namn för att den började massproduceras av bleckplåt. Också kopparföremål som använts som behållare för livsmedel har förtennats, inte för att hindra korrosion utan för att hindra att giftiga kopparföreningar kommer ut i maten.

• Tenn används alltjämt som komponent i olika legeringar, som till exempel brons, klockmetall, babbittmetall, vitmetall, hårdtenn (från 85% till 99% tenn), fosforbrons och lödtenn (mjuklod).
• Inom elektroniken har tenn en stor betydelse som elektrisk och mekanisk förbindelse mellan komponenterna.
• Stannoklorid är ett salt som används som reducerande medel och som betningsmedel i tryckmetoden kattuntryckning
• Förr (fram till mitten av 1900-talet) användes tenn i form av stanniol (en form av folie) för att förpacka mat (speciellt ost och chokladkakor) och annat. En speciell tillämpning var som formbar tätbricka inuti kapsylen till läskedryckflaskor. Därefter har tennfoliet ersatts av aluminiumfolie och plastfolier av olika slag.
• Tenn används också som trådmaterial, ofta inom legering med silver (som Luleåtråd). Den användes inom den sydsamiska traditionen. Det är också en möjlig komponent inom flugfiske.

H-fraser	H319, H335
P-fraser	P261, P264, P271, P280, P304 + P340, P305 + P351 + P338, P312, P337 + P313, P403 + P233, P405, P501

48. Kadmium (Cd) <— 49. Indium (In) —> 50. Tenn (Sn)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 114,818 u
Utseende: Silveraktigt grå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7.31 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 7.02 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 429,75 K (157 °C)
Kokpunkt: 2 345 K (2 080 °C)
Trippelpunkt: 429.7445 K, ​~1 kPa
Kritisk punkt:
Molvolym: 15,76 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 3,263 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 231,5 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 26.74 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 155 (156) pm
Kovalent radie: 144 pm
van der Waalsradie: 193 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹
e⁻ per skal: 2,8,18,18,3

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −5, −2, −1, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,78

Diverse

Kristallstruktur: tetragonal
Ljudhastighet: 1 215 m/s
Termisk expansion: 32.1 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 81.8 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 11,6×10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 83.7 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −64.0×10⁻⁶ cm³/mol (298 K)
Youngs modul: 11 GPa
Mohs hårdhet: 1,2
Brinells hårdhet: 8.8–10.0 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-74-6

Historia

Namnursprung:
Upptäckt: Ferdinand Reich and Hieronymous Theodor Richter (1863)
Första isolation: Hieronymous Theodor Richter (1864)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
111In	{syn}	2.8 d	ε	111Cd
113In	4.28%	Stabil
115In	95.72%	4.41×1014 y	β−	115Sn

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

---

Indium

Indium är ett mjukt metalliskt grundämne som bland annat används i elektronik, till exempel i bildskärmar.

Historik

Indium upptäcktes på spektroskopisk väg 1863 av de tyska kemisterna Ferdinand Reich och Theodor Richter i zinkblände från Freiberg i Sachsen och visades offentligt första gången i form av en halvkilosklump vid världsutställningen 1867. De undersökte egentligen talliumhalten i mineraler från Freiberg, men fann istället för talliums karakteristiska gröna linje en blå linje. Namnet kommer av ordet indigo, och syftar på den karakteristiska linjen i indiums spektrum.

Egenskaper

Indium är en silvervit, mjuk och formbar metall som är mjukare än bly och färgar av sig på papper. Den är lättsmält och i smält form väter indium en glasyta. Föreningar av metallen är till skillnad från föreningar av det närbesläktade grundämnet tallium, inte giftiga.

Metallen är beständig i luft, smidig och kan lätt skäras med kniv.

Framställning

Indium framställs ur koncentrat av zinkmalm, vilken efter rostning behandlas med svavelsyra varefter metallen utskiljs elektrolytiskt. Halten av indium i jordskorpan är ca 0,25 ppm.

Användning

Indium används i vissa legeringar, i blyfria lödlod, till vakuumförpackningar och tidigare även i lager i flygplansmotorer. Några indiumföreningar, t. ex. InAs, är halvledande och används inom elektroniken. Indiumgalliumaluminiumfosfid används i laserdioder.

H-fraser	H372, H411
P-fraser	P261, P274, P304 + P340, P314, P501

47. Silver (Ag) <— 48. Kadmium (Cd) —> 49. Indium (In)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kadmium
https://en.wikipedia.org/wiki/Cadmium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 112,411 u
Utseende: Silvergrå

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8.65 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 7.996 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 594,22 K (321,07 °C)
Kokpunkt: 1 040 K (767 °C)
Molvolym: 13,00 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 6,192 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 100 kJ/mol
Molär värmekapacitet: 26.020 J/(mol·K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 155 (161) pm
Kovalent radie: 148 pm
van der Waalsradie: 158 pm

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, +1, +2
Oxider (basicitet): Svag bas
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,69

Diverse

Kristallstruktur: hexagonal
Ljudhastighet: 2 310 m/s
Termisk expansion: 30.8 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 96.6 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet: 13,8 × 10⁶ A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 72.7 nΩ⋅m (at 22 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: −19.8×10⁻⁶ cm³/mol
Youngs modul: 50 GPa
Skjuvmodul: 19 GPa
Kompressionsmodul:
Bulks modul: 42 GPa
Poissons konstant: 0,30
Mohs hårdhet: 2
Brinells hårdhet: 203–220 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-43-9

Historia

Första isolation: Karl Samuel Leberecht Hermann and Friedrich Stromeyer (1817)

Isotoper

Iso­top	Förekomst	Halveringstid (t1/2)	Sönderfall	Sönderfallsprodukt
106Cd	1.25%	Stabil
107Cd	{syn}	6.5 h	ε	107Ag
108Cd	0.89%	Stabil
109Cd	{syn}	462.6 d	ε	109Ag
110Cd	12.47%	Stabil
111Cd	12.80%	Stabil
112Cd	24.11%	Stabil
113Cd	12.23%	7.7×1015 y	β−	113In
113mCd	{syn}	14.1 y	β− IT	113In 113Cd
114Cd	28.75%	Stabil
115Cd	{syn}	53.46 h	β−	115In
116Cd	7.51%	3.1×1019 y	β−β−	116Sn

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

---

Kadmium

Kadmium, (latinskt namn: Cadmium) Cd, är ett relativt ovanligt metalliskt grundämne som räknas som en tungmetall. I periodiska systemet tillhör kadmium grupp tolv, samma grupp som zink och kvicksilver. I jordskorpan är grundämnet tämligen ovanligt, och förekommer då främst tillsammans med zink.

Historia

Kadmium upptäcktes av tysken Friedrich Stromeyer år 1817 som en förorening i zinkkarbonat, vilket vid upphettning gav en gulfärgad oxid till skillnad från ren zinkoxid som är vit efter avsvalning, samt oberoende av honom av den tyske kemisten Karl Samuel Leberecht Hermann. Namnet kommer från kadmeia, det antika namnet på zinkkarbonat. Stromeyer var även den förste att framställa metalliskt kadmium.

Biologisk betydelse

Kadmium liknar zink och tar dess plats i enzymer där atomen är fäst med svavelbindningar och har kontakt med substratet. Detta innebär att enzymet inte fungerar, och kadmium är därför giftigt för alla flercelliga organismer. Vissa kiselalger som lever i en miljö med mycket låga halter zink har dock anpassat sitt karbanhydras så att kadmium kan ersätta zink.

Den vanligaste upptagningsvägen för människor är genom födan; i Sverige är det genomsnittliga intaget cirka 0,07 mg per vecka och person. Världshälsoorganisationen (WHO) har som riktvärde att kadmium i föda hos vuxna inte bör överskrida 0,5 mg/vecka. I den mänskliga kroppen lagras det mesta kadmiumet i lever och njure där det oskadliggörs av ett speciellt protein (metallotionein). Kroppen utsöndrar kadmium mycket sakta genom urinen och halveringstiden är cirka 10 år. Det är när tillförseln av kadmium är större än vad kroppen kan binda som det börjar bli problem som bland annat kan leda till njurskador och skelettdeformationer. Gränsen för när skadorna börjar uppstå ligger på omkring 200 µg kadmium per gram njure, vilket kan jämföras med 30–40 µg som är den genomsnittliga mängden hos den svenska befolkningen. Rökare har i regel högre halter av kadmium i kroppen. Kadmium överförs inte från moder till foster.

Studier har visat att absorptionen av kadmium är dålig från tarmen och att det mesta avgår med avföringen. Dock kan kadmiumabsorptionen bero på järndepåerna. Studier av Berglund et al, 1994 och Åkesson, 2000, har visat att små till tomma järndepåer (serum-ferritin mindre än 30 mikrogram/L) ökar upptaget av kadmium. Kadmium har hög affinitet till DMT1 (transportprotein för bland annat järn, från tarmen till blodbanan), då detta transportprotein blir uppreglerat vid järnbrist. Även har man sett könsskillnader i kadmiumupptaget då kvinnor innan menopausen har en högre absorptionsgrad på grund av menstruationen.

Framställning

Kadmium framställs huvudsakligen som en biprodukt vid zinkframställningen. Kadmium förekommer främst i mineralet zinkblände där koncentrationen ligger mellan 0,05 % och 0,8 %. Egentliga kadmiummineral såsom greenockit (CdS) och otavit (CdCO₃) är sällsynta. Världsproduktionen av kadmium ökade kraftigt från 1940-talet fram till slutet av 1970-talet, då mängden stagnerade. Mellan 1993–97 var den genomsnittliga konsumtionen 17 800 ton/år, varav Sverige svarade för 1,6 %.

Användningsområden

Kadmium har haft många användningsområden, bland annat har det använts till färgpigment till exempel gulare färger, ytbehandling, stabilisator i plaster och till nickel-kadmiumackumulatorer (”uppladdningsbara batterier”). I Sverige förbjöds användningen av kadmium i stabilisatorer för plaster år 1982, vilket i praktiken kom att inbegripa olika färgämnen och ytbehandlingsmedel. Kadmiumutsläppen har minskat kontinuerligt sedan förbudet; exempelvis släpptes 25 ton ut i form av luftföroreningar från svenska källor år 1970, att jämföra med 1988 då utsläppen var nere i 2,5 ton. Till vatten var utsläppet 1985 2,5 ton. Detta utsläpp har främst sitt ursprung i gruvor och metallverk.

H-fraser	H330, H341, H350, H361fd, H372, H410
P-fraser	P201, P260, P273, P304 + P340 + P310, P308 + P313, P403 + P233

46. Palladium (Pd) <— 47. Silver (Ag) —> 48. Kadmium (Cd)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 107,8682 u
Utseende: Glimrande vit metall

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 10.49 g/cm³
Densitet (vid smältpunkten): 9.320 g/cm³
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 234,93 K (961,78 °C)
Kokpunkt: 2 435 K (2 162 °C)
Molvolym: 10,72 × 10^-6 m³/mol
Smältvärme: 11,3 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 250,58 kJ/mol
Molär värmekapacitet: −19.5×10⁻⁶ cm³/mol (296 K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 160 (165) pm
Kovalent radie: 153 pm
van der Waalsradie: 172 pm

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Kr] 4d¹⁰ 5s¹
e⁻ per skal: 2, 8, 18, 18, 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,93

Diverse

Kristallstruktur:face-centred cubic (fcc)
Ljudhastighet: 2680 m/s (at r.t.)
Termisk expansion: 18.9 µm/(m⋅K) (at 25 °C)
Värmeledningsförmåga: 429 W/(m⋅K)
Elektrisk konduktivitet:
Elektrisk resistivitet: 15.87 nΩ⋅m (at 20 °C)
Magnetism: Diamagnetisk
Youngs modul: 83 GPa
Skjuvmodul: 30 GPa
Bulks modul: 100 GPa
Poissons konstant: 0.37
Mohs hårdhet: 2,5
Vickers hårdhet: 251 MPa
Brinells hårdhet: 206–250 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-22-4

Historia

Namnursprung: Ag från argentum på latin
Upptäckt: Kännt en mer än 5000 år sen

Isotoper

Iso­tope	Abun­dance	Half-life (t1/2)	Decay mode	Pro­duct
105Ag	{syn}	41.2 d	ε γ	105Pd
106mAg	{syn}	8.28 d	ε γ	106Pd
107Ag	51.839%	Stabil
108mAg	{syn}	418 y	ε IT γ	108Pd 108Ag
109Ag	48.161%	Stabil
110mAg	{syn}	249.95 d	β− γ	110Cd
111Ag	{syn}	7.45 d	β− γ	111Cd

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

---

Silver

Silver är ett metalliskt grundämne som tillhör gruppen ädelmetaller och gruppen myntmetaller. Dess kemiska tecken är Ag, från latinets argentum.

Metallen används ofta till smycken. Det används också som elektrisk ledare där mycket höga krav på låg resistans krävs, exempelvis till inneslutning av supraledande material i de största elektromagneterna. Tanken är att om kylningen av supraledaren fallerar så att supraledningen upphör, så ska de mycket stora strömmar det är frågan om kunna gå genom silvret istället utan att ge så höga temperaturer att ledarna smälter. Detta eftersom silver har den lägsta resistansen av alla icke-supraledande ämnen vid tänkbara temperaturer. Silver har också en mycket hög värmeledningsförmåga.

Silver är godkänt som färgämne i livsmedel, med E-nummer E 174.

Silver är idag (4 december 2021) värt cirka 6,63 kr/g, eller 22,55 $/oz. En oz (troy ounce), som ädelmetaller ofta mäts i, är 31,103 476 8 g.

Användningsområden

Silver har många användningsområden, bland annat för smycken, där det är ett av de vanligaste materialen. Den finaste silverkvalitén i smycken och konstföremål kallas sterlingsilver och består av 92,5 % silver och resten koppar och andra metaller, vilket deklareras genom instämpling av talet 925.

Gränsen för att få kallas silver ligger enligt internationell norm vid silverhalten 83 % eller 830/1000, vilket deklareras genom instämpling av talet 830. Enligt äldre svenska bestämmelser räknade man i sexton-delar, varvid gränsen lagfästes till 13¹/₄ lod, vilket i decimalbråk är ≈82,8 %, det vill säga praktiskt taget detsamma som halten 830.

I andra länder har dock lägre silverhalt tidigare tolererats, och 12-lödigt silver (75 % silverhalt) var vanligt i många länder.

Cirka 44 % av allt silver användes förr inom fotoindustrin, och hade sin största användning 1999 med 8304,6 ton. Denna siffra har dock minskat med införandet av digitala kameror, och var 2007 snarare 14 %. Silver används även i lödmaterial, mynt, elektriska kontakter och i högkapacitetsbatterier. Silverklorid är genomskinligt och används ibland som glascement. Inom sjukvården används silver som antibakteriellt medel, bland annat i vissa förband och uretrakatetrar.

En silvertacka är ett stycke silver som kan vara gjuten eller pressad. Värdet på en silvertacka är beroende av dess vikt. Det vanligaste förekommande viktmåttet är troy uns. En silvertacka kan variera i vikt från 1 troy uns (31,1 gram) till 1000 troy uns (31,1 kg).

Historia

Silver har överallt i världen uppträtt senare än guld och koppar, och var ännu under bronsåldern ganska sällsynt. I Egypten var silver ursprungligen mer värdefullt än guld. I Spanien upptäcktes silvergruvor mycket tidigt, och man känner till silversmycken (diadem) från Spaniens kopparålder. Även i Östern fanns silvergruvor vid bronsålderns början. En silvernål är hittad i en kopparåldersgrav vid Karkemisch nära Eufrat, och Heinrich Schliemann upptäckte i andra staden vid Troja-Hisarlik vaser och göten av silver. Från första hälften av 1000-talet f.Kr. härstammar en dolk och några spjutspetsar av silver som funnits vid Borodino i Bessarabien. Ända uppe i Schlesien har enstaka silverfynd från tidig bronsålder gjorts. Även i Italien kom silver i form av smyckenålar till användning under kopparåldern (Remedellokulturen).

Silvret började dock användas i större utsträckning först under järnåldern. På grekiskt område användes det först till mynt, på 600-talet f.Kr. Även kelterna, särskilt de vid Donau, präglade silvermynt. Romarna började först på 100-talet f.Kr. använda silver i större utsträckning, till silverkärl och dylikt. Inflyttade grekiska konsthantverkare utövade ett betydande inflytande på silverarbetenas gestaltning. Märkliga romerska silverarbeten är de från Boscoreale och Hildesheim (första århundradet f.Kr.).

I Norden kom silvret i bruk under första århundradet e.Kr. Endast en i Sverige funnen svärdsdoppsko är något äldre. Mycket silver kom till de nordiska länderna under 100- och 200-talen e.Kr. i form av romerska mynt, så kallade denarer. Under folkvandringstiden blev silvret mindre vanligt, men under vikingatiden inkom det i stora mängder till de skandinaviska länderna, dels i form av arabiska mynt och smycken, dels som mynt från Tyskland och England, så kallad danagäld. Talrika smycken av silver tillverkades i de nordiska länderna, och synnerligen högt stod silverfiligrantekniken.

Värde i förhållande till guld

I äldsta tider hölls silvret på grund av sin sällsynthet i lika högt värde som guldet, och i en del egyptiska och assyriska inskrifter nämns det till och med framför detta. Men i samma mån tillgången på silver ökade sjönk även dess pris. Genom hela den senare delen av forntiden kan man följa växlingarna i guldets och silvrets inbördes bytesvärde allt eftersom nya fyndorter för det ena eller andra hittades. Efter upptäckten och bearbetningen av de stora silverfyndigheterna i Amerika i slutet av 1400-talet och början av 1500-talet sjönk silvrets värde våldsamt. Mellan 1650 och 1870 var silverpriset i förhållande till guld ganska konstant omkring 1:15,5, men under decennierna kring sekelskiftet 1900 sjönk det till omkring 1:39.