20. Kalcium (Ca)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
40Ca96.941%Stabil
41CaSpår9.94×104 yε41K
42Ca0.647%Stabil
43Ca0.135%Stabil
44Ca2.086%Stabil
45Ca{syn}162.6 dβ45Sc
46Ca0.004%Stabil
47Ca{syn}4.5 dβ
γ
47Sc
48Ca0.187%6.4×1019 yββ48Ti

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


Kalcium

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

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

Biologisk betydelse

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Användning

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

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

Förekomst

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

Framställning

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

Historia

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

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

H-fraserH261
P-fraserP231+232, P422
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

19. Kalium (K)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 39,0983 u
Utseende: Silvergrå

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

Upptäckt och första isolation: Humphry Davy (1807)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
38K{syn.}7,636 minβ+38Ar
39K93,26 %Stabil
40K0,012 %1,277 × 109 aβ
ε
40Ca
40Ar
41K6,73 %Stabil

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


Kalium

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

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

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

Egenskaper

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

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

Fysiologiskt kalium

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

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

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

Isotoper av kalium

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

Etymologi

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

Historia

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

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

H-fraserH260, H314
EUH-fraserEUH014
P-fraserP223, P231+232, P280, P305+351+338, P370+378, P422
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

18. Argon (Ar)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0
Elektronegativitet (Allenskalan): 3,242

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
35Ar{syn.}1,775 sβ+35Cl
36Ar0,337 %Stabil
37Ar{syn.}35,04 dε37Cl
38Ar0,063 %Stabil
39ArSpår269 yβ39K
40Ar99,6035 %Stabil
41Ar{syn.}109,61 minβ41K
42ArSpår32,9 yβ42K

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


Argon

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

Användning

Ett argonfyllt glasrör lyser upp med hjälp av elektrisk ström och bildar förkortningen för argon.

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

Förekomst

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

GasProcent i atmosfären (volym)
Kväve78,084 %
Syre20,946 %
Argon0,934 %
Koldioxid0,035 %
Övrigtca 0,001 %

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

Framställning

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

Historia

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

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

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

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

H-fraserH280
P-fraserP403
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

17. Klor (Cl)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
35Cl76%Stabil
36ClSpår3.01×105 yβ
ε
36Ar
36S
37Cl24%Stabil

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


Klor

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

Egenskaper

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

Förekomst

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

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

Användning

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

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

Historia

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

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

H-fraserH270, H280, H330, H319, H315, H335, H400
EUH-fraserEUH071
P-fraserP260, P220, P280, P244, P273, P304+340, P305+351+338, P332+313, P370+376, P302+352, P315, P405, P403
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

16. Svavel (S)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
30S{syn}1,178 sβ+30P
31S{syn}2,572 sβ+31P
32S95,02 %Stabil
33S0,75 %Stabil
34S4,21 %Stabil
35SSpår87,51 dβ35Cl
36S0,02 %Stabil
37S{syn}5,05 minβ37Cl
38S{syn}170,3 minβ38Cl
39S{syn}11,5 sβ39Cl
40S{syn}8,8 sβ40Cl

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


Svavel

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

Egenskaper

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

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

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

Föreningar

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

Sulfider

Svavel som anjon (S2-) kallas för sulfid. Motsvarande syra är svavelväte (H2S) .

Oxider

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

Svaveloxosyror och deras salter

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

Svavelorganiska föreningar

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

Användning

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

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

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

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

Förekomst

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

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

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

Svavlets kretslopp

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

Fossila bränslen och försurningen

Smältande respektive brinnande svavel.

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

{\displaystyle {\rm {\ 2S+3\ O_{2}\ +6\ H_{2}O\rightarrow 4\ H_{3}O^{+}+2\ SO_{4}^{2-}}}}

Historik

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

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

H-fraserH315
P-fraserP302+352
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

15. Fosfor (P)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

IsotpFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
28P{syn}270,3 msβ+
β++ p
β+ + α
28Si
27Al
24Mg
29P{syn}4,142 sβ+29Si
30P{syn}2,498 minβ+30Si
31P100 %Stabil
32PSpår14,263 dβ32S
33P{syn}25,34 dβ33S
34P{syn}12,43 sβ34S
35P{syn}47,3 sβ35S

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


Fosfor

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

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

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

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

Fri fosfor

Fosfor förekommer i ren form i flera allotroper.

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

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

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

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

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

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

Föreningar

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

Biologisk betydelse

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

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

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

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

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

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

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

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

Historik

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

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

Fosfor och internationell rätt

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

Röd fosfor
H-fraserH228, H412
P-fraserP210, P75
Vit fosfor
H-fraserH250, H300, H314, H330, H400
P-fraserP?
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

14. Kisel (Si)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
26Si{syn}2,234 sβ+26Al
27Si{syn}4,16 sβ+27Al
28Si92,23 %Stabil
29Si4,67 %Stabil
30Si3,1 %Stabil
31Si{syn}157,3 minβ31P
32SiSpår153 aβ32P
33Si{syn}6,18 sβ33P
34Si{syn}2,77 sβ34P

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


Kisel

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

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

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

Historia

Elektronstruktur hos kisel.

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

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

Användning

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

Kisel inom legeringar

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

Kisel som föreningar

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

Förekomst

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

Ett av de bästa fyndmineralen för kiseldioxid är vanlig sand.

Framställning

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

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

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

H-fraserH228, H319
P-fraserP210, P305+351+338
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

13. Aluminium (Al)

12. Magnesium (Mg) <— 13. Aluminium —> 14. Kisel (Si)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 26,9815385 u
Utseende: Silverfärgad

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 2,7 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 2,375 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 933,47 K (660,32 °C)
Kokpunkt: 2 743 K (2 470 °C)
Molvolym: 10 × 10−6 m3/mol
Värmevärde: −298 J/(kg × K)
Smältvärme: 10,7 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 284 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 897 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,2 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 143 pm
Kovalent radie: 121 ± 4 pm
van der Waalsradie: 184 pm
Elektronaffinitet: 42,5 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,06–4,26 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s2 3p1
e per skal: 2, 8, 3

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, +1, +2, +3
Oxider (basicitet): Al2O3 (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,61
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,613
Normalpotential: −1,676 V (Al3+ + 3 e → Al)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad
Ljudhastighet: 6250–6500 (longitudinell våg) m/s, 3100 (transversell våg) m/s
Termisk expansion: 23,1 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 237 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 37,7 × 106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 28,2 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 2,1 × 10−5 cm3/mol
Youngs modul: 70 GPa
Skjuvmodul: 26 GPa
Kompressionsmodul: 76 GPa
Poissons konstant: 0,35
Mohs hårdhet: 2,75
Vickers hårdhet: 167 MPa
Brinells hårdhet: 245 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-93-2
EG-nummer: 231-102-5
Pubchem: 3028194
RTECS-nummer: OJ5540000

Historia

Namnursprung: Från grekiska lithos, ”sten”
Upptäckt: Johan August Arfwedson (1817)
Första isolation: William Thomas Brande (1821)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
25Al{syn}7,183 sβ+25Mg
26AlSpår7,17 × 105 yβ+26Mg
27Al100 %Stabil
28Al{syn}2,2414 minβ28Si
29Al{syn}6,56 minβ29Si

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


Aluminium

Aluminium är ett metalliskt grundämne med atomnummer 13. Aluminium är en lättmetall. Det är den vanligaste metallen i jordskorpan.

Framställning av aluminium

Aluminium framställs av bauxit (lerjord), som innehåller mellan 50 % och 60 % aluminiumoxid. Först tas ren aluminiumoxid fram genom en kemisk process. Aluminiumoxiden löses upp och elektrolyseras vid hög värme, så kallad smältelektrolys, i en speciell ugn. Ren, smält aluminium samlas på elektrolysugnens botten, varifrån den tappas. Denna process är oerhört energikrävande.

Bauxit bryts i Ghana, Indonesien, Jamaica, Ryssland, Surinam och Ungern.

Smältverk finns i Australien, Brasilien, Island, Kanada, Kina, Norge, Ryssland, Sverige (Kubal i Sundsvall), Ungern och USA.

För att framställa ett ton aluminium används runt 10 000 kWh fossila bränslen och inemot 20 000 kWh elkraft. När man framställer aluminium av aluminiumskrot (till exempel av dryckesburkar) behövs endast 5 % av den energi som går åt för tillverkning av aluminium ur bauxit. Därför är det nästan 20 gånger så energibesparande att återvinna metallen istället för att utvinna ny.

Återvinningsprocessen för aluminium är relativt okomplicerad. Olegerad aluminium smälts först, och gjuts sedan. Legerad aluminium genomgår i vissa fall en reningsprocess innan nedsmältning och gjutning.

Avfallsdeponering av aluminium är inte aktuellt, eftersom dess återvinningsprocess är så pass billig.

Fysiska egenskaper

Aluminium är en mjuk lättmetall som är silvrig till grå i färgen.

Hårdare än tenn, mjukare än zink. Kan valsas tunt (folie, oblat) och dragas till tråd.

Vid gjutning av aluminiumföremål kan kaliumklorid användas som fluss.

Klingar starkt, om man slår på ett aluminiumföremål.

Den är en mycket god ledare för både värme och elektricitet, men är inte ferromagnetisk. Rent aluminium har en sträckgräns på 7–11 MPa medan legeringar har en sträckgräns på 200–600 MPa. Densiteten och elasticitetsmodulen är en tredjedel av ståls. Det är duktilt och kan med fördel bearbetas genom skärande bearbetning, gjutning och strängpressning. Aluminiumatomerna är ordnade i ett ytcentrerat kubiskt gitter (FCC). Rent aluminium har en elektrisk ledningsförmåga som är cirka 60 % av ren koppars ledningsförmåga.

Det är mycket svårt att löda aluminium, men med speciellt lod (handelsnamn (Alu-Sol) är det dock möjligt. Om aluminium pläteras med detta speciella lod är det möjligt att löda med vanligt lödtenn ovanpå pläteringen. Se vidare Lödning.

Korrosion

Aluminium har ett relativt gott korrosionsmotstånd i neutrala eller svagt sura miljöer beroende på förekomsten av skyddande oxidskikt. Aluminiumet bildar nämligen en cirka 10 nm tjock passiv oxidfilm som skyddar materialet i miljöer med pH mellan 4 och 9. Utanför detta intervall korroderar aluminium fort.

Legeringar uppvisar olika korrosionsmotstånd. Om legeringen innehåller koppar eller järn minskar korrosionsmotståndet. Mangan i legeringen höjer korrosionsmotståndet i sura miljöer, medan magnesium höjer korrosionsmotståndet i måttligt alkaliska miljöer.

Aluminium klarar av att vara i svavelsyra, salpetersyra och ättiksyra tack vare att det antingen bildas en passiv oxidfilm eller acetater, som isolerar aluminiumet från oxidationsmedlet.

Löser sig under utveckling av vätgas i saltsyra och basiska vätskor.

Kan legeras med koppar (aluminiumbrons) och tenn, men inte med bly.

Fil:Alkorrosion.webm

Passiviseringen av aluminium upphävs av en vattenlösning som innehåller ca 1 mg kvicksilver

Vid kontakt med andra metaller kan korrosion uppstå, om miljön är fuktig eller om den skyddande oxidytan nötts bort på grund av friktion. Detta gäller till exempel vid kontakt med koppar och järn. Vattenlösningar som innehåller kvicksilversalter upphäver passiviseringen, enär det bildas metalliskt kvicksilver, som i sin tur bildar aluminiumamalgam. Detta leder till en reaktion med vattnet under vätgasbildning. Efter det att allt vatten har reducerats reagerar aluminiummetallen med syrgas ur luften.

Aluminiumets passiva pH-område kan vidgas något genom anodisering, varvid porer skapas. Porernas yta består av Böhmit, som är en hård form av aluminiumoxid. Porerna fylls med olika förseglingsämnen, såsom nickelacetater, som vidgar det passiva pH-området något. Anodiseringen minskar med andra ord pH-känsligheten samtidigt som det ökar nötningsmotståndet. Aluminium kan även lackeras eller beläggas med en nanobeläggning som exempelvis en silan- och/eller silikatbeläggning.

Användningsområden

Aluminiumbåt

Äldre aluminiumkastruller.

  • Burkar för dryckesvaror
  • Flygplanskroppar
  • Fälgar
  • Färgämne i livsmedel, E 173
  • Förångare (kylelement)
  • Båtar
  • Motorer
  • Fasad- och takplåt
  • Alla sorters konstruktioner och möbler
  • Matfolie (oblat)
  • Används vid pyrotekniska produkter såsom blixtljuspulver
  • Bränsle i booster-raketer till rymdfärjor
  • Maskiner
  • Ytskikt på tablettkartor

Historia

1808 undersökte Humphry Davy bergarten alun och kom fram till att den innehöll en okänd metall, som han inte lyckades renframställa. 1825 blandade Hans Christian Ørsted kaliumamalgam med vattenfri aluminiumklorid och fick fram en oidentifierad metall.

1827 gjorde Friedrich Wöhler om experimentet och kom fram till att det var metalliskt kalium. Han prövade sedan att byta ut kaliumamalgamet mot rent kalium, och fick till slut fram aluminium i form av ett grått pulver. 1845 lyckades han framställa små stycken av metallen och beskriva dess fysikaliska egenskaper.

Eftersom metallen var så svår att renframställa var den dyrare än guld. Napoleon III lär ha haft aluminiumtallrikar till speciellt fina gäster.

1846 lyckades Henri Sainte-Claire Deville ersätta det dyra kaliumet med billigare natrium. 1854 kunde han framställa de första aluminiumtackorna. Mellan 1854 och 1857 ägnade sig Sainte-Claire Deville åt att förbereda industriell tillverkning av aluminium, vilken också krävde uppbyggnad av industriell natriumtillverkning.

I Sainte-Claire Devilles process upphettas först bauxit tillsammans med kol, natriumklorid och torr klorgas. Processen utförs i en retort av järn i förbindelse med en kammare klädd med fajansplattor. I kammaren avsätts en gulvit massa av dubbelsaltet aluminiumnatriumklorid, förorenad med järnklorid. Sedan blandas 12 delar av massan med 2 delar natrium och 5 delar kryolit. Därpå kastas blandningen in i en upphettad flamugn, varvid massan hastigt smälter. Därvid bildas ett slagg av natriumklorid och natriumfluorid medan smält aluminium rinner utför ett sluttande golv i ugnen, där det tas upp med järnskopor och gjuts till tackor av aluminium.

År 1850 kostade aluminium, framställd med Wöhlers process, mer än 1 000 franc per kilogram. Efter 1859 hade den nya processen fått priset att sjunka till 300 franc per kg och priset fortsatte sjunka ned till drygt 100 franc 1883.

År 1883 fanns industriell tillverkning av aluminium fortfarande endast i Salindres, Frankrike och den samlade årsproduktionen var 3–4 ton.

1884 var världens största aluminiumstycke Washingtonmonumentets 2,85 kg tunga spets som kostade lika mycket som 100 dagars lön för en arbetare. Innan detta monument hunnit invigas hade priset kollapsat.

Elektrolysprocess År 1854 framställde Bunsen aluminium genom elektrolys av aluminiumnatriumklorid. År 1855 framställde H. Rose Aluminium genom att elektrolysera en blandning av kryolit och natriumklorid. 1886 uppfann Charles Martin Hall i USA och Paul Héroult i Frankrike oberoende av varandra den nuvarande metoden för aluminiumframställning, den så kallade Hall–Héroult-processen.

H-fraserH228, H250, H261
P-fraserP210, P222, P231+232, P280, P422, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

12. Magnesium (Mg)

11. Natrium (Na) <— 12. Magnesium (Mg) —> 13. Aluminium (Al)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: [24,304–24,307] u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 1,738 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 1,584 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 923 K (650 °C)
Kokpunkt: 1 363 K (1 091 °C)
Molvolym: 14 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 8,48 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 132[2] kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 023[3] J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,869 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 160 pm
Kovalent radie: 141 ± 7 pm
van der Waalsradie: 173 pm
Elektronaffinitet: 0 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,98 eV

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: 0, +1, +2
Oxider (basicitet): MgO (starkt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,31
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,293
Normalpotential: −2,372 V (Mg2+ + 2 e → Mg)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad
Ljudhastighet: 4602 m/s
Termisk expansion: 24,8 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 156 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 22,7 × 106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 43,9 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 1,2 × 10−5
Youngs modul: 45 GPa
Skjuvmodul: 17 GPa
Kompressionsmodul: 45 GPa
Poissons konstant: 0,29
Mohs hårdhet: 2,5
Brinells hårdhet: 260 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-95-4
EG-nummer: 231-150-7
Pubchem: 5462224

Historia

Namnursprung: Magnesia, ett distrikt i östra Thessalien i Grekland.
Upptäckt: Joseph Black (1755)
Första isolation: Humphry Davy (1808)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
23Mg{syn}11,317 sβ+23Na
24Mg78,99 %Stabil
25Mg10 %Stabil
26Mg11,01 %Stabil
27Mg{syn}9,458 minβ27Al
28Mg{syn}20,915 hβ28Al

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


Magnesium

Magnesium är ett grundämne som tillhör gruppen alkaliska jordartsmetaller.

Egenskaper

Magnesium är en relativt mjuk metall som hör till de alkaliska jordartsmetallerna, och bildar, såsom de övriga metallerna i den gruppen, vätgas i kontakt med sur vattenlösning.

Framställning

Magnesium framställs genom smältelektrolys av magnesiumklorid.

Katod: Mg2+ + 2 e → Mg

Anod: 2 Cl → Cl² + 2e

Rent magnesium är på grund av dåliga hållfasthetsegenskaper inte lämpligt som konstruktionsmaterial. Därför legeras det vanligen med aluminium och lite zink. För att minska materialets oxidation tillsätts ibland även beryllium.

Förekomst

Magnesium är relativt vanligt i jordskorpan (det åttonde vanligaste grundämnet) och magnesium finns i 60 olika mineraler. Den största källan för magnesium är havsvatten. Ett sätt att framställa magnesium ur havsvatten är att först fälla ut magnesiumsaltet som hydroxid och sedan låta hydroxiden reagera med saltsyra för att få magnesiumklorid som man sedan gör smältelektrolys av.

I naturen förekommer magnesium inte i gedigen form utan finns i olika salter som Mg2+-jon (färglös), främst silikat som hornblände, olivin, talk och asbest, vidare i karbonater som magnesit och dolomit samt i sulfatet kieserit.

En magnesiumstav

Användningsområden

Magnesium är ett mycket vanligt konstruktionsmaterial som används i lättmetallegeringar. Magnesium eller aluminium används ofta för att reducera ett annat metallsalt för att få fram den metallen istället. Ett exempel på detta är urantillverkning, då reduceras uranoxid till den rena metallen. UO2 + 2Mg → U + 2MgO

Magnesiumlegeringar används mycket ofta när andra material blir för tunga i till exempel sportbilar och tävlingscyklar. Magnesium används också i mobiltelefoner och bärbara datorer på grund av sin låga vikt. Andra användningsområden för magnesium är:

  • I nödraketer och fyrverkerier.
  • Inom pyroteknik (när magnesiummetall och oxiderande ämnen bildar lättantändliga blandningar).
  • Förr användes magnesiumpulver i fotoblixtar.

Användningsområden för salter

  • Magnesiumhydroxid (Mg(OH)2) används som botemedel mot sura uppstötningar.
  • Magnesiumkarbonat (MgCO3) används av idrottsmän för att förbättra greppet mot fuktiga ytor (till exempel stången vid tyngdlyftning).
  • Magnesiumsulfat (MgSO4) används i mineralsalt som innehåller mindre mängd natriumklorid än vanligt bordssalt.

Historia

Den förste att framställa metalliskt magnesium var engelsmannen Humphry Davy 1808 genom elektrolys av en blandning av magnesium och kvicksilver(II)oxid. Davy föreslog först namnet magnium, men idag gäller namnet magnesium.

Ordet magnesia har använts för basiskt magnesiumkarbonat, samt för brunsten och magnetit efter en fyndort Magnesia i Grekland. Ibland användes beteckningarna magnesia alba och magnesia nigra för magnesium- respektive manganföreningar. I äldre svensk litteratur används ofta ordet talkjord om magnesiumoxid. Under slutet av 1700-talet användes vidare namnet magnesium för metallen mangan, vilket kan leda till viss förvirring.

Biologisk betydelse

Magnesium är livsviktigt för alla levande organismer och för lite magnesium kan orsaka spasmer och högt blodtryck. För mycket magnesium kan orsaka diarré. Magnesium återfinns i grönsaker som spenat, men det finns också magnesium i nötter och fullkornsprodukter. Magnesium är centralatom i klorofyllmolekyler och är därför livsnödvändigt för fotosyntetiserande organismer. Rekommenderat dagligt intag är för barn 50–200 mg, kvinnor 280 mg, män 280–350 mg. Mer information finns i tabellen över rekommenderat dagligt intag (RDI).

Magnesiumbrist anses kunna ge ångest och depression, ångest kan dessutom öka utsöndringen och därmed behovet av magnesium.

Det är viktigt att känna till att olika magnesiumföreningar tas upp i olika grad av kroppen. Av magnesiumoxid vilket är vanligt förekommande i magnesiumtillskott tillgodogörs bara en mindre del, medan magnesiumlaktat (receptfritt på apotek), magnesiumcitrat och magnesiumklorid tillgodogörs i hög grad.

Magnesiumintag i olika länder

Sverige

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av matvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11 (genomförd mellan 2010 och 2011), angavs medelvärdet för intag av magnesium per dag till 305 mg för kvinnor, 364 mg för män och 331 mg för hela gruppen i undersökningen.

H-fraserH228, H251, H261
P-fraserP210, P231+232, P241, P280, P420, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

11. Natrium (Na)

10. Neon (Ne) <— 11. Natrium (Na) —> 12 . Magnesium (Mg)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Natrium
https://en.wikipedia.org/wiki/Sodium

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 22,98976928 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 0,968 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 370,944 K (97,794 °C)
Kokpunkt: 1 156,09 K (882,94 °C)
Kritisk punkt: 2 573 K (2 299,85 °C) 35 MPa (extrapolerad)
Molvolym: 23,78 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 2,6 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 97,42 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 1 230 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 28,23 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 186 pm
Kovalent radie: 157,2 pm
van der Waalsradie: 227 pm
Arbetsfunktion: 2,75 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ne] 3s1
e per skal: 2, 8, 1

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: +1, −1
Oxider (basicitet): Na2O (starkt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 0,93
Elektronegativitet (Allenskalan): 0,869
Normalpotential: −2,713 V (Na+ + e → Na)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk rymdcentrerad
Ljudhastighet: 3200 m/s
Termisk expansion: 71 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 142 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 2,1 × 106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 47,7 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Paramagnetisk
Magnetisk susceptibilitet: 8,5 × 10−6
Youngs modul: 10 GPa
Skjuvmodul: 3,3 GPa
Kompressionsmodul: 6,3 GPa
Mohs hårdhet: 0,5
Brinells hårdhet: 0,69 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-23-5
EG-nummer: 231-132-9
Pubchem: 5360545
RTECS-nummer: VY0686000

Historia

Upptäckt och första isolation: Humphry Davy (1807)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfalls-
produkt
21Na{syn}22,49 sβ+21Ne
22NaSpår2,6027 yβ+22Ne
23Na100 %Stabil
24NaSpår14,959 hβ24Mg
25Na{syn}59,1 sβ25Mg

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


Natrium

Natrium (latinskt namn natrium och kemiskt tecken Na) är ett mjukt, metallisktgrundämne. Natrium tillhör gruppen alkalimetaller och är ganska vanligt i jordskorpan. Natriummetall är ytterst reaktivt och föreligger därför alltid i form av salter. Rent natrium, som är en mjuk och lätt glänsande metall, förvaras i regel i någon typ av olja, såsom paraffinolja eller fotogen för att förebygga oxidering. Natriumjonen, Na+ är den vanligaste katjonen i havsvatten och har viktiga biologiska roller. Växter har dock ett lågt natriumbehov och brist uppstår inte utan människans påverkan. Människor får ofta i sig alldeles för mycket genom att vi blivit vana vid smaken av (ursprungligen) salt i konserverade livsmedel. Rekommenderat dagligt intag anges till högst 2–3 gram natrium, den mängd som finns i 5–7 gram vanligt koksalt. Det är inte heller bra att äta för lite salt, då det kan framkalla ett epileptiskt anfall, även hos icke epileptiker. För allmänt välbefinnande bör man äta minst 4 gram salt per dag (exempelvis 99,9 % NaCl och 5 mg/100 g Jod).

Föreningar

I sina föreningar är natrium alltid envärt; i vattenlösning av ett lösligt natriumsalt bildas alltså jonen Na+.

  • Natriummanganat (Na2MnO4) och natriumpermanganat (NaMnO4) är två oxiderande natriumsalter.
  • Natriumklorid (NaCl) är ett mycket vanligt ämne i hemmet mer känt som koksalt.
  • Natriumnitrat (NaNO3) är ett konserveringsmedel mer känt som natronsalpeter eller salpeter.
  • Natriumhydroxid (NaOH) är en frätande bas som används vid rensning av avlopp.

Förekomst

Natrium är det sjätte vanligaste grundämnet i jordskorpan och är ganska vanligt i havet i form av natriumklorid.

Framställning

Natrium framställs nu för tiden genom elektrolys av smält natriumklorid.

Vid anoden: 2Cl → Cl2 + 2e

Vid katoden: 2Na+ + 2e → 2Na

År 1807 framställdes för första gången natrium av Humphry Davy, genom elektrolys av natriumhydroxid.

Ett natriumsalt i en flamma färgar flamman gul

Biologiska roller

Natrium förekommer även mycket i kroppen, då i jonform (Na+). Det har en viktig roll i osmoregleringen och upprätthållandet av cellernas membranpotential, vilken är viktig för fortledning av aktionspotentialer (ett slags elektrisk signalering). Na+ finns i mycket högre grad utanför cellerna än inuti. Membranet har kanaler som Na+-jonerna kan strömma igenom. De är i vanliga fall stängda men kan öppnas, då strömmar Na+-joner in i cellen. Den elektrokemiska gradienten som ger membranpotentialen uppstår dels genom de stängda kanalerna, och dels med hjälp av Na+/K+-pumpen. Detta är en pump som kräver energi (i form av ATP) och gör att Na+ pumpas ut ur cellen samtidigt som K+ (kalium) kommer in.

Historia

Natrium renframställdes första gången 1807 av engelsmannen Humphry Davy genom att elektrolysera smält natriumhydroxid i en platinasked.

Natriumföreningar har varit kända sedan antiken då man kände till två sorters soda, natrium- och kaliumkarbonat, vilka man inte kunde skilja mellan varför båda benämndes med det grekiska nitron. Ur detta kom det arabiska ordet natron, och ordet nitron kom senare att beteckna kaliumkarbonatet.

Det var först under 1700-talet man lärde sig skilja mellan natrium- och kaliumföreningar. Natriumkarbonat kallades då mineraliskt alkali, medan kaliumkarbonatet kallades vegetabiliskt alkali eftersom det kunde framställas ur växtaska.

Natrium via kosten

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av natrium per dag i genomsnitt 2 746 mg för kvinnor, 3 591mg för män och 3 118 mg för hela gruppen i undersökningen. Detta motsvarar en genomsnittlig koksaltmängd av 6,9 gram NaCl för kvinnor, 9,0 gram NaCl för män och 7,8 gram NaCl för hela gruppen. De äldsta kvinnorna och männen hade lägre intag av natrium än vad övriga kvinnor respektive män hade.

H-fraserH260, H314
EUH-fraserEUH014
P-fraserP280, P301+330+331, P305+351+338
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

10. Neon (Ne)

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

NuklidFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
18Ne{syn.}1,672 sε
2p
18F
16O
19Ne{syn.}17,296 sβ+19F
20Ne90,48 %Stabil
21Ne0,27 %Stabil
22Ne9,25 %Stabil
23Ne{syn.}37,24 sβ23Na
24Ne{syn.}3,38 minβ24Na

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.

GasKokpunkt (°C)Procentandel av luft
Neon−246,080,0000153
Argon−185,90,934
Krypton−152,30,000001
Xenon−107,10,00000005
Syre−183,020,947
Kväve−195,878,084

Användning

Neon

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-fraserH280
P-fraserP403
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

9. Fluor (F)

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: Cp: 31 J/(mol × K), Cv: 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

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfalls-
produkt
17F{syn}64,49 sβ+17O
18F{syn}109,771 minβ+18O
19F100 %Stabil
20F{syn}11,163 sβ20Ne
21F{syn}4,158 sβ21Ne

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 } \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-fraserH330, H270, H314, H280
EUH-fraserEUH071
P-fraserP260, P280, P244, P220, P304+340, P303+361+353
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/