29. Koppar (Cu)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 63,546 u
Utseende: Rödaktig metallisk

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-50-8

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
63Cu69.15%Stabil
64Cu{syn}12.70 hε
β
64Ni
64Zn
65Cu30.85%Stabil
67Cu{syn}61.83 hβ67Zn

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

Koppar

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

Historia

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

Framställning av koppar

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

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

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

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

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

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

Handel

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

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

Egenskaper

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

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

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

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

Biologiska funktioner

Mat rik på koppar

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

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

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

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

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

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

Används även i kopparspiral som preventivmedel.

Ärgat koppartak

Historisk och aktuell användning

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

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

Elkabel med kopparledare

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

Blåsinstrument av mässing

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

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

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

Kopparlegeringar

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

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

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

H-fraserH228, H410
P-fraserP210, P273, P501
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

30. Zink (Zn)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

CAS-nummer: 7440-66-6

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
64Zn49.2%Stabil
65Zn{syn}244 dε
γ
65Cu
66Zn27.7%Stabil
67Zn4.0%Stabil
68Zn18.5%Stabil
69Zn{syn}56 minβ69Ga
69mZn{syn}13.8 hβ69Ga
70Zn0.6%Stabil
71Zn{syn}2.4 minβ71Ga
71mZn{syn}4 dβ71Ga
72Zn{syn}46.5 hβ72Ga

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


Zink

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

Historia

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

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

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

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

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

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

Biologisk betydelse

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

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

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

För högt zinkintag kan ge zinkförgiftning.

Zinkbrist

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

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

Zink i födan

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

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

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

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

Användningsområden

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

Elektrokemi

Zink är en viktig del i brunstensbatterier

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

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

Kistor

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

H-fraserH250, H260, H410
P-fraserP222, P210, P231+232, P280, P370+378, P273
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

28. Nickel (Ni)

27. Kobolt (Co) <— 28. Nickel (Ni) —> 29. Koppar (Cu)

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 58,6934 u
Utseende: Glänsande, metallisk silverfärgad med en gyllene skiftning

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8,908 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 7,81 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 728 K (1 455 °C)
Kokpunkt: 3 003 K (2 730 °C)
Molvolym: 6,59 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 17,48 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 379 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 444 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 26,07 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 124 pm
Kovalent radie: 124 pm
van der Waalsradie: 163 pm
Elektronaffinatet: 112 kJ/mol
Arbetsfunktion: 5,15 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d8 4s2
e per skal: 2, 8, 16, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4
Oxider (basicitet): NiO, Ni2O3 (svagt basisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,91
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,88
Normalpotential: −0,257 V (Ni2+ + 2 e → Ni)

Diverse

Kristallstruktur: Kubisk ytcentrerad (fcc)
Ljudhastighet: 4970 m/s
Termisk expansion: 13,4 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 90,9 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 13,9 × 106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 69,3 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Youngs modul: 200 GPa
Skjuvmodul: 76 GPa
Kompressionsmodul: 180 GPa
Poissons konstant: 0,31
Mohs hårdhet:
4
Vickers hårdhet: 638 MPa
Brinells hårdhet: 667–1600 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-02-0
Pubchem: 935
RTECS-nummer: QR5950000

Historia

Namnursprung: Från svenska kopparnickel, som innehåller det tyska ordet Nickel, ”troll”.
Upptäckt och första isolation: Axel Fredrik Cronstedt (1751)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
58Ni68.077%Stabil
59NiSpår7.6×104 yε59Co
60Ni26.223%Stabil
61Ni1.140%Stabil
62Ni3.635%Stabil
63Ni{syn}100 yβ63Cu
64Ni0.926%Stabil

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


Nickel

Nickel är ett metalliskt grundämne med det kemiska tecknet Ni och atomnummer 28.

Kännetecken

Nickel är en silvervit högglänsande metall. Den är en övergångsmetall som tillsammans med järn och kobolt kan räknas till gruppen järnmetaller. Den är hård. Den förekommer i förening med svavel i millerit, med arsenik i mineralen nickelin och skutterudit, och med arsenik och svavel i nickelglans.

På grund av att den är motståndskraftig mot oxidering används den bland annat i mynt. Dess viktigaste användning är i legeringar. Nickel är magnetisk och ett av de fem ferromagnetiska grundämnena.

Nickels vanligaste oxidationstillstånd är +2.

Användning

Omkring 65 procent av det nickel som konsumeras i västvärlden används för att framställa rostfritt stål. Ytterligare 12 procent används i superlegeringar. De kvarstående 23 % av nickelkonsumtionen delas mellan stållegeringar, uppladdningsbara batterier, katalysatorer och andra kemikalier, myntning, gjuteriprodukter och ytbehandling. Den största nickelkonsumenten är Japan, som använder 169 600 ton om året (2005).

Några av tillämpningarna är:

  • Rostfritt stål och andra korrosionsresistenta legeringar
  • Nickelstål används för pansarplåt och inbrottssäkra valv
  • Legeringen Alnico används i magneter
  • Mymetall har särskilt hög magnetisk permeabilitet och används för att skärma av magnetfält
  • Monel är en kopparnickellegering som är mycket resistent mot korrosion och används för båtpropellrar, köksförråd och kemiindustrianläggningar
  • Minnesmetall som används inom robotik
  • Återuppladdningsbara batterier, såsom nickelmetallhydridbatterier och nickelkadmiumbatterier
  • Mynt.
  • Gitarrsträngar
  • I elektroplätering
  • I smältdeglar för kemiska laboratorier
  • Många katalysatorer är baserade på nickel. Bland annat används raneynickel för hydrogenering av växtoljor

Historia

Nickel har använts under lång tid och kan spåras så långt tillbaka som till 3500 f.Kr. Bronser från nuvarande Syrien hade nickelinslag på upp till två procent. Dessutom finns kinesiska handskrifter som antyder att ”vit koppar” användes i Asien mellan 1400 och 1700 f.Kr. Eftersom nickelmalm ofta förväxlas med silvermalm är förståelsen av metallen nickel och dess användning av betydligt senare datum. Mineral som innehåller nickel (till exempel kopparnickel, tyska Kupfernickel, egentligen ungefär ”förtrollad koppar”) var värdefulla för att färga glas grönt.

Den förste som fastställde att nickel är ett eget grundämne var Axel Frederik Cronstedt, som år 1751 försökte utvinna koppar från kopparnickel (nickelin), men istället fick fram en vit metall som han kallade nickel. Detta gjorde han i Los gruva i nordvästra Hälsingland. I gruvan, som nu är ett turistmål, bröts även kobolt.

Det första myntet av ren nickel tillverkades 1881.

Biologisk roll

Många, men inte alla hydrogenaser innehåller nickel förutom järn-svavelkluster. Nickelcentrer är vanliga i de hydrogenaser vilkas funktion är att oxidera snarare än att utveckla väte.

För vissa växter är nickel nödvändigt. Studier på kycklingar och råttor tyder på att nickel är viktigt för leverns funktion.

I stora koncentrationer är nickel giftigt för de flesta livsformer. Nickel kan också orsaka allergi.

Förekomst

Större delen av den nickel som utvinns kommer från två sorters malmfyndigheter. De ena är lateriter där de främsta malmmineralerna är nickelhaltig limonit: (Fe,Ni)O(OH) och garnierit : (Ni,Mg)3Si2O5(OH). De andra är magmatiska svavelfyndigheter där det främsta malmmineralet är pentlandit: (Ni,Fe)9S8.

Det mesta av jordens nickel antas vara koncentrerat till jordens kärna.

Utvinning och rening

Nickel kan utvinnas med extraktiv metallurgi. Den största producenten av nickel är Ryssland som utvinner 267 000 ton nickel per år. Australien och Kanada är de andra och tredje största producenterna, med 207 och 189,3 tusen ton per år.

Anrikning, smältning och rostning av malmen ger nickeloxid, som sedan reduceras med kol varpå bildad rånickel renas på elektrolytisk väg. Alternativt utförs reduktionen med vattengas och den efterföljande reningen med Mondprocessen.

H-fraserH351, H372, H317, H412
P-fraserP281, P273, P308+313, P302+352
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

27. Kobolt (Co)

26. Järn (Fe) <— 27. Kobolt (Co) —> 28. Nickel (Ni)

https://sv.wikipedia.org/wiki/Kobolt
https://en.wikipedia.org/wiki/Cobalt

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 58,933194 u
Utseende: Hård glänsande grå metall

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 8,90 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 8,86 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 768 K (1 495 °C)
Kokpunkt: 3 200 K (2 927 °C)
Molvolym: 6,67 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 17,2 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 390 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 421 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 24,81 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 135 (152) pm
Kovalent radie: Low-spin: 126 ± 3 pm, High-spin: 150 ± 7 pm
Elektronaffinatet: 63,7 kJ/mol
Arbetsfunktion: 5 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d7 4s2
e per skal: 2, 8, 15, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −3, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Oxider (basicitet): (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,88
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,84
Normalpotential: −0,28 V (Co2+ + 2 e → Co)

Diverse

Kristallstruktur: Hexagonal tätpackad (hcp)
Ljudhastighet: 4720 m/s
Termisk expansion: 13 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 100 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 16,7 × 106 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 62,4 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Youngs modul: 209 GPa
Skjuvmodul: 75 GPa
Kompressionsmodul: 180 GPa
Poissons konstant: 0,31
Mohs hårdhet:
5
Vickers hårdhet: 1043 MPa
Brinells hårdhet: 470–3000 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7440-48-4
Pubchem: 104730
RTECS-nummer: GF8750000

Historia

Namnursprung: Från tyska Kobold, ”goblin”.
Upptäckt: Georg Brandt (1732)

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
56Co
{syn}
77.27 dε56Fe
57Co
{syn}
271.74 dε57Fe
58Co
{syn}
70.86 dε58Fe
59Co100%Stabil
60Co{syn}5.2714 yβ
γ
60Ni

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


Kobolt är ett hårt, silvergrått, metalliskt grundämne med kemisk beteckning Co. Kobolt är ferromagnetiskt med en curietemperatur på 1 388 K (1 115 °C).

Historia

Det tyska namnet Kobalt användes under medeltiden för vissa malmer som inte gav metaller, utan endast giftiga ångor vid reduktion. De ansågs vara förtrollade av bergtroll, så kallade kobolder. Ett väsen man förr trodde bodde i underjorden och kunde påverka malmen i gruvor.

Den svenske kemisten Georg Brandt (1694–1768) isolerade kobolt på 1730-talet och visade att kobolt är källan till det blå färgämne som länge använts i glas. Tidigare trodde man att det kom från vismut.

Toxicitet

Det är ovanligt med koboltförgiftningar, men förekommer vid exponering av högre doser. Flera system i kroppen kan då påverkas, däribland hjärta och lungor. Kobolt kan även vara cancerframkallande vid hög exponering.

Användningsområden

Metallindustri

Kobolt förekommer i olika legeringar för att ge ökad brottstyrka, motstånd mot syreangrepp eller av dess magnetiska egenskaper. En vanlig legering är magnetiska alnico som bland annat används till magnet för mikrofoner och högtalare.

Kobolt används ofta i litiumjonbatterier, uppladdningsbara batterier där litiumkoboltoxid är vanligt som aktivt katodmaterial. Inte minst den ökande tillverkningen av elbilar bidrar till en allt större efterfrågan på kobolt, och billigare alternativ söks.

Hårdmetall

Kobolt är det vanligast förekommande ämnet att användas som bindefas, då det tillsammans med volframkarbid bildar hårdmetall.

Strålkälla

Isotopen kobolt-60 är en kraftig strålkälla (gammastrålning) som kan användas för cancerbehandling, sterilisering av sjukhusutrustning och livsmedel, materialprovning med mera. Denna isotop kan framställas genom att bestråla ”normalt” stabilt kobolt-59 med neutroner. Traditionellt har detta skett i forskningsreaktorer, men på grund av en åldrande flotta av dessa har det på senare tid (2010) även börjat utföras som en sidoprocess i kraftproducerande reaktorer. Särskilda behållare med kobolt-59 förs in i härden, och kan efter en viss tid tas ut och tömmas på omvandlat kobolt-60.

Oönskad förekomst i kärnkraftverk

Processen att stabilt kobolt-59 omvandlas till radioaktivt kobolt-60 sker även oönskat i kärnkraftverk, då fragment av kobolthaltiga komponenter (till exempel ventilers glidytor) kan nötas av eller kemiskt lösas ut och följa med in i reaktorn. Framförallt för kokvattenreaktorer (BWR) har detta visat sig kunna bli en dominerande källa till stråldoser till personal, och stora ansträngningar har gjorts för att hitta ersättningsmaterial med lägre halter av kobolt, samt att anpassa kemi-parametrar i processen för att minska upplösning och transport av kobolt.

Halveringstiden för kobolt-60 är cirka 5 år, vilket gör att stråldosen redan efter några decennier minskat till bråkdelar av den ursprungliga och ger helt försumbara dosbidrag i längre tidsperspektiv.

Färgämne

Fram till 1900-talet var användningsområdet för kobolt främst som färgpigment för glas och keramik under namnen smalt och koboltblått.

Vitamin B12

Vitaminet B12 har fått sitt namn kobalamin efter kobolt som utgör en central atom i dess sammansättning. Vitamin B12 är nödvändigt för kroppens produktion av röda blodkroppar och bildandet av myelin som bidrar till nervsystemets funktion.

Kärnvapen

Teoretiskt kan kobolt tillsättas kärnvapen för att utöka den radioaktiva verkan. I en sådan så kallad koboltbomb utsätts kobolt vid detonation för strålning som gör det radioaktivt med lång halveringstid.

Förekomst

Kobolt förekommer i mineralerna kobaltit, smaltit och erytrit.

Kobolt i Sverige

Tidigare har kobolt brutits i Los koboltgruva i Hälsingland och Vena koboltgruvor i Närke. Andra platser för brytning av koboltmineral var Gladhammar, Tunaberg, Håkansboda (i Västmanland) och Riddarhyttan.

Möjliga nya förekomster finns i Ahmavuoma, som ligger mellan Lannavaara och Lainio, nära Vittangi och i Oviken i Bergs kommun.

H-fraserH334, H317, H413
P-fraserP261, P280, P342+311
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

25. Mangan (Mn)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 54,938044 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
52Mn{syn}5.6 dε
β+
γ
52Cr
52Cr
53MnSpår3.74×106 yε53Cr
54Mn{syn}312.03 dε
γ
54Cr
55Mn100%Stabil

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


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

Historia

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

Förekomst

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

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

Framställning

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

Toxiskt

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

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

Föreningar

  • Kaliumpermanganat (KMnO4) – ett oxiderande ämne som används i laboratorier och för att döda bakterier i vatten
  • Mangandioxid (MnO2) – används i zink-brunstensbatterier. Förr framställde man syre och klor ur mangandioxid
  • Mangankarbonat (MnCO3) – kan användas till keramiska glasyrer och som gödsel i manganfattiga jordar
  • Manganklorid (MnCl2) och mangansulfat (MnSO4) – två ljusrosa mangansalt av saltsyra och svavelsyra
H-fraserH228
P-fraserP210, P240, P241, P280, P370+378
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

26. Järn (Fe)

25. Mangan (Mn) <— 26. Järn (Fe) —> 27. Kobolt (Co)

https://sv.wikipedia.org/wiki/J%C3%A4rn
https://en.wikipedia.org/wiki/Iron

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 55,845 u
Utseende: Glänsande metall med en gråaktig nyans
Allotroper: Alfajärn (α), Gammajärn (γ)

Fysikaliska egenskaper

Densitet (vid rumstemperatur): 7,874 g/cm3
Densitet (vid smältpunkten): 6,98 g/cm3
Aggregationstillstånd: Fast
Smältpunkt: 1 811 K (1 538 °C)
Kokpunkt: 3 134 K (2 862 °C)
Molvolym: 7,09 × 10−6 m3/mol
Smältvärme: 13,81 kJ/mol
Ångbildningsvärme: 354 kJ/mol
Specifik värmekapacitet: 449 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet: 25,1 J/(mol × K)

Atomära egenskaper

Atomradie: 140 (156) pm
Kovalent radie: 125 pm
Elektronaffinatet: 15,7 kJ/mol
Arbetsfunktion: 4,5 eV

Elektronkonfiguration

Elektronkonfiguration: [Ar] 3d6 4s2
e per skal: 2, 8, 14, 2

Kemiska egenskaper

Oxidationstillstånd: −4, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Oxider (basicitet): FeO, Fe3O4, Fe2O3 (amfoterisk)
Elektronegativitet (Paulingskalan): 1,83
Elektronegativitet (Allenskalan): 1,80
Normalpotential: −0,44 V (Fe2+ + 2 e → Fe)

Diverse

Kristallstruktur: α: Kubisk rymdcentrerad (bcc)
Ljudhastighet: 4910 m/s
Termisk expansion: 11,8 µm/(m × K) (25 °C)
Värmeledningsförmåga: 80,4 W/(m × K)
Elektrisk konduktivitet: 107 A/(V × m)
Elektrisk resistivitet: 96,1 nΩ × m (20 °C)
Magnetism: Ferromagnetisk
Curiepunkt: 1043 K (770 °C)
Youngs modul: 211 GPa
Skjuvmodul: 47 GPa
Kompressionsmodul: 82 GPa
Poissons konstant: 0,29
Mohs hårdhet:
4
Vickers hårdhet: 608 MPa
Brinells hårdhet: 200–1180 MPa

Identifikation

CAS-nummer: 7439-89-6
Pubchem: 23925
RTECS-nummer: NO4565500

Historia

Upptäckt: Före 5000 f.Kr.

Isotoper

IsotopFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
54Fe5.85%Stabil
55Fe{syn}2.73 yε55Mn
56Fe91.75%Stabil
57Fe2.12%Stabil
58Fe0.28%Stabil
59Fe{syn}44.6 dβ59Co
60FeSpår2.6×106 yβ60Co

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


Järn (latinskt namn: Ferrum) är ett vanligt förekommande metallisktgrundämne som tillhör övergångsmetallerna. Järn förekommer i allotropernaalfa- och gammajärn, ämnen som båda består av rent järn men med olika kristallstruktur.[7] Järn har många användningsområden. Det används bland annat till verktyg och vapen, samt till det vanliga byggmaterialet stål.

Etymologi

Järn är ett samgermanskt ord, besläktat med bland annat engelska iron, tyska Eisen och gotiska eisarn. Orden kan rekonstrueras som *īsarno på det germanska urspråket, vilket troligen är ett lånord från keltiska språk: järn är isarno på galliska och iranann eller íarn på forniriska. Ordet är rotbesläktat (roten *eis-) med grekiska hieros (gudomlig), latin ira (vrede) och avestiska aēšma (ilska). Detta anspelar på att gudarna gav människorna järn i form av meteorer.[källa behövs] De äldsta föremålen i Egypten och Sumer av meteoriskt järn är från 4000 f.Kr, först 2500 år senare kunde man tillverka järn ur malm.

Järn(III)oxids röda (äldre nysvenska raud) färg har givit järn sitt estniska (raud) och finska namn (rauta).

Järn har även utvecklats inom den s.k förortssvenskan som ett uttryck för någonting jobbigt, svårt, irriterande eller allmänt störande.

Föreningar

Järn har vanligen oxidationstalen +2 och +3 i kemiska föreningar. Andra stadier (-2, -1, 0, +1, +4, +5 och +6) förekommer också, men inte lika ofta.

  • −2 i Fe(CO){\displaystyle _{4}^{2-}}
  • −1 i Fe2(CO){\displaystyle _{4}^{2-}}
  • 0 i Fe(CO)5 och i ferrocen
  • 1 i [Fe(H2O)5NO]2+
  • 2 i FeO
  • 3 i Fe2O3 (hematit)
  • 4 är mycket sällsynt men finns i vissa enzymer
  • 5 är mycket sällsynt
  • 6 i K2FeO4 (Kaliumferrat)

FeO är ett svart magnetiskt pulver som används i pigment. Fe2O3 är vanlig rost och används också som pigment. K2FeO4 är rödlila och starkt oxiderande.

Förekomst

Järn är det fjärde vanligaste grundämnet i jordskorpan. Det förekommer dock sällan i ren form, men ofta i föreningar med syre såsom hematit och magnetit eller svavelbundet i pyrit och magnetkis samt i många silikatmineral. Jordens kärna består till stor del av en järn-nickel-legering.

I Sverige var det under järnåldern främst myrmalm som utgjorde råmaterialet i den svenska järnframställningen. Gästrikland, södra Norrland, Närke, Småland, liksom Dalarna och Västmanland var viktiga produktionsområden.

Under historisk tid sedan man börjat bryta bergsmalm är det framför allt berggrunden i Bergslagen och Norrland som har varit och är de viktigaste källorna till järn. I Bergslagen bröts järnmalm i tusentals gruvor (de flesta små) men nästan alla är numera nedlagda. Den största järngruvan i Bergslagen var Grängesberg i Ludvika kommun. Här pågick järnbrytning från 1500-talet fram till 1989. I Norrland bryts metallen idag i Kirunavaara och Malmberget. Den förstnämnda var redan 1904 Sveriges största gruva. Malmen i Kirunavaara är ett kolossalt brantstående lager, som huvudsakligen består av magnetit. År 2003 hade 1 200 miljoner ton malm brutits.

Järn är det grundämne vars kärna har högst bindningsenergi per nukleon. I stjärnor i termodynamisk jämvikt är järn därför det tyngsta grundämnet som kan skapas genom fusion av lättare kärnor. Tyngre grundämnen skapas i mer våldsamma processer som supernovaexplosioner och kollisioner mellan neutronstjärnor.

Framställning och användning

Järn tillverkas vanligtvis från Fe2O3 eller Fe3O4 som reduceras med kol vid ungefär 2000 °C. Först reagerar kolen med syret i luften och bildar kolmonoxid. 6 C + 3 O2 → 6 CO

Sedan reagerar kolmonoxiden med järnoxiden och bildar metalliskt järn. 6 CO + 2 Fe2O3 → 4 Fe + 6 CO2

Legeringar med järn

Järn innehåller oftast en mängd kol. Ju mer kol desto hårdare och sprödare blir järnet.

  • Tackjärn – järn med över 4 % av kol. Det framställs i masugnar för att omvandlas till användbara former av järn.
  • Gjutjärn – innehåller 2–4 % kol, och bland annat kisel.
  • Stål – innehåller 0,4–1,5 % kol och är idag den mest använda legeringen.
  • Smidesjärn – innehåller mindre än 0,4 % kol.

Järn som mineral

Det är mycket sällsynt att järn uppträder i helt ren form. Mineralet kristalliserar i det kubiska kristallsystemet. Den har en hårdhet på 4,5 och är stålgrå till svart i färgen. Även streckfärgen är grå. Rent (gediget) järn är inte stabilt i vanlig ovanjordisk miljö där det förekommer vatten och syre. I sådan miljö oxiderar järnet till rost. Däremot rostar inte järnmeteoriter eftersom järnet där är legerat med nickel. I sällsynta fall uppträder gediget järn i basaltiska bergarter som följd av att kolhaltiga ämnen reducerat järnhaltiga mineral.

Fysiologisk betydelse

Järn är ett viktigt spårämne i den mänskliga kroppen. En vuxen person innehåller ungefär 4 gram järn, varav merparten finns i de röda blodkropparna hemoglobin. En mindre del i muskelns röda färgämne myoglobin, små mängder finns upplösta i blodplasman, kroppsvätskorna och utgör en beståndsdel i en lång rad enzymer. Cirka 20% är deponerat i lever, benmärg och mjälte, varifrån det kan mobiliseras vid behov.

Som en beståndsdel av hemoglobinet transporterar järn syre från lungorna ut till alla celler och koldioxid den motsatta vägen. Det ingår i enzymer som i mitokondrierna styr cellernas respirationprocesser.

Brist på järn kan ge trötthet, hjärtklappning, andfåddhet etc. Vid svår järnbrist kan det också uppstå förändringar i munslemhinnan, speciellt tungan, samt i huden och naglarna. Det finns även en del som tyder på att järnbrist kan vara en bidragande orsak till rastlösa ben. Brist kan vidare förorsakas av underskott på magsyra samt brist på B6-vitamin, B12-vitamin, C-vitamin, folsyra, zink, koppar eller mangan. Järnunderskott kan medföra blodbrist, cancer, leverbesvär, kronisk gikt i lederna och mottaglighet för infektioner.

Efter blodförluster såsom genom menstruation eller blodgivning kan mängden järn, precis som blodmängden, vara för låg. Blodgivare brukar få järntabletter för att lättare stabilisera järnvärdet.

Överdosering av järn under längre perioder kan medföra hemosideros (avlagring av järn i vävnaderna) speciellt i lever, mjälte, bukspottkörtel, hjärta och leder. Järn är en tungmetall som lagras i kroppen, järn är inte vattenlösligt utan lagras i fett. Överdosering kan leda till förgiftning.

Järn påträffas vanligtvis i livsmedel som inälvsmat (speciellt lever), ägg, fisk, blodmat, fågel, bladgrönsaker, fullkornsprodukter, katrinplommon, russin, öljäst, rödbetor, broccoli, vetegroddar, sesamfrö, vallmofrö, solrosfrö, bananer, persikor och aprikoser.

Diet

Rekommenderat dagligt intag: Barn 5–10 mg, kvinnor 10–15 mg (ammande 12–18 mg), män 10–12 mg. Se vidare RDI-tabell.

I Livsmedelsverkets senaste rikstäckande undersökning av kostvanor i den svenska befolkningen, Riksmaten – 2010-11, var det rapporterade intaget av järn per dag i genomsnitt 9,5 mg för kvinnor, 11,5 mg för män och 10,4 mg för hela gruppen i undersökningen. Det energistandardiserade intaget av järn var högre för kvinnor än för män. Äldre hade högre intag än yngre.

H-fraserH?
P-fraserP?
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

24. Krom (Cr)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 51,9961 u
Utseende: Silver

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
50Cr4.345%Stabil
51Cr{syn}27.7025 dε
γ
51V
52Cr83.789%Stabil
53Cr9.501%Stabil
54Cr2.365%Stabil

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


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

Historia

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

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

Användning

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

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

Krom används även i smarta textilier.

Föreningar

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

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

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

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

Framställning

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

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

Förekomst

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

Biologisk roll

Krom har ingen bevisad biologisk roll.

H-fraserH400
P-fraserP273
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

23. Vanadin (V)

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

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

Generella egenskaper

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

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
48V{syn}16 dβ+48Ti
49V{syn}330 dε49Ti
50V0.25%1.5×1017 yε
β
50Ti
50Cr
51V99.75%Stabil

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


Vanadin

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

Egenskaper

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

Användning

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

Andra användningsområden är:

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

Föreningar

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

Förekomst

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

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

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

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

Framställning

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

Historia

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

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

Metallen framställdes först av Henry Roscoe år 1869.

H-fraserH?
P-fraserP?
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

21. Skandium (Sc)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 44,955908 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
44m2Sc{syn}58.61 hIT
γ
ε
44Sc
44Sc
44Ca
45Sc100%Stabil
46Sc{syn}83.79 dβ
γ
46Ti
47Sc{syn}80.38 dβ
γ
47Ti
48Sc{syn}43.67 hβ
γ
48Ti

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


Skandium

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

Egenskaper

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

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

Förekomst

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

Framställning

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

Historik

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

H-fraserH228
P-fraserP210
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

22. Titan (Ti)

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

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

Generella egenskaper

Relativ atommassa: 47,867 u
Utseende: Silvervit

Fysikaliska egenskaper

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

Atomära egenskaper

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

Elektronkonfiguration

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

Kemiska egenskaper

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

Diverse

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

Identifikation

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

Historia

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

Isotoper

Iso­topFörekomstHalveringstid (t1/2)SönderfallSönderfallsprodukt
44Ti{syn}63 yε
γ
44Sc
46Ti8.25%Stabil
47Ti7.44%Stabil
48Ti73.72%Stabil
49Ti5.41%Stabil
50Ti5.18%Stabil

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


Titan

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

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

Titanbearbetning

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

Legeringar

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

Det finns två huvudtyper av titanlegeringar:

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

Historia

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

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

H-fraserH250, H252
P-fraserP210, P222, P280, P235+410, P422, P420
Periodic Table Videos
http://www.periodicvideos.com/

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/