Nothing Special   »   [go: up one dir, main page]
Idi na sadržaj

Holmij

Uredi veze
S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Holmij,  67Ho
Holmij u periodnom sistemu
Hemijski element, Simbol, Atomski brojHolmij, Ho, 67
SerijaLantanoidi
Grupa, Perioda, BlokLa, 6, f
Izgledsrebrenobijeli metal
Zastupljenost1,1 · 10-4[1] %
Atomske osobine
Atomska masa164,93033(2)[2][3] u
Atomski radijus (izračunat)175 (226) pm
Kovalentni radijus192 pm
Van der Waalsov radijus- pm
Elektronska konfiguracija[Xe] 4f116s2
Broj elektrona u energetskom nivou2, 8, 18, 29, 8, 2
1. energija ionizacije581,0 kJ/mol
2. energija ionizacije1140 kJ/mol
3. energija ionizacije2204 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanječvrsto
Kristalna strukturaheksagonalna
Gustoća8780[4] kg/m3 pri 298,15 K
Magnetizamparamagnetičan (Χm = 0,049)[5]
Tačka topljenja1734 K (1461 °C)
Tačka ključanja2873[6] K (2600 °C)
Molarni volumen18,74 · 10-6 m3/mol
Toplota isparavanja251[6] kJ/mol
Toplota topljenja17 kJ/mol
Brzina zvuka2760 m/s
Specifična toplota160 J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost1,23 · 106 S/m
Toplotna provodljivost16 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj3
Elektrodni potencijal-2,33 V (Ho3+ + 3e- → Ho)
Elektronegativnost1,23 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
163Ho

sin

4570 god ε 0,003 163Dy
164Ho

sin

1,45 min ε 0,987 164Dy
β- 0,962 164Er
165Ho

100 %

Stabilan
166Ho

sin

26,763 h β- 1,855 166Er
167Ho

sin

3,1& h β- 1,007 167Er
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja
Simbol nepoznat
Obavještenja o riziku i sigurnostiR: nema oznaka upozorenja R
S: 22-24/25
Ako je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci dobijeni su mjerenjima u normalnim uvjetima.

Holmij je hemijski element sa simbolom Ho i atomskim brojem 67. On je dio serije hemijskih elemenata poznatih pod nazivom lantanoidi. Spada u rijetke zemne elemente. Holmij je otkrio švedski hemičar Per Theodor Cleve. Otkriven je najprije oksid holmija 1878. dobijen izdvajanjem iz ruda rijetkih zemalja, a ime je dobio po gradu Stockholmu. Elementarni holmij je relativno mehak i kovan srebreno-bijeli metal. Ne može se naći samorodan u prirodi jer je isuviše reaktivan. Međutim kada se izolira iz rude, prilično je stabilan u prisustvu zraka na sobnoj temperaturi. U dodiru s vodom vrlo lahko reagira i korodira, a prah holmija je zapaljiv ako se zagrijava.

Ovaj element se može naći u mineralima poput monacita i gadolinita, a komercijalno se izdvaja pretežno iz monacita pomoću ionoizmjenjivačkih tehnika. U svim svojim spojevima u prirodi, i gotovo svim laboratorijskim reakcijama i spojevima, nalazi se trovalentno oksidiran u vidu Ho(III) iona. Trovalentni ioni holmija imaju fluorescentne osobine slične mnogim drugim ionima rijetkih zemalja (mada ima svoj vlastiti set jedinstvenih linija emisionog spektra), pa se ioni holmija koriste na isti način i kao neke druge rijetke "zemlje" u određenim laserima i aplikacijama za bojenje stakla.

Holmij ima najvišu magnetnu permeabilnost (propustljivost) od svih poznatih hemijskih elemenata, pa se zbog toga upotrebljava za vrhove ili dijelove magnetnih polova za neke od najsnažnijih statičkih magneta. Pošto holmij također vrlo dobro apsorbira neutrone, također se koristi i kao gorivi "otrov" u nuklearnim reaktorima.

Historija

[uredi | uredi izvor]

Holmij (Holmia, latinsko ime za grad Stockholm) su otkrili Jacques-Louis Soret i Marc Delafontaine 1878. godine, kada su primijetili neobične spektrografske apsorpcijske trake tada još nepoznatog elementa (nazvali su ga element X).[7][8] Sljedeće godine, Per Teodor Cleve, nezavisno od njih dvojice, otkrio je ovaj element dok je radio na proučavanju rijetke zemlje erbije (erbij-oksid).[9][10]

Koristeći metode koje je razvio Carl Gustaf Mosander, Cleve je najprije uklonio sve poznate nečistoće iz erbije. Rezultat tog rada bile su dvije supstance, jedna zelena a druga smeđa. Smeđu supstancu Cleve je nazvao holmija (prema latinskom nazivu svog rodnog grada, Stockholma), a zelenu tulija. Za holmiju kasnije se ispostavilo da se radilo o holmij-oksidu a tulija je bila tulij-oksid.[11] U klasičnom radu Henryja Moseleya o atomskim brojevima, holmiju je dodijeljen atomski broj 66. Zbog načina dobijanja holmija, uzorak koji je Moseley ispitivao imao je veliku količinu nečistoća, među kojim je dominirao susjedni (tada još neistraženi) disprozij. Iako je utvrdio emisijske x-zrake za oba elementa, ipak je smatrao da one dominantne pripadaju holmiju, umjesto nečistoćama disprozija.

Osobine

[uredi | uredi izvor]

Fizičke

[uredi | uredi izvor]
Ho2O3, lijevo: prirodno svjetlo, desno: pod hladnom katodnom fluorescentnom svjetiljkom

Holmij je relativno mehak i kovan element, prilično dobro otporan na koroziju, stabilan na suhom zraku pri standardnim uslovima temperature i pritiska. Stajanjem na vlažnom zraku i pri povišenoj temperaturi, vrlo brzo oksidira gradeći žučkasti oksid. U čistom obliku, holmij je metal izrazitog srebrenastog sjaja.

Holmij(III)-oksid pokazuje neobične promjene boje u zavisnosti od osvjetljenja okoline. Pri dnevnom svjetlu je tamno-žute boje. Pri trihromatskom svjetlu, prelazi u jarko narandžastu boju, koja se gotovo nikako ne razlikuje od boje erbij-oksida pri istim uslovima osvjetljenja. Znatne promjene boje uzrokovane su oštrim apsorpcijskim trakama holmija koje imaju interakciju s podskupom oštrih emisijskih traka trovalentnih iona europija i terbija, djelujući poput fosfora.[12]

Ovaj element ima najviši magnetni moment (10,6 µB) od bilo kojeg drugog elementa u prirodi, kao i druge vrlo neobične magnetne osobine. Kada se kombinira sa itrijem, dobija se izuzetno magnetična legura.[13] Holmij je paramagnetičan u normalnim uslovima, ali je feromagnetičan pri temperaturama ispod 19 Kelvina.[14]

Hemijske

[uredi | uredi izvor]

Metalni holmij polahko tamni u prisustvu zraka, a vrlo lahko sagorijeva dajući holmij(III)-oksid:

4 Ho + 3 O2 → 2 Ho2O3

Holmij je relativno elektropozitivan i općenito trovalentan. Sporo reagira u hladnoj vodi a znatno brže ako se ona zagrije, gradeći holmij-hidroksid:

2 Ho (č) + 6 H2O (t) → 2 Ho(OH)3 (aq) + 3 H2 (g)

Metalni holmij reagira sa svim halogenim elementima:

2 Ho (č) + 3 F2 (g) → 2 HoF3 (č) [ružičast]
2 Ho (č) + 3 Cl2 (g) → 2 HoCl3 (č) [žut]
2 Ho (č) + 3 Br2 (g) → 2 HoBr3 (č) [žut]
2 Ho (č) + 3 I2 (g) → 2 HoI3 (č) [žut]

Metal se dobro rastvara u razblaženoj sumpornoj kiselini gradeći rastvore koji sadrže žute Ho(III) ione, u vidu kompleksa [Ho(OH2)9]3+:[15]

2 Ho (č) + 3 H2SO4 (aq) → 2 Ho3+ (aq) + 3 SO2−
4 (aq) + 3 H2 (g)

Najčešće oksidacijsko stanje holmija je +3. U rastvorima je obliku iona Ho3+ okružen sa devet molekula vode. Rastvara se u kiselinama.[11]

Izotopi

[uredi | uredi izvor]

Prirodni holmij sadrži samo jedan stabilan izotop, holmij-165. Poznati su i neki sintetički radioaktivni izotopi, među kojim je najstabilniji holmij-163 sa vremenom poluraspada od 4.570 godina. Svi drugi radioizotopi u osnovnom stanju imaju vremena poluraspada kraća od 1,117 dana, a većina njih vremena poluraspada kraća od 3 sata. Ipak, metastabilni 166m1Ho ima vrijeme poluraspada od oko 1.200 godina zbog svog velikog spina. Ova činjenica, uz podatak da on ima i vrlo visoku energiju pobuđivanja, rezultira izuzetno bogatim spektrom gama zraka pri raspadu, koje nastaju kada metastabilno stanje prelazi u osnovno, čineći ovaj izotop korisnim za eksperimente u nuklearnoj fizici kao sredstvo za kalibriranje energetskih odgovora i intrinzičke efikasnosti gama spektrometara.

Rasprostranjenost

[uredi | uredi izvor]
Gadolinit

Kao i svi drugi metali rijetkih zemalja, holmij se također ne nalazi u prirodi u elementarnom stanju. Može se naći u spojevima s drugim elementima ili u mineralima poput gadolinita (tamniji dio minerala prikazanog na slici desno), monacita i drugih koji sadrže rijetke zemne elemente. Glavna područja iz kojih se kopaju rude holmija nalaze se u Kini, SAD, Brazilu, Indiji, Šri Lanki i Australiji. Njegove rezerve na Zemlji procjenjuju se na oko 400 hiljada tona.[11] Holmij sačinjava oko 1,1 ppm (dijelova na milion) Zemljine kore po težini, te je tako 56. element po rasprostranjenosti na Zemlji. Rasprostranjenost holmija u skladu je sa Oddo-Harkinsovim pravilom: kao element sa neparnim atomskim brojem, manje je rasprostranjen od njegovih "susjeda" sa parnim atomskim brojevima, disprozijem i erbijem. Međutim, holmij je najrasprostranjeniji lantanoid sa neparnim atomskim brojem. U zemljištu ga ima približno 1 ppm, u morskoj vodi oko 400 dijelova na kvadrilion, a gotovo nikako u Zemljinoj atmosferi. U odnosu na druge lantanoide, holmij je dosta rijedak.[11] U svemiru ga ima oko 500 dijelova na bilion, računajući po težini.[16]

Dobijanje

[uredi | uredi izvor]

Industrijski se holmij dobija izdvajanjem iz monacitnog pijeska (sadrži 0,05% holmija) ionsko-izmjenjivačkim tehnikama, ali ga je i dalje vrlo teško odvojiti od drugih rijetkih zemnih elemenata. Holmij se izdvaja putem redukcije njegovog bezvodnog hlorida ili fluorida pomoću metalnog kalcija.[17] Danas su glavni izvor ovog elementa neke od ionsko-adsorpcijskih naslaga gline u južnoj Kini. Neke od njih imaju sastav rijekih zemalja sličan onom kod ksenotima ili gadolinita. Naprimjer, u njima ima itrija oko dvije trećine po ukupnoj masi, a holmija oko 1,5%. Originalnih ruda je vrlo malo, približno oko 0,1% od ukupnih ruda lantanoida, ali ih je vrlo lahko izdvojiti.[18] Holmij je relativno jeftin rijetki zemni metal u usporedbi s drugim lantanoidima, a cijena mu se kreće oko 1000 američkih dolara po kilogramu.[19]

Upotreba

[uredi | uredi izvor]
Rastvor 4% holmij-oksida u 10%-noj perhlornoj kiselini, trajno zatvoren u kvarcnoj kiveti kao optički kalibracijski standard

Holmij ima najveću magnetnu jačinu od svih elemenata, pa se zbog toga koristi za proizvodnju najsnažnijih vještačko generiranih magnetnih polja, pri čemu se dodaje vrlo snažnim magnetima u vidu dijelova magnetskih polova (odnosno dijelova koji koncentriraju magnetni tok).[20] Pošto može apsorbirati neutrone nastale nuklearnom fisijom, također se koristi i kao gorivi "otrov" za regulaciju nuklearnih reaktora.[11] Holmij se koristi u sklopu lasera čvrstog stanja na bazi itrij-željezo-granata (YIG) i itrij-lantan-fluorida (YLF), koji su našli primjenu u mikrotalasnoj tehnici (naročito za potrebe raznih medicinskih i stomatoloških tehnika). Laseri na bazi holmija emitiraju zračenje talasne dužine 2,1 mikrometara.[21] Također se koriste i u oblasti optičkih kablova.[13]

Ovaj metal je jedan od sastojaka koji daju boju za staklo i cirkon ("lažni dijamant"), dajući im žutu ili crvenu nijansu.[22] Staklo koje sadrži holmij-oksid ili njegov rastvor (obično u perhlornoj kiselini) ima vrlo oštre vrhove optičke apsorpcije u spektralnom opsegu od 200 do 900 nm. Također je koristan i kao standard za kalibraciju optičkih spektrofotometara,[23] i lahko je dostupan na tržištu.[24]

Radioaktivni dugoživući izotop holmija Ho-166m1 upotrebljava se za kalibraciju gama spektrometara.[25] U martu 2017, IBM je objavio da je razvio tehniku pohranjivanja jednog bita podataka na jedan set atoma holmija postavljenog na ležište od magnezij-oksida.[26]

Spojevi

[uredi | uredi izvor]

Biološka uloga

[uredi | uredi izvor]

Za holmij nije poznata niti jedna biološka uloga u ljudskom tijelu, mada se smatra da njegove soli mogu stimulirati metabolizam.[17] Ljudo obično unesu u tijelo oko jednog miligrama holmija godišnje. Biljke obično ne uzimaju holmij iz zemljišta. Izvršena su neka mjerenja sadržaja holmija u određenom povrću, a njegov udio iznosio je oko 100 dijelova na bilion.[11]

Otrovnost

[uredi | uredi izvor]

Veće količine soli holmija mogu predstavljati opasnost po zdravlje ljudi ako se udišu, konzumiraju oralno ili ubrizgaju injekcijom. Biološki efekti pri izlaganju holmiju u dužem vremenskom periodu nisu poznati. Smatra se da holmij ima nizak nivo akutne otrovnosti.[27]

Reference

[uredi | uredi izvor]
  1. ^ Harry H. Binder (1999). Lexikon der chemischen Elemente. Stuttgart: S. Hirzel Verlag. ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ "IUPAC, Standard Atomic Weights Revised v2". Arhivirano s originala, 8. 1. 2016. Pristupljeno 12. 4. 2014.
  3. ^ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013.
  4. ^ N. N. Greenwood, A. Earnshaw (1988). Chemie der Elemente (1 izd.). Weinheim: VCH. str. 1579. ISBN 3-527-26169-9.
  5. ^ Robert C. Weast, ured. (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton: CRC (Chemical Rubber Publishing Company). str. E-129 do E-145. ISBN 0-8493-0470-9.
  6. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang (2011). "Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks". Journal of Chemical & Engineering Data. 56: 328–337. doi:10.1021/je1011086.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  7. ^ Jacques-Louis Soret (1878). "Sur les spectres d'absorption ultra-violets des terres de la gadolinite". Comptes rendus de l'Académie des sciences. 87: 1062.
  8. ^ Jacques-Louis Soret (1879). "Sur le spectre des terres faisant partie du groupe de l'yttria". Comptes rendus de l'Académie des sciences. 89: 521.
  9. ^ Per Teodor Cleve (1879). "Sur deux nouveaux éléments dans l'erbine". Comptes rendus de l'Académie des sciences. 89: 478.
  10. ^ Per Teodor Cleve (1879). "Sur l'erbine". Comptes rendus de l'Académie des sciences. 89: 708.
  11. ^ a b c d e f Emsley John (2011). Nature's Building Blocks. ISBN 9780199605637.
  12. ^ Yiguo Su; Li Guangshe; Chen Xiaobo; Liu Junjie (2008). "Hydrothermal Synthesis of GdVO4:Ho3+ Nanorods with a Novel White-light Emission". Chemistry Letters. 37 (7): 762–763. doi:10.1246/cl.2008.762.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  13. ^ a b C. K. Gupta; Nagaiyar Krishnamurthy (2004). Extractive metallurgy of rare earths. CRC Press. str. 32. ISBN 0-415-33340-7.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  14. ^ Jiles, David (1998). Introduction to magnetism and magnetic materials. CRC Press. str. 228. ISBN 0-412-79860-3.
  15. ^ "Chemical reactions of Holmium". Webelements. Pristupljeno 6. 6. 2009.
  16. ^ Abundance in the universe: periodicity Arhivirano 17. 1. 2013. na Wayback Machine, na stranici webelements.com, pristupljeno 22. jula 2017.
  17. ^ a b C. R. Hammond (2000). "The Elements". CRC Handbook of Chemistry and Physics (81. izd.). CRC press. ISBN 0-8493-0481-4.
  18. ^ Patnaik Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. str. 338–339. ISBN 0-07-049439-8. Pristupljeno 6. 6. 2009.
  19. ^ James B. Hedrick. "Rare-Earth Metals" (PDF). USGS. Pristupljeno 6. 6. 2009.
  20. ^ R. W. Hoard; S. C. Mance; R. L. Leber; E. N. Dalder; M. R. Chaplin; K. Blair; D. H. Nelson; A. Van Dyke (1985). "FIELD ENHANCEMENT OF A 12.5-T MAGNET USING HOLMIUM POLES". Ieee Transactions on Magnetics. 21 (2): 448–450. Bibcode:1985ITM....21..448H. doi:10.1109/tmag.1985.1063692.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  21. ^ Wollin T. A.; Denstedt J. D. (1. 2. 1998). "The holmium laser in urology". Journal of clinical laser medicine & surgery. 16 (1): 13–20. doi:10.1089/clm.1998.16.13. PMID 9728125.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  22. ^ "Cubic zirconia". Arhivirano s originala, 24. 4. 2009. Pristupljeno 6. 6. 2009.
  23. ^ R. P. MacDonald (1964). "Uses for a Holmium Oxide Filter in Spectrophotometry" (PDF). Clinical Chemistry. 10 (12): 1117–20. PMID 14240747.
  24. ^ "Holmium Glass Filter for Spectrophotometer Calibration". Arhivirano s originala, 14. 3. 2010. Pristupljeno 6. 6. 2009.
  25. ^ Ming-Chen Yuan; Jeng-Hung Lee; Wen-Song Hwang (2002). "The absolute counting of 166mHo, 58Co and 88Y". Applied Radiation and Isotopes. 56: 424. doi:10.1016/S0969-8043(01)00226-3.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  26. ^ "Storing data in a single atom proved possible by IBM researchers". Pristupljeno 10. 3. 2017.
  27. ^ "Holmium" Arhivirano 15. 4. 2011. na Wayback Machine u: Periodic Table v2.5. Univerzitet u Coimbri, Portugal

Vanjski linkovi

[uredi | uredi izvor]
Commons logo
Commons logo
Commons ima datoteke na temu: Holmij
  • Holmium na stranici The Periodic Table of Videos (Univerzitet u Nottinghamu)
Preuzeto iz "https://bs.wikipedia.org/w/index.php?title=Holmij&oldid=3542220"