Отворите главни мени

Кадмијум је хемијски елемент са симболом Cd и атомским бројем 48. То је меки, плавкасто-бели метал који је хемијски сличан са друга два стабилна метала 12. групе, цинком и живом. Као и цинк, кадмијум преферира оксидационо стање +2 у већини својих једињења, а као жива има врло ниску тачку топљења у поређењу са прелазним металима. Кадмијум и његови конгенери нису се одувек сматрали прелазним металима, између осталог јер немају делимично попуњену d или f електронску љуску у елементарном или уобичајеним оксидационим стањима. Просечна концентрација кадмијума у Земљиној кори креће се између 0,1 и 0,5 ppm (делова на милион). Кадмијум су открила двојица немачких хемичара Штромајер и Херман, као нечистоћу у цинк карбонату.

Кадмијум
Cadmium-crystal bar.jpg
Општа својства
Име, симболкадмијум, Cd
Изгледсребрнасто плаво-сива метална
У периодном систему
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
Zn

Cd

Hg
среброкадмијуминдијум
Атомски број (Z)48
Група, периодагрупа 12, периода 5
Блокd-блок
Категорија алтернативно се сматра прелазним металом
Рел. ат. маса (Ar)112,414(4)[1]
Ел. конфигурација
по љускама
2, 8, 18, 18, 2
Физичка својства
Тачка топљења594,22 K ​(321,07 °‍C, ​609,93 °F)
Тачка кључања1040 K ​(767 °‍C, ​1413 °F)
Густина при с.т.8,65 g/cm3
течно ст., на т.т.7,996 g/cm3
Топлота фузије6.21 kJ/mol
Топлота испаравања99,87 kJ/mol
Мол. топл. капацитет26,020 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 530 583 654
P (Pa) 103 104 105
на T (K) 745 867 1040
Атомска својства
Електронегативност1,69
Енергије јонизације1: 867,8 kJ/mol
2: 1631,4 kJ/mol
3: 3616 kJ/mol
Атомски радијус151 pm
Ковалентни радијус144±9 pm
Валсов радијус158 pm
Линије боје у спектралном распону
Остало
Кристална структуразбијена хексагонална (HCP)
Hexagonal close packed кристална структура за кадмијум
Брзина звука танак штап2310 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширење30,8 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост96,6 W/(m·K)
Електрична отпорност72,7 nΩ·m (at 22 °C)
Магнетни распореддијамагнетичан[2]
Магнетна сусцептибилност (χmol)−19,8·10−6 cm3/mol[3]
Јангов модул50 GPa
Модул смицања19 GPa
Модул стишљивости42 GPa
Поасонов коефицијент0,30
Мосова тврдоћа2,0
Бринелова тврдоћа203–220 MPa
CAS број7440-43-9
Историја
Откриће и прва изолацијаКарл Херман и Фридрих Штромајер (1817)
Именовање и епонимФридрих Штромајер (1817)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
106Cd 1.25% стабилни
107Cd syn 6.5 h ε 107Ag
108Cd 0.89% стабилни
109Cd syn 462,6 d ε 109Ag
110Cd 12,47% стабилни
111Cd 12,80% стабилни
112Cd 24,11% стабилни
113Cd 12,23% 7,7×1015 y β 113In
113mCd syn 14.1 y β 113In
IT 113Cd
114Cd 28.75% стабилни
115Cd syn 53.46 h β 115In
116Cd 7.51% 3.1×1019 y ββ 116Sn
референцеВикиподаци

Кадмијум се јавља и као споредна компонента у већини цинкових руда те је као такав нуспроизвод у производњи цинка. Дуго времена се користио као пигмент и за заштитно прекривање челика од корозије, а спојеви кадмијума су се користили за стабилизацију пластике. Кориштење кадмијума је генерално смањено због његове отровности (он је децидно наведен у Европској листи ограничења опасних супстанци (ROHS)[4] те се из тих разлога масовно никл-кадмијумске батерије замјењују с батеријама на бази никл-метал хидрида и литијум-јонским батеријама. Једна од његових малобројних апликација је у виду кадмијум телурида у соларним плочама. Иако кадмијум нема познатних биолошких улога у вишим организмима, неке карбоничне анхидразе зависне од кадмијума пронађене су код морских силикатних алги.

ИсторијаУреди

Кадмијум (лат. cadmia, грч. καδμεία са значењем „каламин”, односно мешавина минерала који између осталог садрже кадмијум, а која је добила име по лику из грчке митологије Κάδμος, Кадмосу, оснивачу града Тебе) су истовремено открили 1817. немачки хемичари Фридрих Штромајер[5] и Карл Херман, као нечистоћу у цинк-карбонату.[4]

Штромајер је нови елемент пронашао у виду нечистоћа у каламину (цинк-карбонат), а наредних 100 година, Немачка је остала једини важнији произвођач овог метала. Метал је добио име по латинској речи за каламин, јер је пронађен у овом цинковом једињењу. Штромејер је запазио да неки непотпуно чисти узорци каламина мењају боју при загрејавању док чисти каламин задржава првобитну боју. Наставио је да проучава ове резултате те је најзад жарењем и редукцијом кадмијум-сулфида успео да издвоји метални кадмијум. Могућност кориштења кадмијума као жутог пигмента пронађена је 1840-их, али је тадашњи недостатак кадмијума ограничио његову употребу у ове сврхе.[6][7][8]

Иако кадмијум и његова једињења могу бити отровни у одређеним облицима и концентрацијама, Британски фармацијски кодекс из 1907. године наводи да се кадмијум јодид користио као средство за лечење „натечених зглобова, отеклина вратних жлезда (шкорфуле) и промрзлина”.[9] Исте године, 1907, Међународна астрономска унија дефинисала је међународну јединицу åнгстром у аспекту црвених спектралних линија кадмијума (јединична таласна дужина = 6438,46963 Å).[10][11] Такву дефиницију усвојила је и Седма генерална конференција о теговима и мерама 1927. године. Дефиниције åнгстрома и метра промењене су 1960. када су дефинисане према племенитом гасу криптону.[12]

Након што је почела производња кадмијума у индустријском обиму 1930-их и 1940-их, једна од најзначајнијих апликација кадмијума било је прекривање челика и жељеза ради превенције од корозије. Године 1944. 62% кадмијума потрошено у Сједињеним Америчким Државама било је управо у ове сврхе, док је 1956. године тај удео опао на 59%.[4][13] Исте године, 24% кадмијума потрошеног унутар САД било је за производњу црвеног, наранђастог и жутог пигмента заснованог на сулфидима и селенидима кадмијума.[13] Стабилизирајући ефект хемикалија које садрже кадмијум попут карбоксилата кадмијум лаурата и кадмијум стеарата на ПВЦ довео је до повећања употребе тих једињења 1970-их и 1980-их. Употреба кадмијума у апликацијама попут пигмената, стабилизатора, легура и прекривања других метала смањена је због строжијих еколошких и здравствених регулатива 1980-их и 1990-их. Године 2006. само 7% укупне потрошње кадмијума искориштено је за покривање метала а 10% као пигменти.[4] Смањење потрошње у другим апликацијама апсорбовано је растућом потражњом за кадмијем у производњи никл-кадмијумских батерија, на које је 2006. отпадало 81% укупне потрошње кадмијума у САД.[14]

ОсобинеУреди

ФизичкеУреди

 
Шипка чистог кадмијума

Кадмијум је меки, ковни, дуктилни, плавкасто-бели двовалентни метал. У многим аспектима је сличан цинку али формира комплексна једињења.[15] За разлику од многих других метала, кадмијум је отпоран на корозију, па се због тога користи као заштитни слој којим се покривају други метали. У већим комадима, кадмијум није растворљив у води и није запаљив; међутим у облику праха може се запалити те испуштати врло отровне димове.[16]

ХемијскеУреди

Иако кадмијум обично има оксидационо стање +2, он такође постоји и у стању +1. Кадмијум и његови конгенери нису одувек сматрани за прелазне метале, у смислу да немају делимично попуњене d и f електронске љуске у свом елементарном или уобичајеним оксидационим стањима.[17] Када сагорева у присуству ваздуха, гради смеђи аморфни кадмијум оксид (CdO); кристални облик овог једињења је тамно црвен јер загрејавањем мења боју, слично цинк оксиду. Хлороводична, сумпорна и азотна киселина растварају кадмијум дајући одговарајући хлорид (CdCl2), сулфат (CdSO4) или нитрат (Cd(NO3)2). Оксидационо стање +1 се може постићи растварањем кадмијума у мешавини кадмијум хлорида и алуминијум хлорида, када настају катјони Cd22+, који су слични катјону Hg22+ у жива(I) хлориду.[15]

Cd + CdCl2 + 2 AlCl3 → Cd2(AlCl4)2

Одређена је и структура многих комплекса кадмијума са нуклеобазама, аминокиселинама и витаминима.[18]

ИзотопиУреди

Кадмијум који се налази у природи састоји се из осам изотопа. Два од њих су природно радиоактивни, а за три се сумња да се распадају али та претпоставка није експериментално потврђена. Два природно радиоактивна изотопа су 113Cd (распада се бета распадом, време полураспада 7,7 × 1015 година) и 116Cd (двоструки бета распад с два неутрина, време полураспада 2,9 × 1019 година). Друга три су 106Cd, 108Cd (оба се распадају двоструким електронским захватом) и 114Cd (двоструки бета распад); али су за њихова времена полураспада постављене само доње границе. Најмање три изотопа, 110Cd, 111Cd и 112Cd су стабилна. Међу изотопима који се не налазе у природи, најдуже живући су 109Cd с временом полураспада од 462,2 дана, те 115Cd са временом полураспада од 53,46 сати. Сви остали радиоактивни изотопи имају времена полураспада краћа од 2,5 сата, а већина од њих и краћа од 5 минута. За кадмијум је познато осам нуклеарних изомера, међу којима су најстабилнији 113mCd (t1/2 = 14,1 година), 115mCd (t1/2 = 44,6 дана) и 117mCd (t1/2 = 3,36 сати).[19]

Познати изотопи кадмијума имају распон атомских маса од 94,95 u (95Cd) до 131,946 u (132Cd). За изотопе лакше од 112 u, основни начин распада је електронски захват а доминантни производ распада је елемент 47 (сребро). Тежи изотопи распадају се углавном емисијом бета-зрака дајући елемент 49 (индијум).[19]

Један изотоп кадмијума, 113Cd, апсорбује неутроне с веома великом вероватноћом ако они имају енергију испод кадмијумског прага а у супротном их емитује. Кадмијумски праг налази се на око 0,5 eV. Неутрони са енергијом испод границе сматрају се спорим неутронима, што их раздваја од средњих и брзих неутрона.[20] Кадмијумум настаје дугим s-процесом у звездама средњих маса, чије се масе крећу од 0,6 до 10 маса Сунца. Тај процес може трајати и неколико хиљада година. Да би се одвијао, њему је потребан атом сребра који хвата неутрон те се затим распада бета-распадом.[21]

ЗаступљеностУреди

Битну количину кадмијума у себи садрже руде цинка и фосилних горива (нпр. камени угаљ). Услед њиховог експлоатисања знатне количине кадмијума се ослобађају у атмосферу и хидросферу.

Биолошки значајУреди

Кадмијум је елемент велике токсичности (неколико пута веће од арсена). Има канцерогено дејство, оштећује бубреге, изазива анемију и болести костију. Штетно делује и на систем за кружење материја.

РеференцеУреди

  1. ^ Meija, J.; et al. (2016). „Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265—291. doi:10.1515/pac-2015-0305. 
  2. ^ Lide, D. R., ур. (2005). „Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th изд.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  3. ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. стр. E110. ISBN 0-8493-0464-4. 
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 Morrow H. (2010). „Cadmium and Cadmium Alloys”. Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons. стр. 1—36. ISBN 978-0-471-23896-6. doi:10.1002/0471238961.0301041303011818.a01.pub3. 
  5. ^ Hermann C. S. (1818). „Noch ein schreiben über das neue Metall”. Annalen der Physik. 59 (5): 113. Bibcode:1818AnP....59..113H. doi:10.1002/andp.18180590511. 
  6. ^ Waterston W.; Burton J. H (1844). Cyclopædia of commerce, mercantile law, finance, commercial geography and navigation. H. G. Bohn. стр. 122. 
  7. ^ Rowbotham T.; Rowbotham T. L. (1850). The Art of Landscape Painting in Water Colours. "Windsor and Newton". стр. 10. 
  8. ^ Ayres R. U.; Ayres L.; Råde I. (2003). The Life Cycle of Copper, Its Co-Products and Byproducts. Springer. стр. 135—141. ISBN 978-1-4020-1552-6. 
  9. ^ Dunglison R. (1866). Medical Lexicon: A Dictionary of Medical Science. Henry C. Lea. стр. 159. 
  10. ^ „International Angstrom”. Science Dictionary. 14. 9. 2013. Приступљено 24. 9. 2014. 
  11. ^ „angstrom or ångström”. Sizes.com. 28. 10. 2010. Приступљено 24. 9. 2014. 
  12. ^ Burdun G. D. (1958). „On the new determination of the meter” (PDF). Measurement Techniques. 1 (3): 259—264. doi:10.1007/BF00974680. 
  13. 13,0 13,1 Lansche A. M. (1956). „Cadmium”. Minerals Yearbook, Volume I: Metals and Minerals (Except Fuels). Američki geološki zavod. Приступљено 21. 4. 2008. 
  14. ^ „USGS Mineral Information: Cadmium”. Američki geološki zavod. Приступљено 8. 8. 2009. 
  15. 15,0 15,1 Holleman A. F.; Wiberg E; Wiberg Nils (1985). „Cadmium”. Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91–100 (на језику: немачки). Walter de Gruyter. стр. 1056—1057. ISBN 978-3-11-007511-3. 
  16. ^ „Case Studies in Environmental Medicine (CSEM) Cadmium”. Agency for Toxic Substances and Disease Registry. Архивирано из оригинала на датум 6. 6. 2011. Приступљено 30. 5. 2011. 
  17. ^ Cotton F. A. (1999). „Survey of Transition-Metal Chemistry”. Advanced Inorganic Chemistry (6. изд.). John Wiley and Sons. стр. 633. ISBN 0-471-19957-5. 
  18. ^ Carballo Rosa; Castiñeras Alfonso; Domínguez-Martin Alicia; et al. (2013). „pogl. 7. Solid state structures of cadmium complexes with relevance to biological systems”. Cadmium: From Toxicology to Essentiality. Metal Ions in Life Sciences. 11. Springer. стр. 145—189. doi:10.1007/978-94-007-5179-8_7. 
  19. 19,0 19,1 Audi G.; Bersillon O.; Blachot J.; Wapstra A.H. (2003). „The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties”. Nuclear Physics A. 729 (1): 3—128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. 
  20. ^ Knoll G. F. (2000). Radiation Detection and Measurement. John Wiley & Sons. стр. 505. ISBN 978-0-471-07338-3. 
  21. ^ Padmanabhan T. (2001). „Stellar Nucleosynthesis”. Theoretical Astrophysics, Volume II: Stars and Stellar Systems. Cambridge University Press. стр. 230—236. ISBN 978-0-521-56631-5. 

Спољашње везеУреди