Холмијум
Holmium2.jpg
Општа својства
Име, симболхолмијум, Ho
Изгледсребрнасто бео
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


Ho

Es
диспрозијумхолмијумербијум
Атомски број (Z)67
Група, периодаn/a, периода 6
Блокf-блок
Рел. ат. маса (Ar)164,93033(2)[1]
Ел. конфигурација
по љускама
2, 8, 18, 29, 8, 2
Физичка својства
Тачка топљења1734 K ​(1461 °‍C, ​2662 °F)
Тачка кључања2873 K ​(2600 °‍C, ​4712 °F)
Густина при с.т.8,79 g/cm3
течно ст., на т.т.8,34 g/cm3
Топлота фузије17,0 kJ/mol
Топлота испаравања251 kJ/mol
Мол. топл. капацитет27,15 J/(mol·K)
Напон паре
P (Pa) 100 101 102
на T (K) 1432 1584 (1775)
P (Pa) 103 104 105
на T (K) (2040) (2410) (2964)
Атомска својства
Електронегативност1.23
Енергије јонизације1: 581.0 kJ/mol
2: 1140 kJ/mol
3: 2204 kJ/mol
Атомски радијус176 pm
Ковалентни радијус192±7 pm
Линије боје у спектралном распону
Остало
Кристална структуразбијена хексагонална (HCP)
Hexagonal close packed кристална структура за холмијум
Брзина звука танак штап2760 m/s (на 20 °‍C)
Топл. ширењеpoly: 11.2 µm/(m·K) (на с.т.)
Топл. водљивост16.2 W/(m·K)
Електрична отпорностполи: 814 nΩ·m (на с.т.)
Магнетни распоредпарамагнетичан
Јангов модул64,8 GPa
Модул смицања26,3 GPa
Модул стишљивости40,2 GPa
Поасонов коефицијент0,231
Викерсова тврдоћа410–600 MPa
Бринелова тврдоћа500–1250 MPa
CAS број7440-60-0
Историја
ОткрићеЖак-Луј Соре и Марк Делафонтен (1878)
Главни изотопи
изо РА полуживот (t1/2) ТР ПР
163Ho syn 4570 y ε 163Dy
164Ho syn 29 min ε 164Dy
165Ho 100% стабилни
166Ho syn 26,763 h β 166Er
167Ho syn 3,1 h β 167Er
референцеВикиподаци

Холмијум (Ho, лат. holmium), је хемијски елемент из групе лантаноида и атомским бројем 67.[2][3] Име је добио по главном граду ШведскеСтокхолму (Holmia), име му је дао Швеђанин Пер Теодор Клеве, када га је открио. Заступљеност: Холмијум је заступљен у земљиној кори у количини од 1,4 ppm. Најважнији минерали су: монацит (Ce,La,Th,Nd,Y,Pr,Ho)PO4 и (Ce,La,Nd,Y,Pr,Ho)CO3F

Он је део серије хемијских елемената познатих под називом лантаноиди. Спада у ретке земне елементе. Холмијум је открио шведски хемичаr Пер Теодор Клеве. Откривен је најпре оксид холмијума 1878. добијен издвајањем из руда ретких земаља, а име је добио по граду Стокхолму. Елементарни холмијум је релативно мехак и кован сребрено-бели метал. Не може се наћи самородан у природи јер је исувише реактиван. Међутим када се изолује из руде, прилично је стабилан у присуству ваздуха на собној температури. У додиру с водом врло лако реагује и кородира, а прах холмијума је запаљив ако се загрејава.

Овај елемент се може наћи у минералима попут монацита и гадолинита, а комерцијално се издваја претежно из монацита помоћу јоноизмењивачких техника. У свим својим једињењима у природи, и готово свим лабораторијским реакцијама и једињењима, налази се тровалентно оксидиран у виду Ho(III) јона. Тровалентни јони холмијума имају флуоресцентне особине сличне многим другим јонима ретких земаља (мада има свој властити сет јединствених линија емисионог спектра), те се јони холмијума користе на исти начин и као неке друге ретке „земље” у одређеним ласерима и апликацијама за бојење стакла.

Холмијум има највишу магнетну пермеабилност (пропустљивост) од свих познатих хемијских елемената, па се због тога употребљава за врхове или делове магнетних полова за неке од најснажнијих статичких магнета. Пошто холмијум такође врло добро апсорбује неутроне, такође се користи и као гориви „отров” у нуклеарним реакторима.

ИсторијаУреди

Холмијум (Holmia, латинско име за град Стокхолм) су открили Жак-Луј Соре и Марк Делафонтен 1878. године, када су приметили необичне спектрографске апсорпцијске траке тада још непознатог елемента (назвали су га елемент X).[4][5] Следеће године, Пер Теодор Клеве, независно од њих двоје, открио је овај елемент док је радио на проучавању ретке земље ербије (ербијум оксид).[6][7]

Користећи методе које је развио Карл Густаф Мосандер, Клеве је најприје уклонио све познате нечистоће из ербије. Резултат тог рада биле су две супстанце, једна зелена а друга смеђа. Смеђу супстанцу Клеве је назвао холмија (према латинском називу свог родног града, Стокхолма), а зелену тулија. За холмију касније се испоставило да се радило о холмијум оксиду, а тулија је била тулијум оксид.[8] У класичном раду Хенрија Мозлија о атомским бројевима, холмијуму је додељен атомски број 66. Због начина добијања холмијума, узорак који је Мозли испитивао имао је велику количину нечистоћа, међу којим је доминирао суседни (тада још неистражени) диспрозијум. Иако је утврдио емисијске x-зраке за оба елемента, ипак је сматрао да оне доминантне припадају холмијуму, уместо нечистоћама диспрозијума.

ОсобинеУреди

ФизичкеУреди

 
Ho2O3, лево: природно светло, десно: под хладном катодном флуоресцентном светиљком

Холмијум је релативно мек и кован елемент, прилично добро отпоран на корозију, стабилан на сувом ваздуху при стандардним условима температуре и притиска. Стајањем на влажном ваздуху и при повишеној температури, врло брзо оксидира градећи жучкасти оксид. У чистом облику, холмијум је метал изразитог сребренастог сјаја.

Холмијум(III) оксид показује необичне промене боје у зависности од осветљења околине. При дневном светлу је тамножуте боје. При трихроматском светлу, прелази у јарко наранџасту боју, која се готово никако не разликује од боје ербијум-оксида при истим условима осветљења. Знатне промене боје узроковане су оштрим апсорпцијским тракама холмијума које имају интеракцију с подскупом оштрих емисијских трака тровалентних јона европијума и тербијума, делујући попут фосфора.[9]

Овај елемент има највиши магнетни момент (10,6 µB) од било којег другог елемента у природи, као и друге врло необичне магнетне особине. Када се комбинује са итријумом, добија се изузетно магнетична легура.[10] Холмијум је парамагнетичан у нормалним условима, али је феромагнетичан при температурама испод 19 Келвина.[11]

ХемијскеУреди

Метални холмијум полако тамни у присуству ваздуха, а врло лако сагорева дајући холмијум(III) оксид:

4 Ho + 3 O2 → 2 Ho2O3

Холмијум је релативно електропозитиван и генерално тровалентан. Споро реагује у хладној води а знатно брже ако се она загреје, градећи холмијум хидроксид:

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

Метални холмијум реагује са свим халогеним елементима:

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

Метал се добро раствара у разблаженој сумпорној киселини градећи растворе који садрже жуте Ho(III) јоне, у виду комплекса [Ho(OH2)9]3+:[12]

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

Најчешће оксидационо стање холмијума је +3. У растворима је облику јона Ho3+ окружен са девет молекула воде. Раствара се у киселинама.[8]

ИзотопиУреди

Природни холмијум садржи само један стабилан изотоп, холмијум-165. Познати су и неки синтетички радиоактивни изотопи, међу којим је најстабилнији холмијум-163 са временом полураспада од 4.570 година. Сви други радиоизотопи у основном стању имају времена полураспада краћа од 1,117 дана, а већина њих времена полураспада краћа од 3 сата. Ипак, метастабилни 166m1Ho има време полураспада од око 1.200 година због свог великог спина. Ова чињеница, уз податак да он има и врло високу енергију побуђивања, резултира изузетно богатим спектром гама зрака при распаду, које настају када метастабилно стање прелази у основно, чинећи овај изотоп корисним за експерименте у нуклеарној физици као средство за калибрисање енергетских одговора и интринзичке ефикасности гама спектрометара.

РаспрострањеностУреди

Као и сви други метали ретких земаља, холмијум се такође не налази у природи у елементарном стању. Може се наћи у једињењима с другим елементима или у минералима попут гадолинита (тамнији део минерала приказаног на слици десно), монацита и других који садрже ретке земне елементе. Главна подручја из којих се копају руде холмијума налазе се у Кини, САД, Бразилу, Индији, Шри Ланки и Аустралији. Његове резерве на Земљи процењују се на око 400 хиљада тона.[8] Холмијум сачињава око 1,1 ppm (делова на милион) Земљине коре по тежини, те је тако 56. елемент по распрострањености на Земљи. Распрострањеност холмијума у складу је са [Oddo–Harkins rule|Одо-Харкинсовим правилом]]: као елемент са непарним атомским бројем, мање је распрострањен од његових „суседа” са парним атомским бројевима, диспрозијума и ербијума. Међутим, холмијум је најраспрострањенији лантаноид са непарним атомским бројем. У земљишту га има приближно 1 ppm, у морској води око 400 делова на квадрилион, а готово никако у Земљиној атмосфери. У односу на друге лантаноиде, холмијум је доста редак.[8] У свемиру га има око 500 делова на билион, рачунајући по тежини.[13]

ДобијањеУреди

Индустријски се холмијум добија издвајањем из монацитног песка (садржи 0,05% холмијума) јонско-измењивачким техникама, али га је и даље врло тешко одвојити од других ретких земних елемената. Холмијум се издваја путем редукције његовог безводног хлорида или флуорида помоћу металног калцијума.[14] Данас су главни извор овог елемента неке од јонско-адсорпцијских наслага глине у јужној Кини. Неке од њих имају састав реких земаља сличан оном код ксенотима или гадолинита. На пример, у њима има итријума око две трећине по укупној маси, а холмијума око 1,5%. Оригиналних руда је врло мало, приближно око 0,1% од укупних руда лантаноида, али их је врло лахко издвојити.[15] Холмијум је релативно јефтин ретки земни метал у поређењу с другим лантаноидима, а цена му се креће око 1000 америчких долара по килограму.[16]

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. ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6. 
  3. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  4. ^ 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. 
  5. ^ 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. 
  6. ^ Per Teodor Cleve (1879). „Sur deux nouveaux éléments dans l'erbine”. Comptes rendus de l'Académie des sciences. 89: 478. 
  7. ^ Per Teodor Cleve (1879). „Sur l'erbine”. Comptes rendus de l'Académie des sciences. 89: 708. 
  8. ^ а б в г Emsley John (2011). Nature's Building Blocks. ISBN 9780199605637. 
  9. ^ 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. 
  10. ^ C. K. Gupta; Nagaiyar Krishnamurthy (2004). Extractive metallurgy of rare earths. CRC Press. стр. 32. ISBN 0-415-33340-7. 
  11. ^ Jiles, David (1998). Introduction to magnetism and magnetic materials. CRC Press. стр. 228. ISBN 0-412-79860-3. 
  12. ^ „Chemical reactions of Holmium”. Webelements. Приступљено 6. 6. 2009. 
  13. ^ Abundance in the universe: periodicity, na stranici webelements.com, pristupljeno 22. jula 2017.
  14. ^ C. R. Hammond (2000). „The Elements”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (81. изд.). CRC press. ISBN 0-8493-0481-4. 
  15. ^ Patnaik Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. стр. 338—339. ISBN 0-07-049439-8. Приступљено 6. 6. 2009. 
  16. ^ James B. Hedrick. „Rare-Earth Metals” (PDF). USGS. Приступљено 6. 6. 2009. 

Спољашње везеУреди