Tulijum
Tulijum (Tm, lat. thulium) je hemijski element iz grupe lantanoida sa atomskim brojem 69.[3][4] Ime je dobio po reči Thule, antičkom nazivu za Skandinaviju. Tulijum je zastupljen u Zemljinoj kori u količini od 0,48 ppm. Najvažniji minerali su: monacit (Ce,La,Th,Nd,Y,Pr,Tm)PO4 i (Ce,La,Nd,Y,Pr,Tm)CO3F
 | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Opšta svojstva | |||||||||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Ime, simbol | tulijum, Tm | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Izgled | srebrnasto siv | ||||||||||||||||||||||||||||||
| U periodnome sistemu | |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomski broj (Z) | 69 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Grupa, perioda | grupa N/D, perioda 6 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Blok | f-blok | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Kategorija | lantanoid | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Rel. at. masa (Ar) | 168,93422(2)[1] | ||||||||||||||||||||||||||||||
| El. konfiguracija | |||||||||||||||||||||||||||||||
po ljuskama | 2, 8, 18, 31, 8, 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Fizička svojstva | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Tačka topljenja | 1818 K (1545 °C, 2813 °F) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Tačka ključanja | 2223 K (1950 °C, 3542 °F) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Gustina pri s.t. | 9,32 g/cm3 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| tečno st., na t.t. | 8,56 g/cm3 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Toplota fuzije | 16,84 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Toplota isparavanja | 191 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Mol. topl. kapacitet | 27,03 J/(mol·K) | ||||||||||||||||||||||||||||||
Napon pare
| |||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomska svojstva | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektronegativnost | 1,25 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Energije jonizacije | 1: 596,7 kJ/mol 2: 1160 kJ/mol 3: 2285 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Atomski radijus | 176 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Kovalentni radijus | 190±10 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||
 | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Ostalo | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Kristalna struktura | zbijena heksagonalna (HCP) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Topl. širenje | poli: 13,3 µm/(m·K) (na s.t.) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Topl. vodljivost | 16,9 W/(m·K) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Elektrootpornost | poli: 676 nΩ·m (na s.t.) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Magnetni raspored | paramagnetičan (na 300 K) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Magnetna susceptibilnost (χmol) | +25.500·10−6 cm3/mol (291 K)[2] | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Jangov modul | 74,0 GPa | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Modul smicanja | 30,5 GPa | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Modul stišljivosti | 44,5 GPa | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Poasonov koeficijent | 0,213 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Vikersova tvrdoća | 470–650 MPa | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Brinelova tvrdoća | 470–900 MPa | ||||||||||||||||||||||||||||||
| CAS broj | 7440-30-4 | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Istorija | |||||||||||||||||||||||||||||||
| Imenovanje | po Tulu, mitičkom regionu u Skandinaviji | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Otkriće i prva izolacija | Per Teodor Kleve (1879) | ||||||||||||||||||||||||||||||
| Glavni izotopi | |||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||
On je trinaesti element po redu u seriji lantanoida. Poput ostalih lantanoida, njegovo najčešće oksidaciono stanje je +3, u kojem se nalazi u svojim oksidima, halidima i drugim jedinjenjima. U vodenim rastvorima, poput jedinjenja drugih lantanoida, njegova rastvorljiva jedinjenja grade komplekse sa devet molekula vode. Godine 1879, švedski hemičar Per Teodor Kleve odvojio je okside „retke zemlje” erbije (erbijum(III) oksid) na dve, prethodno nepoznate, komponente, koje je nazvao holmija (holmijum(III) oksid) i tulija (tulijum(III) oksid). Bili su to oksidi elemenata holmijuma i tulijuma. Relativno čisti uzorak metalnog tulijuma prvi put je dobijen 1911. godine.
Tulijum je drugi najređi element među lantanoidima, nakon prometijuma, a na Zemlji se može naći samo u tragovima. Ovaj metal se vrlo lako obrađuje, a ima svetli srebreno-sivi sjaj. Relativno je mek, a izložen delovanju kiseonika iz vazduha polako tamni. Uprkos njegove visoke cene i retkosti, tulijum se koristi kao izvor radijacije u prenosnim rendgenskim uređajima te u nekim laserima čvrstog stanja. Nema značajnije biološke uloge i nije preterano otrovan.
Istorija
urediTulijum je otkrio švedski hemičar Per Teodor Kleve 1879. kada je u smeši oksida retkih zemnih elemenata tražio nečistoće (istim postupkom Karl Gustaf Mosander je ranije otkrio neke druge retke zemne elemente). Kleve je postupak započeo uklanjanjem svih poznatih zagađivača u zemlji erbiji (odnosno Er2O3). Nakon daljnje obrade, dobio je dve nove supstance: jednu smeđu a drugu zelenu. Smeđa supstanca bila je oksid elementa holmijuma te joj je Kleve dao ime holmija, dok je zelena supstanca bila oksid nekog nepoznatog elementa. Taj oksid Kleve je nazvao tulija, a njen element tulijum prema Tuli, nazivu koji su Antički Grci dali Skandinaviji (ili možda Islandu). Raniji atomski simbol tulijuma bio je Tu, ali je kasnije promenjen u današnji Tm.[5][6]
Tulijum je bio tako redak da ga niko od prvobitnih istraživača nije imao u dovoljnoj meri da bi zaista mogli videti zelenu boju oksida; bili su „zadovoljni” sa spektroskopskim posmatranjima pojačavanja dve karakteristične apsorpcijske linije, u trenutku kada je erbijum naglo uklonjen iz smeše. Prvi naučnik koji je dobio gotovo čisti tulijum bio je Čarls Džejms, britanski iseljenik koji je pretežno radio na Univerzitetu Nju Hempšira u Daram (SAD). Džejms je svoje rezultate istraživanja objavio 1911. godine, navodeći da je pročišćavanje uzorka vršio pomoću metode frakcijske kristalizacije bromatima koju je sam razvio. Naveo je takođe da mu je bilo potrebno 15.000 ponavljajućih operacija kako bi postigao da materijal bude homogen.[7]
Osobine
urediFizičke
urediČisti metalni tulijum ima izraziti srebrni sjaj, koji polako tamni ako se izloži vazduhu. Metal se može rezati nožem,[5] jer je veoma mek, a tvrdoća po Mosu iznosi od 2 do 3. Lako se kuje i izvlači u žice.[8] Ovaj element pokazuje feromagnetične osobine na temperaturi ispod 32 K, antiferomagnetičan je u rasponu od 32 do 56 K, a iznad 56 K je paramagnetičan.[9] Tulijum ima dve osnovne alotropske modifikacije: tetragonalnu α-Tm i dosta stabilniju heksagonalnu β-Tm.[8]
Hemijske
urediTulijum polako potamni u dodiru s vazduhom, i lako sagoreva pri temperaturi od oko 150 °C gradeći tulijum(III) oksid:
- 4 Tm + 3 O2 → 2 Tm2O3
On relativno elektropozitivan te sporo reaguje s hladnom vodom, dok sa vrelom reaguje veoma brzo gradeći tulijum-hidroksid:
- 2 Tm (č) + 6 H2O (t) → 2 Tm(OH)3 (t) + 3 H2 (g)
Ovaj metal reaguje sa svim halogenim elementima. Reakcije su vrlo spore na sobnoj temperaturi, ali su burne na temperaturama iznad 200 °C:
- 2 Tm (č) + 3 F2 (g) → 2 TmF3 (č) (beo)
- 2 Tm (č) + 3 Cl2 (g) → 2 TmCl3 (č) (žut)
- 2 Tm (č) + 3 Br2 (g) → 2 TmBr3 (č) (beo)
- 2 Tm (č) + 3 I2 (g) → 2 TmI3 (č) (žut)
- (č) - čvrsto; (t) - tečno; (g) - gasovito agregatno stanje
Tulijum se lako rastvara u razblaženoj sumpornoj kiselini gradeći rastvore koji sadrže svetlozelene jone Tm(III), koji postoje u vidu kompleksa [Tm(OH2)9]3+:[10]
- 2 Tm (č) + 3 H2SO4 (t) → 2 Tm3+ (t) + 3 SO2−
4 (t) + 3 H2 (g)
Ovaj metal reaguje sa raznim metalima i nemetalima gradeći niz binarnih jedinjenja, kao što su TmN, TmS, TmC2, Tm2C3, TmH2, TmH3, TmSi2, TmGe3, TmB4, TmB6 i TmB12. U tim jedinjenjima, tulijum ima valentne brojeve +2 i +3, mada mu je stanje +3 najčešće te jedino stanje koje je zapaženo u njegovim rastvorima.[11] U rastvorima tulijum postoji u vidu Tm3+ jona. U tom stanju, jon je okružen sa devet molekula vode.[5] Joni Tm3+ pokazuju svetloplavu luminescenciju.[5]
Jedini poznati oksid tulijuma je Tm2O3. Ovaj oksid se ponekad naziva i tulija.[12] Crveno-ružičasta jedinjenja tulijuma(II) mogu se dobiti redukcijom jedinjenja tulijuma(III). Primeri jedinjenja tulijuma(II) uključuju, između ostalih, halide (osim fluorida). Neka hidratizovana jedinjenja tulijuma, poput TmCl3·7H2O i Tm2(C2O4)3·6H2O su zelene ili zeleno-bele boje.[6] Tulijum-dihlorid vrlo burno reaguje s vodom. Ovom reakcijom nastaju gasoviti vodonik i tulijum hidroksid (Tm(OH)3) dajući crvenkastu boju koja postepeno bledi. Kombinacija tulijuma i halkogena daje njegove halkogenide.[13]
Tulijum reaguje sa hlorovodikom istiskujući iz njega gasoviti vodonik, a preostaje tulijum hlorid. Sa azotnom kiselinom daje tulijum-nitrat (Tm(NO3)3).[14]
Izotopi
urediIzotopi tulijuma kreću se u rasponu od 145Tm do 179Tm. Osnovni način raspada izotopa lakših od najrasprostranjenijeg stabilnog izotopa 169Tm jeste elektronski zahvat, dok se teži izotopi uglavnom raspadaju beta raspadom. Osnovni proizvod raspada lakših od izotopa 169Tm su izotopi elementa 68 (erbijum), a osnovni proizvodi raspada težih su izotopi elementa 70 (iterbijum).[15]
Tulijum-169 je najrasprostranjeniji i najduže živući izotop ovog elementa. On je takođe i jedini izotop za koji se smatra da je stabilan, iako postoje teoretske pretpostavke da se i on raspada alfa raspadom na holmijum-165 ali uz veoma dugo vreme poluraspada.[5] Nakon njega, najduže živući izotopi su tulijum-171, čije vreme poluraspada iznosi 1,92 godine, te tulijum-170 sa vremenom poluraspada od 128,6 dana. Većina ostalih izotopa ima vremena poluraspada od nekoliko minuta ili kraće.[16] Do danas je poznato 35 izotopa i 26 nuklearnih izomera tulijuma.[5] Većina izotopa tulijuma čije su atomske mase manje od 169 raspadaju se putem elektronskog zahvata ili emisije pozitrona, mada neki od njih pokazuju značajne alfa raspada ili emisiju protona. Teži izotopi se raspadaju beta-minus raspadom.[16]
Rasprostranjenost
uredi
On se smatra jednim od najmanje rasprostranjenih lantanoida na Zemlji, izuzev prometijuma.[5] Ovaj element nikad nije pronađen u prirodi u svom čistom obliku. U malim količinama nađen je u mineralima zajedno sa drugim retkim zemljama. Tulijum se često javlja sa mineralima koji sadrže itrijum i gadolinijum. Naročito često se javlja u mineralu gadolinitu.[17] Osim njega, tulijuma ima i u mineralima monacitu, ksenotimu i euksenitu. Njegov udeo u Zemljinoj kori iznosi 0,5 mg/kg po težini i 50 delova na milijardu po molu. Tulijuma ima približno 0,5 delova na milion u zemljištu, mada se ta vrednost kreće u rasponu od 0,4 do 0,8 delova na milion (ppm).
Tulijum sačinjava 250 delova na kvadrilion morske vode.[5] U Sunčevom sistemu, tulijum postoji u koncentracijama od oko 200 delova na trilion po težini odnosno 1 deo na trilion po molu.[14] Ruda tulijuma najviše ima u Kini. Osim Kine, Australija, Brazil, Grenland, Indija, Tanzanija i SAD takođe imaju veće zalihe ruda tulijuma. Ukupne rezerve tulijuma procenjuju se na oko 100 hiljada tona.
Reference
uredi- ^ 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.
- ^ Weast, Robert (1984). CRC, Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton, Florida: Chemical Rubber Company Publishing. str. E110. ISBN 0-8493-0464-4.
- ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga.
- ^ Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3. izd.). Prentice Hall. ISBN 978-0-13-175553-6.
- ^ a b v g d đ e ž Emsley, John (2001). Nature's building blocks: an A-Z guide to the elements. SAD: Oxford University Press. str. 442—443. ISBN 0-19-850341-5.
- ^ a b Eagleson Mary (1994). Concise Encyclopedia Chemistry. Walter de Gruyter. str. 1105. ISBN 978-3-11-011451-5.
- ^ James Charles (1911). „Thulium I”. J. Am. Chem. Soc. 33 (8): 1332—1344. doi:10.1021/ja02221a007.
- ^ a b Hammond, C. R. (2000). „The Elements”. Handbook of Chemistry and Physics (81. izd.). CRC press. ISBN 0-8493-0481-4.
- ^ Jackson, M. (2000). „Magnetism of Rare Earth” (PDF). The IRM quarterly. 10 (3): 1. Arhivirano iz originala (PDF) 12. 7. 2017. g. Pristupljeno 23. 5. 2017.
- ^ „Chemical reactions of Thulium”. Webelements. Pristupljeno 6. 6. 2009.
- ^ Patnaik Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. str. 934. ISBN 0-07-049439-8.
- ^ Krebs, Robert E (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. ISBN 978-0-313-33438-2.
- ^ Emeléus H. J.; Sharpe A. G. (1977). Advances in Inorganic Chemistry and Radiochemistry. Academic Press. ISBN 978-0-08-057869-9.
- ^ a b Tulij, na stranici Chemicool.com. Pristupljeno 29. marta 2013.
- ^ Lide David R. (1998). „Section 11, Table of the Isotopes”. Handbook of Chemistry and Physics (87 izd.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-8493-0594-2.
- ^ a b Alejandro Sonzogni. „Untitled”. National Nuclear Data Center. Arhivirano iz originala 21. 03. 2013. g. Pristupljeno 20. 2. 2013.
- ^ Walker, Perrin; Tarn, William H. (2010). CRC Handbook of Metal Etchants. CRC Press. str. 1241—. ISBN 978-1-4398-2253-1.
Literatura
uredi- Poole, Charles P. Jr. (2004). Encyclopedic Dictionary of Condensed Matter Physics. Academic Press. str. 1395. ISBN 978-0-08-054523-3.
