HOLMIJS: VĒSTURE, ĪPAŠĪBAS, ĶĪMISKĀ STRUKTŪRA UN PIELIETOJUMS - ĶĪMIJA - 2025

Holmijs ir metālisks elements, kas pieder pie f bloka periodiskā tabula, konkrēti uz periodu lantanīdi. Tāpēc tas ir reto zemju loceklis kopā ar erbiju, itriju, disprosiju un ytterbiju. Visi šie elementi veido virkni minerālu (ksenotīms vai gadolinīts), kurus ir grūti atdalīt ar parastajām ķīmiskajām metodēm.

Tās ķīmiskais simbols ir Ho, kura atomu skaits ir 67, un tas ir mazāk bagātīgs nekā kaimiņi disprosijs ( ₆₆ Dy) un erbijs ( ₆₈ Er). Pēc tam tiek teikts, ka tas ievēro Oddo-Harkinsa likumu. Holmijs ir viens no tiem retiem metāliem, par kura esamību gandrīz neviens nezina vai nav aizdomas par to; pat ķīmiķu vidū tas tiek pieminēts ļoti bieži.

Īpaši tīrs metāliskā holmija paraugs. Avots: Ķīmisko elementu Hi-Res attēli

Medicīnas jomā holmijs ir pazīstams ar tā lāzera izmantošanu operācijās, lai apkarotu prostatas slimības. Tas ir arī daudzsološs materiāls elektromagnētu un kvantu datoru ražošanai, ņemot vērā tā neparastās magnētiskās īpašības.

Trīsvērtīgajiem holmija savienojumiem Ho ³⁺ ir tāda ^īpašība , ka to krāsa ir atkarīga no gaismas, ar kuru tie tiek apstaroti. Ja tas ir fluorescējošs, šo savienojumu krāsa mainās no dzeltenas uz rozā. Tādā pašā veidā tas notiek ar tā risinājumiem.

Vēsture

Holmija atklāšana tiek attiecināta uz diviem Šveices ķīmiķiem Marku Delafonteinu un Žaku-Luisu Soretu, kuri 1878. gadā to atklāja spektroskopiski, analizējot retzemju minerālus Ženēvā. Viņi to sauca par elementu X.

Tikai gadu vēlāk, 1879. gadā, zviedru ķīmiķim Peram Teodoram Klevam izdevās atdalīt holmija oksīdu, sākot no erbijas, erbija oksīda (Er ₂ O ₃ ). Šis oksīds, kas piesārņots ar citiem piemaisījumiem, parādīja brūnu krāsu, ko viņš nosauca par “holmiju”, kas latīņu valodā nozīmē Stokholma.

Arī Klīve ieguva citu zaļo materiālu: “tuliju”, kas ir tūlija oksīds. Šī atklājuma problēma ir tā, ka neviens no trim ķīmiķiem nespēja iegūt pietiekami tīru holmija oksīda paraugu, jo tas bija piesārņots ar disprosija, cita lantanīda metāla, atomiem.

Tikai 1886. gadā strādīgais franču ķīmiķis Pols Lekoks de Boisbaudrāns ar daļēju nokrišņu palīdzību izolēja holmija oksīdu. Pēc tam šis oksīds tika pakļauts ķīmiskām reakcijām, iegūstot holmija sāļus, kurus 1911. gadā reducēja zviedru ķīmiķis Otto Holmbergs; un tādējādi parādījās pirmie metāliskā holmija paraugi.

Tomēr pašlaik holmija jonus Ho ³⁺ ekstrahē ar jonu apmaiņas hromatogrāfiju, tā vietā, lai izmantotu parasto reakciju.

Holmija īpašības

Ārējais izskats

Sudrabains, mīksts, kaļams un kaļams metāls.

Atomu skaitlis

67 ( ₆₇ Ho)

Molārā masa

164,93 g / mol

Kušanas punkts

1461 ºC

Vārīšanās punkts

2600 ºC

Blīvums

Istabas temperatūrā: 8,79 g / cm ³

Tieši tad, kad tas kūst vai kūst: 8,34 g / cm ³

Saplūšanas karstums

17 kJ / mol

Iztvaikošanas siltums

251 kJ / mol

Molārā siltuma jauda

27.15 J / (mol K)

Elektronegativitāte

1,23 pēc Polainga skalas

Jonizācijas enerģijas

Pirmais: 581,0 kJ / mol (Ho ⁺ gāzveida)

Otrais: 1140 kJ / mol (Ho ²⁺ gāzveida)

Trešais: 2204 kJ / mol (Ho ³⁺ gāzveida)

Siltumvadītspēja

16,2 W / (m K)

Elektriskā pretestība

814 nΩ m

Oksidācijas skaitļi

Holmijs tā savienojumos var rasties ar šādiem skaitļiem vai oksidācijas stāvokļiem: 0, +1 (Ho ⁺ ), +2 (Ho ²⁺ ) un +3 (Ho ³⁺ ). Starp visiem tiem +3 ir visizplatītākais un stabilākais. Tāpēc holmijs ir trīsvērtīgs metāls, kas veido savienojumus (jonu vai daļēji jonu), kur tas piedalās kā Ho ³⁺ jons .

Piemēram, šādos savienojumos holmija oksidācijas skaits ir +3: Ho ₂ O ₃ (Ho ₂ ³⁺ O ₃ ² ), Ho (OH) ₃ , Ho ₃ (Ho ³⁺ I ₃ ^- ) un Ho ₂ (SO ₄ ) ₃ .

Ho ³⁺ un tā elektroniskās pārejas ir atbildīgas par to, lai šī metāla savienojumi parādītos brūni dzeltenā krāsā. Tomēr, tos apstarojot ar dienasgaismas gaismu, tie kļūst sārti. Tas pats attiecas uz viņu risinājumiem.

Izotopi

Holmijs dabā sastopams kā viens stabils izotops: ¹⁶⁵ Ho (100% pārpilnība). Tomēr ir arī cilvēku radīti radioizotopi ar ilgu pussabrukšanas periodu. Starp viņiem mums ir:

- ¹⁶³ Ho (t _1/2 = 4570 gadi)

- ¹⁶⁴ Ho (t _1/2 = 29 minūtes)

- ¹⁶⁶ Ho (t _1/2 = 26 763 stundas)

- ¹⁶⁷ Ho (t _1/2 = 3,1 stundas)

Magnētiskā kārtība un brīdis

Holmijs ir paramagnētisks metāls, bet 19 K temperatūrā tas var kļūt feromagnētisks, uzrādot ļoti spēcīgas magnētiskās īpašības. Tam raksturīgs arī lielākais magnētiskais moments (10,6 μ _B ) starp visiem ķīmiskajiem elementiem, kā arī neparasta magnētiskā caurlaidība.

Reaģētspēja

Holmijs ir metāls, kas normālos apstākļos nerūsē pārāk ātri, tāpēc ir nepieciešams laiks, lai zaudētu spīdumu. Tomēr, sildot ar šķiltavu, tas kļūst dzeltenīgs, veidojot oksīda slāni:

4 Ho + 3 O ₂ → 2 Ho ₂ O ₃

Reaģē ar atšķaidītām vai koncentrētām skābēm, veidojot to attiecīgos sāļus (nitrātus, sulfātus utt.). Tomēr pārsteidzoši, ka tas nereaģē ar fluorūdeņražskābi, jo HoF ₃ slānis aizsargā to no sadalīšanās.

Holmijs reaģē arī ar visiem halogēniem, veidojot attiecīgos halogenīdus (HoF ₃ , HoCl ₃ , HoBr ₃ un HoI ₃ ).

Ķīmiskā struktūra

Holmijs izkristalizējas kompaktā, sešstūrainā struktūrā, hcp (sešstūra formā). Teorētiski Ho atomi paliek saliedēti, pateicoties metāliskajai saitei, kuru veido to 4f orbitāļu elektroni, atbilstoši to elektroniskajai konfigurācijai:

4f ¹¹ 6s ²

Šāda mijiedarbība, kā arī tā elektronu enerģijas izvietojums nosaka holmija fizikālās īpašības. Šim metālam nav zināms neviens cits allotrops vai polimorfs, pat zem augsta spiediena.

Lietojumprogrammas

Kodolreakcijas

Holmija atoms ir labs neitronu absorbētājs, tāpēc tas palīdz kontrolēt kodolreakciju attīstību.

Spektroskopija

Spektrofotometru kalibrēšanai izmanto holmija oksīda šķīdumus, jo to absorbcijas spektrs gandrīz vienmēr ir nemainīgs neatkarīgi no piemaisījumiem, ko tas satur. Tas parāda arī ļoti raksturīgas asas joslas, kas saistītas ar holmija atomu, nevis ar tā savienojumiem.

Krāsviela

Holmija atomi spēj nodrošināt sarkanīgu krāsu stiklam un mākslīgajiem kubiskā cirkonija oksīdiem.

Magnēti

Īpaši zemā temperatūrā (30K vai mazāk) holmijam piemīt interesantas magnētiskās īpašības, kuras tiek izmantotas jaudīgu elektromagnētu izgatavošanai, kur tas palīdz koncentrēt iegūto magnētisko lauku.

Šādi magnētiski materiāli ir paredzēti kodolmagnētiskajai rezonansei; cieto disku izstrādei ar atmiņām, kas svārstās petabaitu vai terabaitu secībā; un, iespējams, kvantu datoru ražošanai.

Holmija lāzers

Itrija-alumīnija granāta (YAG) kristālu var leģēt ar holmija atomiem, lai izstarotu starojumu ar viļņa garumu 2 µm; tas ir, mums ir holmija lāzers. Pateicoties tam, audzēja audus var precīzi sagriezt, neizraisot asiņošanu, jo pievadītā enerģija brūces nekavējoties cauterizē.

Šis lāzers ir vairākkārt izmantots prostatas un zobu operācijās, kā arī vēža šūnu un nierakmeņu likvidēšanai.

Atsauces

1. Šiveris un Atkins. (2008). Neorganiskā ķīmija. (Ceturtais izdevums). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2019. gads). Holmijs. Atgūts no: en.wikipedia.org
3. Karaliskā ķīmijas biedrība. (2020). Periodiskā tabula: Holmijs. Atgūts no: rsc.org
4. Dr Doug Stewart. (2020). Fakti par holmija elementu / ķīmija. Atgūts no: chemicool.com
5. Stīvs Gagnons. (sf). Elementa holmijs. Atgūts no: education.jlab.org
6. Enciklopēdijas Britannica redaktori. (2019. gada 03. aprīlis). Holmijs. Encyclopædia Britannica. Atgūts no: britannica.com
7. Judy Lynn Mohn Rosebrook. (2020). Holmijs. Atgūts no: utoledo.edu