Holmijs

Holmijs
67	; 2; 8; 29; 18; 8; 2
	Ho; 164,930329 g/mol
	[Xe]4f116s2
	; Holmija paraugi
Oksidēšanas pakāpes	+3, +2
Elektronegativitāte	1,23
Blīvums	8790 kg/m³, bet šķidrā stāvoklī 8340 kg/m3
Kušanas temperatūra	1734 K (1461 °C)
Viršanas temperatūra	2873 K (2600 °C)
Īpatnējā pretestība	8,14×10-7 Ω·m
Skaņas ātrums	2760 m/s

Holmijs ir ķīmiskais elements ar simbolu Ho un atomskaitli 67. Tas ir sudrabbalts, relatīvi mīksts, kaļams metāls. Holmiju, tāpat kā pārējos lantanīdus, iegūst no polimetālu rūdām, tīrā veidā dabā tas nav sastopams. Holmijam ir liels magnētiskais moments, tāpēc to lieto magnētiem. Holmija oksīdu lieto par dzelteno krāsu keramikas glazūrām un stiklam. Savienojumos holmijam oksidēšanas pakāpe parasti ir +3.

Īpašības

Holmijs ir 11. elements lantanīdu saimē. Tas ir 6. perioda ķīmiskais elements. Periodiskajā tabulā tas atrodas starp disproziju un erbiju, kā arī virs einšteinija.

Fizikālās īpašības

Holmija blīvums ir 8790 kg/m³, bet šķidrā stāvoklī blīvums nokrītas uz 8340 kg/m³. Tā kušanas temperatūra ir 1461 °C, bet viršanas temperatūra ir 2600 °C. Normālos apstākļos holmijs ir paramagnētiķis, bet temperatūrā, kas zemāka par 19K, tas ir feromagnētiķis. Holmijam ir lielākais magnētiskais moments (10,6 μ_B) no visiem dabā sastopamajiem ķīmiskajiem elementiem, tāpēc to lieto magnētiem. Tam piemīt arī citas neparastas magnētiskās īpašības.

Ķīmiskās īpašības

Savienojumos holmijam oksidēšanas pakāpe parasti ir +3, bet var būt arī +2. Sausā gaisā un normālos apstākļos holmijs ir ķīmiski stabils. Tīram holmijam nonākot saskarē ar mitru gaisu vai lielā temperatūrā, tas reaģē ar to un uz tā veidojas dzeltenīga apsūbējuma kārtiņa. Veidojās holmija (III) oksīds.

4 Ho + 3 O₂ → 2 Ho₂O₃

Holmija elektronegativitāte ir 1,23.

Holmijs reaģē ar visiem stabilajiem halogēniem.

2 Ho (s) + 3 F₂ (g) → 2 HoF₃ (s) [rozā]

2 Ho (s) + 3 Cl₂ (g) → 2 HoCl₃ (s) [dzeltens]

2 Ho (s) + 3 Br₂ (g) → 2 HoBr₃ (s) [dzeltens]

2 Ho (s) + 3 I₂ (g) → 2 HoI₃ (s) [dzeltens]

Izotopi

Dabā ir sastopams tikai viens stabils holmija izotops — holmijs-165.^[1] Mākslīgos apstākļos ir iegūti 36 izotopi, kuru masas skaitlis ir no 140 līdz 175, kā arī vēl 33 kodolizomēri. Visstabilākais no mākslīgajiem izotopiem ir holmijs-163, kura pussabrukšanas periods ir 4570 gadi.

Ķīmiskie savienojumi

Holmija (III) oksīds parastā gaismā (kreisajā pusē) un luminiscences spuldžu gaismā (labajā pusē)

Holmija (III) oksīds ir vienīgais oksīds, kuru veido holmijs. Tā izskats ir atkarīgs no gaismas, kas uz tā krīt. Dienas gaismā holmija (III) oksīds ir dzeltenīgs, bet luminiscences spuldžu gaismā tas kļūst sārts.

Vēsture

Holmiju atklāja 1878. gadā šveiciešu ķīmiķi Žaks-Luī Sorē un Marks Delafontēns. Paralēli vēl to atklāja zviedru ķīmiķis Pērs Teodors Klēvs, kas to pirmo reizi izolēja tīrā veidā. Holmijs ir nosaukts par godu Zviedrijas galvaspilsētai Stokholmai (Stokholmas nosaukums latīņu valodā ir Holmia).