Idi na sadržaj

Prazeodij

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Prazeodij,  59Pr
Prazeodij u periodnom sistemu
Hemijski element, Simbol, Atomski brojPrazeodij, Pr, 59
SerijaLantanoidi
Grupa, Perioda, BlokLa, 6, f
Izgledsivobijeli metal
sa žutim nijansama
CAS registarski broj7440-10-0
Zastupljenost5,2 ppm[1] %
Atomske osobine
Atomska masa140,90766(2)[2][3] u
Atomski radijus (izračunat)185 (247) pm
Kovalentni radijus203 pm
Van der Waalsov radijuspm
Elektronska konfiguracija[Xe] 4f36s2
Broj elektrona u energetskom nivou2, 8, 18, 21, 8, 2
1. energija ionizacije527 kJ/mol
2. energija ionizacije1020 kJ/mol
3. energija ionizacije2086 kJ/mol
4. energija ionizacije3761 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanječvrsto
Kristalna strukturaheksagonalna
Gustoća6475[4] kg/m3 pri 298,15 K
Magnetizamparamagnetičan = 2,9 · 10−3)[5]
Tačka topljenja1208 K (935 °C)
Tačka ključanja3403[6] K (3130 °C)
Molarni volumen20,8 · 10-6 m3/mol
Toplota isparavanja331[6] kJ/mol
Toplota topljenja6,9 kJ/mol
Pritisak pare1,33 · 10-6 Pa pri 1070 K
Brzina zvuka2280 m/s pri 293,15 K
Specifična toplota193 J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost1,43 · 106 S/m
Toplotna provodljivost13 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj3, 4, 2
Elektrodni potencijal-2,35 V (Pr3+ + 3e- → Pr)
Elektronegativnost1,13 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
137Pr

sin

1,28 h ε 2,702 137Ce
138Pr

sin

1,45 min ε 4,437 138Ce
139Pr

sin

4,41 h ε 2,129 139Ce
140Pr

sin

3,39 min ε 3,388 140Ce
141Pr

100 %

Stabilan
142Pr

sin

19,12 h β- 2,162 142Nd
ε 0,745 142Ce
143Pr

sin

13,57 d β- 0,934 143Nd
144Pr

sin

17,28 min β- 2,997 144Nd
145Pr

sin

5,984 h β- 1,805 145Nd
Sigurnosno obavještenje
Oznake upozorenja

Lahko zapaljivo

F
Lahko zapaljivo
Obavještenja o riziku i sigurnostiR: 17
S: nema oznake upozorenja S
Ako je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci dobijeni su mjerenjima u normalnim uvjetima.

Prazeodij (lat. - praseodymium) jeste hemijski element sa simbolom Pr i atomskim brojem 59. U periodnom sistemu se nalazi u grupu lantanoida, pa se stoga ubraja u metale rijetkih zemalja. Zbog obojenosti njegovih spojeva dobio je i ime: iz grčke riječi prásinos što znači "zeleno" i didymos - "dvostruk" ili "blizanac".

Historija

[uredi | uredi izvor]
Prazeodij

Godine 1751. švedski mineralog Axel Fredrik Cronstedt otkrio je jedan teški mineral u rudniku kod Bastnäsa, kasnije nazvan cerit. Trideset godina kasnije, petnaestogodišnji dječak Vilhelm Hisinger, čija porodica je bila vlasnik rudnika, poslao je uzorak tog minerala hemičaru Carlu Scheeleu, a koji nije pronašao niti jedan novi element u tom mineralu. Godine 1803. nakon što je Hisiger odrastao i postao metalurg, vratio je mineral Berzeliusu koji je iz njega izolirao novi oksid, davši mu naziv cerija, prema patuljastoj planeti Cereri, otkrivenoj dvije godine ranije.[7] Rijetku zemlju ceriju istovremeno i nezavisno od njega izolirao je i Martin Heinrich Klaproth u Njemačkoj.[4] Između 1839. i 1843. švedski hirurg i hemičar Carl Gustaf Mosander dokazao je da je cerija smjesa određenih oksida. On je razdvojio još dva oksida iz nje, te ih nazvao lantana i didymia.[8]

Per Teodor Cleve je 1874. primijetio da se kod didyma radi zapravo o dva elementa. Iz didyma, koji je dobio iz minerala samarskita, Lecoq de Boisbaudran je 1879. izdvojio element samarij. Godine 1885. Carl Auer von Welsbachu je uspjelo razdvojiti didym na elemente prazeodij i neodij, koji grade soli različitih boja.[9]

Osobine

[uredi | uredi izvor]
Kristalna struktura prazeodija

Fizičke

[uredi | uredi izvor]

Prazeodij je duktilni metal čija se tvrdoća može uporediti sa srebrom.[5] Njegovih 59 elektrona je organizirano u konfiguraciju [Xe]4f36s2. Teoretski, svih pet vanjskih elektrona bi se moglo ponašati kao valentni elektroni, međutim da bi svih pet bili valentni potrebni su ekstremni uslovi. Obično, prazeodij daje do tri a rijetko četiri elektrona u svojim spojevima. On je prvi među lantanoidima sa elektronskom konfiguracijom koja odgovara Aufbau principu, koji predviđa da 4f orbitale imaju niže energetske nivoe od 5d orbitala. Ova pojava se javlja kod lantana i cerija, jer se ne nagla kontrakcija 4f orbitala ne javlja se sve do nakon lantana, a kod cerija nije dovoljno snažna da bi spriječila zauzimanje 5d podljuske. Ipak, prazeodij u čvrstom stanju ima konfiguraciju [Xe]4f25d16s2, sa jednim elektronom u 5d podljusci kao i svi ostali trovalentni lantanoidi (svi osim europija i iterbija, koji su dvovalentni u metalnom stanju).

Prazeodij je mehki, srebreno-sjajni paramagnetični metal, koji spada u lantanoide i metale rijetkih zemalja. Izložen zraku, nešto bolje je otporan na oksidaciju (koroziju) od europija, lantana ili cerija, ali se prekriva blijedo zelenim slojem oksida koji se ljušti. Pri temperaturi od 798 °C prelazi iz heksagonalne strukture α-Pr u kubičnu prostorno-centriranu β-Pr strukturu.

Hemijske

[uredi | uredi izvor]

Pri visokim temperaturama, prazeodij gori dajući seskvioksid Pr2O3. Sa vodom reagira gradeći prazeodij-hidroksid (Pr(OH)3) istiskajući iz nje vodik. U svojim spojevima, on se nalazi u tro- i četvorovalentnom stanju, pri čemu se trovalentni oksidacijski broj javlja mnogo češće. Ioni Pr(III) su zeleno-žuti, dok su ioni Pr(IV) bez boje. Pod posebnim reduktivnim uslovima može se dobiti i dvovalentni prazeodij npr. u prazeodij(II,III)-jodidu (Pr2I5).

Izotopi

[uredi | uredi izvor]

Prazeodij u prirodi se sastoji samo iz jednog stabilnog izotopa 141Pr. Osim njega, poznato je još 38 drugih radioaktivnih izotopa, pri čemu su izotopi 143Pr i 142Pr sa vremenima poluraspada od 13,57 dana i 19,12 sati, respektivno, najduže živući. Svi ostali radioaktivni izotopi imaju vremena poluraspada kraća od 6 sati, a većina od njih čak i manje od 33 sekunde. Također postoji šest nuklearnih izomera od kojih su najstabilniji 138mPr (t½ 2,12 sati), 142mPr (t½ 14,6 minuta) i 134mPr (t½ 11 minuta).

Izotopi se kreću u pogledu atomskih masa između 120,955 (121Pr) i 158,955 (159Pr).

Rasprostranjenost

[uredi | uredi izvor]

Prazeodij se u prirodnom obliku javlja samo u svojim spojevima, najčešće zajedno sa drugim lantanoidima, odnosno mineralima:

Njegova količina u zemljištu kreće se između 1 i 15 ppm (eng. part per million) odnosno od 0,0001% do 0,0015%. Njegov udio u morskoj vodi iznosi 1 ppt (eng. part per trillion) odnosno 1 • 10−10%. Prazeodija u atmosferi gotovo da i nema.[7] Svjetske rezerve prazeodija se procjenjuju na oko 4 miliona tona.

Dobijanje

[uredi | uredi izvor]

Kao i kod svih drugih lantanoida, prvo se ruda obogaćuje flotacijom, zatim se metali prevode u odgovarajuće halogenide, te se zatim razdvajaju raznim tehnikama kao što su frakciona kristalizacija, ionsko-izmjenjivačka tehnika ili ekstrakcija.

Metalni prazeodij se dobija elektrolizom istopljenih soli ili redukcijom sa kalcijem.

Upotreba

[uredi | uredi izvor]

Prazeodij se koristi u legurama sa magnezijem za proizvodnju vrlo čvrstih materijala za avionske motore. Legure sa kobaltom i željezom su vrlo snažni stalni magneti. Spojevi prazeodija se koriste u industriji stakla i emajla za njihovo bojenje (naprimjer kod zeleno obojenih reflektorskih stakala za osvjetljavanje). Njegovi spojevi također poboljšavaju apsorpciju ultraljubičastog zračenja što se koristi za izradu zaštitnih stakala za oči pri zavarivanju.

Spojevi

[uredi | uredi izvor]

Oksidi

[uredi | uredi izvor]

Halogenidi

[uredi | uredi izvor]

Poznat je veći broj halogenida raznih oksidacijskih stanja, naprimjer prazeodij(III)-fluorid (PrF3), prazeodij(IV)-fluorid (PrF4), prazeodij(III)-hlorid (PrCl3), prazeodij(III)-bromid (PrBr3), prazeodij(III)-jodid (PrI3), prazeodij(II,III)-jodid (Pr2I5) i drugi. Trovalentni halogenidi grade različite hidrate.

Osim toga, postoje i mnogi fluoridni kompleksi kao što je K2[PrF6] gdje je Pr četverovalentan.

Drugi spojevi

[uredi | uredi izvor]

Binarni spojevi prazeodija su npr. prazeodij(III)-sulfid (Pr2S3), prazeodij-nitrid (PrN) i prazeodij-fosfid (PrP).

Pored toga, prazeodij je prisutan i u raznim solima, kao što je higroskopski prazeodij(III)-nitrat (Pr(NO3)3 · x H2O), te lijepo kristalizirani prazeodij(III)-sulfat (Pr2(SO4)3 · 8 H2O).

Reference

[uredi | uredi izvor]
  1. ^ Harry H. Binder (1999). Lexikon der chemischen Elemente. Stuttgart: S. Hirzel Verlag. ISBN 3-7776-0736-3.
  2. ^ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised v2, arhivirano sa originala 8. januara 2016.
  3. ^ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013, pristupljeno 7. oktobra 2017.
  4. ^ a b N. N. Greenwood; A. Earnshaw (1988). Chemie der Elemente (1 izd.). Weinheim: VCH. str. 1424–1579. ISBN 3-527-26169-9.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  5. ^ a b Weast, Robert C. (gl.ur.) (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton: CRC (Chemical Rubber Publishing Company). str. E-129–E-145. ISBN 0-8493-0470-9.
  6. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang (2011). "Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks". Journal of Chemical & Engineering Data. 56: 328–337. doi:10.1021/je1011086.CS1 održavanje: više imena: authors list (link)
  7. ^ a b Emsley John (2011). Nature's Building Blocks. Oxford University Press. str. 120-125. ISBN 9780198503408.
  8. ^ Weeks Mary Elvira (1932). "The Discovery of the Elements: XI. Some Elements Isolated with the Aid of Potassium and Sodium:Zirconium, Titanium, Cerium and Thorium". The Journal of Chemical Education. 9 (7): 1231–1243. Bibcode:1932JChEd...9.1231W. doi:10.1021/ed009p1231.
  9. ^ Carl Auer v. Welsbach (1885). "Die Zerlegung des Didyms in seine Elemente". Monatshefte für Chemie. 6 (1): 477–491. doi:10.1007/BF01554643.