Các Nguyên Tố Hóa Học

CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
Mục Lục
Nguyên tố Trang Nguyên tố Trang

1. Hydro 3 2. Heli 14
3. Liti 19 4. Berili 38
5. Bo 46 6. Cacbon 51
7. Nitơ 63 8. Ôxi 76
9. Flo 90 10. Neon 98
11. Natri 103 12. Magie 111
13. Nhôm 118 14. Silic 130
15. Photpho 138 16. Lưu huỳnh 146
17. Clo 157 18. Argon 166
19. Kali 171 20. Canxi 192
21. Scandi 198 22. Titan 204
23. Vanadi 215 24. Crom 222
25. Mangan 231 26. Sắt 240
27. Coban 254 28. Niken 261
29. Đồng 267 30. Kẽm 283
31. Gali 313 32. Gecmani 321
33. Asen 329 34. Selen 340
35. Brom 351 36. Krypton 357
37. Rubiđi 362 38. Stronti 371
39. Yttri 380 40. Zirconi 386
41. Niobi 394 42. Molypden 402
43. Tecneti 412 44. Rutheni 426
45. Rhodi 437 46. Paladi 445
47. Bạc 454 48. Cadimi 465
49. Indi 471 50. Thiếc 478
51. Antimon 493 52. Telua 503
53. Iốt 509 54. Xenon 517
55. Xêsi 524 56. Bari 542
57. Lantan 549 58. Xeri 556
59. Praseodymi 565 60. Neodymi 572
Page 1 of 970
61. Promethi 582 62. Samari 587

63. Europi 594 64. Gadolini 604
65. Terbi 612 66. Dysprosi 619
67. Holmi 628 68. Erbi 631
69. Thuli 639 70. Ytterbi 643
71. Luteti 648 72. Hafni 654
73. Tantan 661 74. Wolfram 668
75. Rheni 677 76. Osmi 687
77. Iridi 691 78. Platin 708
79. Vàng 716 80. Thủy ngân 743
81. Tali 755 82. Chì 760
83. Bismut 772 84. Poloni 778
85. Astatin 785 86. Radon 789
87. Franxi 795 88. Radi 803
89. Actini 809 90. Thori 814
91. Protactini 820 92. Urani 823
93. Neptuni 847 94. Plutoni 850
95. Americi 871 96. Curi 876
97. Berkeli 882 98. Californi 887
99. Einsteini 891 100. Fermi 894
101. Mendelevi 898 102. Nobeli 901
103. Lawrenci 905 104. Rutherfordi 909
105. Dubni 912 106. Seaborgi 915
107. Bohri 918 108. Hasi 921
109. Meitneri 924 110. Darmstadti 927
111. Roentgeni 930 112. Copernixi 933
113. Nihoni 936 114. Flerovi 939
115. Moscovi 942 116. Livermori 944
117. Tennessine 952 118. Organesson 954
Page 2 of 970
1. Hydro (H)
Hydro (tiếng Anh: hydrogen, từ tiếng Latinh: hydrogenium) là một nguyên
tố hóa học trong hệ thống tuần hoàn các nguyên tố với nguyên tử số bằng 1,
nguyên tử khối bằng 1đvC. Trước đây còn được gọi là khinh khí (như trong
"bom khinh khí" tức bom H); hiện nay từ này ít được sử dụng. Sở dĩ được gọi
là "khinh khí" là do hydro là nguyên tố nhẹ nhất và tồn tại ở thể khí, với trọng
lượng nguyên tử 1,00794u. Hydro là nguyên tố phổ biến nhất trong vũ trụ,
tạo nên khoảng 75% tổng khối lượng vũ trụ và tới trên 90% tổng số nguyên
tử. Các sao thuộc dải chính được cấu tạo chủ yếu bởi hydro ở trạng thái
plasma. Hydro nguyên tố tồn tại tự nhiên trên Trái Đất tương đối hiếm do khí
hydro nhẹ nên trường hấp dẫn của Trái Đất không đủ mạnh để giữ chúng
khỏi thoát ra ngoài không gian, do đó hydro tồn tại chủ yếu dưới dạng hydro
nguyên tử trong các tầng cao của khí quyển Trái Đất.
Đồng vị phổ biến nhất của hydro là proti, ký hiệu là H, với hạt nhân là một
proton duy nhất và không có neutron. Ngoài ra hydro còn có một đồng vị bền
là deuteri, ký hiệu là D, với hạt nhân chứa một proton và một neutron và một
đồng vị phóng xạ là triti, ký hiệu là T, với hai neutron trong hạt nhân.
Với vỏ nguyên tử chỉ có một electron, nguyên tử hydro là nguyên tử đơn giản
nhất được biết đến, và cũng vì vậy nguyên tử hydro tự do có một ý nghĩa to
lớn về mặt lý thuyết. Chẳng hạn, vì nguyên tử hydro là nguyên tử trung hòa
duy nhất mà phương trình Schrödinger có thể giải được chính xác nên việc
nghiên cứu năng lượng và cấu trúc điện tử của nó đóng vai trò quan trọng
trong sự phát triển của cả cơ học lượng tử và hóa học lượng tử.
Ở điều kiện thường, các nguyên tử hydro kết hợp với nhau tạo thành những
phân tử gồm hai nguyên tử H2. (Ở những nhiệt độ cao, quá trình ngược lại
xảy ra.) Khí hydro lần đầu tiên được điều chế một cách nhân tạo vào đầu thế
kỉ 16 bằng cách nhúng kim loạivào trong một axit mạnh. Vào những năm
1766 - 1781, Henry Cavendish là người đầu tiên nhận ra rằng hydro là một
chất riêng biệt và rằng khi bị đốt trong không khí nó tạo ra sản phẩm là nước.
Tính chất này chính là nguồn gốc của cái tên "hydrogen", trong tiếng Hy Lạp
nghĩa là "sinh ra nước". Ở điều kiện tiêu chuẩn, hydro là một chất khí lưỡng
nguyên tử không màu, không mùi, không vị và là một phi kim.
Trong các hợp chất ion, hydro có thể có thể tồn tại ở hai dạng. Trong các hợp
chất với kim loại, hydro tồn tại dưới dạng các anionhydrua mang một điện
tích âm, ký hiệu H-. Hydro còn có thể tồn tại dưới dạng các cation H+ là ion
dương sinh ra do nguyên tử hydro bị mất đi một electron duy nhất của nó.
Tuy nhiên một ion dương với cấu tạo chỉ gồm một proton trần trụi (không có
electron che chắn) không thể tồn tại được trong thực tế do tính dương điện
Page 3 of 970
hay tính axit và do đó khả năng phản ứng với các phân tử khác của H+ là rất
cao. Một cation hydro thực sự chỉ tồn tại trong quá trình chuyển proton từ
các axit sang các bazơ (phản ứng axit-bazơ). Trong dung dịch nước H+ (do
chính nước hoặc một loại axit khác phân ly ra) kết hợp với phân tử nước tạo
ra các cation hydroni H3O+, thường cũng được viết gọn là H+. Ion này đóng
một vai trò đặc biệt quan trọng trong hóa học axit - bazơ.
Hydro tạo thành các hợp chất cộng hóa trị với hầu hết các nguyên tố khác. Nó
có mặt trong nước và hầu hết các hợp chất hữu cơ cũng như các cơ thể sống.
Thuộc tính
Ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn hydro là một khí lưỡng nguyên tử có công
thức phân tử H2, không màu, không mùi, dễ bắt cháy, có nhiệt độ sôi 20,27°K
(-252,87°C) và nhiệt độ nóng chảy 14,02°K (-259,14°C). Tinh thể hydro có
cấu trúc lục phương. Hydro có hóa trị 1 và có thể phản ứng với hầu hết các
nguyên tố hóa học khác.
Cháy
Space Shuttle Main Engine đốt hydro với oxy, một

phản ứng cháy hầu như không thấy được.
Khí hydro (hay phân tử hydro)[9] có tính cháy cao và
sẽ cháy trong không khí trong khoảng nồng độ thể tích
từ 4% đến 75%.[10] Entropy của quá trình cháy hydro
là −286 kJ/mol:[11]
2H2 (g) + O2 (g)   2H2O(l) + 572 kJ (286 kJ/mol)
0
t
Khí hydro nổ với hỗn hợp không khí với nồng độ 4 – 74% và với clo nếu
nồng độ nó là 5 – 95%. Hỗn hợp có thể được đốt cháy bằng tia lửa, nhiệt
hoặc ánh sáng mặt trời. Nhiệt độ tự cháy của hydro trong không khí là 500°C
(932°F).[12] Hỗn hợp oxy - hydro tinh khiết cháy phát ra ánh sáng tử ngoại và
hỗn hợp với nhiều oxy cháy gần như không thể quan sát bằng mắt thường
như được minh họa trong Space Shuttle Main Engine so với chùm lửa dễ
nhìn thấy của Space Shuttle Solid Rocket Booster. Việc phá hiện Phát hiện rò
rỉ khí hydro cháy có thể cần một thiết bị báo cháy; rò rỉ như vậy có thể rất
nguy hiểm. Ngọn lửa hydro trong các điều kiện khác là màu xanh, giống như
ngọn lửa khí đốt thiên nhiên màu xanh.[13]
Nguyên tử hydro
Page 4 of 970
Nguyên tử hydro là nguyên tử của nguyên tố hydro. Nó bao gồm một

electron có điện tích âm quay xung quanh proton mang điện tích dương là hạt
nhân của nguyên tử hydro. Điện tử và proton liên kết với nhau bằng lực
Coulomb.
Đồng vị
Hydro có 3 đồng vị tự nhiên gồm 1H, 2H và 3H. Các đồng vị khác có hạt nhân
không bền (4H đến 7H) được tổng hợp trong phòng thí nghiệm nhưng không
quan sát được trong tự nhiên.[14][15]
Hydro là nguyên tố duy nhất có các tên gọi khác nhau cho các đồng vị của
nó. (Trong giai đoạn đầu của nghiên cứu phóng xạ, các đồng vị phóng xạ
nặng khác nhau cũng được đặt tên, nhưng các tên gọi này không được sử
dụng, mặc dù một nguyên tố, radon, có tên gọi mà nguyên thủy được dùng
chỉ cho một đồng vị của nó). Các ký hiệu D và T (thay vì H2 và H3) đôi khi
được sử dụng để chỉ đơteri và triti, mặc dù điều này không được chính thức
phê chuẩn. Ký hiệu P đã được sử dụng cho photpho và không thể sử dụng để
chỉ proti.
 1
H: Đồng vị phổ biến nhất của hydro chiếm hơn 99,98%, đồng vị ổn định
này có hạt nhân chỉ chứa duy nhất một proton; vì thế trong miêu tả (mặc
dù ít) gọi là proti.[16]
 2
H: Đồng vị ổn định có tên là deuteri, với thêm một neutron trong hạt
nhân. Nó chiếm khoảng 0,0184 - 0,0082% của toàn bộ hydro (IUPAC); tỷ
lệ của nó tới proti được xác định liên quan với nước tham chiếu tiêu chuẩn
của VSMOW. Deuteri không có tính phóng xạ, và không thể hiện độc
tính. Nước được làm giàu chứa deuteri thay vì hydro thông thường được
gọi là nước nặng. Deuteri và các hợp chất của nó được dùng làm nhãn hiệu
không phóng xạ trong các thí nghiệm hóa học và trong các dung môi
dùng 1H - quang phổ NMR.[17] Nước nặng được dùng làm chất điều hòa
neutron và chất làm lạnh trong các lò phản ứng hạt nhân. Deuteri cũng có
thể là nhiên liệu tiềm năng trong các phản ứng tổng hợp hạt nhân thương
mại.[18]
 3
H: Đồng vị phóng xạ tự nhiên có tên là triti. Hạt nhân của nó có hai
neutron và một proton. Nó phân rã theo phóng xạ beta và chu kỳ bán rã là
12,32 năm.[19] Do có tính phóng xạ nên nó có thể được dùng trong sơn
phản quang, như trong các loại đồng hồ. Tấm thủy tinh ngăn chặn một
lượng nhỏ phóng xạ thoát ra ngoài.[20] Một lượng nhỏ triti có mặt trong tự
nhiên do sự phản ứng giữa các tia vũ trụ với các khí trong khí quyển; triti
cũng được giải phóng trong các thử nghiệm vũ khí hạt nhân.[21] Nó được
Page 5 of 970
dùng trong các phản ứng tổng hợp hạt nhân,[22] ở dạng vết trong địa hóa
đồng vị,[23] và đặc biệt trong các thiết bị tự phát sáng.[24] Triti cũng được
dùng trong các thí nghiệm ghi nhãn hóa học và sinh học.[25]
 4
H: Hydro-4 được tổng hợp khi bắn phá triti bằng hạt nhân đơteri chuyển
động cực nhanh. Nó phân rã tạo ra bức xạ neutron và có chu kỳ bán rã
9,93696x10−23 giây.
 5
H: Năm 2001 các nhà khoa học phát hiện ra hydro-5 bằng cách bắn phá
hydro bằng các ion nặng. Nó phân rã tạo ra bức xạ neutron và có chu kỳ
bán rã 8,01930x10−23 giây.
 6
H: Hydro-6 phân rã tạo ra ba bức xạ neutron và có chu kỳ bán rã
3,26500x10−22 giây.
 7
H: Năm 2003 hydro-7 đã được tạo ra tại phòng thí nghiệm RIKEN ở Nhật
Bản[26] bằng cách cho va chạm dòng các nguyên tử heli-8 năng lượng cao
với mục tiêu hydro lạnh và phát hiện ra các triton - hạt nhân của nguyên tử
triti - và các neutron từ sự phá vỡ của hydro-7, giống như phương pháp sử
dụng để sản xuất và phát hiện hydro-5.
Lịch sử
Phát hiện và sử dụng
Hydro (trong tiếng Pháp, hydrogène, hydr-, thân từ của hydros, tiếng Hy
Lạp nghĩa là "nước", và -gène, tiếng Pháp nghĩa là "sinh", có nghĩa là "sinh ra
nước" khi hợp với Oxy[27] Năm 1671, Robert Boyle đã phát hiện và miêu tả
phản ứng giữa sắt và axit loãng sinh ra khí hydro.[28][29] Năm 1766, Hydro lần
đầu tiên được Henry Cavendish phát hiện như một chất riêng biệt, và đặt tên
khí từ phản ứng kim loại-axit là "khí có thể cháy".[30][31] và phát hiện năm
1781 rằng khí này tạo ra nước khi đốt. Ông thường được tín dụng cho phát
hiện của nó như là một yếu tố.[6][7] Cavendish tình cờ tìm ra nó khi thực hiện
các thí nghiệm với thủy ngân và các axit. Mặc dù ông đã sai lầm khi cho rằng
hydro là hợp chất của thủy ngân (và không phải của axit), nhưng ông đã có
thể miêu tả rất nhiều thuộc tính của hydro rất cẩn thận. Năm 1783, Antoine
Lavoisier đặt tên cho nguyên tố này và chứng tỏ nước được tạo ra từ hydro
và oxy.[8] không ông và Laplace lập lại thí nghiệm phát hiện của Cavendish
thì nước được tạo ra khi hydro bị đốt cháy.[7] Lavoisier tạo ra hydro từ các thí
nghiệm nổi tiếng của ông về bảo tồn khối lượng bằng cách phản ứng của
dòng hơi nước với sắt kim loại qua một sống sắt nung trên lửa. Quá trình oxy
hóa kỵ khí của sắt của các proton của nước ở nhiệt độ cao có thể được biểu
diễn theo các phản ứng sau:
0
Fe + H2O 
t
 FeO + H2↑
Page 6 of 970
2Fe + 3H2O 
0
t
 Fe2O3 + 3H2↑
3Fe + 4H2O 
0
t
 Fe3O4 + 4H2↑
Nhiều kim loại như zirconi trải qua phản ứng tương tự với nước tạo ra hydro.
Hydro được hóa lỏng lần đầu tiên bởi James Dewar năm 1898 bằng cách sử
dụng bộ phận làm lạnh và phát minh của ông phích nước.[7] Ông đã tạo ra
hydro rắn vào năm sau đó.[7] Deuteri được Harold Urey phát hiện vào tháng
12 năm 1931 bằng cách chưng cất một mẫu nước nhiều lần, với phát minh
này Urey nhận giải Nobel năm 1934. Triti được Ernest Rutherford, Mark
Oliphant, và Paul Harteck điều chế năm 1934.[6] Nước nặng được nhóm của
Urey phát hiện năm 1932.[7] François Isaac de Rivaz đã tạo động cơ de
Rivazđầu tiên sử dụng năng lượng từ việc đốt cháy hỗn hợp hydro và oxy
năm 1806. Edward Daniel Clarke đã phát minh ra ống xì hàn hydro năm
1819. Đèn Döbereiner và đèn sân khấuđược phát minh năm 1823.[7]
Một trong những ứng dụng đầu tiên của nó là khinh khí cầu, được Jacques
Charles phát minh năm 1783.[7]. Hydro tạo lực nâng cho dạng du hành trên
không vào năm 1852, đây là phát minh tàu hàng không dùng lực nâng hydro
đầu tiên của Henri Giffard.[7] Ferdinand von Zeppelin đã thúc đẩy ý tưởng khi
khí cầu cứng dùng lực nâng của hydro mà sau này được gọi là Zeppelin; khi
khí cầu đầu tiên bay năm 1900.[7] Các chuyến bay trở nên thường xuyên hơn
bắt đầu năm 1910 và khi nổ ra chiến tranh thế giới thứ nhất vào tháng 8 năm
1914, khi khí cầu đã vận chuyển 35.000 hành khách mà không có tai nạn
nghiêm trọng. Tàu không khí lực nâng hydro được dùng làm các điểm qua sát
và thả bom trong suốt cuộc chiến.
Vai trò trong thuyết lượng tử
Các vạch
quang phổ
phát xạ trong
sóng ánh
sáng khả
kiến
theo chuỗi
Balmer.
Do cấu trúc nguyên tử tương đối đơn giản của nó chỉ gồm một proton và một
electron, nguyên tử hydro, cùng với quang phổ ánh sáng từ nó hoặc nó hấp
thụ, là trung tâm của sự phát triển học thuyết về cấu trúc nguyên tử.[32] Hơn
Page 7 of 970
thế nữa, sự đơn giản tương ứng của phân tử hydro và cation tương ứng H+2
cho phép hiểu biết đầy đủ hơn về các liên kết hóa học tự nhiên, sau một thời
gian ngắn sau khi cơ học lượng tử của nguyên tử hydro đã được phát triển
vào giữa thập niên 1920.
Một trong những hiệu ứng lượng tử đầu tiên được nhận thấy rõ ràng là quan
sát của Maxwell liên quan đến hydro, nửa thế kỷ trước khi học thuyết cơ học
lượng tử được phát triển toàn diện. Maxwell đã quan sát nhiệt dung riêng của
H2 không thể tính được của khí hai nguyên tử dưới nhiệt độ phòng và bắt đầu
ngày càng giống với khí đơn nguyên tử ở nhiệt độ đông đặc. Theo thuyết
lượng tử, ứng xử này xuất phát từ khoảng cách các mức năng lượng quay
(lượng tử hóa), nó làm mở rộng khoảng cách trong H2 do khối lượng thấp của
nó. Các mức khoảng cách rộng này ức chế tỷ lệ bằng nhau của năng lượng
nung trong chuyển động quay trong hydro ở các mức nhiệt độ thấp. Các khí
hai nguyên tử bao gồm các nguyên tử nặng hơn không có các mức khoảng
cách rộng này và không thể hiện cùng hiệu ứng.[33]
Trạng thái thiên nhiên

Hydro là nguyên tố phổ biến nhất trong vũ trụ, chiếm 75% các vật chất thông
thường theo khối lượng và trên 90% theo số lượng nguyên tử.[34] Nguyên tố
này được tìm thấy với một lượng khổng lồ trong các ngôi sao và các hành
tinh khí khổng lồ. Các đám mây phân tử của H2 liên quan đến sự hình thành
sao. Hydro đóng vai trò quan trọng trong việc cung cấp năng lượng ngôi sao
thông qua phản ứng proton-proton và tổng hợp hạt nhân chu trình CNO.[35]
Trong khắp vũ trụ, hydro được tìm thấy chủ yếu ở các trạng thái nguyên tử và
plasma với các tính chất khác với hydro phân tử. Ở dạng plasma, electron và
proton của hydro không liên kết cùng nhau, tạo thành các chất dẫn diện rất
cao và phát xạ cao. Các hạt tích điện bị ảnh hưởng cao bởi từ trường và điện
trường. Ví dụ, gió mặt trời tương tác với từ quyển của Trái Đất làm tăng dòng
Birkeland và Aurora. Hydro được phát hiện ở trạng thái nguyên tử trung hòa
điện trong các môi trường liên sao. Một lượng lớn hydro trung hòa được tìm
thấy trong các hệ Lyman-alpha bị hãm được cho là thống trị mật độ baryon
vũ trụ của Vũ trụ đến dịch chuyển đỏ z = 4.[36]
Tuy vậy, trên Trái Đất nó có rất ít trong khí quyển (1ppm theo thể tích). Tuy
nhiên, hydro là nguyên tố phổ biến thứ 3 trên bề mặt Trái Đất,[37] chủ yếu là ở
dạng hợp chất hóa học như nước và hydrocacbon.[19] Hydro được tạo ra bởi
một số vi khuẩn và tảo và là thành phần tự nhiên của trung tiện như ở dạng
metan, là nguồn hydro có độ quan trọng ngày càng cao.[38] Các nguồn khác
bao gồm phần lớn các chất hữu cơ (hiện tại là mọi dạng của cơ thể sống),
Page 8 of 970
than, nhiên liệu hóa thạch và khí tự nhiên. Metan (CH4) là một nguồn quan
trọng của hydro. Dưới áp suất cực cao, chẳng hạn như tại trung tâm của các
hành tinh khí khổng lồ (như Sao Mộc), các phân tử hydro mất đặc tính của nó
và hydro trở thành một kim loại. Dưới áp suất cực thấp, như trong khoảng
không vũ trụ, hydro có xu hướng tồn tại dưới dạng các nguyên tử riêng biệt,
đơn giản vì không có cách nào để chúng liên kết với nhau; các đám mây H2
tạo thành và được liên kết trong quá trình hình thành các ngôi sao.
Hydro đóng vai trò sống còn trong việc cung cấp năng lượng trong vũ trụ
thông qua các phản ứng proton - proton và chu trình cacbon - nitơ. (Đó là các
phản ứng nhiệt hạch giải phóng năng lượng khổng lồ thông qua việc tổ hợp
hai nguyên tử hydro thành một nguyên tử heli) .
Điều chế, sản xuất

Trong phòng thí nghiệm, hydro được điều chế bằng phản ứng của axit với
kim loại, như kẽm chẳng hạn. Để sản xuất công nghiệp có giá trị thương mại
nó được điều chế từ khí thiên nhiên. Điện phân nước là biện pháp đơn giản
nhưng không kinh tế để sản xuất hàng loạt hydro. Các nhà khoa học đang
nghiên cứu để tìm ra những phương pháp điều chế mới như sản xuất hydro
sinh học sử dụng quá trình quang phân ly nước ở tảo lục hay việc chuyển hóa
các dẫn xuất sinh học như glucose hay sorbitol ở nhiệt độ thấp bằng các chất
xúc tác mới.
Hydro có thể điều chế theo nhiều cách khác nhau: hơi nước qua than (cacbon)
nóng đỏ, phân hủy hydrocacbon bằng nhiệt, phản ứng của các bazơ mạnh
(kiềm) trong dung dịch với nhôm, điện phân nước hay khử từ axit loãng với
một kim loại (có khả năng đẩy hydro từ axit) nào đó.
Việc sản xuất thương mại của hydro thông thường là từ khí tự nhiên được xử
lý bằng hơi nước nóng. Ở nhiệt độ cao (700 - 1.100°C), hơi nước tác dụng
với metan để sinh ra cacbon monoxit và hydro:
0
CH4 + H2O  t
 CO↑ + 3H2↑
Điện phân dung dịch có màng ngăn: 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
Điện phân nước: 2H2O → 2H2↑ + O2↑
Lượng hydro bổ sung có thể thu được từ cacbon monoxit thông qua phản ứng
nước - khí sau: CO + H2O → CO2↑ + H2↑
Hợp chất
Page 9 of 970
Là nhẹ nhất trong mọi chất khí, hydro liên kết với phần lớn các nguyên tố
khác để tạo ra hợp chất. Nó có độ điện âm 2,2 vì thế nó tạo ra hợp chất ở
những chỗ mà nó là nguyên tố mang tính phi kim loại nhiều hơn (1) cũng như
khi nó là nguyên tố mang tính kim loại nhiều hơn (2). Các chất loại đầu tiên
gọi là hiđrua, trong đó hydro hoặc là tồn tại dưới dạng ion H- hay chỉ là hòa
tan trong các nguyên tố khác (chẳng hạn như hiđrua palađi). Các chất loại thứ
hai có xu hướng cộng hóa trị, khi đó ion H+ là một hạt nhân trần và có xu
hướng rất mạnh để hút các điện tử vào nó. Các dạng này là các axit. Vì thế
thậm chí trong các dung dịch axit người ta có thể tìm thấy các ion như
hydroni (H3O+) cũng như proton.
Hydro kết hợp với oxy tạo ra nước, H2O và giải phóng ra năng lượng, nó có
thể nổ khi cháy trong không khí. Oxit deuteri, hay D2O, thông thường được
nói đến như nước nặng. Hydro cũng tạo ra phần lớn các hợp chất với cacbon.
Vì sự liên quan của các chất này với các loại hình sự sống nên người ta gọi
các hợp chất này là các chất hữu cơ, việc nghiên cứu các thuộc tính của các
chất này thuộc về hóa hữu cơ.
Các phản ứng sinh học

H2 là một sản phẩm của nhiều kiểu trao đổi chất kỵ khí và được nhiều dạng vi
sinh vật sinh ra, thường thông qua các phản ứng có xúc tác các enzym chứa
sắt hoặc nickel được gọi là hydrogenase. Các enzyme này xúc tác phản ứng
oxy hóa khử thuận nghịch giữa H2 và 2 proton và 2 electron của nó. Sự tạo
thành khí hydro xảy ra khi chuyển dịch cân bằng theo hướng khử được tạo ra
trong khi lên men pyruvate đối với nước.[39]
Việc phân cắt phân tử nước thành các proton, electron, và oxy xảy ra trong
các phản ứng phụ thuộc sáng trong tất cả các sinh vật quang hợp. Một số sinh
vật này bao gồm cả tảo Chlamydomonas reinhardtii và vi khuẩn lam, đã tiến
hóa hai bước trong các phản ứng tối mà trong đó các proton và electron bị
khử để tạo ra khí H2 bởi các enzym biệt hóa trong lục lạp.[40] Nhiều nỗ lực đã
được thực hiện để can thiệp về mặt di truyền của các enzym vi khuẩn lam để
tổng hợp một cách hiệu quả khí H2 thậm chí có mặt oxy.[41] Những nỗ lực
cũng đã thực hiện đối với gen của tảo trong phản ứng sinh học.[42]
Cảnh báo
Hydro là một chất khí dễ bắt cháy, nó cháy khi mật độ chỉ có 4%. Nó có phản
ứng cực mạnh với clo và flo, tạo thành các axit hydrohalic có thể gây tổn
Page 10 of 970
thương cho phổi và các bộ phận khác của cơ thể. Khi trộn với oxy, hydro nổ
khi bắt lửa. Hydro cũng có thể nổ khi có dòng điện đi qua.
Hydro biểu hiện một số mối nguy hiểm đối với sự an toàn của con người như
khả năng cháy, nổ khi trộn với không khí với oxy tự do.[43] Ngoài ra, hydro
lỏng là một hỗn hợp lạnh và thể hiện các mối nguy hiểm (như làm tê cóng)
liên quan đến chất lỏng rất lạnh.[44] Hydro hòa tan trong nhiều kim loại, và khi
rò rỉ có thể có những ảnh hưởng xấu đến các kim loại như tính giòn do hydro,
[45]
làm rạn nứt và gây nổ.[46] Khí hydro rò rỉ vào không khí có thể tự cháy.
Hơn thế nữa, hydro cháy khi nhiệt độ rất cao hầu như không nhìn thấy và
điều này có thể gây bỏng.[47]
Thậm chí việc giải đoán dữ liệu hydro (bao gồm cả dữ liệu an toàn) vẫn chưa
rõ ràng bởi một số hiện tượng. Nhiều tính chất vật lý và hóa học của hydro
phụ thuộc tỷ số đồng phân spin parahydro/orthohydron (nó thường mất vài
ngày hoặc vài tuần ở một nhiệt độ cho trước để đạt đến tỉ số cân bằng, từ đó
mới lấy được số liệu). Các thông số cháy nổ hydro như áp suất và nhiệt độ
ngưỡng cháy nổ, phụ thuộc mạnh vào hình dạng của vật thể chứa chúng.[43]
 Tóm tắt:
Hydro, 1H
Quang phổ vạch của hydro
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Hydro, H
Phiên âm /ˈhaɪdrɵdʒɪn/[1] HYE-dro-jin
Page 11 of 970
Hình dạng Khí không màu, sẽ phát sáng với ánh sáng tím khi chuyển sang thể
plasma
Hydro trong bảng tuần hoàn
-
↑
H
↓
Li
- ← Hydro → Heli
Số nguyên 1
tử (Z)
Khối lượng 1,00794(7)[2] (1.00784–1.00811)[3]
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại phi kim
Nhóm, phân 1, s
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 1
Cấu hình 1s1
electron
mỗi lớp 1
Tính chất vật lý

Màu sắc Không màu
Trạng thái vật Chất khí
chất
Nhiệt độ nóng 14,01°K (-259,14°C, -434,45°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 20,28°K (-252,87°C, -423,17°F)
Mật độ 0,08988g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ nóng chảy: 0,07g·cm−3 (rắn: 0.0763g·cm−3)[4]
ở nhiệt độ sôi: 0,07099g·cm−3
Page 12 of 970
lỏng
Điểm ba trạng 13.8033°K, 7,042kPa
thái
Điểm tới hạn 32,97°K, 1,293MPa
Nhiệt lượng (H2) 0,117kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi (H2) 0,904kJ·mol−1
Nhiệt dung (H2) 28,836J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) - - - - 15 20
Tính chất nguyên tử

Trạng thái 1, -1 lưỡng tính
ôxy hóa
Độ âm điện 2,20 (Thang Pauling)
Năng lượng Thứ nhất: 1312,0kJ·mol−1
ion hóa
Bán kính liên 31±5pm
kết cộng hóa
trị
Bán kính van 120pm
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lục phương
thể
Vận tốc âm (Khí, 27°C) 1310m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 0,1805W·m−1·K−1
Tính chất từ Nghịch từ[5]
Số đăng ký 1333-74-0
CAS
Lịch sử
Phát hiện Henry Cavendish[6][7] (1766)
Page 13 of 970
Đặt tên chính Antoine Lavoisier[8] (1783)

bởi by
Đồng vị ổn định nhất

iso NA Chu kỳ bán rã DM DE (MeV) DP
1 1
H 99.9885% H là bền cóp 0 neutrons
2 2
H 0.0115% H là bền cóp 1 neutron
3
H vết 12.32 y β− 0.01861 3
He
2. Heli (He)
Heli (hay Hêli) là nguyên tố trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu He
và số hiệu nguyên tử bằng hai, nguyên tử khối bằng 4. Tên của nguyên tố này
bắt nguồn từ Helios, tên của thần Mặt Trời trong thần thoại Hy Lạp, do
nguồn gốc nguyên tố này được tìm thấy trong quang phổ trên Mặt Trời.
Thuộc tính
Heli có điểm sôi thấp nhất trong tất cả các nguyên tố và chỉ có thể đông đặc
dưới áp suất rất cao. Nguyên tố này thường thường là khí đơn nguyên tử và
về mặt hoá học nó là trơ.
Sự phổ biến
Heli là nguyên tố nhiều thứ hai trong vũ trụ, sau hyđrô. Trong khí quyển Trái
Đất mật độ heli theo thể tích là 5,2 x 10−6 tại mực nước biển và tăng dần đến
độ cao 24km, chủ yếu là do phần lớn heli trong bầu khí quyển Trái Đất đã
thoát ra ngoài khoảng không gian vũ trụ vì tỷ trọng thấp và tính trơ của nó.
Có một lớp trong bầu khí quyển Trái Đất ở độ cao khoảng 1.000km mà ở đó
heli là chất khí chủ yếu (mặc dù tổng áp suất gây ra là rất nhỏ).
Heli là nguyên tố phổ biến thứ 71 trong vỏ Trái Đất, chiếm tỷ lệ 8 x 10−9, còn
trong nước biển chỉ có 4 x 10−12. Nói chung, nó hình thành từ sự phân rã
phóng xạ của các nguyên tố, do vậy người ta có thể tìm thấy heli trong các
mỏ khoáng chất chứa urani, thori v.v và trong vài loại nước khoáng cũng như
khí phun trào núi lửa. Heli tồn tại trong nhiều loại khí tự nhiên.
Đồng vị
Page 14 of 970
Có 8 đồng vị của heli, nhưng chỉ heli-3 và heli-4 là bền. Trong khí quyển

Trái Đất, trong một triệu nguyên tử 4He có một nguyên tử 3He.[2] Không
giống như các nguyên tử khác, sự phổ biến của các đồng vị heli thay đổi tùy
theo nguồn gốc, do các quá trình hình thành khác nhau. Đồng vị phổ biến
nhất, heli-4, được tạo ra trên Trái Đất từ phân rã alpha của các nguyên tố
phóng xạ nặng hơn; các hạt alpha sinh ra bị ion hóa hoàn toàn hạt nhân heli-
4. Heli-4 là hạt nhân ổn định bất thường do các nucleon được sắp xếp vào lớp
vỏ đầy đủ. Nó cũng được tạo ra với số lượng lớn trong tổng hợp hạt nhân Big
Bang.[3]
Heli-3 có chỉ có mặt trên Trái Đất ở dạng dấu vết; đa số trong đó có từ lúc
hình thành Trái Đất, mặc dù một số rơi vào Trái Đất trong bụi vũ trụ.[4] Một
lượng vết cũng được tạo ra từ phân rã beta của triti.[5] Các đá trong vỏ Trái
Đất có các tỉ lệ đồng vị thay đổi khoảng 1/10, và các tỉ lệ này có thể được
dùng để khảo sát nguồn gốc của các đá và thành phần lớp phủ của Trái Đất.
[4] 3
He phổ biến hơn trong các ngôi sao ở dạng sản phẩm của phản ứng tổng
hợp hạt nhân. Do đó trong môi trường liên sao, tỉ lệ 3He so với 4He cao
khoảng 100 lần so với trên Trái Đất.[6] Các vật liệu ngoài hành tinh như tầng
phong hóa của Mặt Trăng và tiểu hành tinh có heli-3 ở dạng vết, chúng được
hình thành từ sự bắn phá của gió Mặt Trời. Bề mặt Mặt Trăng chứa heli-3 với
nồng độ 0.01ppm.[7][8] Một số người, đầu tiên là Gerald Kulcinski năm 1986,
[9]
đã đề xuất thám hiểm Mặt Trăng, khai thác lớp phong hóa Mặt Trăng và sử
dụng heli-3 trong phản ứng tổng hợp hạt nhân.
Heli-4 hóa lỏng có thể được làm lạnh ở khoảng 1 kelvin bằng làm lạnh bay
hơi trong 1-K pot. Cách làm lạnh tương tự cũng áp dụng cho heli-3, đồng vị
này có điểm sôi thấp hơn nên có thể lạnh ở 0,2 kelvin trong helium-3
refrigerator. Hỗn hợp cân bằng của 3He và 4He lỏng dưới 0,8°K tách thành
hai pha không trộn lẫn do sự khác biệt của chúng (chúng tuên theo các thống
kê lượng tử khác nhau: các nguyên tử heli-4 tuên theo boson trong khi heli-3
tuân theo fermion).[10] Dilution refrigerators use this immiscibility to achieve
temperatures of a few millikelvins.
Nó có thể tạo ra các đồng vị heli ngoại lai, mà chúng có thể phân rã nhanh
chóng thành các chất khác. Đồng vị heli nặng tồn tại ngắn nhất là heli-5 có
chu kỳ bán rã 7,6 × 10–22 giây. Heli-6 phân rã bằng cách phát ra hạt beta và có
chu kỳ bán rã 0,8 giây. Heli-7 cũng phát ra hạt beta cũng như tia gamma.
Heli- và heli-8 được tạo ra trong các phản ứng hạt nhân nhất định.[10] Heli-6
và heli-8 thể hiện là một nuclear halo. Heli-2 (2 proton, không có neutron) là
một đồng vị phóng xạ phân rã bằng phát xạ proton thành proti (hydro), có
chu kỳ bán rã 3 × 10–27 giây.[10]
Page 15 of 970
Ứng dụng
Heli được dùng để đẩy các bóng thám không và khí cầu nhỏ do tỷ trọng riêng
nhỏ hơn tỷ trọng của không khí và như chất lỏng làm lạnh cho nam châm siêu
dẫn.
Đồng vị Heli 3 có nhiều trong gió mặt trời nhưng mà phần lớn chúng bị từ
trường của Trái Đất đẩy ra. Người ta đang nghiên cứu khai thác Heli-3 trên
Mặt Trăng để sử dụng như một nguồn năng lượng rất tiềm năng.
Làm cho giọng nói trở nên thay đổi (trở nên cao hơn). Do heli nhẹ hơn không
khí rất nhiều nên trong khí heli, tốc độ của âm thanh nhanh hơn tới 3 lần
trong không khí, lên tới 927 m/s.Khi hít khí heli, trong vòm họng bạn tràn
ngập khí ấy. Do đó, tần số giọng nói sẽ biến đổi, tăng lên rất nhiều và tất yếu
khiến giọng bạn cao và trong hơn. Tuy nhiên, do hàm lượng khí heli trong
bóng bay thấp nên "giọng nói chipmunk" chỉ tồn tại trong một thời gian rất
ngắn, rồi trở về bình thường.
 Tóm tắt:
Heli, 2He
Quang phổ vạch của Heli
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Heli, He
Phiên âm /ˈhiːliəm/ HEE-lee-əm
Hình dạng Khí không màu, phát sáng với ánh sáng tím khi ở thể plasma
Page 16 of 970
Heli trong bảng tuần hoàn
-
↑
He
↓
Ne
Hiđrô ← Heli → Liti
Số nguyên 2
tử (Z)
Khối lượng 4,002602(2)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại khí hiếm
Nhóm, phân 18, s
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 1
Cấu hình 1s2
electron
mỗi lớp 2

Trạng thái Chất khí
vật chất
Nhiệt độ nóng (với 2,5MPa) 0,95°K (−272,20°C, −457,96°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 4,22°K (−268,93°C, −452,07°F)
Mật độ 0,1786g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ nóng chảy: 0,145g·cm−3
lỏng
Page 17 of 970
Nhiệt lượng 0,0138kJ·mol−1

nóng chảy
Nhiệt bay hơi 0.0829kJ·mol−1
Nhiệt dung 5R/2 = 20,786J·mol−1·K−1
Áp suất hơi (defined by ITS-90)

P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 1,23 1,67 2,48 4,21

Độ âm điện Không có dữ liệu (Thang Pauling)
ion hóa Thứ hai: 5250,5kJ·mol−1
Bán kính liên 28pm
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lục phương kết chặt
thể [[Tập tin:Lục phương kết chặt|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Lục phương kết
chặt của Heli|Cấu trúc tinh thể Lục phương kết chặt của Heli]]
Vận tốc âm 972m·s−1
thanh
CAS

3
He 0.0 0137%*
3
He ổn định với 1 neutron
4 4
He 99.999863%* He ổn định với 2 neutron
 Theo tiêu chuẩn khí quyển, có thể thay đổi theo vị trí.
Page 18 of 970
3. Liti (Li)
Liti (tiếng Latinh: Lithium) là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần
hoàn nguyên tố có ký hiệu Li và số hiệu nguyên tử bằng 3, nguyên tử khối
bằng 7. Liti là một kim loại mềm có màu trắng bạc thuộc nhóm kim loại
kiềm. Trong điều kiện tiêu chuẩn, Liti là kim loại nhẹ nhất và là nguyên tố
rắn có mật độ thấp nhất. Giống như tất cả các kim loại kiềm, Liti là chất phản
ứng mạnh và dễ cháy nên nó được bảo quản đặc biệt trong dầu khoáng. Liti
có ánh kim loại nhưng khi tiếp xúc với không khí ẩm nó bị ăn mòn bề mặt và
bị chuyển màu nhanh chóng thành xám bạc mờ, sau đó là xỉn đen. Do có khả
năng phản ứng mạnh, Liti không bao giờ có mặt ở dạng nguyên tố trong tự
nhiên, do vậy nó chỉ có ở dạng hợp chất ở dạng liên kết ion. Liti có mặt nhiều
trong các khoáng sản pegmatit, nhưng do tính dễ hòa tan ở dạng ion, nó cũng
có mặt trong nước biển, và thường được tách ra từ muối và đất sét. Ở quy mô
thương mại, liti được tách ra bằng phương pháp điện phân từ hỗn hợp của liti
clorua và kali clorua.
Hạt nhân của liti tương đối kém ổn định, vì hai đồng vị bền của liti tự nhiên
có năng lượng liên kết thấp nhất trên mỗi hạt nhân của tất cả các hạn nhân
bền. Do tính tương đối kém ổn định hạt nhân nên liti ít phổ biến trong hệ mặt
trời so với 25 trong số 32 nguyên tố hóa học đứng đầu mặc dù hạt nhân của
nó có khối lượng rất nhẹ.[4] Cũng lý do tương tự, liti có mối liên lệ quan trọng
với vật lý hạt nhân. Sự chuyển hóa hạt nhân của nguyên tử liti thành heli năm
1932 là phản ứng hạt nhân được thực hiện thành công đầu tiên, và liti-6
deuteride có vai trò là nhiên liệu phân hạch trong các vũ khí nhiệt hạch.[5]
Liti và các hợp chất của nó có nhiều ứng dụng công nghiệp như thủy tinh
cách nhiệt và gốm sứ, dầu nhờn liti, phụ gia trong sản xuất sắt, thép và
nhôm, pin liti và pin ion liti. Các ứng dụng này tiêu thụ gấp 3/4 sản lượng liti.
Bằng chứng thực nghiệm có sẵn là đủ để chấp nhận liti là cần thiết; một RDA
tạm thời cho một người trưởng thành nặng 70kg trong 1,000μg/ngày đã được
đề nghị.[6][7]
Liti dạng vết cũng có mặt trong các sinh vật. Nguyên tố này không thể hiện
chức năng sinh học rõ ràng, vì các động và thực vật sống tốt mà không cần
nó. Các chức năng không quan trọng cũng không loại trừ. Ion liti Li+ ảnh
hưởng đến nhiều muối liti đã được chứng minh là hữu ích trong việc ổn định
tinh thần trong một số loại thuốc điều trị rối loạn lưỡng cực, do những ảnh
hưởng thần kinh của ion đến cơ thể con người.
Tính chất
Vật lý
Page 19 of 970
Viên bột liti được phủ bên trong liti

hydroxit (trái) và các thỏi liti với
một lớp mỏng màu đen nitrua (phải)
Giống như các kim loại kiềm khác, liti có một electron hóa trị nên nó dễ dàng
cho đi electron này để tạo thành cation.[8] Do đó, đây là một chất bán dẫn
nhiệt và điện tốt đồng thời cũng là một chất phản ứng mạnh. Liti có khả năng
phản ứng thấp hơn so với các kim loại kiềm khác do electron hóa trị gần với
hạt nhân (hai electron còn lại trong orbitan s của liti có mức năng lượng thấp
hơn, và do đó nó không tham gia tạo các liên kết hóa học).[8]
Kim loại liti đủ mềm để có thể cắt bằng dao. Vết cắt tươi có màu trắng bạc và
đổi thành xám nhanh do sự oxy hóa tạo thành liti ôxít.[8] Liti là một trong số
các kim loại có điểm nóng chảy thấp nhất (180°C), nhưng nó lại là kim loại
có điểm sôi và nóng chảy cao nhất so với các kim loại kiềm.[9]
Liti có tỉ trọng rất thấp đạt 0,534g/cm3, tương tương với gỗ thông. Nó có mật
độ thấp nhất so với các nguyên tố ở dạng rắn trong điều kiện nhiệt độ phòng,
nguyên tố rắn xếp sau nó (kali có tỉ trọng 0,862g/cm3) có mật độ lớn hơn nó
60%. Thêm vào đó, ngoài heli và hydro, nó có mật độ nhỏ hơn bất kỳ nguyên
tố ở dạng lỏng nào, nó chỉ bằng 2/3 so với nitơ lỏng (0,808g/cm3).[10] Liti có
thể nổi trên các hydrocacbon nhẹ và là một trong 3 kim loại có thể nổi trên
nước, hai kim loại còn lại là natri và kali.
Liti nổi trên dầu

Hệ số giãn nở nhiệt của Liti lớn gấp đôi so với
nhôm và gần 4 lần của sắt.[11] Liti là một chất siêu
dẫn ở dưới 400°μK trong điều kiện áp suất tiêu
chuẩn[12] và ở nhiệt độ cao hơn (trên 9°K) ở áp suất
rất cao (>20GPa).[13] Ở nhiệt độ dưới 70°K, liti,
giống như natri, trải qua sự chuyển pha không
khuếch tán. Ở 4,2°K liti có cấu trúc tinh thể trực
thoi; ở nhiệt độ cao hơn nó chuyển sang cấu trúc
lập phương tâm diện và sau đó là lập phương tâm
khối. Ở nhiệt độ heli lỏng (4°K) cấu trúc thoi là
dạng thường gặp nhất.[14] Nhiều dạng thù hình của
liti đã được quan sát ở áp suất cao.[15]
Page 20 of 970
Liti có nhiệt dung riêng đạt 3,58kJ/(kg.K), là giá trị cao nhất trong tất cả các
chất rắn.[16][17] Do vậy, kim loại liti thường được dùng làm chất làm mát trong
các ứng dụng truyền tải nhiệt.[16]
Hóa học và hợp chất

Liti dễ phản ứng với nước nhưng tạo năng lượng ít hơn so với các kim loại
kiềm khác. Phản ứng tạo ra khí hydro và liti hydroxit trong dung dịch.[8] Do
phản ứng với nước nên liti thường được lưu trữ trong bằng cách ngâm trong
hydrocacbon, thường là dầu. Mặc dù các kim loại kiềm nặng hơn có thể được
trữ trong các chất nặng hơn, như dầu khoáng, liti thì không đủ nặng để chìm
trong các chất lỏng như thế.[18] Trong không khí ẩm, liti nhanh chóng bị xỉn
do tạo thành một lớp liti hydroxit (LiOH và LiOH·H2O) màu đen phủ bên
ngoài, liti nitrua (Li3N) và liti cacbonat(Li2CO3, đây đều là các sản của phản
ứng thứ cấp giữa LiOH và CO2).[19]
Cấu trúc bát diện (tím) của một đoạn n-butylliti ở
dạng tinh thể
Khi đốt bằng ngọn lửa, các hợp chất của liti tạo ra
một màu đỏ thẫm, nhưng khi cháy mạnh nó cho ra
màu bạc sáng. Liti bắt lửa và bốc cháy trong ôxy
khi tiếp xúc với nước hoặc hơi nước.[20] Liti là một
chất dễ cháy, và nó có thể nổ khi tiếp xúc với
không khí và đặc biệt là với nước, mặc dù nó ít xảy
ra so với các kim loại kiềm khác. Phản ứng liti -
nước ở nhiệt độ thường thì nhanh nhưng không
mãnh liệt, vì hydro được tạo ra sẽ không tự cháy. Giống như tất cả kim loại
kiềm, các đám cháy liti rất khó dập tắt, nó cần các bột chữa cháy phải khô
(loại nhóm D). Liti là kim loại duy nhất phản ứng với nitơ ở nhiệt độ thường.
[21][22]
Liti có quan hệ chéo với magiê, một nguyên tố có cùng bán kính ion và
nguyên tử. Sự tương đồng giữa hai kim loại như tạo thành các hơp chất nitrua
khi phản ứng với N2, sự hình thành liti ôxít (Li2O) và perôxít (Li2O2) khi cháy
trong O2, các muối có tính tan tương tự, và khả năng kém bền nhiệt của các
hợp chất cacbonat và nitrua của chúng.[19][23] Kim loại liti phản ứng với khí
hydro ở nhiệt độ cao tạo ra liti hydrua (LiH).[24]
Các hợp chất hai cấu tử khác như halua (LiF, LiCl, LiBr, LiI) và sulfua
(Li2S), superoxit (LiO2), cacbua (Li2C2). Các hợp chất vô cơ khác cũng tồn tại
khi liti kết hợp với các anion để tạo thành nhiều muối khác nhau như Liti
borat, Liti amua, Liti cacbonat, Liti nitrat, hay bohydrua (LiBH4). Liti nhôm
Page 21 of 970
hydrua (LiAlH4) được sử dụng phổ biến làm chất khử trong phản ứng tổng
hợp hữu cơ.
Nhiều chất vô cơ của liti được biết ở dạng liên kết cộng hóa trị giữa các
nguyên tử cacbon và liti tạo ra carbanion. Đây là những chất bazơ và ái lực
hạt nhân cacbon mạnh. Trong nhiều hợp chất liti hữu cơ này, các ion liti có
khuynh hướng tập hợp thành các ô mạng có tính tự đối xứng cao, đây là
trường hợp khá phổ biến đối với các kim loại kiềm.[25] LiHe, là một chất van
der Waals tương tác yếu, đã được phát hiện ở nhiệt độ rất thấp.[26]
Liti cũng được phát hiện thể hiện từ tính ở dạng khí trong các điều kiện nhất
định.[27]
Đồng vị
Liti trong tự nhiên là hỗn hợp của 2 đồng vị ổn định 6Li và 7Li với 7Li là phổ
biến nhất (92,5% trong tự nhiên).[8][18][28] Cả hai đồng vị tự nhiên đều có năng
lượng liên kết hạt nhân thấp trên mỗi hạt nhân so với các nguyên tố nhẹ hơn
và nặng hơn nằm kề nó trong bảng tuần hoàn là heli và berylli, tức các
nguyên tố nhẹ ổn định, liti có thể sinh năng lượng qua phản ứng phân hạch
hạt nhân. Hai hạt nhân có năng lượng liên kết thấp hơn trên mỗi hạt nhân so
với các hạt nhân ổn định khác là deuterium và heli-3.[29] Do đó, mặc dù khối
lượng nguyên tử nhẹ, liti ít phổ biến trong hệ mặt trời so với 25 trong 30
nguyên tố hóa học đầu tiên.[4] Nó có 7 đồng vị phóng xạ đã biết với ổn định
nhất là 8Li có chu kỳ bán rã 838ms và 9Li có chu kỳ bán rã 178,3ms. Các
đồng vị còn lại có chu kỳ bán rã dưới 8,6ms. Đồng vị có chu kỳ bán rã ngắn
nhất là 4Li, bị phân rã theo bức xạ proton và có chu kỳ bán rã 7,6 x 10−23s.[30]
Liti-7 là một trong những nguyên tố nguyên thủy (sản xuất trong các phản
ứng tổng hợp hạt nhân của Vụ nổ lớn Big Bang). Một lượng nhỏ của 2 đồng
vị 6Li và 7Li được tạo ra trong các sao, nhưng chúng được cho là bị đốt nhanh
hơn tốc độ chúng được tạo ra.[31] Một lượng khác liti bao gồm các đồng vị 6Li
and 7Li có thể được tạo ra từ gió mặt trời, các tia vũ trụ va vào các nguyên tử
nặng hơn, và từ thời kỳ đầu của hệ mặt trời 7Be và 10Be phân rã phóng xạ.[32]
Trong khi liti được tạo ra trong các sao qua sự tổng hợp hạt nhân sao, sau đó
nó bị đốt cháy. 7Li cũng có thể được tạo ra trong các sao cacbon.[33]
Tỉ lệ các đồng vị liti ổn định đáng kể trong nhiều quá trình tự nhiên,[34] bao
gồm sự thành tạo các khoáng vật (sự kết tủa hóa học), trao đổi chất, và trao
đổi ion. Các đồng vị của liti phân chia trong một loạt các quá trình tự nhiên,
bao gồm cả việc hình thành khoáng chất (kết tủa hóa học), thủy phân, trao đổi
ion (Liti thay thế cho for magiê và sắt trong các cấu trúc bát giác của đất sét,
trong đó Li-6 là có ưu thế hơn Li-7), trong các quá trình siêu lọc cũng như sự
Page 22 of 970
biến đổi đá. Đồng vị 11Li được biết là có tính chất quang hạt nhân. Quá trình
chia tách hạt nhân bằng laser có thể được sử dụng để tác các hạt nhân liti.[35]
Sản xuất vũ khí hạt nhân và các ứng dụng vật lý hạt nhân khác chiếm tỷ lệ sử
dụng liti nhân tạo chính, với đồng vị nhẹ 6Li được lưu giữ trong công nghiệp
và quân sự có sự thau đổi nhỏ nhưng có thể đo đạc được những thay đổi của
tỉ lệ 6Li so với 7Li thậm chí trong các nguồn tự nhiên như sông suối. Điều này
dẫn đến một điều không chắc chắn bất bình thường trong việc chuẩn hóa khối
lượng hạt nhân liti, vì đại lượng này phụ thuộc vào tỉ lệ có mặt trong tự nhiên
của các đồng vị liti bền, cũng do chúng là các nguồn khoáng sản liti thương
mại.[36]
Sự phổ biến
Liti phổ biến như clo trong vỏ

lục địa của trái đất theo số lược
nguyên tử.
Vũ trụ
Theo lý thuyết vũ trụ hiện đại,
liti (bao gồm cả hai đồng vị bền
liti-6 và liti-7) nằm trong 3
nguyên tố được tổng hợp trong
vụ nổ Big Bang.[37] Mặc dù số
lượng liti được tạo ra trong sự
tổng hợp hạt nhân Big Bang bị phụ thuộc vào số lượng các photon trong
baryon, các giá trị liti phổ biến được chấp nhận có thể tính toán được, và có
một "sự khác biệt liti vũ trụ học" trong Vũ trụ: các sao già có vẻ có ít liti hơn
mọi người vẫn nghĩ, và một số sao trẻ hơn có nhiều hơn nhiều. Sự thiếu vắng
liti trong các sao già hơn dường như được gây ra bởi sự trộn lẫn liti vào bên
trong sao đó, tại đó nó bị phân hủy.[38] Hơn thế nữa, liti được tạo ra trong các
sao trẻ hơn. Mặc dù nó chuyển hóa thành 2 nguyên tử heli do sự va chạm với
một proton ở nhiệt độ trên 2,4 triệu độ C (hầu hết các sao dễ dàng có được
nhiệt độ này bên trong lòng của nó), liti có nhiều
hơn lượng dự đoán trong các sao được hình thành
sau, còn về nguyên nhân thì chưa được hiểu rõ.[18]
Nova Centauri 2013 là sao đầu tiên có liti được tìm
thấy.[39]
Page 23 of 970
Mặc dù nó là một trong 3 nguyên tố (cùng với heli và hydro) được tổng hợp
từ Big Bang, liti cùng với berylli và boron có số lượng thấp hơn đáng kể so
với các nguyên tố lân cận. Đây là kết quả của nhiệt độ thấp cần thiểt để phân
hủy liti, và sự thiếu vắng một quá trình phổ biến để tạo ra nó.[40]
Liti cũng được tìm thấy trong sao lùn nâu và có giá trị dị thường trong các
sao cam. Do liti có mặt trong các sao lùn nâu có khối lượng nhỏ hơn, lạnh
hơn, nhưng nó bị phân hủy ở các sao lùn đỏ nóng hơn, sự có mặt của nó trong
phổ của các sao có thể được sử dụng làm thí nghiệm liti để phân biệt các
nhóm sao này, cũng như các sao nhỏ hơn Mặt trời.[18][41] [42] Một số ngôi sao
màu cam cũng có thể chứa một nồng độ liti cao. Các sao màu cam này được
tìm thấy có hàm lượng liti cao hơn so với hàm lượng bình thường (chẳng hạn
như Centaurus X-4) quay quanh các vật thể lớn (có thể là các sao neutron
hoặc các lỗ đen) toàn bộ lực hấp dẫn rõ ràng đã kéo liti nặng hơn lên bề mặt
của các sao hydro-heli, làm cho liti được quan sát có nhiều hơn.[18]
Trên Trái đất
Sản lượng khai thác mỏ liti (2014) và trữ lượng (tấn)[43]
Quốc gia Sản lượng Trữ lượng[note 1]
Argentina 2.900 850.000
Úc 13.000 1.500.000
Brazil 400 48,000
Canada (2010) 480 180.000
Chile 12.900 7.500.000
Trung Quốc 5.000 3.500.000
Bồ Đào Nha 570 60.000
Zimbabwe 1.000 23.000
Tổng thế giới 36.000 13.500.000
Mặc dù liti phân bố rộng rãi trên Trái Đất, nó không xuất hiện tự nhiên ở
dạng nguyên tố do tính phản ứng cao của nó.[8] Tổng lượng liti trong nước
Page 24 of 970
biển là rất lớn, ước tính khoảng 230 tỉ tấn, tức nồng độ ổn định khoảng 0,14
đến 0,25ppm,[44][45]hay 25 micromol;[46] hàm lượng cao hơn đạt đến 7ppm
được tìm thấy trong các mạch nhiệt dịch.[45]
Hàm lượng liti trong vỏ Trái đất ước tính dao động trong khoảng 20 đến
70ppm.[19]Liti là một thành phần phủ trong các đá magma với hàm lượng cao
nhất trong các đá granit. Các đá pegmatit cũng có hàm lượng liti lớn nhất ở
dạng khoáng vật, với spodumene và petalite là các nguồn khai thác liti
thương mại phổ biến.[19] Khoáng vật liti đáng kể khác là lepidolit.[47] Một
nguồn liti mới là sét hectorit, các hoạt động khai thác chủ yếu thông qua công
ty Western Lithium Corporation ở Hoa Kỳ.[48] Với hàm lượng 20mg liti/kg
trong vỏ trái đất,[49] liti là nguyên tố phổ biến thứ 25.
Theo cẩm nang Liti và Canxi tự nhiên, "Liti là một nguyên tố tương đối
hiếm, mặc dù nó được tìm thấy trong nhiều khối đá và một vài vùng nước
mặn, nhưng luôn ở nồng độ rất thấp. Có một số lượng khá lớn của cả khoáng
liti và mỏ muối nhưng chỉ một ít trong số chúng thực sự hoặc có tiềm năng
giá trị thương phẩm.[50]
Trong những nơi có trữ lượng liti lớn nhất[note 1] là Salar de Uyuni ở Bolivia,
với trữ lượng 5,4 triệu tấn. USGS ước tính năm 2010, Chile có trữ lượng lớn
nhất (7,5 triệu tấn)[51] và sản lựong hàng năm cao nhất (8.800 tấn). Các nhà
cung cấp chính khác như Úc, Argentina và Trung Quốc.[43][52] Tính đến năm
2015, một Khảo sát địa chất tại cộng hòa Séc coi toàn bộ Dãy núi Quặng tại
Cộng hòa Séc là khu vực liti. Năm mỏ đã được đăng ký, một mỏ gần Cínovec
được coi là mỏ kinh tế tiềm năng với 160 000 tấn liti.[53]
Tháng 06 năm 2010, New York Times đưa ra thông báo rằng các nhà địa chất
Hoa Kỳ đã tiến hành khảo sát vùng khô hạn của các hồ muối ở miền tây
Afghanistan và tin rằng có trữ lượng liti lớn nhất ở đây."Các quan chức Lầu
Năm Góc cho rằng các phân tích ban đầu của họ tại một địa điểm ở tỉnh
Ghazni cho thấy tiềm năng tạo mỏ liti lớn cỡ mỏ ở Bolivia, mà mỏ này hiện
có trữ lượng liti lớn nhất đã được biết đến."[54] Các ước tính này "chỉ dựa trên
dữ liệu cũ, được thu thập chủ yếu từ thời Liên Xô trong khi họ chiếm đóng
Afghanistan giai đoạn 1979 – 1989" và "Stephen Peters, trưởng dự án khoáng
sản Afghanistan của USGS, cho rằng ông ta không ông biết về mối liên quan
của USGS đến bất kỳ cuộc thăm dò khoáng sản mới nào tại Afghanistan
trong 2 năm qua. 'Chúng tôi cũng không chắc có bất kỳ phát hiện nào mới về
liti."[55]
Sinh học
Page 25 of 970
Liti được tìm thấy ở dạng vết trong nhiều nhóm thực vật, thực vật phù du, và
động vật không xương sống với hàm lượng 69 đến 5.760ppb. Trong các động
vật không xương sống thì hàm lượng hơi thấp hơn, và hầu như tất cả tế bào
và chất dịch của động vật có xương sống có mặt liti với mức dao động trong
khoảng 21 đến 763ppb.[45] Các sinh vật ở biển có khuynh hướng tích tụ sinh
học liti nhiều hơn các sinh vật trên cạn.[56] Hiện con người không rõ liệu liti
có vai trò sinh lý học như thế nào trong các sinh vật trên,[45] nhưng các nghiên
cứu về dinh dưỡng ở các động vật có vú chỉ ra rằng liti có vai trò quan trọng
đối với sức khỏe của chúng, điều này cho thấy rằng liti có thể được xếp vào
nhóm nguyên tố vết thiết yếu với RDA of 1mg/ngày.[57] Các nghiên cứu quan
sát ở Nhật Bản thông báo năm 2011 cho rằng liti tự nhiên có trong nước uống
có thể giúp kéo dài tuổi thọ của con người.[58]
Lịch sử
Pin Lithium ion cho máy ảnh Canon
Petalit (LiAlSi4O10) được một nhà hóa học
người Brazil José Bonifácio de Andrada e Silva
phát hiện năm 1800 trong một mỏ trên đảo Utö
Thụy Điển.[59][60][61][62] Tuy nhiên, mãi cho đến
năm Johan August Arfwedson, ông làm việc
trong một phòng thí nghiệm hóa của Jöns Jakob
Berzelius, phát hiện sự có mặt của một nguyên tố mới trong khi phân tích
quặng petalit. [63] [64] [65] [66] Nguyên tố này tạo thành các hợp chất tương tự như
các hợp chất của natri và kali, mặc dù hợp chất cacbonat và hydroxit của nó ít
tan trong nước và có tính bazo hơn.[67] Berzelius đặt tên vật liệu kiềm này là
"lithion / lithina", từ tiếng Hy Lạp λιθoς (nghĩa là đá), để chỉ trạng thái được
phát hiện của nó là một khoáng chất rắn, trái với kali được phát hiện trong tro
của thực vật, và natri được biết là một phần từ nồng độ của nó cao trong máu
động vật. Ông đặt tên kim loại trong vật liệu này là "lithium".[8][61] [66]
Arfwedson sau đó chỉ ra rằng nguyên tố cùng tên này có mặt trong các
khoáng vật như spodumene và lepidolit.[61] Năm 1818, Christian Gmelin là
người đầu tiên quan sát các muối liti tạo ngọn lửa đỏ rực khi cháy.[61][68] Tuy
nhiên, cả Arfwedson và Gmelin đã cố thử và thất bại về việc cô lập nguyên tố
tinh khiết từ các muối của nó.[61][66][69] Nó không được tách ra mãi cho đến
năm 1821, khi William Thomas Brande đã tách được liti kim loại bằng
phương pháp điện phân liti hydroxit, một quá trình mà trước kia nhà hóa học
Humphry Davy đã tách các kim loại kiềm natri và kali.[18][69][70] [71] [72] Brande
cũng đã mô tả các muôi liti tinh khiết, ở dạng clorua, và ước tính rằng lithia
Page 26 of 970
(liti ôxít) chứa khoảng 55% kim loại, ước tính khối lượng nguyên tử liti
khoảng 9,8g/mol (giá trị ngày nay là ~6,94g/mol).[73] Năm 1855, Một lượng
lớn hơn liti được tạo ra bằng phương pháp điện phân liti clorua do Robert
Bunsen và Augustus Matthiessen thực hiện.[61][74] Việc phát hiện ra quy trình
này đã dẫn đến việc sản xuất liti thương mại kể từ năm 1923 do một công ty
của Đức là Metallgesellschaft AG. Công ty này đã dùng phương pháp điện
phân hỗn hợp liti clorua và kali clorua.[61][75][76]
Việc sản xuất và sử dụng liti đã trãi qua nhiều thay đổi mạnh mẽ về lịch sử.
Ứng dụng quan trọng đầu tiên của liti là chất bôi trơn liti nhiệt độ cao cho các
động cơ máy bay hay các ứng dụng tương tự trong thế chiến thứ 2 và một
thời gian ngắn sau đó. Ứng dụng này được ủng hộ mạnh mẽ do xá phòng gốc
liti có điểm nóng chảy cao hơn các xà phòng nhóm kiềm khác, và ít bị ăn
mòn hơn so với các xà phòng gốc canxi. Thị trường nhỏ về các loại xà phòng
liti và dầu mỡ bôi trơn dựa vào liti được hỗ trợ từ nhiều mỏ nhỏ chủ yếu ở
Hoa Kỳ.
Nhu cầu liti tăng mạnh trong suốt thời kỳ chiến tranh lạnh do cung cấp cho
việc sản xuất vũ khí hạt nhân. Cả liti-6 và liti-7 đều tạo ra tritium khi chiếu
các hạt nơtron, và do đó nó rất hữu ích trong việc sản xuất tritium, cũng như
ở dạng nhiên liệu nhiệt hạch rắn được dùng trong các bom hydro ở dạng
litium deuterua. Hoa Kỳ trở thành nhà sản xuất liti chínhtrong giai đoạn cuối
thập niên 1950 và giữa thập niên 1980. Vào Cuối cùng các do dự trữ liti chứa
gần 42.000 tấn liti hydroxit. Liti trong kho bị làm nghèo liti-6 khoảng 75%,
lượng này không đủ để ảnh hưởng đến khối lượng nguyên tử cần thiết về liti
trong các chất hóa học chuẩn, và thậm chí trọng lượng nguyên tử liti trong
một số ion "nguồn tự nhiên" đã bị "nhiễm" bởi các muối liti từ các nhà máy
tách đồng vị, các nguồn này cũng được tìm thấy trong nước dưới đất.[36][77]
Liti đã được sử dụng để làm giảm nhiệt độ nóng chảy của thủy tinh và làm
tăng nhiệt độ nóng chảy của nhôm ôxít khi dùng công nghệ Hall - Héroult.[78]
[79]
Hai ứng dụng này được sử dụng chính trên thị trường mãi cho đến giữa
thập niên 1990. Vào cuối cuộc chạy đua vũ trang hạt nhân, nhu cầu liti tăng
và giá bán của Department of Energy stockpiles trên thị trường giảm mạnh.
[77]
Nhưng vào giữa thập niên 1990, nhiều công ty bắt đầu tách liti từ nước
biển một phương pháp được cho là rẻ hơn biệc khai thách hầm lò hoặc thậm
chí là khai thác lộ thiên. Hầu hết các mỏ bị đóng cửa hoặc chuyển trọng tâm
của họ các loại vật liệu khác trong khi đó chỉ có nguồn quặng khai thác từ các
mạch pegmatit là có thể mang lại giá cạnh tranh.
Sự phát triển của pin liti làm gia tăng nhu cầu liti và trở thành đối tương sử
dụng chính trong năm 2007.[80] Với dự dao động nhu cầu liti làm pin trong
Page 27 of 970
thập nhiên 2000, các công ty mới đã mở rộng việc khai thác liti từ nguồn
nước biển để đáp ứng nhu cầu gia tăng này.[81][82]
Sản xuất
Ảnh vệ tinh vùng Salar del
Hombre Muerto, Argentina
(trái), và Uyuni, Bolivia
(phải), các đồng bằng muối
giàu liti. Nước mặn giàu liti
được cô đặc bằng cách bơm
nó vào các hồ bốc hơi tự
nhiên từ nắng (như hình bên
trái).
Đường cong sản lượng liti toàn cầu
Từ cuối Đại chiến thế giới lần thứ hai, sản

xuất liti đã tăng lên đáng kể. Kim loại này
được tách ra từ khoáng sản liên quan đến
các đá mácma như Lepidolit, podumen,
petalit và amblygonit. Các muối liti được
tách ra từ các suối nước khoáng, các hồ
nước mặn và các mỏ trầm tích nguồn gốc biển. Kim loại được sản xuất bằng
phương pháp điện phân hỗn hợp gồm 55% liti clorua và 45% kali clorua ở
khoảng 450°C.[83] Năm 1998, kim loại này có giá khoảng 95USD/kg.[84]
Việc tách liti (* là đồng vị của liti, ví dụ * bằng 7 hay 6) bằng điện phân được
thực hiện như sau:
Catốt: Li+* + e- → Li*
1
Anốt: Cl-* → 2 Cl2↑ (k) + e-
Dự trữ
Trữ lượng liti chắc chắn năm 2008 theo ước tính của USGS khoảng 13 triệu
tấn,[43] nhưng cực kỳ khó để ước tính trữ lượng tài nguyên liti trên toàn cầu.
Mỏ Liti được tìm thấy ở Nam Mỹ trong suốt dãy núi Andes. Chile là nhà sản
xuất hàng đầu, tiếp theo là Argentina. Cả hai nước thu hồi Liti từ các hồ nước
Page 28 of 970
mặn. Ở Hoa Kỳ Liti được thu hồi các hồ nước mặn ở Nevada.[16] Tuy nhiên,
phân nửa trữ lượng trên thế giới phân bố ở Bolivia, một quốc gia nằm ở sườn
phía đông trung tâm dãy Andes. Năm 2009, Bolivia đã thương lượng với
Nhật Bản, Pháp, và Hàm Quốc để bắt đầu khai thác.[85] Theo USGS, sa
mạc Uyuni của Bolivia có trữ lượng 5,4 triệu tấn liti.[85][86] Một mỏ mới được
phát hiện ở đới nâng Rock Springs ở Wyoming ước tính đạt 228.000 tấn.
Những mỏ cùng thành tạo này được ngoại suy trữ lượng khoảng 18 triệu tấn.
[87]
Sau dự tụt giảm giá quy mô công nghiệp của sản phẩm liti cacbonat sau cuộc
khủng hoảng kinh tế lớn, nhiều nhà cung cấp chính như Sociedad Química y
Minera (SQM) họ đã giảm giá bán 20%[88] trong việc khai thác các nguồn tài
nguyên liti trong thời gian tới và cũng để giữ vững thị trường của họ, giá năm
2012 tăng lên do nhu cầu liti tăng. Bài báo Business Week năm 2012 đã nêu
ra sự độc quyền về liti như sau: "SQM, được điều hành bởi tỉ phú Julio
Ponce, đứng vị trí thứ hai, sau Rockwood được chống lưng bởi Henry Kravis
thuộc KKR & Co., và FMC có trụ sở ở Philadelphia". Lượng tiêu thụ toàn
cầu có thể tăng lên 300.000 tấn vào năm 2020 từ khoảng 150.000 tấn năm
2012, vì nhu cầu sản xuất pin liti đã và đang tăng với tỉ lệ 25% mỗi năm, tăng
nhanh hơn 4 - 5% trong overall gain in lithium[89]
Một nguồn liti tiềm năng khác là từ các giếng địa nhiệt. Các dòng địa nhiệt cò
thể mang các chất này lên trên bề mặt;[90] việc thu hồi liti có thể được chứng
minh trong lĩnh vực này.[91] Một khi liti được tách ra bằng các kỹ thuật lọc
đơn giản, chi phí xử lý và môi trường về cơ bản là đã bao gồm trong việc vận
hành các giếng địa nhiệt này; do đó các tác động của hoạt động này là tích
cực.[92]
Có nhiều quan điểm khác nhau về sản xuất tiềm năng tăng trưởng sản xuất
liti. Một nghiên cứu năm 2008 đã kết luận rằng "việc sản xuất liticacbonat
thực tế đạt được sẽ đủ chỉ cho một phần nhỏ nhu cầu thị trường PHEV và EV
toàn cầu trong tương lai", và "nhu cầu từ phân khúc thị trường điện tử cầm
tay sẽ tiêu thụ hầu hết trữ sản phẩm gia tăng trong kế hoạch trong thập niên
tới", và "việc sản xuất hàng loạt liti cacbonat không có vẻ thân thiện môi
trường, nó sẽ gây ra thiệt hại không thể khắc phục các hệ sinh thái sinh thái
cần được bảo vệ và các động cơ đẩy LiIon là không phù hợp với các khái
niệm về "Green Car".[52]
Tuy nhiên, theo một nghiên cứu được tiến hành năm 2011 tại Phòng thí
nghiệm Lawrence Berkeley, Hoa Kỳ và Đại học California Berkeley, trữ
lượng ước tính hiện tại về liti không thể là một yếu tố hạn chế cho việc sản
xuất pin quy mô lớn cho các xe chạy điện, theo nghiên cứu chỉ ra rằng 1 tỉ
Page 29 of 970
pin Li 40kWh có thể được sản xuất với trữ lượng hiện tại.[93] Một nghiên cứu
khác được thực hiện năm 2011 bởi các nhà nghiên cứu từ đại học Michigan
và Ford Motor cho thấy rằng có đủ tài nguyên liti để cung cấp cho nhu cầu
toàn cầu cho đến năm 2100, bao gồm lượng liti cần cho các ứng dụng tiềm
năng rộng rãi của các xe lai điện, plug-in hybrid electric và pin xe điện.
Nghiên cứu đã ước tính trữ lượng liti toàn cầu đạt khoảng 39 triệu tấn, và nhu
cầu cho liti trong chu kỳ 90 năm phân tích đạt 12 - 20 triệu tấn theo kịch bản
phát triển kinh tế và tỷ lệ tái chế.[94]
Vào ngày 9 tháng 6 năm 2014, ấn phẩm Financialist đươợc xuất bản bởi
Credit Suisse chỉ ra rằng nhu cầu liti đang tăng trưởng với tốc độ 12% mỗi
năm; theo Credit Suisse, tốc độ này vượt quá giá trị tính toán 25%. Bài báo so
sánh tình trạng liti 2014 với dầu, theo đó "giá dầu tăng cao đã thúc đẩu đầu tư
vào các công nghệ sản xuất cát dầu và dầu trong vùng nước sâu tốn kém"; tức
là giá liti sẽ tiếp tục tăng cho đến khi các phương pháp sản xuất đắt tiền hơn
có thể làm tăng tổng sản lượng đầu ra được sự chú ý của các nhà đầu tư.[95]
Giá cả
Sau cuộc khủng hoảng tài chính toàn cầu 2008, những nhà cung cấp lớn như
Sociedad Química y Minera (SQM) giảm giá Liti cacbonat đến 20%.[96]
Lượng tiêu tụ toàn cầu có thể tăng đến 300,000 tấn một năm vào năm 2020
so với 150,000 tấn năm 2012, nhằm đáp ứng nhu cầu sử dụng pin liti tăng
trưởng khoảng 25% một năm, nhanh hơn mức tăng trưởng chung từ 4 - 5%
trong sản xuất liti.[97]
Chiết xuất và nước biển

Tính đến năm 2015 hầu hết liti trên thế giới được sản xuất tại Nam Mỹ, nơi
các mỏ chứa liti được chiết xuất từ bể ngầm và tập trung bằng bốc hơi năng
lượng mặt trời. Kĩ thuật khai thác tiêu chuẩn là làm bay hơi nước từ mỏ, mỗi
lô hàng mất từ 18 đến 24 tháng.[98] Liti hiện tại vẫn nằm trong nước biển,
nhưng những cách thức khai thác thương mại khả thi vẫn chưa được phát
triển.[98]
Ứng dụng
Ước tính lượng tiêu thụ liti toàn cầu năm 2011 [99]
Page 30 of 970
Sứ và thủy tinh (29%)

Pin (27%)
Chất bôi trơn (12%)
Đúc liên tục (5%)
Xử lý không khí (4%)
Polymer (3%)
Sản xuất nhôm (2%)
Dược phẩm (2%)
Khác (16%)
Vì nhiệt dung riêng lớn của nó (lớn nhất trong số các chất rắn), liti được sử
dụng trong các ứng dụng truyền nhiệt. Nó cũng là vật liệu quan trọng trong
chế tạo anốt của pin vì khả năng điện hóa học cao của nó. Các ứng dụng khác
còn có:
Sứ và thủy tinh
Liti ôxít (Li2O) được sử dụng rộng rãi làm chất tẩy trong việc xử lý silica,
giảm điểm nóng chảy và độ nhớt của vật liệu và làm men sứ trong việc cải
thiện các tính chất vật lý bao gồm các hệ số giãn nở nhiệt thấp. Trên toàn cầu
đây là ứng dụng đơn lớn nhất đối với hợp chất liti.[99][100] Liti cacbonat
(Li2CO3) thường được sử dụng trong ứng dụng này vì nó chuyển đổi oxit khi
nung nóng.[101]
Điện và điện tử
Vào các năm cuối của thế kỷ 20, do sở hữu thế điện cao của nó, liti trở thành
một thành phần quan trọng trong các chất điện phân và một trong các thành
phần quan trọng trong pin. Do có khối lượng nguyên tử thấp, liti có tỉ lệ khối
lượng tích điện và năng lượng cao. Loại pin ion liti có thể tạo ra khoảng 3
vôn mỗi ô, so với 2,1 vôn đối với pin axit chì hay 1,5 vôn đối với pin kẽm -
cacbon. Các pin ion liti, có thể sạc được và có mật độ năng lượng cao, không
thể nhầm lẫn với pin liti không thể sạc được.[102][103] Các loại pin sạc khác sử
dụng liti như pin polymer ion liti, pin liti sắt phốtphat, và pin dây nano.
Chất bôi trơn

Ứng dụng phổ biến thứ ba của liti là làm các chất bôi trơn. Liti hydroxit là
một chất bazo mạnh và khi nung với mỡ, nó tạo ra một loại xà phòng liti có
Page 31 of 970
tên là stearate. Xà phòng liti có khả năng thicken oils, và nó được sử dụng để
sản xuất các chất bôi trơn nhiệt độ cao nhiều mục đích.[16][104][105]
Luyện kim
Liti (cũng như liti cacbonat) được dùng làm phụ gia trong hoạt động đúc liên
tục trong xỉ làm tăng tính linh động,[106][107] chiếm khoảng 5% lượng liti toàn
cầu (2011).[43] Các hợp chất liti cũng được sử dụng làm phụ gia trong cát đúc
cho hoạt động đúc sắt nhằm giảm veining.[108]
Liti (ở dạng liti florua) được sử dụng làm phụ gia trong nấu chảy nhôm (công
nghệ Hall – Héroult), làm giảm nhiệt độ nóng chảy và làm tăng điện trở suất,
[109]
nguồn này chiếm 3% sản lượng toàn cầu năm 2011.[43] Các hợp kim của
liti với nhôm, cadmi, đồng và mangan được sử dụng trong các bộ phần của
máy bay (xem thêm hợp kim liti - nhôm).[110] Liti còn có hiệu quả trong việc
hỗ trợ sự hoàn hảo của mối hàn silicon nano trong những thành phần điện tử
cho pin điện và các thiết bị khác.[111]
Các ứng dụng công nghiệp và hóa học khác
Liti được sử dụng làm pháo sáng và pháo hoa do nó cháy có

ngọn lửa màu đỏ hoa hồng.[112]
Các hợp chất liti được sử dụng làm chất tạo màu và chất ôxy
hóa trong pháo hoa và pháo sáng.[16][113]
Liti perôxit (Li2O2) trong môi trường ẩm không chỉ phản ứng
với cacbon dioxit tạo thành liti cacbonat mà còn giải phóng ôxy.
[114][115]
Phản ứng diễn ra theo phương trình:
2Li2O2 + 2CO2 → 2Li2CO3 + O2↑
Một số hợp chất aforementioned hay liti perclorat, được sử
dụng làm nến ôxy để cung cấp ôxy cho các tàu ngầm. Loại này
có thể chứa một lượng nhỏ boron, magie, nhôm, silicon, titan,
mangan, và sắt.[116]
Quang học
Liti florua (LiF) có một trong những chỉ số khúc xạ thấp nhất và phạm vi
truyền dẫn xa nhất trong tia UV sâu của hầu hết các vật liệu thông thường.
[117]
Tính chia bột liti fluoride đã được sử dụng cho Liều lượng phát quang
(TLD): khi một mẫu như vậy tiếp xúc với bức xạ, nó tích lũy phần thiếu tinh
thể khi nóng lên, phát ra một ánh sáng xanh có cường độ lớn tỉ lệ với độ hấp
Page 32 of 970
thụ, cho phép cách này định lượng.[118] Đôi khi liti fluoride còn được sử dụng
trong các ống tiêu cự của kính viễn vọng.[16][119] Ứng dụng liti được sử dụng
trong hơn 60% điện thoại di động.[120]
Hữu cơ và polyme hóa học

Hợp chất Organolithium được sử dụng rộng rãi trong sản xuất polyme hóa
học. Trong ngành công nghiệp polyme mà người tiêu dùng chi phối những
hợp chất này, hợp chất liti ankyl là chất xúc tác[121] trong trùng hợp anionic
của nhóm chức Anken.[122][123][124] Hợp chất Organolithium được chuẩn bị từ
liti kim loại và alkyl halogenua.[125]
Ứng dụng quân sự

Liti kim loại và hỗn hợp Hiđrua của nó như Li[AlH4] được sử dụng làm chất
phụ năng lượng cao để đẩy tên lửa.[18] Li[AlH4] cũng có thể tự chế thành
nhiên liệu rắn.[126] Một quả ngư lôi MK-50 chứa hệ thống năng lượng đẩy hóa
học (SCEPS) sử dụng một chiếc xe tăng nhỏ chứa khí SF6 rải xuống một
khối liti rắn. Phản ứng sau đó sinh nhiệt, tạo ra hơi nước để đẩy ngư lôi trong
một chu kì Rankine khép kín.[127]Hiđrua liti chứa liti-6 được sử dụng trong vũ
khí nhiệt hạch để bọc thành lõi của bom hạt nhân.[128]
Hạt nhân
Hyđro liti nặng được sử dụng làm nhiên liệu
trong thiết bị hạt nhân Castle Bravo
Liti-6 có giá trị làm nguồn nguyên liệu để sản
xuất Triti và chất hấp thụ nơtron trong phản ứng
tổng hợp hạt nhân. Liti tự nhiên chứa khoảng
7.5% liti-6, từ đó một lượng lớn liti-6 được sản
xuất bằng phép tách đồng vị để sử dụng trong
vũ khí hạt nhân.[129] Liti-7 cũng được quan tâm
để sử dụng trong chất lỏng của lò phản ứng hạt nhân.[130] Tritium hòa lẫn với
hyđro nặng trong phản ứng tổng hợp hạt nhân chỉ mang tính tương đối để
sinh ra sản phẩm. Mặc dù các chi tiết được giữ bí mật, hyđro liti-6 nặng
dường như vẫn có một vai trò làm vật liệu nhiệt hạch trong các vũ khí hạt
nhân hiện đại.[131]
Florid liti có tính hóa học ổn định khác thường và hỗn hợp LiF - BeF2 đạt độ
nóng chảy thấp. Ngoài ra, 7Li, Be và F là một trong số ít các nuclid với những
mặt cắt ngang nhiệt nơtron thấp vừa đủ để không đầu độc các phản ứng phân
Page 33 of 970
hạt nhân bên trong một lò phản ứng phân hạt nhân.[note 2][132] Liti cũng được sử
dụng làm nguyên liệu cho hạt alpha hoặc hạt nhân heli. Khi 7Li bởi các
proton tăng tốc hình thành từ 8Be, nó trải qua quá trình phân hạch để tạo nên
hai hạt alpha. Chiến công này do Cockroft và Walton phát hiện năm 1932,
được gọi là "tách nguyên tử vào thời điểm đó, đồng thời là phản ứng hạt nhân
đầu tiên hoàn toàn do con người thực hiện.[133][134] Các lò phản ứng sử dụng
pin liti để chống lại những tác động ăn mòn từ Axit boric, chất được đưa vào
nước để hấp thụ nơtron dư thừa.[135]
Y học
Các muối liti như cacbonat liti (Li2CO3), citrat liti và orotat liti là các chất ổn
định thần kinh được sử dụng để điều trị các rối loạn lưỡng cực,[136] vì không
giống như phần lớn các loại thuốc ổn định thần kinh khác, chúng trung hòa cả
hai sự cuồng và trầm cảm. Liti có thể được sử dụng để tăng thêm hiệu quả
của các thuốc chống trầm cảm khác. Lượng có ích của liti trong việc này thấp
hơn so với mức có độc tính chỉ một chút, vì thế các nồng độ của liti trong
máu phải được kiểm soát kỹ trong quá trình điều trị. Các muối liti có thể
củng giúp ít trong việc chẩn đoán liên quan như rối loạn schizoaffective và
trầm cảm có chu kỳ. Phần tác dụng của muối này là ion liti Li+.[136] Chúng có
thể làm tăng nguy cơ phát triển dị tật Ebstein ở trẻ sinh ra từ các phụ nữ uống
liti trong ba tháng đầu của thai kỳ.[137] Liti cũng được nghiên cứu với khả
năng trị bệnh đau đầu từng chùm.[138]
Cảnh báo
NFPA 704
"Biểu đồ cháy"
2
3
2
W
Dấu hiệu cháy kim cương gây nguy hiểm cho liti kim loại[139]
Page 34 of 970
Giống như các kim loại kiềm khác, liti trong dạng đơn chất là một chất dễ
cháy và nổ khi để trần ngoài không khí và đặc biệt là trong nước. Liti kim
loại là một chất ăn mòn và yêu cầu có trang thiết bị bảo hộ lao động đặc biệt
để chống tiếp xúc trực tiếp với da. Liti có thể lưu giữ trong các hợp chất
không có phản ứng như napta hay hiđrôcacbon.[140] Các hợp chất liti không
đóng vai trò sinh học tự nhiên gì và được coi là chất độc nhẹ. Khi sử dụng
như thuốc, nồng độ Li+ trong máu phải được kiểm soát chặt chẽ.
Quy định
Một số điều luật hạn chế việc bán pin liti, nguồn có sẵn nhất của liti dành cho
người tiêu dùng bình thường. Liti có thể được sử dụng để làm giảm
Pseudoephedrine và Ephedrine đến ma túy đá trong phương pháp giảm Birch,
trong đó sử dụng những giải pháp của kim loại kiềm hòa tan trong muối
amoniac khan.[141][142] Những thiếu hụt nội bộ từ khiếm khuyết trong sản xuất
hoặc thiệt hại về vật lý có thể dẫn đến sự phát nổ tự phát.[143][144]
 Tóm tắt:
Liti, 3Li
Liti nổi trong parafin
Quang phổ vạch của Liti
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Liti, Li
Phiên âm /ˈlɪθiəm/ LI-thee-əm
Hình dạng Trắng bạc
Liti trong bảng tuần hoàn

Page 35 of 970
H
↑
Li
↓
Na
heli ← Liti → Berili
Số nguyên tử (Z) 3
Khối lượng nguyên tử 6.941(2)[1] (6.938–6.997)[2]
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại kim loại kiềm
Nhóm, phân lớp 1, s
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình electron 1s2 2s1 hay [He]2s1
mỗi lớp 2, 1

Màu sắc Trắng bạc
Trạng thái vật chất Chất rắn
Nhiệt độ nóng chảy 453,69°K (180,54°C, 356,97°F)
Nhiệt độ sôi 1615°K (1342°C, 2448°F)
Mật độ 0,534g·cm−3(ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ nóng chảy: 0,512g·cm−3
Điểm tới hạn (extrapolated)
3223°K, 67MPa
Nhiệt lượng nóng chảy 3,00kJ·mol−1
Nhiệt bay hơi 147, kJ·mol−1
Nhiệt dung 24,860J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
Page 36 of 970
ở T (K) 797 885 995 1144 1337 1610

Trạng thái ôxy hóa +1 Oxit bazơ mạnh
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 520,2kJ·mol−1
Thứ hai: 7298,1kJ·mol−1
Thứ ba: 11815,0kJ·mol−1
Bán kính cộng hoá trị thực nghiệm: 152pm
Bán kính liên kết cộng 128±7pm
hóa trị
Bán kính van der 182pm
Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Lập phương tâm khối
Vận tốc âm thanh que mỏng: 6000m·s−1 (ở 20°C)

Độ giãn nở nhiệt 46µm·m−1·K−1 (ở 25°C)
Điện trở suất ở 20°C: 92,8n Ω·m
Tính chất từ Thuận từ
Độ cảm từ (χmol) +14.2·10−6cm3/mol (298°K)[3]
Mô đun Young 4,9GPa
Mô đun cắt 4,2GPa
Mô đun nén 11GPa
Độ cứng theo thang 0,6
Mohs
Số đăng ký CAS 7439-93-2

6 6
Li 7.5% Li ổn định với 3 neutron
7 7
Li 92.5% Li ổn định với 4 neutron
6
Li tồn tại noài tự nhiên thấp hơn 3.75%.
7
Li thì nhiều hơn với tỷ lệ 96.25%.
Page 37 of 970
4. Berili (Be)
Berili hoặc beri (theo sách giáo khoa hóa học phổ thông) là một nguyên tố
hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Be và số nguyên tử bằng 4, nguyên
tử khối bằng 9. Là một nguyên tố hóa trị hai có độc tính, berili có màu xám
như thép, cứng, nhẹ và giòn, và là kim loại kiềm thổ, được sử dụng chủ yếu
như chất làm cứng trong các hợp kim (chủ yếu là berili đồng).
Các đặc trưng nổi bật

Berili là một trong số các kim loại nhẹ có điểm nóng chảy cao nhất. Suất đàn
hồi của berili là lớn hơn của thép khoảng 33%. Nó có độ dẫn nhiệt tốt, không
nhiễm từ và kháng lại sự tấn công của axít nitric đậm đặc. Nó cho tia X đi
qua, và các nơtron được giải phóng khi nó bị bắn phá bằng các hạt alpha từ
các nguồn phóng xạ như radi hay poloni (khoảng 30 nơtron/triệu hạt alpha).
Ở điều kiện nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn berili kháng lại sự ôxi hóa khi bị
phơi ra trước không khí (mặc dù khả năng cào xước mặt kính của nó có được
có lẽ là do sự tạo thành một lớp mỏng ôxít).
Ứng dụng
 Berili được sử dụng như là chất tạo hợp kim trong sản xuất berili đồng.
(Be có khả năng hấp thụ một lượng nhiệt lớn) Các hợp kim berili - đồng
được sử dụng rộng rãi trong nhiều ứng dụng do độ dẫn điện và độ dẫn
nhiệt cao, sức bền và độ cứng cao, các thuộc tính không nhiễm từ, cùng
với sự chống ăn mòn và khả năng chống mỏi tốt của chúng. Các ứng dụng
bao gồm việc sản xuất các điện cực hàn điểm, lò xo, các thiết bị không
đánh lửa và các tiếp điểm điện.
 Do độ cứng, nhẹ và độ ổn định về kích thước trên một khoảng rộng nhiệt
độ nên các hợp kim berili - đồng được sử dụng trong công nghiệp quốc
phòng và hàng không vũ trụ như là vật liệu cấu trúc nhẹ trong các thiết bị
bay cao tốc độ, tên lửa, tàu vũ trụ và vệ tinh liên lạc viễn thông.
 Các tấm mỏng berili được sử dụng với các thiết bị phát hiện tia X để lọc
bỏ ánh sáng và chỉ cho tia X đi qua để được phát hiện.
 Trong lĩnh vực in thạch bản tia X thì berili được dùng để tái tạo các mạch
tích hợp siêu nhỏ.
 Do độ hấp thụ nơtron nhiệt trên thiết diện vuông của nó thấp nên công
nghiệp sản xuất năng lượng hạt nhân sử dụng kim loại này trong các lò
phản ứng hạt nhân như là thiết bị phản xạ và điều tiết nơtron.
Page 38 of 970
 Berili được sử dụng trong các vũ khí hạt nhân vì lý do tương tự. Ví dụ,
khối lượng tới hạn của khối plutoni được giảm đi đáng kể nếu nó được bao
bọc trong vỏ berili.
 Berili đôi khi được sử dụng trong các nguồn nơtron, trong đó berili được
trộn lẫn với các chất bức xạ alpha như Po210, Ra226hay Ac227.
 Berili cũng được dùng trong sản xuất các con quay hồi chuyển, các thiết
bị máy tính khác nhau, lò xo đồng hồ và các thiết bị trong đó cần độ nhẹ,
độ cứng và độ ổn định kích thước.
 Ôxít berili là có lợi trong nhiều ứng dụng cần độ dẫn nhiệt tốt cùng độ bền
và độ cứng cao, với điểm nóng chảy cao, đồng thời lại có tác dụng như là
một chất cách điện.
 Các hợp chất berili đã từng được sử dụng trong các ống đèn huỳnh quang,
nhưng việc sử dụng này đã bị dừng lại do bệnh phổi do nhiễm berili trong
số các công nhân sản xuất các ống này (xem dưới đây).
 Kính thiên văn vũ trụ James Webb (JWST) (Các chi tiết liên quan đến
berili có từ NASA ở đây) sẽ có 18 phần lục giác làm từ berili trong các
gương của nó. Do JWST sẽ tiếp xúc với nhiệt độ -240°C (30°K) nên các
gương phải làm bằng berili là vật liệu có khả năng chịu được nhiệt độ rất
thấp này. Berili co lại và biến dạng ít hơn thủy tinh – và vì thế giữ được
tính đồng nhất cao hơn trong các nhiệt độ như thế.
Lịch sử
Tên gọi berili có nguồn gốc từ tiếng Hy Lạp beryllos tức berin. Đã có thời
berili được nhắc đến như là glucinium (từ tiếng Hy Lạp glykys, ngọt), do vị
ngọt của các muối của nó. Nguyên tố này được Louis Vauquelin phát hiện
năm 1798 như là ôxít trong berin và trong ngọc lục bảo. Friedrich Wöhler
và Antoine Alexandre Brutus Bussy, độc lập với nhau, đã cô lập được kim
loại này năm 1828 bằng cách cho kali phản ứng với clorua berili (BeCl2).
Sự phổ biến
Berili là thành phần thiết yếu trong số 100 trên khoảng 4000 khoáng chất đã
biết, quan trọng nhất trong số đó là bertrandit (Be4Si2O7(OH)2), berin
(Al2Be3Si6O18), chrysoberin (Al2BeO4) và phenakit (Be2SiO4). Các dạng quý
hiếm của berin là ngọc aquamarin và ngọc lục bảo. Cùng với hiđrô, heli và
liti, một lượng nhỏ berili cũng đã được tạo ra trong Vụ Nổ Lớn.
Nguồn thương mại quan trọng nhất của berili và các hợp chất của nó là berin
và bertrandit. Berili kim loại đã không có sẵn cho đến tận năm 1957. Hiện
Page 39 of 970
nay, phần lớn sản lượng của kim loại này được thực hiện bằng cách khử
florua berili bằng magiê kim loại. Giá của các thỏi berili luyện trong chân
không tại thị trường Hoa Kỳ là 338USD trên một pound (hay 745USD/kg)
vào năm 2001.
Cô lập: BeF2 + Mg → MgF2 + Be↓
Đồng vị
Biểu đồ chỉ ra các thay đổi

trong hoạt động của Mặt
Trời, bao gồm cả biến đổi
trong nồng độ Be10
Trong số 10 đồng vị của berili

thì chỉ có 9Be là ổn định.10Be
nguồn gốc vũ trụ được tạo ra
trong khí quyển Trái Đất nhờ
sự phá vỡ hạt nhân ôxy và
nitơ bởi các tia vũ trụ. Do berili có xu hướng tồn tại trong dung dịch có pH
nhỏ hơn 5,5 (và phần lớn nước mưa có pH nhỏ hơn 5), nó sẽ đi vào trong
dung dịch và được đưa tới mặt đất nhờ các trận mưa. Khi nước mưa trở thành
kiềm hơn, Be sẽ thoát ra khỏi dung dịch.10Be nguồn gốc vũ trụ vì thế tích lũy
trong lớp đất bề mặt, ở đây do chu kỳ bán rã tương đối lớn của nó (1,51 triệu
năm) cho phép nó tồn tại lâu dài trước khi bị phân rã thành 10B. 10Be và các
sản phẩm con của nó được sử dụng để nghiên cứu xói mòn đất, sự hình thành
đất từ regolit, sự phát triển và tiến hóa của các loại đất laterit, cũng như các
thay đổi trong hoạt động của Mặt Trời và niên đại của các lõi băng.
Một thực tế là 7Be và 8Be không ổn định có ý nghĩa vũ trụ học sâu sắc do nó
có nghĩa là các nguyên tố nặng hơn berili không thể sinh ra trong các phản
ứng nhiệt hạch trong Vụ Nổ Lớn. Ngoài ra, các mức năng lượng hạt nhân
của 8Be là đủ để cacbon có thể được tạo ra trong các ngôi sao, vì thế làm cho
sự sống trở thành có thể. (Xem Phương thức ba alpha và Tổng hợp hạt nhân
trong Vụ Nổ Lớn).
Đồng vị có thời gian tồn tại ngắn nhất đã biết của berili là 13Be nó phân rã
theo bức xạ nơtron. Nó có chu kỳ bán rã 2,7 × 10−21giây.6Be cũng có thời gian
Page 40 of 970
tồn tại rất ngắn với chu kỳ bán rã 5,0 × 10−21 giây.
Phòng ngừa
Quặng berili
Berili và các muối của nó là các chất có độc tính

và có khả năng gây ung thư. Sự phơi nhiễm
berili kinh niên sẽ sinh ra các bệnh phổi và các
bệnh u hạt trong cơ thể. Bệnh liên quan đến phơi
nhiễm berili cấp tính là viêm phổi do hóa chất
đã được phát hiện lần đầu tiên ở châu Âu từ năm 1933 và tại Hoa Kỳ từ năm
1943. Các trường hợp bệnh liên quan đến phơi nhiễm kinh niên đã lần đầu
tiên được miêu tả năm 1946 trong số các công nhân tại xí nghiệp sản xuất đèn
huỳnh quang tại Massachusetts. Bệnh phổi do phơi nhiễm berili kinh niên
tương tự như sarcoidosis trong nhiều khía cạnh, và các chẩn đoán thường là
rất khó phân biệt.
Mặc dù việc sử dụng các hợp chất chứa berili trong các ống đèn huỳnh quang
đã bị dừng lại từ năm 1949, nhưng tiềm năng phơi nhiễm berili vẫn tồn tại
trong công nghiệp hạt nhân và vũ trụ và trong công nghiệp tinh luyện berili
kim loại và sản xuất các hợp kim chứa berili, sản xuất các thiết bị điện và
việc tiếp xúc với các vật liệu chứa berili khác.
Các nhà nghiên cứu đầu tiên đã nếm berili và nhiều hợp chất khác nhau của
nó để xác định độ ngọt nhằm kiểm tra sự hiện diện của nó. Các thiết bị chẩn
đoán hiện đại không cần phải có thủ tục đầy nguy hiểm này. Berili và các hợp
chất của nó cần được tiếp xúc với một sự cẩn thận cao độ và các phòng ngừa
đặc biệt phải được thực thi khi thực hiện bất kỳ một hoạt động nào mà kết
quả là tạo ra bụi berili (ung thư phổi là hoàn toàn có khả năng khi bị phơi
nhiễm bụi berili lâu dài).
Các tác động tới sức khỏe

Berili có thể có tác hại nếu hít thở phải. Các tác động phụ thuộc vào thời gian
phơi nhiễm. Nếu nồng độ berili trong không khí là đủ cao (lớn hơn
1.000μg/m³), thì các chứng bệnh do phơi nhiễm cấp tính có thể phát sinh, gọi
là "bệnh berili cấp tính", tương tự như bệnh viêm phổi. Các tiêu chuẩn về
không khí nghề nghiệp và cộng đồng là có hiệu quả trong việc ngăn chặn
phần lớn các thương tổn phổi cấp tính.
Page 41 of 970
Một số người (1 - 15%) rất nhạy cảm với berili. Các cá nhân này có thể phát
sinh các phản ứng viêm nhiễm trong hệ hô hấp. Các chứng bệnh này gọi là
"bệnh berili kinh niên" (CBD), và có thể xảy ra nhiều năm sau khi phơi
nhiễm berili nồng độ cao (lớn hơn 0,2μg/m³). Bệnh này có thể sinh ra các
triệu chứng như mệt mỏi, suy yếu, khó thở, biếng ăn, giảm cân và cũng có thể
dẫn đến chứng to tim vè bên phải và bệnh tim trong các trường hợp nặng.
Một số người tuy nhạy cảm với berili nhưng có thể không có bất kỳ triệu
chứng nào. Trong cộng đồng nói chung không có khả năng phát sinh các
bệnh berili cấp tính hay kinh niên do thông thường không khí xung quanh có
nồng độ berili rất thấp (0,00003 - 0,0002μg/m³).
Việc nuốt phải berili vẫn chưa có thông báo nào cho thấy có các tác động xấu
tới sức khỏe con người do có rất ít berili được hấp thụ thông qua dạ dày và
ruột non. Các vết loét được phát hiện trong cơ thể chó khi trong khẩu phần ăn
người ta cho thêm berili vào. Berili tiếp xúc với da bị xước hay bị rách có thể
sinh ra các vết phát ban hay vết loét.
Phơi nhiễm berili kinh niên có thể tăng khả năng ung thư phổi.
Bộ y tế Hoa Kỳ và IARC đã xác định rằng berili là chất gây ung thư ở người.
Cơ quan bảo vệ môi trường (EPA) Hoa Kỳ cũng xác định berili là chất có
khả năng gây ung thư ở người. EPA cũng ước tính sự phơi nhiễm trong thời
gian sống 0,04μg/m³ berili có thể tăng khả năng bị ung thư trong 1 trên 1.000
thử nghiệm.
Hiện vẫn chưa có nghiên cứu nào về các tác động của berili tới sức khỏe của
trẻ em. Có lẽ các tác động này cũng tương tự như ở người lớn. Cũng chưa rõ
là trẻ em sẽ khác với người lớn như thế nào trong tính nhạy cảm với berili.
Hiện vẫn chưa rõ ràng là berili có khả năng sinh ra quái thai ở người hay
không.
Berili có thể được đo trong nước tiểu và máu. Lượng berili trong máu hay
nước tiểu có thể không phản ánh đúng thời gian và số lượng phơi nhiễm.
Nồng độ berili cũng có thể đo trong các mẫu thử phổi và da.
Một thử nghiệm máu khác là thử nghiệm sự gia tăng lympho berili trong máu
(BeLPT), xác định sự nhạy cảm berili và có giá trị dự báo cho các bệnh phơi
nhiễm berili kinh niên (CBD).
Các mức thông thường của berili mà các ngành công nghiệp liên quan thải ra
khí quyển ở ngưỡng 0,01 μg/m³;, tính trung bình trong chu kỳ 30 ngày, hay 2
μg/m³ đối với không khí trong phòng làm việc trong thời gian 8 giờ làm việc.
Page 42 of 970
 Tóm tắt:
Berili, 4Be
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Berili, Be
Phiên âm /bəˈrɪliəm/ bə-RIL-ee-əm
Hình dạng Ánh kim trắng xám
Berili trong bảng tuần hoàn
-
↑
Be
↓
Mg
Liti ← Berili → Bo
Khối lượng nguyên tử 9.012182(3)
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại kim loại kiềm thổ
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình electron 1s2 2s2
mỗi lớp 2, 2
Page 43 of 970

Màu sắc Ánh kim trắng xám
Nhiệt độ nóng chảy 1560°K (1287°C, 2349°F)
Nhiệt độ sôi 2742°K (2469°C, 4476°F)
Mật độ 1,85g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Nhiệt bay hơi 297kJ·mol−1
Nhiệt dung 16.443J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 1462 1608 1791 2023 2327 2742

Trạng thái ôxy hóa 2, 1[1] Oxit lưỡng tính
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Lục phương
Vận tốc âm thanh que mỏng: 12870[2]m·s−1 (ở r.t.)

Độ giãn nở nhiệt 11,3µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
Độ dẫn nhiệt 200W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20°C: 36n Ω·m
Page 44 of 970
Tính chất từ Nghịch từ

Mô đun Young 287GPa
Mô đun cắt 132GPa
Mô đun nén 130GPa
Hệ số Poisson 0,032
Mohs
Độ cứng theo thang 1670MPa
Vickers
Brinell

iso NA Chu kì bán rã DM DE (MeV) DP
7 7
Be Tổng hợp 53.12 ngày ε 0.862 Li
γ 0.477 -
8
Be Tổng hợp 7×10-17s α 4
He
9 9
Be 100% Be ổn định với 5 neutron
10
Be Tổng hợp 1.36×106năm β− 0.556 10
B
5. Bo (B)
Bo là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu
B và số hiệu nguyên tử bằng 5, nguyên tử khối bằng 11.
Thuộc tính
Bo là nguyên tố thiếu hụt điện tử, có quỹ đạo p trống. Các hợp chất của bo
thông thường có tính chất như các axít Lewis, sẵn sàng liên kết với các chất
giàu điện tử.
Các đặc trưng quang học của nguyên tố này bao gồm khả năng truyền tia
hồng ngoại. Ở nhiệt độ phòng Bo là một chất dẫn điện kém nhưng là chất dẫn
điện tốt ở nhiệt độ cao.
Bo là nguyên tố có sức chịu kéo giãn cao nhất.
Nitrua bo (BN) có thể sử dụng để chế tạo vật liệu có độ cứng như kim cương.
Nó có tính chất của một chất cách điện nhưng dẫn nhiệt giống như kim loại.
Page 45 of 970
Nguyên tố này cũng có các độ nhớt giống như than chì. Bo cũng giống như
cacbon về khả năng của nó tạo ra các liên kết phân tử cộng hóa trị ổn định.
Là một nguyên tố á kim hóa trị +3, bo xuất hiện chủ yếu trong quặng borax.
Có hai dạng thù hình của bo; bo vô định hình là chất bột màu nâu, nhưng bo
kim loại thì có màu đen. Dạng thù hình kim loại rất cứng (9,3 trong thangon
Mohs) và là chất dẫn điện kém ở nhiệt độ phòng. Không tìm thấy bo tự do
trong tự nhiên.
Ứng dụng
Hợp chất có giá trị kinh tế nhất của bo là tetraborat decahydrat natri
Na2B4O7·10H2O, hay borax, được sử dụng để làm lớp vỏ cách nhiệt cho cáp
quang hay chất tẩy trắng perborat natri. Các ứng dụng khác là:
 Vì ngọn lửa màu lục đặc biệt của nó, bo vô định hình được sử dụng trong
pháo hoa.
 Axít boric là hợp chất quan trọng sử dụng trong các sản phẩm may mặc.
 Các hợp chất của bo được sử dụng nhiều trong tổng hợp các chất hữu cơ
và sản xuất các thủy tinh borosilicat.
 Các hợp chất khác được sử dụng như là chất bảo quản gỗ được ưa thích do
có độc tính thấp.
 Bo10 được sử dụng để hỗ trợ kiểm soát của các lò phản ứng hạt nhân, là lá
chắn chống bức xạ và phát hiện nơtron.
 Các sợi bo là vật liệu nhẹ có độ cứng cao, được sử dụng chủ yếu trong các
kết cấu tàu vũ trụ.
 Borohiđrit natri (NaBH4), là chất khử hóa học thông dụng, được sử dụng
(ví dụ) trong khử các alđêhit và kếton thành rượu.
 Các hợp chất bo được sử dụng như thành phần trong các màng thấm
đường, phần tử nhạy cacbonhiđrat và tiếp hợp sinh học. Các ứng dụng
sinh học được nghiên cứu bao gồm liệu pháp giữ nơtron bằng bo và phân
phối thuốc trong cơ thể. Các hợp chất khác của bo có hứa hẹn trong điều
trị bệnh viêm khớp, Ung thư..
Hidrua bo là một chất bị ôxi hóa dễ dàng giải phóng ra một lượng đáng kể
năng lượng. Vì thế nó được nghiên cứu để sử dụng làm nhiên liệu cho tên
lửa.
Lịch sử
Page 46 of 970
Các hợp chất của bo (tiếng Ả Rập buraq từ tiếng Ba Tư burah) đã được biết

đến từ hàng nghìn năm trước. Ở Ai Cậpcổ đại, việc ướp xác phụ thuộc vào
quặng được biết đến như là natron, nó chứa muối borat cũng như một số
muối phổ biến khác. Các loại men sứ từ borax đã được sử dụng ở Trung
Quốc từ năm 300, các hợp chất của bo được sử dụng trong sản xuất thủy tinh
ở La Mã cổ đại.
Nguyên tố này được phân lập năm 1808 bởi Sir Humphry Davy, Joseph
Louis Gay - Lussac và Louis Jacques Thénard, với độ tinh khiết khoảng 50%.
Những người này không biết chất tạo thành như là một nguyên tố. Năm 1824
Jöns Jakob Berzelius đã xác nhận bo như là một nguyên tố; ông gọi nó là
boron, một từ tiếng Latin có nguồn gốc là burah trong tiếng Ba Tư. Bo
nguyên chất được sản xuất lần đầu tiên bởi nhà hóa học người Mỹ W.
Weintraub năm 1909.
Sự phổ biến
Mỹ và Thổ Nhĩ Kỳ là hai nước sản xuất bo lớn nhất thế giới. Bo trong tự
nhiên tìm thấy ở dạng muối borat, axít boric, colemanit, kernit, ulexit. Axít
boric đôi khi tìm thấy trong nước suối có nguồn gốc núi lửa. Ulexit là khoáng
chất borat tự nhiên có thuộc tính của cáp quang học.
Nguồn có giá trị kinh tế quan trọng là quặng rasorit (kernit) và tincal (quặng
borax), cả hai được tìm thấy ở sa mạc Mojave (California) (với borax là
khoáng chất chủ yếu). Thổ Nhĩ Kỳ là nơi mà các khoáng chất borax cũng
được tìm thấy nhiều.
Bo tinh khiết không dễ điều chế. Phương pháp sớm nhất được sử dụng là khử
ôxít bo với các kim loại như magiê hay nhôm. Tuy nhiên sản phẩm thu được
hầu như có chứa borua kim loại. Bo nguyên chất có thể được điều chế bằng
việc khử các hợp chất của bo với các halôgen dễ bay hơi bằng hiđrô ở nhiệt
độ cao.
Năm 1997 bo kết tinh (99% nguyên chất) có giá khoảng USD 5 cho 1 gam và
bo vô định hình giá USD 2 cho 1 gam.
Đồng vị
Bo có 2 đồng vị tự nhiên ổn định là 11B (80,1%) và 10B (19,9%). Sự sai khác
về khối lượng tạo ra một khoảng rộng của các giá trị δB-11 trong các loại
nước tự nhiên, dao động từ -16 đến +59. Có 13 đồng vị đã biết của bo, chu kỳ
bán rã ngắn nhất là 7B, nó phân rã bởi bức xạ prôton và phóng xạ alpha. Chu
kỳ bán rã của nó là 3,26500 x 10−22s. Sự phân đoạn đồng vị của bo được kiểm
Page 47 of 970
soát bởi các phản ứng trao đổi của các chất B(OH)3 và B(OH)4. Các đồng vị
của bo cũng phân đoạn trong sự kết tinh khoáng chất, trong các thay đổi pha
của H2O trong hệ thống thủy phân, cũng như trong phong hóa các loại đá bởi
nước. Hiệu ứng cuối cùng chuyển đổi các ion B10(OH)4 trong đất sét thành
B11(OH)3 có thể là nguyên nhân của lượng lớn B11 trong nước biển, điều này
có liên quan tới các lớp vỏ của các đại dương và lục địa.
Cảnh báo
Bo nguyên tố và các borat là không độc vì thế không có yêu cầu đặc biệt nào
khi làm việc với chúng. Tuy nhiên, một số hợp chất chứa hiđrô của bo là độc
và có yêu cầu đặc biệt khi tiếp xúc. Natri orthoborat có thể gây hại cho gan.
 Tóm tắt:
Bo, 5B
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Bo, B
Phiên âm /ˈbɔrɒn/
Hình dạng Đen nâu
Bo trong bảng tuần hoàn
-
↑
B
↓
Al
Page 48 of 970
Berili ← Bo → Cacbon
Khối lượng nguyên tử 10,811(7)
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại á kim
Nhóm, phân lớp 13, p
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình electron [He] 2s2 2p1
mỗi lớp 2, 3

Màu sắc Đen nâu
Nhiệt độ sôi 4200°K (3927°C, 7101°F)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 2348 2562 2822 3141 3545 4072

Trạng thái ôxy hóa 3, 2, 1[1] Axít nhẹ
Độ âm điện 2.04 (Thang Pauling)
Page 49 of 970
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 16,200m·s−1(ở 20°C)
Độ giãn nở nhiệt (ß form) 5–7 [2]µm·m−1·K−1(ở 25°C)
Độ dẫn nhiệt 27.4W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20°C: ~106 Ω·m
Độ cứng theo thang ~9,5
Mohs

10 10
B 19.9(7)%* B ổn định với 5 neutron[4]
11 11
B 80.1(7)%* B ổn định với 6 neutron[4]
 Boron-10 tồn tại trong tự nhiên từ 19.1% đến 20.3%.
Boron-11 cũng trong khoảng đó.[5]
6. Cacbon (C)
Cacbon (bắt nguồn từ tiếng Pháp: carbone)[9] là nguyên tố hóa học trong
bảng tuần hoàn có ký hiệu là C và số nguyên tử bằng 6, nguyên tử khối bằng
12. Là một nguyên tố phi kim có hóa trị 4 phổ biến, cacbon có nhiều dạng thù
hình khác nhau, phổ biến nhất là 3 dạng thù hình gồm cacbon vô định hình,
graphit và kim cương.
Các sợi cacbon là tương tự như cacbon thủy tinh. Dưới các xử lý đặc biệt
(kéo giãn các sợi hữu cơ và cacbon hóa) nó có khả năng sắp xếp các mặt tinh
thể cacbon theo hướng của sợi. Vuông góc với trục của sợi không có các mặt
tinh thể cacbon. Kết quả là các sợi có độ bền đặc biệt cao hơn cả thép.
Cacbon tồn tại đa số trong mọi sự sống hữu cơ và nó là nền tảng của hóa hữu
cơ. Phi kim này còn có thuộc tính hóa học đáng chú ý là có khả năng tự liên
kết với nó và liên kết với một loạt các nguyên tố khác, tạo ra gần 10 triệu hợp
chất đã biết. Khi liên kết với ôxy nó tạo ra cacbon điôxít là rất thiết yếu đối
với sự sinh trưởng của thực vật. Khi liên kết với hiđrô, nó tạo ra một loạt các
Page 50 of 970
hợp chất gọi là các hiđrôcacbon là rất quan trọng đối với công nghiệp trong
dạng của các nhiên liệu hóa thạch. Khi liên kết với cả ôxy và hiđrô nó có thể
tạo ra rất nhiều nhóm các hợp chất bao gồm các axít béo, là cần thiết cho sự
sống, và este, tạo ra hương vị của nhiều loại hoa quả.
Đồng vị cacbon-14 được sử dụng trong xác định tuổi tuyệt đối cho các mẫu
vật nguồn gốc sinh vật theo phương pháp định tuổi bằng đồng vị cacbon,
được ứng dụng trong khảo cổ học và nghiên cứu địa chất kỷ Đệ Tứ.
Các thuộc tính đặc trưng

Biểu đồ pha cơ bản của cacbon, chỉ ra trạng thái
của vật chất đối với các mức nhiệt độ và áp suất.
Phần gạch chéo là các điều kiện mà cacbon có thể
ở trạng thái đa ổn định, khi đó hai pha có thể
cùng tồn tại.
Carbon là nguyên tố đáng chú ý vì nhiều lý do. Các dạng khác nhau của nó
bao gồm một trong những chất mềm nhất (graphit) và hai trong những chất
cứng nhất (graphene và kim cương, hay fullerene -hợp chất rất cứng có thể
nói là cứng nhất của carbon và các hợp chất khác) cũng như là chất bán dẫn
tốt nhất, hơn cả silic (graphene). Ngoài ra, nó có ái lực lớn để tạo ra liên kết
với các nguyên tử nhỏ khác, bao gồm cả các nguyên tử cacbon khác, và kích
thước nhỏ của nó làm cho nó có khả năng tạo ra liên kết phức tạp. Vì các
thuộc tính này, cacbon được biết đến như là nguyên tố có thể tạo ra cỡ 10
triệu loại hợp chất khác nhau, chiếm phần lớn trong các hợp chất hóa học.[10]
Các hợp chất của cacbon tạo ra nền tảng cho mọi loại hình sự sống trên Trái
Đất và chu trình cacbon-nitơ dự trữ và tái cung cấp một số năng lượng được
sản sinh từ Mặt Trời và các ngôi sao.
Cacbon cũng có điểm thăng hoa cao nhất trong tất cả các nguyên tố. Trong
điều kiện áp suất khí quyển nó không có điểm nóng chảy vì điểm ba trạng
thái của nó ở tại 10,8 ± 0,2MPa và 4.600 ± 300°K (~4.330°C hay 7.820°F),[2]
[3]
do đó nhiệt độ thăng hoa của nó trong trường hợp này vào khoảng
3.900°K.[11][12]
Các thù hình

Các thù hình của cacbon là khác nhau về cấu trúc mạng nguyên tử mà các
nguyên tử tinh khiết có thể tạo ra. Ba dạng được biết nhiều nhất là cacbon vô
định hình, graphit và kim cương. Một số thù hình kỳ dị khác cũng đã được
Page 51 of 970
tạo ra hay phát hiện ra, bao gồm các fullerene, cacbon ống nano và lonsdaleit.
Muội đèn bao gồm các bề mặt dạng graphit nhỏ. Các bề mặt này phân bổ
ngẫu nhiên, vì thế cấu trúc tổng thể là đẳng hướng. Cacbon thủy tinh là đẳng
hướng và có tỷ lệ độ xốp cao. Không giống như graphit thông thường, các
lớp graphit không xếp lên nhau giống như các trang sách, mà chúng có sự sắp
xếp ngẫu nhiên.
Ở dạng vô định hình, cacbon chủ yếu có cấu trúc tinh thể của graphit nhưng
không liên kết lại trong dạng tinh thể lớn. Trái lại, chúng chủ yếu nằm ở dạng
bột và là thành phần chính của than, muội, bồ hóng, nhọ nồi và than hoạt
tính.
Ở áp suất bình thường cacbon có dạng của graphit, trong đó mỗi nguyên tử
liên kết với 3 nguyên tử khác trong mặt phẳng tạo ra các vòng lục giác, giống
như các vòng trong các hiđrôcacbon thơm. Có hai dạng của graphit đã biết, là
alpha (lục giác) và beta (rhombohedral), cả hai có các thuộc tính vật lý giống
nhau, ngoại trừ về cấu trúc tinh thể. Các loại graphit có nguồn gốc tự nhiên
có thể chứa tới 30% dạng beta, trong khi graphit tổng hợp chỉ có dạng alpha.
Dạng alpha có thể chuyển thành dạng beta thông qua xử lý cơ học và dạng
beta chuyển ngược thành dạng alpha khi bị nung nóng trên 1000°C.
Vì sự phi tập trung hóa của các đám mây pi, graphit có tính dẫn điện. Vật liệu
vì thế là mềm và các lớp, thường xuyên bị tách ra bởi các nguyên tử khác,
được giữ cùng nhau chỉ bằng các lực van der Waals, vì thế chúng dễ dàng
trượt trên nhau.
Ở áp suất cực kỳ cao các nguyên tử cacbon tạo thành thù hình gọi là kim
cương, trong đó mỗi nguyên tử được liên kết với 4 nguyên tử khác. Kim
cương có cấu trúc lập phương như silic và gecmani và vì độ bền của các liên
kết cacbon - cacbon, cùng với chất đẳng điện nitrua bo (BN) là những chất
cứng nhất trong việc chống lại sự mài mòn. Sự chuyển hóa thành graphit ở
nhiệt độ phòng là rất chậm và khong thể nhận thấy. Dưới các điều kiện khác,
cacbon kết tinh như là Lonsdaleit, một dạng giống như kim cương nhưng có
cấu trúc lục giác.
Các fulleren có cấu trúc giống như graphit, nhưng thay vì có cấu trúc lục giác
thuần túy, chúng có thể chứa 5 (hay 7) nguyên tử cacbon, nó uốn cong các
lớp thành các dạng hình cầu, elip hay hình trụ. Các thuộc tính của các
fulleren vẫn chưa được phân tích đầy đủ. Tất cả các tên gọi của các fulleren
lấy theo tên gọi của Buckminster Fuller, nhà phát triển của kiến trúc mái
vòm, nó bắt chước cấu trúc của các "buckyball".
Sự phổ biến
Page 52 of 970
Cacbon là nguyên tố phổ biến thứ 4 trong vũ trụ về khối lượng sau hydro,
heli, và ôxy. Cacbon có rất nhiều trong Mặt Trời, các ngôi sao, sao chổi và
bầu khí quyển của phần lớn các hành tinh. Một số thiên thạch chứa các kim
cương vi tinh thể, loại được hình thành khi hệ Mặt Trời vẫn còn là một đĩa
tiền hành tinh. Các kim cương vi tinh thể này có thể đã được tạo ra bằng áp
lực rất mạnh và nhiệt độ cao tại những nơi mà thiên thạch đó va chạm.[13]
Có khoảng 10 triệu hợp chất khác nhau của cacbon mà khoa học đã biết và
hàng nghìn trong số đó là tối quan trọng cho các quá trình của sự sống và cho
các phản ứng trên cơ sở hữu cơ rất quan trọng về kinh tế. Trong tổ hợp với
các nguyên tố khác, cacbon được tìm thấy trong bầu khí quyển Trái Đất và
hòa tan trong mọi thực thể có chứa nước. Với một lượng nhỏ hơn của canxi,
magiê và sắt, nó tạo ra thành phần chủ yếu của một lượng rất lớn đá cacbonat
(đá vôi, đôlômit, đá cẩm thạchv.v.). Khi tổ hợp với hiđrô, cacbon tạo thành
than, dầu mỏ và khí tự nhiên, còn được gọi là các hiđrôcacbon.
Graphit được tìm thấy với một số lượng lớn ở các bang New York và Texas
(Mỹ); Nga; México; Greenland và Ấn Độ.
Kim cương tự nhiên có trong khoáng chất kimberlit tìm thấy trong các "cổ"
hay "ống" núi lửa cổ đại. Phần lớn các mỏ kim cương nằm ở châu Phi, chủ
yếu là Nam Phi, Namibia, Botswana, Cộng hòa Congo và Sierra Leone. Cũng
có các mỏ ở Arkansas, Canada, vùng Bắc cực nước Nga, Brasil và ở miền
bắc và tây nước Úc.
Chu trình cacbon

Trong những điều kiện của Trái Đất, sự chuyển hóa từ một đồng vị sang một
đồng vị khác là rất hiếm. Vì thế, đối với các mục đích thực tiễn, khối lượng
của cacbon trên Trái Đất có thể coi là một hằng số. Vì vậy các quá trình sử
dụng cacbon phải thu nhận nó từ một nơi nào đó và giải phóng nó ở một nơi
nào khác. Chu trình mà cacbon luân chuyển trong môi trường được gọi là chu
trình cacbon. Ví dụ, thực vật lấy cacbon điôxít từ môi trường và sử dụng nó
để tạo ra khối lượng sinh học. Một số trong khối lượng sinh học này được
động vật ăn, ở đó một phần chúng cuối cùng lại được thải ra dưới dạng
cacbon điôxít. Chu trình cacbon trong thực tế phức tạp hơn nhiều so với ví dụ
nhỏ này; ví dụ, một phần cacbon điôxít bị hòa tan trong nước biển; các động
thực vật chết có thể trở thành đá trầm tích v.v.
Đồng vị
Cacbon có 2 đồng vị ổn định, có nguồn gốc tự nhiên: cacbon-12, hay 12C,
(98,89%) và cacbon-13, hay 13C, (1,11%),[14] Năm 1961, Liên đoàn Quốc tế
Page 53 of 970
về Hoá học Thuần túy và Ứng dụng (IUPAC) đã chấp nhận đồng vị
cacbon-12 làm cơ sở để đo khối lượng nguyên tử.[15]
Một đồng vị không ổn định, cũng có nguồn gốc tự nhiên là đồng vị phóng xạ
cacbon-14 hay 14C. Đồng vị 14C phát sinh do sự tương tác của neutron 1n
trong bức xạ vũ trụ với nitơ 14N trong khí quyển. Nó được thực vật hấp thụ
bằng quá trình quang hợp như với mọi đồng vị carbon khác, và lan truyền
vào mọi cơ thể sống theo chuỗi thức ăn. Khi sinh vật chết chúng lắng đọng
trong các tầng đất, đặc biệt trong than bùn và các vật liệu hữu cơ khác.[16]
Đồng vị này phân rã bằng cách phát xạ hạt β− có năng lượng 0,158MeV. Do
chu kỳ bán rã có 5730 năm, 14C hầu như không có mặt trong các đá cổ,[17] Sự
phong phú của 14C trong khí quyển và trong các cơ thể sống là một hằng số,
nhưng chúng sẽ giảm sau khi sinh vật đó chết đi, và tỷ số đồng vị 14C / 12C
nói lên quãng thời gian chết của chúng. Nguyên tắc này được sử dụng trong
phương pháp định tuổi bằng đồng vị cacbon cho mẫu vật, được Willard
Libby phát minh năm 1949, và nay được sử dụng rộng rãi để xác định tuổi
của các mẫu vật chứa cacbon với giới hạn lên đến khoảng 60.000 năm[18][19] và
được ứng dụng chủ yếu trong khảo cổ học.
Tỷ số đồng vị 13C/12C trong trầm tích cổ được sử dụng để nghiên cứu cổ khí
hậu (Paleoclimate). Nó dựa trên hiện tượng thực vật thực hiện quang hợp với
12
C dễ hơn. Do đó những sinh vật phù du ở biển như benthic foraminifera khi
phát triển mạnh thì làm lệch tỷ số đồng vị. Nếu các tầng nước đại dương
không bị đối lưu pha trộn, thì sự lệch tỷ số này xảy ra trong thời gian dài, và
dấu hiệu này được lưu giữ trong các tầng trầm tích biển. (Lynch -
Stieglitzetal, 1995)[20]
Tổng số đồng vị carbon là 15, từ 8C đến 22C, trong đó 12 đồng vị là nhân tạo.
Đồng vị có tuổi ngắn nhất là 8C, nó phân rã theo bức xạ proton và phân rã
alpha, có chu kỳ bán rã là 1,98739 x 10−21s[21]. Đồng vị kích thích 19C thể hiện
tính chất của một hạt nhân halo, tức là bán kính của nó có thể lớn hơn đáng
kể so với bán kính dự đoán nếu hạt nhân nguyên tử là một khối hình cầu có tỷ
trọng không đổi.[22]
Hình thành trong các ngôi sao

Cacbon đã không được tạo ra trong Vụ Nổ Lớn (The Big Bang) vì thiếu các
yếu tố cần thiết cho sự va chạm ba của các hạt alpha (hạt nhân heli) để sản
xuất nó. Vũ trụ đầu tiên được mở rộng ra và bị làm nguội quá nhanh để điều
này có thể xảy ra. Tuy nhiên, nó được sản xuất trong tâm của các ngôi sao
trong nhánh ngang, ở đó các ngôi sao chuyển hóa nhân heli thành cacbon
bằng các cách thức của quy trình ba-alpha. Nó cũng đã được tạo ra trong các
Page 54 of 970
trạng thái nguyên tử phức tạp.
Chu trình cacbon

Sơ đồ chu trình cacbon
Trong các điều kiện trên Trái Đất, sự
chuyển biến từ một nguyên tố này
thành một nguyên tố khác là rất hiếm.
Dù vậy, hàm lượng cacbon trên Trái
Đất là không đổi. Do đó, các quá trình
sử dụng cacbon phải tiêu thụ nó ở một
nơi và thải ra ở một nơi khác. Những
cách mà cacbon di chuyển trong môi
trường tạo thành một chu trình gọi là
chu trình cacbon. Một phần của sinh
khối này được độn vật tiêu thụ, trong khi một lượng cacbon được động vật
thảy ra ở dạng cacbon đi-ô-xít. Chu trình cacbon được xem là phức tạp hơn
vòng tuần hoàn ngắn này; ví dụ như cacbon điôxít bị hòa tan trong các đại
dương; thực vật chất hoặc xác động vật có thể hình thành nên dầu mỏ hoặc
than, nếu đốt chúng sẽ thải ra cacbon.[23][24]
Ứng dụng
Cacbon là các thành phần thiết yếu cho mọi sự sống đã biết, và không có nó
thì sự sống mà chúng ta đã biết không thể tồn tại (Xem Sự sống phi cacbon).
Việc sử dụng kinh tế chủ yếu của cacbon là trong dạng các hiđrôcacbon, chủ
yếu là các nhiên liệu hóa thạch như than, khí mêtan và dầu mỏ (xăng dầu).
Dầu mỏ được sử dụng trong công nghiệp hóa dầu để sản xuất ra các sản
phẩm như xăng và dầu hỏa, thông qua các quy trình chưng cất trong lọc dầu.
Dầu mỏ cũng là nguồn nguyên liệu cho nhiều chất hữu cơ tổng hợp khác, rất
nhiều trong số chúng gọi chung là các chất dẻo (plastic).
Các ứng dụng khác
 Đồng vị Cacbon-14 được phát hiện vào ngày 27 tháng 2 năm 1940 và

được sử dụng trong định tuổi bằng đồng vị phóng xạ.
 Một số các thiết bị phát hiện sử dụng một lượng nhỏ đồng vị phóng xạ của
cacbon làm nguồn bức xạ ion hóa (Phần lớn các thiết bị như thế sử dụng
đồng vị của Americi)
 Graphit kết hợp với đất sét để tạo ra “chì” sử dụng trong các loại bút chì.
Page 55 of 970
 Kim cương được sử dụng vào mục đích trang sức hay trong các mũi khoan
và các ứng dụng khác đòi hỏi độ cứng cao của nó.
 Cacbon được thêm vào quặng sắt để sản xuất gang và thép.
 Cacbon dưới dạng than chì được sử dụng như là các thanh điều tiết nơtron
trong các lò phản ứng hạt nhân.
 Graphit cacbon trong dạng bột, bánh được sử dụng như là than để đun nấu,
bột màu trong mỹ thuật và các sử dụng khác.
 Than hoạt tính được sử dụng trong y tế trong dạng bột hay viên thuốc để
hấp thụ các chất độc từ hệ thống tiêu hóa hay trong các thiết bị thở.
 Các thuộc tính hóa học và cấu trúc của các fulleren, trong dạng các cacbon
ống nano, có ứng dụng đầy hứa hẹn trong các lĩnh vực mới phát sinh của
công nghệ nano.
Lịch sử
Ít ai nghĩ sợi carbon (Carbon fiber – CF) được sáng chế vào năm 1879 bởi
Thomas Edison và được coi là loại sợi tổng hợp cổ nhất của loài người, lại có
giá trị lớn lao đến thế đối với sự phát triển khoa học kỹ thuật hiện đại. Ban
đầu, nhà phát minh này đã sử dụng sợi carbon làm dây tóc của bóng đèn. Mặc
dù lúc đó sợi sợi carbon không giống như sợi carbon ngày nay, nhưng chúng
lại có sức chịu đựng đáng kể với nhiệt độ, điều này khiến cho sợi carbon trở
thành ý tưởng không tồi cho các loại sợi dẫn điện.
Edison chế tạo sợi carbon dựa trên chất xenluloza gồm có cotton hoặc tre,
hoàn toàn không giống như sợi carbon ngày nay làm từ dầu mỏ. Sự carbon
hóa được tiến hành từ việc đốt cháy các sợi tre ở nhiệt độ cao trong môi
trường tiêu chuẩn dưới sự kiểm soát chặt chẽ. Thomas Edison đã mất 40 giờ
đốt cháy liên tục vật chất trên nhằm loại bỏ oxy, nitơ, hydro và chỉ giữ lại
carbon để tạo ra những sợi carbon đầu tiên trên thế giới. Phương pháp chế tạo
trên được gọi là “nhiệt phân” và vẫn được dùng trong thời đại ngày nay. Kết
quả là những sợi tre được “carbon hóa” có khả năng chịu lửa và nhiệt độ cao
– điều kiện cần thiết cho sự cháy sáng của dây tóc bóng đèn.
Về sau, đến tận những năm 1950 khả năng kéo giãn của sợi carbon mới được
khám phá. Người đầu tiên được cho là tạo ra sợi carbon ngày nay có tên là
Rayon. Ngày nay, sợi carbon hiện đại được sản xuất bởi một vật liệu có tên là
polyacrylonitrile (PAN), đây cũng là nguyên liệu được sử dụng để sản xuất
hầu hết khối lượng sợi carbon hiện tại.
Sản xuất
Page 56 of 970
Than chì
Các mỏ than chì tự nhiên có giá trị thương mại xuất hiện nhiều nơi trên thế
giới, nhưng các nguồn quan trọng nhất có giá trị kinh tế tập trung ở Trung
Quốc, Ấn Độ, Brazil và Bắc Hàn. Các mỏ than chì có nguồn gốc biến chất,
được tìm thấy cùng với thạch anh, mica và feldspar trong các đá phiến, gneiss
và cát kết và đá vôi bị biến chất ở dạng thấu kính hoặc mạch, đôi khi có bề
dày một mét hoặc lớn hơn. Các mỏ than chì ở Borrowdale, Cumberland, Anh
đầu tiên có kích thước và độ tinh khiết (cho đến thế kỷ 19) đủ để làm các
cây bút chì bằng cách đơn giản là cưa chúng thành các que và lấp vỏ gỗ vào.
Ngày nay, các mỏ than chì nhỏ hơn được khai thác bằng cách nghiền đá gốc
và dùng phương pháp tuyển nổi để lấy than chì nhẹ hơn nổi trên mặt.[25]
Có ba loại than chì tự nhiên gồm: vô định hình, than chì lớp, và mạch. Than
chì vô định hình có chất lượng thấp và phổ biến nhất. Khác với khoa học,
trong công nghiệp "vô định hình" ở đây đê cập đến kích thước tinh thể rất
nhỏ thay vì không có một cấu trúc tinh thể rõ ràng. Dạng vô định hình được
sử dụng cho các sản phẩm than chì có giá trị thấp và là than chì có giá thấp
nhất. Một lượng lớn các mỏ than chì vô định hình được phát hiện ở Trung
Quốc, châu Âu, Mexico và Hoa Kỳ. Than chì Flake ít phổ biến hơn và có
chất lượng cao hơn dạng vô định hình; nó có mặt ở dạng các tấm tách biệt
được kết tinh trong đá biến chất. Than chì Flake có thể đắt gấp 4 lần dạng vô
định hình. Flake chất lượng tốt có thể được xử lý thành than chì có thể giãn
nở được dùng cho nhiều mục đích khác nhau như chất chống cháy. Các mỏ
quan trọng nhất của dạng này được tìm thấy ở Áo, Brazil, Canada, Trung
Quốc, Đức và Madagascar. Than chì dạng mạch là hiếm nhất, có giá trị nhất,
và là loại than chì tự nhiên có chất lượng cao nhất. Nó xuất hiện ở các dạng
mạch dọch theo các nơi tiếp xúc với đá xâm nhập, và loại thương mại được
khai thác chỉ có tại Sri Lanka.[25]
Theo USGS, sản lượng than chì tự nhiên trên thế giới là 1,1 triệu tấn năm
2010, trong đó Trung Quốc là 800.00 tấn, Ấn Độ 130.000 tấn, Brazil 76.000
tấn, Bắc Hàn 30.000 tấn và Canada 25.000 tấn. Than chì không có nguồn gốc
tự nhiên đã được khai thác ở Hoa Kỳ, nhưng 118.000 tấn than chì tổng hợp
có giá trị khoảng 998 triệu USD đã được sản xuất năm 2009.[25]
Kim cương
Các hợp chất

Hợp chất vô cơ
Page 57 of 970
Các hợp chất chứa cacbon phổ biến liên quan đến các khoáng vật hoặc không
chứa hydro hoặc flo được xem là một nhóm các hợp chất vô cơ riêng biệt; tuy
nhiên định nghĩa này là không cứng nhắc. Ôxít nổi tiếng nhất của cacbon là
cacbon điôxít, CO2. Nó là thành phần nhỏ của Khí quyển Trái Đất[26], được sử
dụng và sản sinh ra bởi các thực thể sống, và nó có mặt ở mọi nơi. Trong
nước nó tạo thành một lượng nhỏ axít cacbonic, H2CO3, nhưng giống như
phần lớn các hợp chất với nhiều liên kết của các đơn nguyên tử ôxy trên một
nguyên tử cacbon duy nhất là không bền.[27] Thông qua trung gian này, các
ion cacbonat ổn định hơn được tạo ra. Một số khoáng chất quan trọng là các
cacbonat, nổi tiếng nhất là canxít. Cacbon đisulfua, CS2, là tương tự.
Các ôxít khác là cacbon mônôxít, CO và cacbon subôxít không phổ biến lắm,
C3O2. Cacbon mônôxít được tạo ra do sự cháy không hết, và nó là chất khí
không màu, không mùi. Các phân tử đều có liên kết ba và là phân cực thật sự,
kết quả là chúng có xu hướng liên kết vĩnh cửu với các phân tử hemoglobin,
vì thế khí này là một khí rất độc.[28][29] Xyanua, CN-, có cấu trúc tương tự và
có các tính chất rất giống với các ion halua; nitrua xyanogen, (CN)2, là tương
tự. Ví dụ, nó có thể tạo thành phân tử cyanogen nitrit (CN)2), tương tự như
halua 2 nguyên tử. Cá ôxít không phổ biến khác như cacbon suboxit (C3O2),
[30]
dicacbon monoxit không bền (C2O),[31][32] cacbon trioxit (CO3),[33][34]
cyclopentanepenton (C5O5)[35] cyclohexanehexon (C6O6),[35] và mellitic
anhydrit (C12O9).
Khi phản ứng với các kim loại như tungsten, cacbon tạo thành các carbua
(C4–), hoặc acetylua (C2−2) từ đó tạo ra các hợp kim có nhiệt độ nóng chảy
cao. các anion này cũng kết hợp với metan và acetylen, cả hai đều là các axít
rất yếu. Với độ âm điện 2,5,[36] cacbon tạo nên các liên kết cộng hóa trị. Một
vài cacbua có các ô mạng cộng hóa trị, giống như Cacborunđum (SiC), có
cấu trúc tương tự kim cương.
Hợp chất với kim loại

Với các kim loại mạnh cacbon tạo ra hoặc là các cacbua, C-, hoặc các
axetylua, C22-; các ion này có liên quan với mêtan và axetylen, cả hai đều là
các axít rất yếu. Trên tất cả, với độ điện âm 2,55, cacbon có xu hướng tạo ra
các liên kết cộng hóa trị. Một số cacbua là các lưới cộng hóa trị, giống như
cacborundum, SiC, là chất giống với kim cương.
Mạch cacbon
Các hiđrôcacbon là một mạch của các nguyên tử cacbon, được bão hòa bởi
các nguyên tử hiđrô. Các loại xăng dầu có mạch cacbon ngắn. Các chất béo
Page 58 of 970
có mạch cacbon dài hơn, và các loại sáp có mạch cacbon cực dài.
Cảnh báo
Cacbon tương đối an toàn. Tuy nhiên, việc hít thở vào một lượng khói lớn
chứa thuần túy bồ hóng có thể gây nguy hiểm. Cacbon có thể bắt lửa ở nhiệt
độ cao và cháy rất mãnh liệt (như trong Vụ cháy Windscale).
Có nhiều hợp chất của cacbon là những chất độc chết người như các (xyanua,
CN-), hay cacbon mônôxít, CO và một số các chất có nguồn gốc tự nhiên hay
tổng hợp khác.
Điều chế
Cách để điều chế cacbon là dùng kim loại mạnh là nhôm hoặc magiê để khử
một hợp chất oxit cacbon bất kì thành cacbon. Ví dụ:
2Al + 3CO   Al2O3 + 3C↓
0
t
2Mg + CO2   2MgO + C↓

0
t
Sau đó cho hỗn hợp vào một dung dịch axit (không có tính ôxi hóa mạnh)
như HCl, H2SO4 loãng để hòa tan Al2O3 hoặc MgO, còn lại cacbon không tan,
ta lọc cacbon ra khỏi dung dịch. Ngoài ra có thể điều chế cacbon theo các
phương trình sau nhưng hiệu suất không cao do khí hiđro rất dễ bay lên:
CO + H2   C↓ + H2O
0
1050 C
CO + 3H2   CH4↑ + H2O

Ni
0
250 C
0
CO2 + 4H2   CH4↑ + 2H2O
t ,xt
p
CH4   C↓ + 2H2↑

0
>1000 C
 Tóm tắt:
Cacbon, 6C
Page 59 of 970
Quang phổ vạch của Cacbon
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Cacbon, C
Phiên âm /ˈkɑrbən/
Hình dạng Có hai màu tùy vào cấu trúc phân tử là trong suốt (kim cương) và đen
(than chì)
Cacbon trong bảng tuần hoàn
-
↑
C
↓
Si
Bo ← Cacbon → Nitơ
Số nguyên 6
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân 14, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình 1s2 2s2 2p2 or [He] 2s2 2p2
Page 60 of 970
electron
mỗi lớp 2,4

Màu sắc Trong suốt hoặc đen
Trạng thái Chất rắn
vật chất
Nhiệt độ 3915°K (3642°C, 6588°F)
thăng hoa
Mật độ Vô định hình:[1] 1.8–2.1g·cm−3(ở 0°C, 101.325kPa)
Than chì: 2,267g·cm−3
Kim cương: 3,515g·cm−3
Điểm ba 4600°K, 10800[2][3]kPa
trạng thái
Nhiệt lượng 117 (than chì)kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt dung 8,517 (than chì),
6,155 (kim cương)J·mol−1·K−1

Trạng thái 4, 3 [4], 2, 1 [5], 0, -1, -2, -3, -4[6]
ôxy hóa
Bán kính liên 77(sp³), 73(sp²), 69(sp)pm
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm que mỏng: 18350 (kim cương)m·s−1 (ở 20°C)
thanh
Page 61 of 970
Độ giãn nở 0,8 (kim cương) [7]µm·m−1·K−1(ở 25°C)

nhiệt
Độ dẫn nhiệt 119 - 165 (than chì)
900 - 2300 (kim cương)W·m−1·K−1
Mô đun 1050 (kim cương)[7]GPa
Young
Mô đun cắt 478 (kim cương)[7]GPa
Mô đun nén 442 (kim cương)[7]GPa
Hệ số Poisson 0,1 (kim cương)[7]
Độ cứng theo 1 - 2 (than chì)
thang Mohs 10 (kim cương)
CAS
iso NA Chu kỳ bán rã DM DE (MeV) DP 15
12 12
C 98.9% C ổn định với 6 neutron
13 13
C 1.1% C ổn định với 7 neutron
14
C Tổng hợp 5730 năm β- 0.156 14
N
7. Nitơ (N)
Nitơ là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn các nguyên tố có ký
hiệu N và số nguyên tử bằng 7, nguyên tử khối bằng 14. Ở điều kiện bình
thường nó là một chất khí không màu, không mùi, không vị và khá trơ và tồn
tại dưới dạng phân tử N2, còn gọi là đạm khí. Nitơ chiếm khoảng 78% khí
quyển Trái Đất và là thành phần của mọi cơ thể sống. Nitơ tạo ra nhiều hợp
chất quan trọng như các axít amin, amôniắc, axít nitric và các xyanua. Liên
kết hóa học cực kỳ bền vững giữa các nguyên tử nitơ gây khó khăn cho cả
sinh vật và công nghiệp để chuyển hóa N2 thành các hợp chất hóa học hữu
dụng, nhưng đồng thời cũng giải phóng một lượng lớn năng lượng hữu ích
khi cháy, nổ hoặc phân hủy trở lại thành khí nitơ.
Page 62 of 970
Các ammoniac và nitrat được tổng hợp là các loại phân công nghiệp chính và

phân nitrat là các chất ô nhiễm chính gây ra hiện tượng phú dưỡng môi
trường nước.
Nito có mặt trong tất cả các cơ thể sống, chủ yếu ở dạng các amino axit (và
protein) và cũng có trong các axit nucleic (DNA và RNA). Cơ thể người chứa
khoảng 3% nitơ theo trọng lượng, là nguyên tố phổ biến thứ tư trong cơ thể
sau ôxy, cacbon và hydro. Chu trình nitơ miêu tả sự chuyển động của nguyên
tố này từ không khí vào sinh quyển và các hợp chất hữu cơ, sau đó quay trở
lại không khí.
Tính chất
Nitơ là một phi kim, với độ âm điện là 3,04.[1] Nó có 5 điện tử trên lớp ngoài
cùng, vì thế thường thì nó có hóa trị III trong phần lớn các hợp chất để đạt cơ
cấu bền (8 điện tử hóa trị) . Nitơ tinh khiết là một chất khí ở dạng phân tử
không màu và chỉ tham gia phản ứng hóa học ở nhiệt độ phòng khi nó phản
ứng với Liti. Nó hóa lỏng ở nhiệt độ 77°K (-196°C) trong điều kiện áp suất
khí quyển và đóng băng ở 63°K (-210°C)[2] thành dạng thù hình có tinh thể
lục phương đóng kín. Dưới 35,4°K (−237.6°C) nitơ được cho là có thù hình
của hệ lập phương (được gọi là pha alpha).[3] Nitơ lỏng, có dạng giống như
nước, nhưng có tỷ trọng chỉ bằng 80,8% (tỷ trọng nitơ lỏng ở điểm sôi là
0,808g/mL), là chất làm lạnh phổ biến.[4]
Các thù hình không bền của nitơ có hơn hai nguyên tử đã được tạo ra trong
phòng thí nghiệm, như N3 và N4.[5] Trong điều kiện áp suất cực kỳ cao
(1,1 triệu atm) và nhiệt độ cao (2000°K), khi tạo ra bằng diamond anvil cell,
nitơ polymer hóa thành các cấu trúc tinh thể lập phương liên kết đơn. Cấu
trúc này tương tự cấu trúc của kim cương, và cả hai có các liên kết cộng hóa
trị cực mạnh. N4 còn có tên gọi là "kim cương nitơ".[6]
Các dạng thù hình khác (chưa tổng hợp được) bao gồm hexazine (N6, một
vòng benzen)[7] và octaazacuban (N8, một cubane đơn).[8] Dạng nitơ 6 được
dự đoán là không ổn định trong cao, trong khi dạng nitơ 8 được dự đoán là ổn
định động học, vì sự đối xứng quỹ đạo.[9]
Đồng vị
Có hai đồng vị ổn định của nitơ là: 14N và 15N. Phổ biến nhất là 14N
(99,634%), là đồng vị tạo ra trong chu trình CNO trong các ngôi sao.[10] Phần
còn lại là 15N. Trong số 10 đồng vị tổng hợp nhân tạo thì 1 có chu kỳ bán rã là
Page 63 of 970
9 phút còn các đồng vị còn lại có chu kỳ bán rã ở mức độ 1 giây hay nhỏ hơn.
[11]
Các phản ứng trung gian sinh học (ví dụ: đồng hóa, nitrat hóa và khử nitrat)
kiểm soát chặt chẽ cân bằng động của nitơ trong đất. Các phản ứng này gần
như là tạo ra sự làm giàu 15N trong chất nền và làm suy kiệt sản phẩm.[12] Mặc
dù nước mưa chứa các lượng tương đương amônium và nitrat, nhưng do
amônium là tương đối khó chuyển hóa / hấp thụ hơn so với nitrat khí quyển
nên phần lớn nitơ trong khí quyển chỉ có thể đi vào trong đất dưới dạng
nitrat. Nitrat trong đất được các loại rễ cây hấp thụ tốt hơn so với khi nitơ ở
dưới dạng amônium.
Một phần nhỏ (0,73%) của nitơ phân tử trong khí quyển Trái Đất là
isotopologue 14N15N, và hầu hết phần còn lại là 14N2.[13]
Đồng vị phóng xạ 16N là thành phần hạt nhân phóng xạ chiếm ưu thế trong
chất làm mát của các lò phản ứng hạt nhân nước áp lựchoặc lò phản ứng
nước sôi ở chế độ vận hành bình thường. Nó được tạo ra từ 16O (trong nước)
qua phản ứng (n,p). Nó có chu kỳ bán rã khoảng 7,1 giây,[11] nhưng trong khi
nó phân rã ngược lại tạo ra 16O thì sinh ra tia phóng xạ gama năng lượng cao
(5 đến 7MeV).[11][14] Do đó, việc tiếp cận các ống dẫn chất làm lạnh sơ cấp
trong lò phản ứng nước áp lực phải được kiểm soát chặt chẽ trong quá trình
vận hành lò phản ứng.16N là một trong những công cụ chính được dùng để
nhận dạng nhanh các vụ rò rỉ thậm chí nhỏ từ chất làm lạnh sơ cấp đến chu
trình hơi thứ cấp.[14]
Phổ điện từ
Nitrogen discharge (spectrum) tube
Nitơ phân tử (14N2) phần lớn có quang phổ trong
suốt đến hồng ngoại và nhìn thấy do nó là một
phân tử cấu tạo bởi cùng hạt nhân và do đó, không có môment lưỡng cực để
kết hợp với bức xạ điện tự ở các bước sóng này. Sự hấp thụ đáng kể xảy ra ở
các bước sóng siêu cực tím,[15] bắt đầu vào khoảng 100nm. Điều này liên
quan với sự chuyển tiếp điện tử trong phân tử sang các trạng thái tích điện
không được phân bố thậm chí giữa các nguyên tử nitơ. Sự hấp thụ nitơ dẫn
đến sự hấp thụ đáng kể các bức xạ cực tím trong thượng tầng khí quyển và
khí quyển của các hành tinh khác. Vì các lý do tương tự, các tia laser nitơ
phân tử tinh khiết đặc biệt phát xạ ánh sáng trong dải cực tím.
Phản ứng
Page 64 of 970
Structure of dinitrogen, N2 Structure of [Ru(NH3)5(N2)]2+
Nhìn chung, nitơ không hoạt động ở điều kiện nhiệt độ và áp suất chuẩn. Nitơ
phản ứng với nguyên tố lithi. Lithi cháy trong không khí có N2 tạo ra lithi
nitrua:[16]
0
6Li + N2 
t
 2Li3N
Magiê cũng cháy trong nitơ tạo ra magiê nitrua.
0
3Mg + N2 
t
 Mg3N2
N2 tạo thành nhiều sản phẩm cộng với các kim loại chuyển tiếp như
[Ru(NH3)5(N2)]2+ (xem hình). Tuy nhiên, cần lưu ý rằng phối tử N2 thu được
bằng cách phân hủy hydrazin, và không phối với đi nitơ tự do. Các hợp chất
này hiện có rất nhiều như IrCl(N2)(PPh3)2, W(N2)2(Ph2PCH2CH2PPh2)2, and
[(η5-C5Me4H)2Zr]2(μ2, η2,η2-N2). Các phức này minh hoạ bằng cách nào N2 có
thể kết hợp với các kim loại trong các enzym nitrogenase và xúc tác cho quá
trình Haber.[17] Quá trình xúc tác để khử N2 thành ammoniac bằng cách sử
dụng phức molybden với sự có mặt của nguồn proton được công bố năm
2005.[16]
Ứng dụng
Hợp chất nitơ
Phân tử nitơ trong khí quyển là tương đối trơ, nhưng trong tự nhiên nó bị
chuyển hóa rất chậm thành các hợp chất có ích về mặt sinh học và công
nghiệp nhờ một số cơ thể sống, chủ yếu là các vi khuẩn (xem Vai trò sinh
Page 65 of 970
học dưới đây). Khả năng kết hợp hay cố định nitơ là đặc trưng quan trọng
của công nghiệp hóa chất hiện đại, trong đó nitơ (cùng với khí thiên nhiên)
được chuyển hóa thành amôniắc (thông qua phương pháp Haber). Amôniắc,
trong lượt của mình, có thể được sử dụng trực tiếp (chủ yếu như là phân bón),
hay làm nguyên liệu cho nhiều hóa chất quan trọng khác, bao gồm thuốc nổ,
chủ yếu thông qua việc sản xuất axít nitric theo phương pháp Ostwald.
Các muối của axít nitric bao gồm nhiều hợp chất quan trọng như xanpet (hay
diêm tiêu - trong lịch sử nhân loại nó là quan trọng do được sử dụng để làm
thuốc súng) và nitrat amôni, một phân bón hóa học quan trọng. Các hợp chất
nitrat hữu cơ khác, chẳng hạn trinitrôglyxêrin và trinitrotoluen (tức TNT),
được sử dụng làm thuốc nổ. Axít nitric được sử dụng làm chất ôxi hóa trong
các tên lửa dùng nhiên liệu lỏng. Hiđrazin và các dẫn xuất của nó được sử
dụng làm nhiên liệu cho các tên lửa.
Khí nitơ
Nitơ dạng khí được sản xuất nhanh chóng bằng cách cho nitơ lỏng (xem dưới
đây) ấm lên và bay hơi. Nó có nhiều ứng dụng, bao gồm cả việc phục vụ như
là sự thay thế trơ hơn cho không khí khi mà sự ôxi hóa là không mong muốn.
[18]

Để bảo quản tính tươi của thực phẩm đóng gói hay dạng rời (bằng việc
làm chậm sự ôi thiu và các dạng tổn thất khác gây ra bởi sự ôxi hóa),[19]

Trên đỉnh của chất nổ lỏng để đảm bảo an toàn

Nó cũng được sử dụng trong:

Sản xuất các linh kiện điện tử như tranzito, điốt, và mạch tích hợp (IC).

Sản xuất thép không gỉ,[20]

Bơm lốp ô tô và máy bay[1] do tính trơ và sự thiếu các tính chất ẩm, ôxi
hóa của nó, ngược lại với không khí (mặc dù điều này là không quan trọng
và cần thiết đối với ô tô thông thường [2])
Ngược lại với một số ý kiến, nitơ thẩm thấu qua lốp cao su không chậm hơn
không khí. Không khí là hỗn hợp chủ yếu chứa nitơ và ôxy (trong dạng N2 và
O2), và các phân tử nitơ là nhỏ hơn. Trong các điều kiện tương đương thì các
phân tử nhỏ hơn sẽ thẩm thấu qua các vật liệu xốp nhanh hơn.
Page 66 of 970
Một ví dụ khác về tính đa dụng của nó là việc sử dụng nó (như là một chất
thay thế được ưa chuộng cho điôxít cacbon) để tạo áp lực cho các thùng chứa
một số loại bia,[21] cụ thể là bia đen có độ cồn cao và bia ale của Anh và
Scotland, do nó tạo ra ít bọt hơn, điều này làm cho bia nhuyễn và nặng hơn.
Một ví dụ khác về việc nạp khí nitơ cho bia ở dạng lon hay chai là bia tươi
Guinness.[22][23]
Nitơ lỏng
Nitơ hóa lỏng
Nitơ lỏng được sản xuất theo quy mô công nghiệp
với một lượng lớn bằng cách chưng cất phân đoạn
không khí lỏng và nó thường được nói đến theo
công thức giả LN2. Nó là một tác nhân làm lạnh
(cực lạnh), có thể làm cứng ngay lập tức các mô
sống khi tiếp xúc với nó. Khi được cách ly thích
hợp khỏi nhiệt của môi trường xung quanh thì nó
phục vụ như là chất cô đặc và nguồn vận chuyển
của nitơ dạng khí mà không cần nén. Ngoài ra, khả năng của nó trong việc
duy trì nhiệt độ một cách siêu phàm, do nó bay hơi ở 77°K (-196°C hay
-320°F) làm cho nó cực kỳ hữu ích trong nhiều ứng dụng khác nhau, chẳng
hạn trong vai trò của một chất làm lạnh chu trình mở, bao gồm:

Làm lạnh để vận chuyển thực phẩm

Bảo quản các bộ phận thân thể cũng như các tế bào tinh trùng và trứng,
các mẫu và chế phẩm sinh học.

Trong nghiên cứu các tác nhân làm lạnh

Để minh họa trong giáo dục

Trong da liễu học để loại bỏ các tổn thương da ác tính xấu xí hay tiềm
năng gây ung thư, ví dụ các mụn cóc, các vết chai sần trên da v.v.[24]

Nitơ lỏng có thể sử dụng như là nguồn làm mát để tăng tốc CPU, GPU,
hay các dạng phần cứng khác.
Lịch sử
Page 67 of 970
Nitơ (tiếng Latinh: nitrum, tiếng Hy Lạp: Nitron có nghĩa là "sinh ra sôđa",

"nguồn gốc", "tạo thành") về hình thức được coi là được Daniel Rutherford
phát hiện năm 1772, ông gọi nó là không khí độc hại hay không khí cố định.
[25][26]
Có điều này là do một phần của không khí không hỗ trợ sự cháy đã
được các nhà hóa học biết đến vào cuối thế kỷ 18. Nitơ cũng được Carl
Wilhelm Scheele, Henry Cavendish và Joseph Priestley nghiên cứu vào cùng
khoảng thời gian đó, là những người nói đến nó như là không khí đã cháy
hay không khí phlogiston. Khí nitơ là trơ đến mức Antoine Lavoisier coi nó
như là azote vào năm 1789, có nghĩa là không có sự sống[27]; thuật ngữ này đã
trở thành tên gọi trong tiếng Pháp để chỉ "nitơ" và sau đó đã lan rộng sang
nhiều thứ tiếng khác. Năm 1790, Jean Antoine Chaptal đặt ra tên
gọi nitrogen để chỉ nitơ.
Các hợp chất của nitơ đã được biết tới từ thời Trung cổ. Các nhà giả kim
thuật đã biết axít nitric (HNO3) như là aqua fortis (tức nước khắc đồng). Hỗn
hợp của axít nitric và axít clohiđríc (HCl) được biết đến dưới tên gọi aqua
regia (tức nước cường toan), do nó có khả năng hòa tan cả vàng. Các ứng
dụng sớm nhất trong công nghiệp và nông nghiệp của các hợp chất nitơ sử
dụng nó trong dạng xanpet (có thể là nitrat natri (NaNO3) hay nitrat kali
(KNO3)), chủ yếu làm thuốc súng và sau đó là làm phân bón, và muộn hơn
nữa là để làm hóa chất bổ sung. Năm 1910, Lord Rayleigh đã phát hiện rằng
việc phóng điện trong khí nitơ tạo ra "nitơ hoạt động", là một thù hình được
xem là đơn nguyên tử. "đám mây xoáy có ánh sáng vàng rực rỡ" được tạo ra
bởi bộ máy của ông phản ứng với thủy ngân để tạo ra chất nổ thủy ngân
nitrua.[28]
Sự phổ biến
Nitơ là thành phần lớn nhất của khí quyển Trái Đất (78,084% theo thể tích
hay 75,5% theo trọng lượng).[29] Henry Cavendish là người đã xác định tương
đối chính xác thành phần "khí cháy" (ôxy, khoảng 21%) của không khí vào
cuối thế kỷ 18. Hơn một thế kỷ sau, người ta xác định phần còn lại ("không
cháy") của không khí chủ yếu là nitơ[30].
Nitơ được sản xuất cho các mục đích công nghiệp nhờ chưng cất phân đoạn
không khí lỏng hay bằng các biện pháp cơ học khác đối với không khí ở dạng
khí (màng thẩm thấu nghịch áp suất hay PSA (viết tắt của từ tiếng
Anh: Pressure Swing Adsorption).
Page 68 of 970
Các hợp chất chứa nitơ cũng được quan sát là có trong vũ trụ. Nitơ N14 được
tạo ra như là một phần của phản ứng tổng hợp hạt nhân trong các ngôi sao.[31]
Phân tử nitơ và các hợp chất nitơ đã được các nhà thiên văn học phát hiện
trong môi trường liên sao bằng cách sử dụng Far Ultraviolet Spectroscopic
Explorer.[32] Nitơ là thành phần lớn của các chất thải động vật (ví dụ phân),
thông thường trong dạng urê, axít uric, và các hợp chất của các sản phẩm
chứa nitơ này.
Nitơ ở dạng phân tử đã được biết là có trong khí quyển của Titan, và cũng đã
được David Knauth và các cộng sự phát hiện là tồn tại trong không gian liên
sao nhờ sử dụng FUSE.
Các hợp chất chính của nitơ

Hiđrua chính của nitơ là amôniắc (NH3) mặc dù hiđrazin (N2H4) cũng được
biết đến rất nhiều. Amôniắc là một chất có tính bazơ nhiều hơn nước, và
trong dung dịch thì nó tạo ra các cation amôni (NH4+). Amôniắc lỏng trên
thực tế là một chất có tính tạo các ion kép (amôni và amit (NH2-); cả hai loại
muối amit và nitrua (N3-) đều được biết đến, nhưng đều bị phân hủy trong
nước. Các hợp chất của amôniắc bị thay thế đơn và kép được gọi là các amin.
Các chuỗi lớn, vòng và cấu trúc khác của hiđrua nitơ cũng được biết đến
nhưng trên thực tế không ổn định.
Các lớp anion khác của nitơ là azua (N3-), chúng là tuyến tính và đồng
electron với điôxít cacbon. Các phân tử khác có cấu trúc tương tự là đinitơ
mônôxít (N2O), hay khí gây cười. Đây là một trong các dạng ôxít của nitơ,
nổi bật nhất trong số các ôxít là nitơ mônôxít (NO) và nitơ điôxít (NO2), cả
hai ôxít này đều chứa các điện tử không bắt cặp. Ôxít sau thể hiện một số xu
hướng với sự nhị trùng hóa và là thành phần chính trong các loại khói.
Các ôxít tiêu chuẩn hơn là đinitơ triôxít (N2O3) và đinitơ pentôxít (N2O5), trên
thực tế là tương đối không ổn định và là các chất nổ. Các axít tương ứng là
axít nitrơ (HNO2) và axít nitric (HNO3), với các muối tương ứng được gọi là
nitrit và nitrat. Axít nitric là một trong ít các axít mạnh hơn hiđrôni.
Điều chế
Page 69 of 970
 Trong công nghiệp: nitơ được sản xuất bằng phương pháp chưng cất phân
đoạn không khí lỏng. Sau khi đã loại bỏ CO2 và hơi nước, không khí được
hóa lỏng dưới áp suất cao và nhiệt độ thấp. Nâng dần nhiệt độ không khí
lỏng đến -196 độ C thì nitơ sôi và tách khỏi được ôxi vì ôxi có nhiệt độ sôi
cao hơn (-183 độ C). Khí nitơ được vần chuyển trong các bình thép, nén
dưới áp suất 150atm.
 Trong phòng thí nghiệm:
Người ta điều chế một lượng nhỏ nitơ tinh khiết bằng cách đun nóng nhẹ
t0
dung dịch bão hòa muối amoni nitrit: NH4NO2   N2↑ + 2H2O
Có thể thay muối amoni nitrit kém bền bằng dung dịch bão hòa của muối
t0
natri nitrit và amoni clorua: NH4Cl + NaNO2   N2↑ + NaCl + 2H2O
Vai trò sinh học

Nitơ là thành phần quan trọng của các axít amin và axít nucleic, điều này làm
cho nitơ trở thành thiết yếu đối với sự sống.[29] Nitơ nguyên tố trong khí
quyển không thể được động và thực vật sử dụng trực tiếp mà phải qua quá
trình khử hoặc cố định. Giáng thủy thường chứa một lượng đáng kể amoniac
và nitrat, được cho là rằng là sản phẩm cố định nitơ bởi các tia sét và các hiện
tượng điện khác trong khí quyển.[33] Điều này được Liebig đưa ra đầu tiên
năm 1827 và sau đó được xác nhận.[33] Tuy nhiên, do amoniac được ưu tiên
giữa lại bởi tác cây rừng tương đối so với nitrat khí quyển, hầu hết nitơ được
cố định đến được bề mặt đất bên dưới cây ở dạng nitrat. Nitrat trong đất được
rễ cây ưu tiên hấp thụ so với ammoniac trong đất.[34] Các cây họ Đậu như đậu
tương, có thể hấp thụ nitơ trực tiếp từ không khí do rễ của chúng có các nốt
sần chứa các vi khuẩn cố định đạm để chuyển hóa nitơ thành amôniắc. Các
cây họ Đậu sau đó sẽ chuyển hóa amôniắc thành các ion ôxít nitơ và các axít
amin để tạo ra các protein. Vi khuẩn đặc biệt (như Rhizobium trifolium) sở
hữu các enzym nitrogenase có khả năng cố định nitơ trong khí quyển thành
các chất hữu ích cho các sinh vật bậc cao hơn. Quá trình này đòi hỏi một
lượng năng lượng lớn và các điều kiện thiếu ôxy. Các vi khuẩn như thế có thể
sống tự do trong đất (như Azotobacter) nhưng thường tồn tại ở dạng cộng
sinh trong các nốt sần của rễ câu họ Đậu (như clover, Trifolium, hay đậu
nành, Glycine max). Vi khuẩn cố định nitơ cũng cộng sinh với nhiều loài thực
Page 70 of 970
vật không liên quan như Alnus, địa y, Casuarina, Myrica, Marchantiophyta,

và Gunnera.[35]
Phòng ngừa
Các chất phân bón chứa nitrat bị rửa trôi là nguồn ô nhiễm chính nước ngầm
và các con sông. Các hợp chất chứa xyanua (-CN) tạo ra các muối cực độc
hại và gây ra cái chết của nhiều động vật.
Hợp chất hóa học của nitơ

Nitơ có 8 số oxi hóa lần lượt là -3; -2; -1; +1 ; + 2 ; +3 ; +4 và +5. Ở điều
kiện bình thường mặc dù độ âm điện của nitơ lớn hơn photpho nhưng lại hoạt
động hóa học yếu hơn photpho do đơn chất nitơ có liên kết ba với năng lượng
liên kết lớn.
Oxit của nitơ

Hầu hết các oxit của nitơ đều là các oxit trung tính như NO, N2O nhưng cũng
có một số oxit là oxit axit như N2O3, N2O5, NO2.
Nitơ monooxit và Nitơ điôxit

Nitơ điôxit ở nhiệt độ càng thấp càng bị mất
màu do tạo thành điniơ tetraoxit N2O4 (không
màu)
Ở nhiệt độ khoảng 3000°C hay các tia hồ quang
điện, nitơ tác dụng với khí oxi trong không khí
tạo ra nitơ monooxit (gọi tắt là NO):
0
3000 C

N2 + O2   2NO↑ với H  180kJ
Trong tự nhiên khí NO được tạo thành khi có cơn giông. Khí NO không màu
dễ dàng phản ứng với oxi trong không khí ở điều kiện thường tạo thành khí
nitơ điôxit (NO2) có màu đỏ nâu.
2NO + O2 → 2NO2↑
Page 71 of 970
NO2 dễ dàng bị đime hóa thành N2O4 (điniơ tetraoxit, không màu) ở nhiệt độ
thấp. Theo nguyên lí Le Chatelier, phản ứng sẽ chuyển dịch theo chiều
nghịch tạo thành NO2. khi tăng nhiệt độ.
t0

thap
2NO2   N2O4
0 
t
NO2 là oxit axit hỗn hợp khi tác dụng với nước cho ra hỗn hợp axit:
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Ngay lập tức HNO2 sẽ phân hủy: 3HNO2 → HNO3 + 2NO↑ + H2O
NO, NO2 là chất oxi hóa khi tác dụng với các chất khử mạnh khác như SO2,
H2S:
SO2 + NO2 → SO3 + NO↑
2NO + 2H2S → 2S↓ + N2↑ + H2O
NO2 có thể điều chế bằng cách cho lưu huỳnh, cacbon tác dụng với axit nitric
đặc, nóng:
0
4HNO3 + C 
t
 CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O
0
6HNO3 + S 
t
 H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
Cho khí amoniac tác dụng với oxi ở nhiệt độ cao có mặt xúc tác:
0
4NH3 + 5O2 
t
 4NO↑ + 6H2O
Đinitơ oxit và đinitơ pentaoxit

N2O là khí không màu, mùi dễ chịu, vị hơi ngọt. N2O không tác dụng với oxi.
Ở 500oC bị nhiệt phân hủy thành N2 và O2. N2O có thể điều chế bằng cách
cho NO cháy trong SO2 hoặc nhiệt phân muối amoni nitrat:
0
2NO + SO2 
t
 SO3 + N2O↑
0
NH4NO3 
t
 N2O↑ + 2H2O
N2O5 (Đinitơ pentaoxit) là một oxit khi tan vào nước tạo ra axit nitric. N2O5
có thể điều chế bằng cách cho NO2 phản ứng với ozon O3:
2NO2 + O3 → N2O5 + O2↑
Page 72 of 970
Hidrua
Có hai hiđrua của nitơ là NH3 (amoniac) và N2H4 (hiđrazin), cả hai đều có
mùi khai nhưng hiđrazin nguy hiểm hơn.
Dung dịch hydrazin lỏng
Hidrazin
Hidrazin là nhiên liệu dùng trong tên lửa do
các phản ứng tỏa nhiệt dưới đây
0
3N2H4 
t
 4NH3↑ + N2↑
0
N2H4 
t
 N2↑ + H2↑
Tuy nhiên cũng có phản ứng là thu nhiệt:
4NH3 + N2H4 → 3N2↑ + 8H2↑
Hydrazin được điều chế bằng cách cho
amoniac tác dụng với hidro peoxit (oxy già):
2NH3 + H2O2 → N2H4 + 2H2O
Hoặc cũng có thể cho phân urê tác dụng với dung dịch natri hipoclorit và xút:
(NH2)2CO + NaClO + 2NaOH → N2H4 + H2O + N2CO3 + NaCl
Amoniac
 Tóm tắt:
Nitơ, 7N
Page 73 of 970
Quang phổ vạch của Nitơ
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Nitơ, N
Phiên âm /ˈnaɪtrɵdʒɪn/ NYE-tro-jin
Hình dạng Không màu ở cả ba dạng khí, lỏng, rắn sẽ phát sáng với ánh sáng tím khi
ở dạng plasma
Nitơ trong bảng tuần hoàn
-
↑
N
↓
P
Cacbon ← Nitơ → Ôxy
Số nguyên 7
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Page 74 of 970

Nhóm, phân 15, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình 1s2 2s2 2p3
electron
mỗi lớp 2, 5

vật chất
Nhiệt độ nóng 63,15°K (-210,00°C, -346,00°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 77,36°K (-195,79°C, -320,33°F)
Mật độ 1,251g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ sôi: 0,808g·cm−3
lỏng
Điểm ba 63.1526°K, 12,53kPa
trạng thái
Nhiệt lượng (N2) 0,72kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi (N2) 5,56kJ·mol−1
Nhiệt dung (N2) 29,124J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 37 41 46 53 62 77

Page 75 of 970
Trạng thái 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2, -3 Axít mạnh

ôxy hóa
ion hóa Thứ hai: 2856kJ·mol−1
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lục phương
thể
Vận tốc âm (thể khí, 27 °C) 353m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 25,83 × 10−3W·m−1·K−1
CAS

13 13
N Tổng hợp 9.965 phút ε 2.220 C
14 14
N 99.634% N ổn định với 7 neutron
15 15
N 0.366% N ổn định với 8 neutron
8. Ôxi (O)
Ôxy (bắt nguồn từ tiếng Pháp: oxygène)[1] là nguyên tố hóa học có ký hiệu là
O thuộc nhóm VI A và số hiệu nguyên tử bằng 8 trong bảng tuần hoàn các
nguyên tố, nguyên tử khối bằng 16. Ôxy là nguyên tố phi kim hoạt động
mạnh nó có thể tạo thành hợp chất oxitvới hầu hết các nguyên tố khác[2]. Ở
Page 76 of 970
điều kiện nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn hai nguyên tử ôxy kết hợp với nhau
tạo thành phân tử ôxy không màu, không mùi, không vị có công thức O2.
Ôxy phân tử (O2, thường được gọi là ôxy tự do) trên Trái Đất là không ổn
định về mặt nhiệt động lực học. Sự xuất hiện trong thời kỳ đầu tiên của nó
trên Trái Đất là do các hoạt động quang hợp của vi khuẩn kỵ khí (vi khuẩn cổ
và vi khuẩn). Sự phổ biến của nó từ sau đó đến ngày nay là do hoạt động
quang hợp của cây xanh. Ôxy là nguyên tố phổ biến xếp hàng thứ 3 trong vũ
trụ theo khối lượng sau hydro và heli[3] và là nguyên tố phổ biến nhất theo
khối lượng trong vỏ Trái Đất.[4] Khí ôxy chiếm 20,9% về thể tích trong không
khí.[5]
Khí ôxy thường được gọi là dưỡng khí, vì nó duy trì sự sống của cơ thể con
người.
Tất cả các nhóm phân tử cấu trúc chính trong các cơ thể sống như các
protein, cacbohydrat, và mỡ chứa ôxy, cũng như trong các hợp chất vô cơ
quan trọng cấu tạo tạo nên các vỏ sò, răng và xương. Ôxy ở dạng O2 được tạo
ra từ nước bởi vi khuẩn lam, tảo và thực vật thông qua quá trình quang hợp
và được sử dụng trong quá trình hô hấp của các cơ thể sống bậc cao. Ôxy là
chất độc đối với các sinh vật kỵ khí bắt buộc, là các sinh vật thống trị trong
thời buổi đầu trên Trái Đất cho đến khi O2 bắt đầu tích tụ trong khí quyển
cách đây 2,5 triệu năm.[6] Một dạng khác (thù hình) của ôxy là ôzôn (O3) tích
tụ tạo thành lớp ôzon, khí này giúp bảo vệ sinh quyển khỏi tia tử ngoại,
nhưng nó sẽ là chất ô nhiễm nếu nó nằm gần mặt đất ở dạng sương mù. Thậm
chí ở quỹ đạo Trái Đất tầm thấp, nguyên tử ôxy cũng tồn tại và làm mòn các
tàu không gian.[7]
Ôxy được Carl Wilhelm Scheele phát hiện ở Uppsala năm 1773 hoặc sớm
hơn và Joseph Priestley ở Wiltshire năm 1774 độc lập nhau, nhưng Priestley
thường được cho là phát hiện ra trước bởi vi ấn phẩm của ông được xuất bản
trước. Tên gọi ôxy (oxygen) được Antoine Lavoisier đặt năm 1777,[8] các thí
nghiệm của ông với ôxy đã giúp loại trừ thuyết phlogiston về sự cháy và ăn
mòn phổ biến vào thời đó. Ôxy được sản xuất trong công nghiệp bằng cách
chưng cất phân đoạn không khí lỏng, sử dụng zeolit để loại bỏ carbon dioxit
và nitơ ra khỏi không khí, điện phân nước và các cách khác. Trong phòng thí
nghiệm, người ta điều chế oxy bằng cách nhiệt phân một số chất giàu oxy
như KMnO4, KClO3. Ôxy được sử dụng trong sản xuất công nghiệp (thép,
nhựa và dệt); đốt nhiên liệu (nhiên liệu tên lửa); và hô hấp (hỗ trợ sự sống
của con người trên tàu không gian, hay khi lặn dưới biển).
Page 77 of 970
Các đặc trưng quan trọng

Cấu trúc
Ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn, ôxy là chất khí không màu, không mùi và
không vị có công thức phân tử là O2, trong đó hai nguyên tử ôxy liên kết với
nhau với cấu hình electron có spin mức 3. Liên kết này có bậc liên kết là 2 và
thường được đơn giản hóa trong miêu tả như là liên kết đôi,[9] hoặc như là tổ
hợp của một liên kết có 2 electron và 2 liên kết có 3 electron.[10]
Ôxy mức 3 (không phải ôzôn, O3) mà là trạng thái năng lượng cơ bản của
phân tử O2.[11] Cấu hình electron của phân tử này có 2 electron không tạo cặp
mà tách ra riêng lẻ chiếm 2 orbital phân tử suy biến.[12] Các orbital này được
xếp vào nhóm phản liên kết(làm suy giảm bậc liên kết từ 3 xuống còn 2), vì
vậy liên kết ôxy 2 nguyên tử yếu hơn liên kết 3 của 2 nguyên tử nitơ, theo đó
tất cả các orbital nguyên tử liên kết đều được lấp đầy còn các orbital phản
liên kết thì không đầy.[11]
Ở dạng ôxy mức 3, phân tử O2 là thuận từ - Chúng tạo thành nam châm trong
trường từ - do mô men từ Spin của cặp đôi electron không liên kết trong phân
tử, và năng lượng trao đổi âm giữa các phân tử O2 lân cận.[13]
Ôxy mức đơn (singlet oxygen) là tên gọi cho các phân tử O2 ở mức năng
lượng cao, ở mức đó các tất cả electron spin đều có cặp, có khuynh hướng
linh động hơn đối với phân tử hữu cơ thông thường. Trong tự nhiên, singlet
ôxy thường được tạo thành từ nước qua quá trình quang hợp sử dụng năng
lượng mặt trời.[14] Nó cũng được tạo ra trong tầng đối lưu bằng phản ứng
quang phân ôzôn dưới ánh sáng bước sóng ngắn,[15] và từ hệ thống miễn dịch
với vai trò là nguồn ôxy chủ động.[16] Các carotinoit trong các sinh vật quang
hợp (và cũng có thể trong các động vật) đóng vai trò quan trọng trong việc
hấp thu năng lượng từ singlet ôxy và chuyển hóa nó thành trạng thái ổn định
không bị kích thích trước khi nó có thể gây hại cho các tế bào.[17]
Ôxy là một thành phần quan trọng của không khí, được sản xuất bởi cây cối
trong quá trình quang hợp và là cần thiết để duy trì sự hô hấp của người và
động vật. Từ ôxy có nguồn gốc từ các chữ cổ Hy Lạp, οξυς oxus (oxys là
axít) và γεινομαι (geinomai là sinh ra). Tên "ôxy" được chọn vì tại thời điểm
phát hiện ra nó vào cuối thế kỷ 18 người ta cho rằng mọi axít đều chứa ôxy.
Còn hiện nay thì người ta đã biết rằng các axít không nhất thiết phải có ôxy
trong thành phần.
Page 78 of 970
Ôxy lỏng và ôxy rắn có màu xanh nhạt và cả hai đều là chất thuận từ. Ôxy
lỏng thông thường được chưng cất từng phần từ không khí hóa lỏng. Cả
ôzôn lỏng và ôzôn rắn (O3) có màu xanh thẫm.
Một thù hình khác của ôxy, oxozon, O4, mới được phát hiện gần đây là chất
rắn có màu đỏ thẫm được tạo thành bằng cách ép O2 dưới áp lực 20GPa. Các
thuộc tính của nó đang được nghiên cứu để sử dụng làm nguyên liệu cho tên
lửa và các ứng dụng tương tự khác, vì nó là một chất ôxi hóa mạnh hơn nhiều
so với O2 hay O3.
Thù hình
Ôzôn là một loại khí hiếm trên Trái Đất chủ yếu tồn
tại trong tầng bình lưu
Dạng thù hình phổ biến của nguyên tố ôxy trên Trái Đất được gọi là
dioxygen, O2. Nó có chiều dài liên kết 121 pm và năng lượng liên kết
498kJ·mol−1.[18] Đây là dạng được sử dụng bởi các dạng sống phức tạp như ở
động vật, trong việc hô hấp của tế bào và là dạng tồn tại chính trong khí
quyển của Trái Đất.Các ứng dụng khác của dạng O2 được đề cập trong các
phần còn lại của bài viết này.
Trioxygen (O3) thường được gọi là ôzôn và là dạng thù hình rất hoạt động
của ôxy chúng có thể làm phá hoại mô của phổi.[19] Ôzôn được sinh ra từ
phần trên của khí quyển khi O2 kết hợp với ôxy nguyên tử được sinh ra từ
việc phân chia phân tử ôxy bởi các tia cực tím (tử ngoại).[8] Vì ôzon hấp thụ
rất mạnh trong vùng phổ tử ngoại nên tầng ôzôn của phần trên cùng tầng khí
quyển có chức năng là tấm chắn bức xạ cho trái đất.[8] Tuy nhiên, ở phần gần
bề mặt Trái Đất, nó là các chất ô nhiễm được sinh ra là một sản phẩm phụ của
quá trình đốt nhiên liệu động cơ.[19] Phân tử ở trạng thái kích thích
tetraoxygen (O4) được phát hiện năm 2001,[20][21] và được giả thiết về sự tồn
tại của nó là một trong sáu giai đoạn của ôxy rắn. Điều này được chứng minh
năm 2006, nó được tạo ra bằng cách nén O2 lên 20GPa, trong thực tế là một ô
mạng thoi O8.[22] Cấu trúc ô mạng này có khả năng có tính ôxy hóa rất mạnh
hơn cả O2 hoặc O3 và ó thể được sử dụng trong nhiên liệu tên lửa.[20][21] Trạng
thái kim loại được phát hiện năm 1990 khi ôxy rắn được nén trên 96GPa [23]
Page 79 of 970
và nó được thể hiện năm 1998 ở nhiệt độ rất thấp, pha này trở thành chất siêu
dẫn.[24]

Oxy hòa tan trong nước nhiều hơn so với nitơ; nước chứa khoảng một phân
tử O2 cho mỗi 2 phân tử N2, so với tỉ số trong không khí là 1:4. Độ hòa tan
của ôxy trong nước phụ thuộc vào nhiệt độ, và ở 0 °C thì lượng hòa tan tăng
gấp đôi (14,6 mg·L−1) so với ở 20°C (7,6mg·L−1).[25][26] Ở nhiệt động không
khí 25°C và 1 atm, nước ngọt chứa khoảng 6,04 mililit (mL) ôxy trong một
lít, trong khi đó, nước biển chứa khoảng 4,95mL/L.[27] Ở 5°C, độ hòa tan tăng
đến 9,0mL/L (tăng 50% so với ở 25°C) trong nước ngọt và 7,2mL/L (tăng
hơn 45%) đối với nước biển.
Oxy ngưng tụ ở 90,20°K (−182.95°C, −297.31°F), và đóng băng ở 54,36°K
(−218.79°C, −361.82°F).[28] Cả hai dạng lỏng và rắn O2 là những chất trong
suốt với màu xanh da trờinhạt do gây ra bởi sự hấp thụ ánh sáng đỏ (ngược
lại với màu xanh da trời là do sự tán xạ Rayleigh của ánh sáng xanh). O2 tinh
khiết cao thường được chưng cất phân đoạn từ không khí lỏng;[29] Ôxy lỏng
cũng có thể được sản xuất từ sự ngưng tụ không khí bằng cách sử dụng chất
làm lạnh là nitơ lỏng. Nó là một chất dễ phản ứng và phải được cất giữ cách
xa các vật liệu dễ cháy.[30]
Đồng vị và nguồn gốc sao

Giai đoạn cuối của một sao lớn, 16O tập trung ở
vỏ O, 17O trong vỏ H và 18O trong vỏ He.
Ôxy có mặt trong tự nhiên là hỗn hợp của 3
đồng vị bền gồm, 16O, 17O, và 18O, với 16O chiếm
nhiều nhất (99,762%).[31]
Hầu hết 16O được tổng hợp ở giai đoạn cuối của
quá trình phản ứng tổng hợp heli trong các sao
lớn nhưng một số hình thành trong quá trình đốt
cháy neon.[32] 17O chủ yếu được hình thanh trong
quá trình đốt cháy hydro thành heli trong chu
trình CNO, do vậy nó là đồng vị phổ biến trong các đới đốt cháy hydro của
các sao.[32] Most 18O được tạo ra khi 14N (hình thành phổ biến trong quá trình
Page 80 of 970
đốt cháy CNO) bắt các hạt nhân 4He, nên 18O phổ biến trong các đới giàu heli
của quá trình tiến hóa sao lớn.[32]
14 đồng vị phóng xạ của ôxy đã được xác định. Đồng vị bền nhất là 15O với
chu kỳ bán rã 122,24 giây và 14O có chu kỳ bán rã 70,606 giây.[31] Tất cả các
đồng vị phóng xạ còn là có chu kỳ bán rã dưới 27 s và phổ biến là dưới 83
milli giây.[31] Cơ chế phân rã phổ biến nhất của các đồng vị nhẹ hơn 16O là
phân rã β+[33][34][35] để tạo ra nitơ, và cơ chế phân rã phổ biến nhất của các đồng
vị nặng hơn 18O là phân rã beta để tạo ra flo.[31]
Sự phổ biến
Ôxy là nguyên tố phổ biến nhất ở vỏ Trái Đất. Ôxy là nguyên tố phổ biến thứ
3 trong vũ trụ sau hydro và heli.[3] Khoảng 0,9% khối lượng của Mặt Trời là
ôxy.[5] Người ta ước tính nó chiếm 49,2% khối lượng của vỏ Trái Đất.[4] và
chiếm khoảng 88,8% khối lượng các đại dương[5] (là H2O, hay nước) và 20%
theo thể tích bầu khí quyển Trái Đất (là O2, ôxy phân tử, hay O3, ôzôn).[5][36][a]
Các hợp chất của ôxy, chủ yếu là ôxít của các kim loại, silicat (SiO44−) và
cacbonat (CO32−), tìm thấy trong đất và đá. Nước đóng băng là chất rắn phổ
biến trên các hành tinh khác cũng như sao chổi. Chỏm băng của Sao Hỏa là
cacbon điôxít đóng băng. Hợp chất của ôxy tìm thấy trong khắp vũ trụ và
quang phổ của ôxy được tìm thấy ở các ngôi sao.
Vai trò sinh học
Quang hợp và hô hấp

Quang hợp chia nước thành O2 tự do và cố định
CO2 thành đường theo chu trình Calvin
Trong tự nhiên, ôxy tự do được sinh ra từ việc phân
giải nước trong quá trình quang hợp ôxy dưới tác
động của ánh sáng. Theo một vài ước tính, tảo lục
và cyanobacteria trong các môi trường biển cung cấp
khoảng 70% ôxy tự do được tạo ra trên Trái Đất và
phần còn lại là từ thực vật trên đất liền.[37] Các tính
toán khác về sự đóng góp từ đại dương vào ôxy trong
khí quyển cao hơn, trong khi một vài ước tính thì
Page 81 of 970
thấp hơn, đề xuất rằng các đại dương tạo ra khoảng 45% ôxy trong khí quyển
mỗi năm.[38]
Công thức tính đơn giản từ quá trình quang hợp là:[39]
6CO2 + 6H2O + photons → C6H12O6 + 6O2↑
Tiến hóa ôxy Photolytic xảy ra trong màng thylakoid của các sinh vật quang
hợp và cần năng lượng của 4 photon.[b] Mặc dù trải qua nhiều công đoạn,
nhưng kết quả là tạo thành sự chênh lệch proton qua màng thylakoid, nó được
sử dụng để tổng hợp ATP qua photophosphorylation.[40] Phân tử O2 còn lại
sau khi ôxy hóa phân tử nước được giải phóng vào khí quyển.[c]
Phân tử O2 là cần thiết cho việc hô hấp của tế bào trong tất cả các sinh vật
hiếu khí. Ôxy được sử dụng trong mitochondria để giúp tạo ra adenosine
triphosphate (ATP) trong quá trình phosphoryl hóa ôxy hóa. Phản ứng của hô
hấp hiếu khí là quá trình ngược lại với quang hợp:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2↑ + 6H2O + 2880 kJ·mol−1
Ở động vật có xương sống, O2 khuếch tán qua các màng trong phổi và đi vào
các tế bào máu đỏ. Hemoglobin kết hợp với O2, làm thay đổi màu sắc của nó
từ đỏ thẩm sang đỏ tươi[19] (CO2 được giải phóng từ phần khác của
hemoglobin tua hiệu ứng Bohr). Các động vật khác sử dụng hemocyanin
(Mollusca và một số arthropoda) hoặc hemerythrin (nhện và tôm hùm).[36]
Một lít máu có thể hòa tan 200 cm3 O2.[36]
Các loại ôxy phản ứng như ion superoxit (O−2) và hydrogen peroxit (H2O2),
là các sản phẩm phụ nguy hiểm của ôxy sử dụng trong sinh vật.[36] Tuy nhiên,
các bộ phận của hệ miễn dịch của các sinh vật bậc cao, tạo ra peroxide,
superoxide, và ôxy nguyên tử để phá hủy các vi sinh vật xâm nhập. Loại ôxy
phản ứng cũng có vai trò quan trọng trong phản ứng siêu nhạy cảm của thực
vật chống lại các tác nhân gây bệnh.[40]
Một người trưởng thành hít 1,8-2,4 gam chất ôxy mỗi phút.[41] Lượng này
tương đương 6 triệu tấn ôxy được hít vào do con người mỗi năm.[d]
Hàm lượng trong cơ thể
Áp suất riêng phần của ôxy trong cơ thể người (PO2)
Page 82 of 970
Đơn vị Áp suất khí phế nang phổi Ôxy động mạch Khí máu tĩnh mạch
kPa 14,2 11[42]-13[42] 4.0[42]-5.3[42]
mmHg 107 75[43]-100[43] 30[44]-40[44]
Áp suất riêng phần của ôxy tự do trong cơ thể của động vật có xương sống
còn sống là cao nhất trong hệ hô hấp, và giảm dọc theo hệ động mạch, mô
ngoại vi và hệ tĩnh mạch..[45]
Tạo nên khí quyển
O2 tạo nên khí quyển Trái Đất:

1) O2 không được tạo ra;
2) O2 được tạo ra, nhưng bị hấp thụ

trong đại dương và đá dưới đáy biển;
3) O2 bắt đầu hình thành ở dạng khí thoát ra khỏi đại dương, nhưng được hấp
thụ trong các bề mặt đất và hình thành tầng ôzôn;
4–5) O2 lắng đọng dưới biển đầy và tích tục ở dạng khí trong khí quyển
Khí ôxy tự do hầu như không tồn tại trong khí quyển Trái Đất trước khi
archaea và vi khuẩn tiến hóa, có lẽ vào khoảng 3,5 tỉ năm trước. Ôxy tự do
xuất hiện đầu tiên với một lượng lớn trong suốt đại cổ sinh (giữa 3,0 và 2,3 tỉ
năm trước).[46] Trong 1 tỉ năm đầu, bất kỳ dạng ôxy tự do được sinh ra từ các
sinh vật này đã kết hợp với sắt hòa tan trong các đại dương để hình thành nên
các tầng sắt tạo dãi. Khi ôxy này chìm xuống trở nên bảo hòa, ôxy tự do bắt
đầu thoát ra ở dạng khí từ các đại dương cách nay 3–2,7 tỉ năm, đạt đến 10%
với mức như hiện nay vào khoảng 1,7 tỉ năm trước.[46][47]
Sự có mặt của một lượng lớn ôxy hòa tan và ôxy tự do trong các đại dương
và trong khí quyển có thể đã thúc đẩy các sinh vật yếm khí đang sống đến bờ
vực tuyệt chủng trong suốt thảm họa Ôxy cách nay khoảng 2,4 tỉ năm. Tuy
Page 83 of 970
nhiên, việc hô hấp của tế bào sử dụng O2 cho phép các sinh vật hiếu khí tạo ra
nhiều ATP hơn sinh vật yếm khí, giúp cho sinh vật hiếu khí chiếm phần lớn
trong sinh quyển Trái Đất.[48]
Từ khi bắt đầu kỷ Cambri cách nay 540 triệu năm, hàm O2 dao động trong
khoảng 15% và 30% theo thể tích.[49] Càng về cuối kỷ Cacbon (300 triệu năm
trước) mức O2 khí quyển đạt đến giá trị lớn nhất chiếm 35% thể tích,[49] điều
này đã góp phần làm cho côn trùng và lưỡng cư có kích thước lớn vào thời
điểm đó.[50] Hoạt động của con người như đốt 7 tỉ tấn nhiên liệu hóa thạch
mỗi năm đã có ảnh hưởng rất ít đến hàm lượng ôxy tự do trong khí quyển.[13]
Với tốc độ quang hợp hiện nay, có thể sẽ mất khoảng 2.000 năm để tạo ra
toàn bộ O2 trong khí quyển hiện tại.[51]
Ứng dụng
Ôxy được sử dụng làm chất ôxy hóa, chỉ có flo có độ âm điện cao hơn nó.
Ôxy lỏng được sử dụng làm chất ôxy hóa trong tên lửa đẩy. Ôxy là chất duy
trì sự hô hấp, vì thế việc cung cấp bổ sung ôxy được thấy rộng rãi trong y tế.
Những người leo núi hoặc đi trên máy bay đôi khi cũng được cung cấp bổ
sung ôxy. Ôxy được sử dụng trong công nghệ hàn cũng như trong sản xuất
thép và rượu mêtanon.
Ôxy, như là một chất kích thích nhẹ, có lịch sử trong việc sử dụng trong giải
trí mà hiện nay vẫn còn sử dụng. Các cột chứa ôxy có thể nhìn thấy trong các
buổi lễ hội ngày nay. Trong thế kỷ 19, ôxy thường được trộn với nitơ ôxít để
làm các chất giảm đau.
Lịch sử
Những thí nghiệm sơ khai
Thuyết Phlogiston
Khám phá
Carl Wilhelm Scheele khám phá ra oxy trước Priestley

nhưng thông báo khám phá này sau Priestley
Ôxy được phát hiện bởi dược sĩ người Thụy Điển Carl
Wilhelm Scheele năm 1772 bằng cách đun nóng oxit
Page 84 of 970
đồng và một hỗn hợp vài muối nitrat.[5][52] Scheele gọi oxy là "khí cháy" vì nó
là khí hỗ trợ sự cháy duy nhất được phát hiện lúc đó. Ông đã viết một báo cáo
về phát hiện này trong một bản thảo của mình với tựa đề Treatise trên Air và
Fire, sau đó gửi cho nhà xuất bản trong năm 1775. Tài liệu này sau đó được
xuất bản vào năm 1777.[53]
Tên hệ thống nguyên tố của ôxy là octium.
Hợp chất
Vì thế điện âm cao của nó, ôxy tạo thành các liên kết hóa học với phần lớn
các nguyên tố khác (đây chính là nguồn gốc của định nghĩa nguyên thủy của
từ ôxy hóa). Các nguyên tố duy nhất có thể tránh không bị ôxy hóa chỉ là một
số khí trơ. Nổi tiếng nhất trong số các ôxít tất nhiên là hiđrô ôxít, hay nước
(H2O). Các chất khác cũng được nhắc đến nhiều là hợp chất của cacbon và
ôxy, như cacbon điôxít (CO2), các chất như rượu (R-OH), alđêhít (R-CHO),
và axít cacboxylic (R-COOH). Các gốc ôxy hóa như clorat (ClO3−), peclorat
(ClO4−), crômat (CrO42−), đicrômat (Cr2O72−), pemanganat (MnO4−), và nitrat
(NO3−) là những chất ôxy hóa rất mạnh. Rất nhiều kim loại như sắt chẳng hạn
liên kết với các nguyên tử ôxy, tạo thành ôxít sắt (III) (Fe2O3). Ôzôn (O3)
được tạo thành trong quá trình phóng tĩnh điện với sự có mặt của ôxy phân
tử. Ôxy phân tử đôi (O2)2 hiện nay đã biết và tìm thấy như là một phần nhỏ
trong ôxy lỏng. Các êpôxít là các ête trong đó nguyên tử ôxy là một phần của
vòng gồm ba nguyên tử.
Phòng ngừa
Ôxy có thể là một chất độc khi nó có áp suất thành phần được nâng cao. Để
dễ hiểu có thể giải thích nôm na là thông thường ôxy chiếm khoảng 21% thể
tích của không khí. Nếu có thể tăng lượng ôxy này lên thành 50% thì không
khí khi đó sẽ không tốt cho sự hô hấp.
Một vài dẫn xuất của ôxy, như ôzôn (O3), hiđrô perôxít H2O2 (nước ôxy già),
các gốc hiđrôxyl và superôxít, cũng là những chất độc mạnh. Cơ thể động vật
nói chung và con người nói riêng có cơ chế để tự bảo vệ chống lại các chất
độc này. Ví dụ, glutathion có nguồn gốc tự nhiên có thể phản ứng như một
chất chống ôxy hóa, cũng giống như bilirubin là chất tách ra được từ
hemoglobin. Các nguồn có chứa nhiều ôxy xúc tiến sự cháy nhanh và vì vậy
Page 85 of 970
là vật nguy hiểm về cháy nổ với sự có mặt của các nhiên liệu. Điều này cũng
đúng với các hợp chất của ôxy như clorat, peclorat, đicrômat, v.v. Các hợp
chất với khả năng ôxy hóa cao thông thường có thể gây ra bỏng hóa học.
Đám cháy, đã giết chết phi hành đoàn của tàu Apollo 1 trong khi phóng thử,
đã lan quá nhanh vì áp suất của ôxy nguyên chất được sử dụng khi đó là bằng
áp suất khí quyển bình thường thay vì chỉ là một phần ba lẽ ra được sử dụng
cho phóng thật. (Xem thêm áp suất thành phần.)
Điều chế
Trong phòng thí nghiệm
Trong phòng thí nghiệm, O2 được điều chế bằng cách phân hủy những hợp
chất giàu ôxi và ít bền đối với nhiệt như KMnO4(rắn),KClO3 (rắn)...
Vd:
0 [54]
2KMnO4 
t
 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2↑
0
2KClO3 
t
 2KCl + 3O2↑
2H2O2 
dpdd
 2H2O + O2↑
2H2O → 2H2↑ + O2↑
Ag2O + H2O2 → 2Ag↓ + H2O + O2↑
2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2↑
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + 5O2↑ + K2SO4 + 8H2O
Trong công nghiệp

Hai phương pháp chính được ứng dụng để sản xuất 100 triệu tấn O2 từ không
khí dùng cho công nghiệp hàng năm.[53] Phương pháp phổ biến nhất là chưng
cất phân đoạn không khí lỏng thành nhiều thành phần khác nhau như N2 ở
dạng hơi trong khi O2 thì ở dạng lỏng.[53]
Page 86 of 970
Page 87 of 970
Page 88 of 970
Hofmann electrolysis apparatus được dùng trong

điện phân nước
Phương pháp thứ hai sản xuất khí O2 liên quan đến
dòng khí khô, sạch đi qua một cặp sàng phân tử
giống nhau, chúng hấp thụ nitơ và giải phóng một
dòng khí có từ 90% đến 93% O2. [53] Đồng thời khí
nitơ được giải phóng khỏi lớp zeolit bảo hòa nitơ
bằng cách giảm áp suất vận hành của bồng và
chuyển một phần khí ôxy từ lớp sản xuất đi qua nó,
theo chiều dòng ngược lại. Sau một thời gian thiết
lập chu kỳ hoạt động, sự vật hành của hai lớp được
thay đổi cho nhau, từ đó cho phép cung cấp liên tục
khí ôxy, được bơn qua đường ống. Khí ôxy thu được
càng tăng bằng các công nghệ làm lạnh.[55]
Khí ôxy cũng có thể được tạo ra qua quá trình điện phân nước thành phân tử
ôxy và hydro. Phải dùng dòng điện một chiều, vì nếu dùng dòng hai chiều,
khi các khí sinh ra ở một cực sẽ giải phóng đồng thời hydro và ôxy, nếu đạt
đến tỷ lệ 2:1 sẽ gây nổ. Trái với quan điểm phổ biến, tỉ lệ 2:1 được quan sát
trong điện phân dòng điện một chiều của nước axít hóa không chứng minh
rằng công thức hóa học thực tế của nước là H2O trừ khi giả định nào đó được
thực hiện về công thức phân tử của chính hydro và ôxy. Phương pháp tương
tự là nung các ôxit và ôxoaxit có xúc tác của dòng điện để tạo O2. Các chất
xúc tác hóa học cũng có thể được dùng như chemical oxygen generator hay
oxygen candle là các chất được dùng một phần trong việc hỗ trợ sự sống
được trang bị trong các tàu ngầm, và vẫn là một phần của thiết bị chuẩn trên
các chuyến bay thương mại trong trường hợp khẩn khi áp suất trong khoang
máy bay giảm. Một công nghệ tách khí khác liên quan đến việc làm cho khí
hòa tan vào các màng sứ dự trên zirconi điôxít bằng cách hoặc tạo áp suất cao
hoặc dùng dòng điện để tạo ra khí O2 gần như tinh khiết.[56]
Với số lượng lớn, giá của ôxy lỏng năm 2001 vào khoảng 0,21USD/kg.[57] Vì
chi phí cơ bản trong sản xuất chủ yếu là chi phí năng lượng để hóa lỏng khí,
nên chi phí sản xuất sẽ thay đổi theo chi phí năng lượng.
Vì các lý do kinh tế, ôxy thường được vận chuyển trong các bồn ở dạng lỏng
đặc biệt các xe bồn cách nhiệt đặc biệt, do một lít ôxy lỏng bằng với 840 lít
khí ôxy ở áp suất khí quyển và nhiệt độ 20 °C (68 °F).[53] Các xe bồn như thế
Page 89 of 970
này được dùng để nạp lại ôxy lỏng, đặt nằm ngoài các bệnh viện và các việc
khác cần sử dụng một lượng lớn ôxy tinh khiết. Ôxy lỏng được đi qua bộ trao
đổi nhiệt để chuyển dạng lỏng đông lạnh thành khí trước khi đi vào tòa nhà.
Ôxy cũng được chứa trong các bình hình trụ tròn nhỏ hơn ở dạng khí nén;
một dạng chứa hữu ích trong các ứng dụng y khoa gọn nhẹ dễ vận chuyển và
trong việc cắt - hàn nguyên liệu / xì hàn.[53]
 Tóm tắt:
Ôxy, 8O
Quang phổ vạch của Ôxy
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Ôxy, O
Phiên âm /ˈɒksɪdʒɪn/ OK-si-jin
Hình dạng Khí không màu, có màu xanh dương nhạt khi hóa lỏng, phát sáng với
ánh sáng xanh dương khi ở thể plasma
Ôxy trong bảng tuần hoàn
-
↑
O
↓
S
Nitơ ← Ôxy → Flo
Số nguyên 8
tử (Z)
Khối lượng 15.9994(3)
nguyên tử
Page 90 of 970
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 16, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 2
electron
mỗi lớp 2, 6

vật chất
Nhiệt độ nóng 54,36°K (-218,79°C, -361,82°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 90,20°K (-182,95°C, -297,31°F)
Mật độ 1,429g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
lỏng
Nhiệt lượng (O2) 0,444kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi (O2) 6,82kJ·mol−1
Nhiệt dung (O2) 29,378J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 61 73 90

Trạng thái Oxit trung hòa
ôxy hóa
Page 91 of 970

kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lập phương
thể
Vận tốc âm (Thể khí, 27°C) 330m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 26.58x10-3 W·m−1·K−1
CAS

16 16
O 99.76% O ổn định với 8 neutron
17 17
18 18
9. Flo (F)
Flo (tên dịch từ tiếng Hy Lạp cổ có nghĩa là "Sự hủy diệt"), (tiếng Anh là
Fluorine) là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu F
và số nguyên tử bằng 9, nguyên tử khối bằng 19. Nó là một halôgen và là
nguyên tố đặc biệt luôn có số oxi hóa -1 trong mọi hợp chất, nằm trong nhóm
7 của bảng tuần hoàn. Ở dạng khí, nó có màu vàng lục nhạt và là chất độc cực
mạnh. Nó là một chất ôxi hóa và hoạt động hóa học mạnh nhất trong tất cả
Page 92 of 970
các nguyên tố. Ở dạng nguyên chất, Flo cực kỳ nguy hiểm, có thể tạo ra
những vết bỏng hóa học trên da.
Thuộc tính
Flo nguyên chất là một khí màu vàng nhạt có tính ăn mòn do nó là một chất
ôxi hóa cực mạnh. Flo thậm chí còn tạo ra các hợp chất với một số khí trơ
như xenon và radon. Ngay trong bóng tối và ở nhiệt độ thấp (21°K), flo phản
ứng mãnh liệt với hiđrô. Trong luồng khí flo, thủy tinh, các kim loại, nước và
các chất khác cháy với ngọn lửa sáng chói. Nó hoạt động quá mạnh nên
không thể tìm thấy ở dạng đơn chất và có ái lực đối với phần lớn các nguyên
tố khác, đặc biệt là silic, vì thế nó không thể được điều chế hay bảo quản
trong các bình thủy tinh. Trong không khí ẩm nó phản ứng với hơi nước để
tạo ra axít flohiđric rất nguy hiểm.
Trong dung dịch nước, flo thông thường xuất hiện dưới dạng ion florua F-.
Các dạng khác là phức chất gốc flo (như [FeF4]-) hay H2F+.
Các muối florua là hợp chất của flo với các gốc tích điện dương, thường là
các ion. Các hợp chất của flo với kim loại nằm trong số các muối ổn định
nhất.
Tính chất hóa học

F2 là một phi kim hoạt động hóa học rất mạnh.
Phản ứng với hydro

Phản ứng xảy ra ngay trong bóng tối, ở nhiệt độ -252°C tạo ra axit flohydric
F2 + H2 → 2HF
Phản ứng với các kim loại

— Oxi hóa tất cả các kim loại (kể cả Au, Pt) tạo muối florua kim loại ứng với
bậc oxi hóa cao của kim loại đó khi florua đó bền ở điều kiện thí nghiệm:
3F2 + 2Au → 2AuF3 3F2 + 2Fe → 2FeF3
Page 93 of 970
 Các kim loại kiềm, kiềm thổ phản ứng với flo xảy ra mãnh liệt.
 Các kim loại Al, Zn, Cr, Ni, Ag... phản ứng mạnh khi đun nóng.
 Các kim loại Cu, Au họ Pt phản ứng khi đun nóng mạnh:
0
3F2 + 2Au 
t
 2AuF3
Phản ứng với các phi kim khác

 Phản ứng với hầu hết phi kim (trừ O2; N2; Ne; He; Ar) tạo ra hợp chất
công hóa trị ứng với bậc oxi hóa cao của nguyên tố phi kim đó:
3F2 + S → SF6 2F2 + C → CF4 2F2 + Si → SiF4
 Flo phản ứng với các halogen khác, trong những điều kiện đặc biệt:
F2 + Cl2   2ClF
0 0
250 C
3F2 (dư) + Cl2 
280 C
 2ClF3
5F2 + 2I2 → 2I2F5
Phản ứng Trao đổi

Flo có khả năng dời chỗ các halogen khác ra khỏi các hợp chất ion hoặc hợp
chất công hóa trị (ở điều kiện xác định)
F2 + 2KCl(rắn) → 2KF + Cl2↑ (điều kiện: lạnh)
F2 + KBr(dd) → 2KF + Br2↑
Nếu dư F2 còn có phản ứng:
Br2 + 5F2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HF
và có một phần flo tác dụng với H2O
Phản ứng với các hydrua

 Với H2O khi đun nóng thì flo bốc cháy:
0
2F2 + 2H2O 
t
 4HF + O2↑
 Với H2S, NH3 cháy trong khí flo thì tạo HF và (N2, NF3) hay SF6.
Page 94 of 970
Phản ứng với các dung dịch kiềm

Khác với các halogen khác, flo không tạo muối chứa oxi. Khi phản ứng với
kiềm loãng (thí dụ NaOH 2%) lạnh tạo ra Oxygen difluoride và florua:
2F2 + 2NaOH → 2NaF + OF2↑ + H2O (điều kiện: NaOH lạnh, 2%)
(OF2 độc và có tính oxi hóa mạnh)
OF2 + H2O → 2HF + O2
Phản ứng riêng

Axit flohydric HF còn có tính chất đặc biệt là ăn mòn các đồ vật bằng thủy
tinh (với cấu tạo chủ yếu từ SiO2): 2F2 + SiO2 → SiF4 + O2↑
Lịch sử
Flo ở dạng fluorspar (fluorit) được Georgius Agricola miêu tả năm 1529 như
là một chất gây chảy, là một chất được sử dụng để làm giảm nhiệt độ nóng
chảy của kim loại hay khoáng chất. Năm 1670 Schwandhard đã phát hiện
thấy thủy tinh bị fluorspar ăn mòn khi được xử lý bằng axít. Karl Scheele và
nhiều nhà nghiên cứu sau này như Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine
Lavoisier và Louis Thenard đã từng thực nghiệm với axít flohiđric, dễ dàng
thu được bằng cách xử lý florua canxi với axít sulfuric đậm đặc.
Cuối cùng người ta nhận ra rằng axít flohiđric chứa một nguyên tố chưa được
biết. Nguyên tố này đã không được cô lập trong nhiều năm vì độ hoạt động
hóa học rất cao của nó - nó được cô lập từ các hợp chất của nó rất khó khăn
và ngay lập tức hóa hợp với các phần vật chất còn lại của hợp chất. Cuối
cùng vào năm 1886 flo đã được cô lập bởi Henri Moissan sau gần như 74
năm cố gắng liên tục. Nó là những cố gắng mà một số các nhà nghiên cứu đã
phải trả giá bằng sức khỏe hay cuộc sống của họ, và đối với Moissan, nó đã
làm cho ông đoạt giải Nobel năm 1906 về hóa học.
Sản xuất flo thương mại lần đầu tiên là do nhu cầu để chế tạo bom nguyên
tử của dự án Manhattan trong Đại chiến thế giới lần thứ hai khi hợp chất
hexaflorua uran (UF6) được sử dụng để tách các đồng vị U235 và U238 của
urani. Ngày nay cả hai công nghệ khuếch tán và ly tâm khí sử dụng khí UF6
để sản xuất urani giàu cho các ứng dụng năng lượng nguyên tử.
Page 95 of 970
Ứng dụng
Tinh thể Fluorite (CaF2)
Flo được sử dụng trong sản xuất các chất dẻo ma sát thấp
như Teflon, và trong các halon như Freon. Các ứng dụng
khác là:
 Axít flohiđric (công thức hóa học HF) được sử dụng
để khắc kính.
 Flo đơn nguyên tử được sử dụng để khử tro thạch anh
trong sản xuất các chất bán dẫn.
 Cùng với các hợp chất của nó, flo được sử dụng trong
sản xuất urani (từ hexaflorua) và trong hơn 100 các hóa chất chứa flo
thương mại khác, bao gồm cả các chất dẻo chịu nhiệt độ cao.
 Các floroclorohiđrôcacbon được sử dụng trong các máy điều hòa không
khí và thiết bị đông lạnh. Các cloroflorocacbon (CFC) đã bị loại bỏ trong
các ứng dụng này vì chúng bị nghi ngờ là tạo ra các lỗ hổng ôzôn.
Hexaflorua lưu huỳnh là một khí rất trơ và không độc (không phổ biến đối
với các hợp chất của flo). Các loại hợp chất này là các khí gây hiệu ứng
nhà kính mạnh.
 Hexafloroaluminat kali, còn gọi là cryôlit, được sử dụng trong điện phân
nhôm.
 Florua natri được sử dụng như một loại thuốc trừ sâu, đặc biệt để chống
gián.
 Một số các florua khác thông thường được thêm vào thuốc đánh răng và
(đôi khi gây tranh cãi) vào hệ thống cung cấp nước sạch để ngăn các bệnh
nha khoa (răng, miệng).
 Nó được sử dụng trong quá khứ để trợ giúp kim loại dễ nóng chảy hơn, vì
thế mà có tên của nó.
Một số các nhà nghiên cứu - bao gồm cả các nhà khoa học vũ trụ của Mỹ
trong những năm đầu thập niên 1960 đã nghiên cứu khí flo đơn chất như là
một nhiên liệu cho tên lửa đẩy vì lực đẩy cực kỳ cao của nó. Các thực nghiệm
đã thất bại vì flo rất khó để điều khiển và sử dụng. Các sản phẩm cháy của nó
có độc tố và ăn mòn cực kỳ mạnh.
Page 96 of 970
Sản xuất
 Dùng phương pháp điện phân hỗn hợp KF + 2HF (nóng chảy ở 70 °C)
 Bình điện phân có cực âm làm bằng thép và cực dương bằng than chì
(graphit).
Hợp chất
Flo thông thường có thể thay thế hiđrô khi nó có trong các hợp chất hữu cơ.
Thông qua cơ chế này, flo có thể có rất nhiều hợp chất. Các hợp chất flo với
các khí trơ đã được tổng hợp bởi Howard Claassen, Henry Selig, John Malm
lần đầu tiên năm 1962 - là tetraflorua xenon. Các florua của krypton và radon
cũng đã được điều chế sau đó.
Nguyên tố này được điều chế từ florit, cryôlit và florapatit.
Cảnh báo
Cả flo và HF cần phải được sử dụng với một yêu cầu rất nghiêm ngặt và phải
tránh mọi sự tiếp xúc với da và mắt. Mọi thiết bị phải được thụ động hóa
trước khi phơi nhiễm bởi flo.
Cả flo đơn chất và các ion florua là những chất độc mạnh. Khi ở dạng đơn
chất, flo là một khí có mùi hăng đặc trưng có thể dễ dàng phát hiện ở nồng độ
rất thấp (khoảng 20 nL/L). Nồng độ cho phép tối đa của sự phơi nhiễm hàng
ngày (8 giờ làm việc) là 1 µL/L (một phần triệu theo thể tích), thấp hơn cả
của xyanua hiđrô.
 Tóm tắt:
Flo, 9F
Page 97 of 970
Flo hóa lỏng ở nhiệt độ cực thấp
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Flo, F
Phiên âm /ˈflʊəriːn/, /ˈflʊərɪn/, /ˈflɔːriːn/
Hình dạng Có màu vàng lục nhạt ở thể khí và lỏng
Flo trong bảng tuần hoàn
-
↑
F
↓
Cl
Ôxy ← Flo → Neon
Khối lượng nguyên 18,9984032(5)[1]
tử chuẩn (Ar)
Phân loại halogen
Chu kỳ Chu kỳ 2
Cấu hình electron 1s2 2s2 2p5[2]
Page 98 of 970
mỗi lớp 2, 7[2]

Màu sắc Màu vàng lục nhạt
Trạng thái vật chất Chất khí
Nhiệt độ nóng chảy 53,53°K (−219,62°C, −363,32[3]°F)
Nhiệt độ sôi 85.03°K (−188,12°C, −306,62[3]°F)
Mật độ 1,696[4]g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ sôi: 1,505[5]g·cm−3
Điểm tới hạn 144,00°K, 5,220[6]MPa
Nhiệt lượng nóng 0,51[7]kJ·mol−1
chảy
Nhiệt bay hơi 3,27[7]kJ·mol−1
Nhiệt dung (Cp) (21,1°C) 825[8]J·mol−1·K−1
(Cv) (21.1°C) 610[8]J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 38 44 50 58 69 85

Trạng thái ôxy hóa −1 Axít mạnh
Độ âm điện 3,98[9] (Thang Pauling)
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 1681,0[10]kJ·mol−1
Thứ hai: 3374,2[10]kJ·mol−1
Thứ ba: 6050,4[10]kJ·mol−1
Bán kính liên kết 60[11]pm
cộng hóa trị
Bán kính van der 147[12]pm
Waals
Thông tin khác

Page 99 of 970
Cấu trúc tinh thể Lập phương
Độ dẫn nhiệt 0,02591[13]W·m−1·K−1

Số đăng ký CAS 7782-41-4[2]

18
F Tổng hợp 109.77 phút β+(97%) 0.633 18
O
18
ε (3%) 1.656 O
19 19
F 100% F ổn định với 10 neutron
10. Neon (Ne)

Neon là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Ne và
số nguyên tử bằng 10, nguyên tử khối bằng 20. Là một khí hiếm không màu,
gần như trơ, neon tạo ra ánh sáng màu đỏ khi sử dụng trong các ống phóng
điện chân không và đèn neon, nó có trong không khí với một lượng rất nhỏ.
Thuộc tính
Neon là khí hiếm nhẹ thứ hai sau heli, tạo ra ánh sáng da cam ánh đỏ trong
ống phóng điện chân không và có khả năng làm lạnh gấp 40 lần heli lỏng và
3 lần so với hiđrô lỏng (trên cùng một đơn vị thể tích). Trong phần lớn các
ứng dụng nó là chất làm lạnh rẻ tiền hơn so với heli. Trong số mọi khí hiếm,
neon có cường độ xả điện tích mạnh nhất ở các hiệu điện thế và cường độ
dòng điện bình thường.
Lịch sử
Page 100 of 970

Neon (tiếng Hy Lạp: neos, có nghĩa là "mới") được phát hiện năm 1898 bởi

William Ramsay và Morris Travers.
Ứng dụng
Bóng đèn Neon.
Ánh sáng màu da cam ánh đỏ mà neon phát ra trong
các đèn neon được sử dụng rộng rãi trong các biển
quảng cáo. Từ "neon" cũng được sử dụng chung để
chỉ các loại ánh sáng quảng cáo trong khi thực tế rất
nhiều khí khác cũng được sử dụng để tạo ra các loại
màu sắc khác. Các ứng dụng khác có:
 Đèn chỉ thị điện thế cao.

 Thu lôi.
 Ống đo bước sóng.
 Ống âm cực trong ti vi.
 Neon và heli được sử dụng để tạo ra các loại laser khí.
 Neon lỏng được sử dụng trong công nghiệp như một chất làm lạnh nhiệt
độ cực thấp có tính kinh tế.
Sự phổ biến
Neon thông thường được tìm thấy ở dạng khí với các phân tử chỉ có một
nguyên tử. Neon là khí hiếm tìm thấy trong khí quyển Trái Đất với tỷ lệ
1/65.000, được sản xuất từ không khí siêu lạnh được chưng cất từng phần từ
không khí lỏng.
Hợp chất
Mặc dù neon trong các mục đích thông dụng là một nguyên tố trơ, nhưng nó
có thể tạo ra hợp chất kỳ dị với flo trong phòng thí nghiệm. Người ta vẫn
không chắc chắn là có các hợp chất của neon trong tự nhiên hay không nhưng
một số chứng cứ cho thấy nó có thể là đúng. Các ion, như Ne+, (NeAr)+,
(NeH)+ và (HeNe)+, cũng đã được quan sát từ các nghiên cứu quang phổ và
Page 101 of 970

khối lượng phổ. Ngoài ra, neon còn tạo ra hiđrat không ổn định.
Đồng vị
Neon có ba đồng vị ổn định: 20Ne (90,48%), 21Ne (0,27%) và Ne22 (9,25%).
21
Ne và 22Ne có nguồn gốc phóng xạ hạt nhân và các biến đổi của chúng được
hiểu rất rõ. Ngược lại, Ne20 không được coi là có nguồn gốc phóng xạ hạt
nhân và nguồn gốc biến đổi của nó trên Trái Đất là một điều gây tranh cãi
nóng bỏng. Phản ứng hạt nhân cơ bản để sinh ra các đồng vị neon là bức xạ
nơtron, phân rã alpha của 24Mg và 25Mg, để tạo ra 21Ne và 22Ne một cách
tương ứng. Các hạt alpha thu được từ chuỗi phân rã dây chuyền của urani,
trong khi các nơtron được sản xuất chủ yếu bởi phản ứng phụ từ các hạt
alpha. Kết quả cuối cùng sinh ra có xu hướng về phía các tỷ lệ 20Ne/22Ne thấp
hơn và 21Ne/22Ne cao hơn được quan sát trong các loại đá giàu urani, chẳng
hạn như granit. Phân tích đồng vị của các loại đá phơi nhiễm ra ngoài khí
quyển đã chỉ ra rằng 21Ne có nguồn gốc vũ trụ. Đồng vị này được sinh ra bởi
các phản ứng va đập trên Mg, Na, Si và Al. Bằng cách phân tích cả ba đồng
vị, thành phần nguồn gốc vũ trụ có thể được tách khỏi neon nguồn gốc
macma và neon nguồn gốc phản ứng hạt nhân. Điều này cho thấy neon sẽ là
công cụ có ích trong việc xác định niên đại phơi nhiễm vũ trụ của các đá bề
mặt và các thiên thạch.
Tương tự như xenon, thành phần neon được quan sát trong các mẫu khí núi
lửa là giàu 20Ne, cũng như 21Ne có nguồn gốc phản ứng hạt nhân so với thành
phần của 22Ne. Thành phần các đồng vị neon của các mẫu lấy từ lớp phủ của
Trái Đất này đại diện cho các nguồn phi-khí quyển của neon. Các thành phần
giàu 20Ne được cho là thành phần nguyên thủy của khí hiếm này trên Trái
Đất, có thể có nguồn gốc từ neon mặt trời. Sự phổ biến của 20Ne cũng tìm
thấy trong kim cương, được coi là nguồn neon mặt trời trên Trái Đất.
 Tóm tắt:
Neon, 10Ne
Page 102 of 970

Quang phổ vạch của Neon
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Neon, Ne
Phiên âm /ˈniːɒn/
Hình dạng Khí không màu, phát sáng với ánh sáng cam đỏ khi ở dạng plasma
Neon trong bảng tuần hoàn
He
↑
Ne
↓
Ar
Flo ← Neon →
Số nguyên 10
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Page 103 of 970

Nhóm, phân 18, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 2
electron
mỗi lớp 2, 8

chất
Nhiệt độ nóng 24,56°K (-248,59°C, -415,46°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 27,07°K (-246,08°C, -410,94°F)
Mật độ 0,9002g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ sôi: 1,207[1]g·cm−3
lỏng
Điểm ba trạng 24.5561°K, 43[2][3]kPa
thái
Điểm tới hạn 44,4K, 2,76MPa
nóng chảy
Nhiệt bay hơi 1,71kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 12 13 15 18 21 27

Trạng thái ôxy Không có dữ liệu
Page 104 of 970

hóa
Thứ ba: 6122kJ·mol−1
Bán kính liên 58pm
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lập phương tâm mặt
thể
Vận tốc âm (thể khí, 0°C) 435m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 49.1x10-3W·m−1·K−1
CAS

20 20
Ne 90.48% Ne ổn định với 10 neutron
21 21
22 22
11. Natri (Na)

Natri (phát âm: nát-ri, bắt nguồn từ từ tiếng Latinh mới: natrium) là tên một
nguyên tố hóa học hóa trị một trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Na
và số nguyên tử bằng 11, nguyên tử khối bằng 23. Natri là kim loại mềm,
màu trắng bạc, hoạt động mạnh, và thuộc nhóm kim loại kiềm; nó chỉ có một
đồng vị bền là 23Na. Kim loại nguyên chất không có mặt trong tự nhiên
Page 105 of 970
nhưng để có được dạng này phải điều chế từ các hợp chất của nó; natri được
Humphry Davy cô lập đầu tiên năm 1807 bằng cách điện phân natri hyđrôxit.
Natri là nguyên tố phổ biến nhất thứ 6 trong vỏ Trái Đất, và có mặt trong
nhiều loại khoáng vật như felspat, sodalit và đá muối. Nhiều loại muối natri
là những hợp chất hòa tan mạnh trong nước, và natri của chúng bị rò rỉ do
hoạt động của nước nên clo và natri là các nguyên tố hòa tan phổ biến nhất
theo khối lượng trong các vùng biển trên Trái Đất.
Nhiều hợp chất natri được sử dụng rộng rãi như natri hydroxide để làm xà
phòng, và natri clorua dùng làm chất tan băng và là một chất dinh dưỡng
(muối ăn). Natri là một nguyên tố thiết yếu cho tất cả động vật và một số thực
vật. Ở động vật, các ion natri được dùng làm chất đối nghịch với các ion kali
để tạo thành các điện tích trên các màng tế bào, cho phép truyền các xung
thần kinh khi điện tích bị mất đi. Nhu cầu thiết yếu của natri đối với động vật
làm cho nó được phân loại là một khoáng vô cơ trong khẩu phần ăn.
Tính chất
Quang phổ vạch của natri thể hiện đường D
Thí nghiệm ngọn lửa chủ động với natri

cho ánh sáng màu vàng

Natri ở điều kiện nhiệt độ và áp suất tiêu
chuẩn là một kim loại mềm, màu bạc, khi bị
ôxy hóa chuyển sang màu trắng xám trừ khi
nó được cất giữ trong dầu hoặc khí trơ.
Natri có thể bị cắt dễ dàng bằng dao, và là
một chất dẫn nhiệt và điện tốt. Các tính chất
này thay đổi rõ rệt khi tăng áp suất: ở
1,5Mbar, màu sắc thay đổi từ bạc sang đen;
ở 1,9Mbar vật liệu trở nên trong, có màu
đỏ; và ở 3Mbar natri là chất rắn trong suốt
không màu. Tất cả các đồng phân ở áp suất
cao này là chất cách điện và electride.[2]
Page 106 of 970
Khi natri hoặc các hợp chất của natri cháy, chúng chuyển thành màu vàng,[3]
do các electron ở lớp 3s của natri bị kích thích phát ra photon khi chúng từ
phân lớp 3p trở về 3s; bước sóng của các photon này tương ứng với đường D
có giá trị 589,3nm. Tương tác orbitan liên quan đến electron trong phân lớp
3p chia đường D thành 2; cấu trúc siêu mịn liên quan đến cả hai orbitan tạo ra
nhiều đường hơn.[4]

Natri thường ít phản ứng hơn kali và phản ứng mạnh hơn liti.[5] Natri nổi
trong nước và có phản ứng mãnh liệt với nước, tạo ra hiđrô và các ion
hiđrôxit. Nếu được chế thành dạng bột đủ mịn, natri sẽ tự bốc cháy trong
không khí.[6] Kim loại natri có tính khử mạnh, để khử các ion natri cần −2.71
vôn.[7] Do đó, để tách natri kim loại từ các hợp chất của nó cần sử dụng một
lượng năng lượng lớn.[6] Tuy nhiên, kali và liti còn có mức âm nhiều hơn.[8]
Đồng vị
Có 20 đồng vị của natri đã được biết đến. Đồng vị ổn định duy nhất là 23Na.
Natri có hai đồng vị phóng xạ nguồn gốc vũ trụ là (22Na, chu kỳ bán rã =
2,605 năm; 24Na, chu kỳ bán rã ≈ 15 giờ). Tất cả các đồng vị còn lại có chu
kỳ bán rã nhỏ hơn một phút.[9] Hai đồng phân hạt nhân đã được phát hiện,
đồng phân có thời gian tồn tại lâu hơn 24mNa có chu kỳ bán rã khoảng 20,2
micro giây. Phát xạ neutron cấp, như các vụ tai nạn hạt nhân, chuyển đổi một
số 23Na trong máu người thành 24Na; bằng cách đo hàm lượng 24Na tương
quan với 23Na, liều trị phát xạ nơtron cho bệnh nhân có thể tính toán được.[10]
Sự phổ biến
23
Na được tạo ra từ quá trình đốt cháy cacbon trong các sao bởi sự hợp hạch
của hai nguyên tử cacbon; quá trình này cần nhiệt độ trên 600 megakelvin và
ngôi sao có khối lượng ít nhất bằng 3 lần khối lượng Mặt Trời.[11] Natri là
nguyên tố tương đối phổ biến trong các ngôi sao và quang phổ vạch D của
nguyên tố này là nằm trong số các vạch rõ nhất từ ánh sáng của các sao. Natri
chiếm khoảng 2,6% theo khối lượng của vỏ Trái Đất, làm nó trở thành
nguyên tố phổ biến thứ sáu nói chung và là kim loại kiềm phổ biến nhất[12].
Page 107 of 970

Trong môi trường liên sao, natri được xác định bằng đường D; mặc dò nó có
nhiệt độ hóa hơi cao, sự phổ biến của nó cho phép tàu Mariner 10 phát hiện
nó trong khí quyển của Sao Thủy.[13] Natri còn được phát hiện trong ít nhất
một sao chổi; các nhà thiên văn học trong quá trình quan sát sao chổi Hale-
Bopp năm 1997 đã quan sát được đuôi sao chổ bằng natri, nó bao gồm các
nguyên tử trung hòa điện và kéo dài khoảng 50 triệu km.[14]
Lịch sử
Muối ăn là một loại hàng hóa quan trọng trong các hoạt động của con người,
các tấm muối đôi khi được giao cho lính La Mã cùng với lương thực của họ.
Ở châu Âu thời Trung cổ các hợp chất của natri với tên Latin sonadum đã
được sử dụng như là thuốc chữa đau đầu. Tên gọi natri được cho là có nguồn
gốc từ tiếng Ả Rập suda, nghĩa là đau đầu, vì tính chất giảm đau của natri
cacbonat hay soda được biết khá rõ từ rất sớm.[15] Ký hiệu của natri được Jöns
Jakob Berzelius công bố đầu tiên trong hệ thống ký hiệu nguyên tử của ông,
[16]
và có tên trong tiếng Latinh mới là natrium, nhằm ám chỉ tên gọi trong
tiếng Hy Lạp của natron,[15]một loại muối tự nhiên ban đầu được làm từ natri
cacbonat ngậm nước. Về tính lịch sử, natron có nhiều ứng dụng quan trọng
trong công nghiệp và gia đình, sau đó trở nên ít chú ý khi có nhiều hợp chất
natri khác. Mặc dù vậy, natri, đôi khi còn được gọi là soda một thời gian dài
được xem là một hợp chất, bản thân kim loại không được cô lập mãi cho đến
năm 1807 khi Sir Humphry Davy điện phân natri hydroxit.[17][18]
Sản xuất
Chỉ có khoảng 100.000 tấn natri kim loại được sản xuất hàng năm[19] Natri
kim loại được sản xuất thương mại đầu tiên năm 1855 bằng cách khử cacbon
nhiệt từ natri cacbonat ở 1100 °C, hay còn gọi là công nghệ Deville:[20][21][22]
0
Na2CO3 + 2C 
1100 C
 2Na + 3CO↑
Quá trình liên quan dựa trên sự khử natro hydroxit được phát triển năm 1886.
[20]
Natri hiện được sản xuất thương mại bằng phương pháp điện phân natri
clorua nóng chảy, theo công nghệ được cấp bằng sáng chế năm 1924.[23][24]
Phương pháp này rẻ tiền hơn so với phương pháp cũ là điện phân xút ăn da
Page 108 of 970

nóng chảy Natri hiđroxit. Natri kim loại có giá khoảng 15 đến 20 xent Mỹ
trên một pound (0,30USD/kg đến 0,45USD/kg) năm 1997 nhưng loại dùng
trong các phản ứng hóa học (ACS) của natri có giá khoảng 35USD trên pao
(75USD/kg) vào năm 1990. Nó là kim loại rẻ tiền nhất tính theo khối lượng.
Natri dạng thuốc thử được cung cấp với số lượng hàng tấn có giá khoảng
US$3.30/kg năm 2009; số lượng mua ít hơn có giá khác nhau dao động trong
khoảng US$165/kg; giá cao một phần là do chi phí vận chuyển vật liệu độc
hại.[25]
Ứng dụng
Natri trong dạng kim loại của nó là thành phần quan trọng trong sản xuất este
và các hợp chất hữu cơ. Kim loại kiềm này là thành phần của clorua natri
(NaCl) (muối ăn) là một chất quan trọng cho sự sống. Các ứng dụng khác còn
có:
 Trong một số hợp kim để cải thiện cấu trúc của chúng.
 Trong xà phòng (trong hợp chất với các axít béo).
 Để làm trơn bề mặt kim loại.
 Để làm tinh khiết kim loại nóng chảy.
 Trong các đèn hơi natri, một thiết bị cung cấp ánh sáng từ điện năng có
hiệu quả.
 Như là một chất lỏng dẫn nhiệt trong một số loại lò phản ứng nguyên tử.
Hợp chất
Hai hình ảnh tương tự về cấu trúc hóa
học của natri stearat, một loại xà
phòng
Clorua natri, được biết đến nhiều hơn như muối ăn, là hợp chất phổ biến nhất
của natri được sử dụng làm các chất chống đông đá và tan đá và chất bảo
quản. Natri bicacbonat được sử dụng chủ yếu trong nấu ăn. Cùng với kali,
nhiều dược phẩm quan trọng đã cho thêm natri vào để cải thiện ứng dụng
sinh học của chúng; mặc dù trong hầu hết các trường hợp, kali là loại ion tốt
hơn, natri được chọn do chi phí và khối lượng nguyên tử thấp.[26] Natri hydrat
được dùng làm chất nền cho nhiều phản ứng khác nhau (như phản ứng aldol)
Page 109 of 970
trong hóa hữu cơ, và là chất khử trong hóa vô cơ.[27] Natri còn có mặt trong
nhiều khoáng chất, chẳng hạn amphibôn, cryôlit, muối mỏ, diêm tiêu, zêôlit,
v.v. Các hợp chất của natri rất quan trọng trong các công nghiệp hóa chất,
thủy tinh, luyện kim, sản xuất giấy, dầu mỏ, xà phòng và dệt may.[19] Nói
chung xà phòng là muối của natri với các axít béo. Các xà phòng natri là
cứng hơn (độ nóng chảy cao hơn) so với xà phòng kali.[28]
Các hợp chất quan trọng nhất đối với công nghiệp là muối (NaCl), sôđa khan
(Na2CO3), bột nở (NaHCO3), xút ăn da (NaOH), diêm tiêu Chile (NaNO3), đi-
và tri-natri phốtphat, thiôsulfat natri (hypô, Na2S2O3·5H2O), và borax
(Na2B4O7·10H2O).[28] Trong các hợp chất của nó, natri thường tạo liên kết ion
với nước và các anion, và được xem là một axit Lewis mạnh.[29]
Cảnh báo
Dạng bột của natri là chất nổ mạnh trong nước và là chất độc có khả năng
liên kết và rời liên kết với nhiều nguyên tố khác. Làm việc hay tiếp xúc với
natri phải cực kỳ cẩn thận trong mọi lúc, mọi nơi. Natri phải được bảo quản
trong khí trơ hay dưới các lớp dầu mỏ.
Sinh lý học và ion Na

Các ion natri đóng vai trò khác nhau trong nhiều quá trình sinh lý học. Ví dụ,
các tế bào dễ bị kích thích dựa vào sự tiếp nhận ion Na+ để sinh ra sự phân
cực. Một ví dụ của nó là biến đổi tín hiệu trong hệ thần kinh trung ương.
 Tóm tắt:
Natri, 11Na
Page 110 of 970

Kim loại Natri được phủ một lớp parafin
Quang phổ vạch của Natri
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Natri, Na
Phiên âm /ˈsoʊdiəm/ SOH-dee-əm
Hình dạng Ánh kim trắng bạc
Natri trong bảng tuần hoàn
Li
↑
Na
↓
K
Neon ← Natri → Magiê
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 3
Page 111 of 970

Cấu hình electron [Ne] 3s1

mỗi lớp 2,8,1

Màu sắc Ánh kim trắng bạc
Nhiệt độ sôi 1156°K (883°C, 1621°F)
Mật độ 0,968g·cm−3(ở 0°C, 101.325kPa)
Điểm tới hạn (Ngoại suy) 2573°K, 35 MPa
Nhiệt lượng nóng chảy 2,60 kJ·mol−1
Nhiệt bay hơi 97,42 kJ·mol−1
Nhiệt dung 28,230 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 554 617 697 802 946 1153

Trạng thái ôxy hóa +1, 0, -1 Bazơ mạnh
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 495,8 kJ·mol−1
Thứ hai: 4562 kJ·mol−1
hóa trị
Bán kính van der 227 pm
Waals
Thông tin khác

Page 112 of 970

Lập phương tâm khối
Vận tốc âm thanh que mỏng: 3200m·s−1(ở 20°C)
Độ giãn nở nhiệt 71µm·m−1·K−1 (ở 25°C)
Mô đun nén 6,3GPa
Mohs
Độ cứng theo thang 0,69MPa
Brinell

22
Na Tổng hợp 2.602 năm β+→γ 0.5454 22
Ne*
1.27453(2)[1] 22
Ne
22
ε→γ - Ne*
22
1.27453(2) Ne
β+ 1.8200 22
Ne
23 23
Na 100% Na ổn định với 12 neutron
12. Magie (Mg)

Magie, tiếng Việt còn được đọc là Ma-nhê (Latinh: Magnesium) là nguyên tố
hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Mg và số nguyên tử bằng
12.
Page 113 of 970

Thuộc tính
Magie là kim loại tương đối cứng, màu trắng bạc, nhẹ (chỉ nặng khoảng 2/3
nhôm nếu cùng thể tích) bị xỉn nhẹ đi khi để ngoài không khí. Ở dạng bột,
kim loại này bị đốt nóng và bắt lửa khi để vào chỗ ẩm và cháy với ngọn lửa
màu trắng. Khi ở dạng tấm dày, nó khó bắt lửa, nhưng khi ở dạng lá mỏng thì
nó bắt cháy rất dễ. Khi đã bắt lửa, rất khó dập, nó có thể cháy trong nitơ (tạo
ra magie nitrua) và cả trong cacbon dioxit.
Lịch sử
Tên gọi của nó có nguồn gốc từ tiếng Hy Lạp, khi chỉ tới một khu vực ở
Thessaly gọi là Magnesia. Người Anh Joseph Black nhận ra magie là một
nguyên tố vào năm 1755, Năm 1808, Sir Humphrey Davy bằng điện phân đã
cô lập được kim loại magie nguyên chất từ hỗn hợp của magnesia và HgO.
Năm 1831, A. A. B. Bussy điều chế được nó trong dạng cố kết. Magie là
nguyên tố phổ biến thứ 8 trong vỏ Trái Đất. Nó là một kim loại kiềm thổ, vì
thế không tồn tại trong tự nhiên ở dạng đơn chất. Nó được tìm thấy trong các
khoáng chất như magnesit, dolomit v.v.
Ứng dụng
Các hợp chất của magie, chủ yếu là magie oxit, được sử dụng như là vật liệu
chịu lửa trong các lò sản xuất sắt và thép, các kim loại màu, thủy tinh hay xi
măng. Magie oxit và các hợp chất khác cũng được sử dụng trong nông
nghiệp, công nghiệp hóa chất và xây dựng. Nó được sử dụng để tạo các hợp
kim nhôm - magie dùng trong sản xuất vỏ đồ hộp, cũng như trong các thành
phần cấu trúc của ô tô và máy móc. Ngoài ra magie kim loại còn được sử
dụng để khử lưu huỳnh từ sắt hay thép.
Các công dụng khác:
 Magie, giống như nhôm, là cứng và nhẹ, vì thế nó được sử dụng trong một
số các thành phần cấu trúc của các loại xe tải và ô tô dung tích lớn. Đặc
biệt, các bánh xe ô tô cấp cao được làm từ hợp kim magie được gọi là mag
wheels (tiếng Anh, nghĩa là bánh xe magie).
 Các tấm khắc quang học trong công nghiệp in.
 Nằm trong hợp kim, nó là quan trọng cho các kết cấu máy bay và tên lửa.
Page 114 of 970
 Khi pha thêm vào nhôm, nó cải thiện các tính chất cơ - lý, làm nhôm dễ
hàn và dễ chế tạo hơn.
 Là tác nhân bổ sung trong các chất nổ thông thường và sử dụng trong sản
xuất gang cầu.
 Là chất khử để sản xuất urani tinh khiết và các kim loại khác từ muối của
chúng.
 Magie hydroxit Mg(OH)2 được sử dụng trong sữa magie, magie clorua và
magie sulfat trong các muối Epsom và magie citratđược sử dụng trong y
tế.
 Magnesit quá nhiệt được sử dụng làm vật liệu chịu lửa như gạch.
 Bột magie cacbonat (MgCO3) được sử dụng bởi các vận động viên điền
kinh như các vận động viên thể dục dụng cụ và cử tạ, để cải thiện khả
năng nắm chặt dụng cụ.
 Magie stearat là chất bột màu trắng dễ cháy với các thuộc tính bôi trơn.
Trong công nghệ dược phẩm nó được sử dụng trong sản xuất các viên
thuốc nén, để ngăn cho các viên nén không bị dính vào thiết bị trong quá
trình nén thuốc.
 Các sử dụng khác bao gồm đèn flash trong nhiếp ảnh, pháo hoa, bao gồm
cả bom cháy.
Nguồn
Kim loại này được sản xuất thông qua điện phân magie clorua nóng chảy, thu
được từ các nguồn nước mặn, nước suối khoáng hay nước biển. Mặc dù
magie được tìm thấy trong hơn 60 khoáng chất, nhưng chỉ có dolomit,
magnesit, bruxit, cacnalit, bột tan, và olivin là có giá trị thương mại.
Cô lập:
 catốt: Mg2+ + 2e- → Mg

 anốt: 2Cl- → Cl2 (khí) + 2e-
Hợp chất trong cơ thể sống

Magie hữu cơ là quan trọng cho cả thực vật và động vật. Chất diệp lục
(Chlorophyll) là các porphyrin có magie ở trung tâm. Khẩu phần dinh dưỡng
của người lớn là 300 - 400mg/ngày, phụ thuộc vào tuổi tác, giới tính, trọng
Page 115 of 970
lượng. Nhiều loại enzyme cần có cation magie cho các phản ứng xúc tác của
chúng, đặc biệt là các enzyme sử dụng ATP. Không đủ magie trong cơ thể
sinh ra các chứng co thắt cơ, và nó liên quan đến các chứng bệnh tim mạch
(cardiovascular), tiểu đường, huyết áp cao và loãng xương. Sự thiếu hụt cấp
tính là hiếm hơn.
Các nguồn thức ăn

Các loại rau xanh như rau bi na (spinach) cung cấp nhiều magie vì nguyên tử
trung tâm của chất diệp lục là magie. Các loại quả hạch, hạt, một số ngũ cốc
là nguồn cung cấp magie.
Việc ăn uống nhiều loại thức ăn khác nhau sẽ cung cấp tương đối đầy đủ
magie cho cơ thể.
Magie trong các loại lương thực, thực phẩm chế biến quá kỹ thông thường bị
mất nhiều magie. Ví dụ, bánh mì trắng thông thường có ít magie hơn bánh mì
đen vì cám và phôi giàu magie đã bị loại bỏ khi làm trắng bột mì.
Nước có thể cung cấp magie, nhưng lượng magie này thường nhỏ và dao
động theo nguồn nước. Nước "cứng" chứa nhiều magie hơn nước "mềm".
Các nghiên cứu về dinh dưỡng không tính đến lượng magie này, và do vậy có
thể dẫn đến việc tính không đầy đủ lượng magie cần thiết cho cơ thể.
Dưới đây là một số loại thức ăn và lượng magie chúng có:
 Rau bi na (1/2 chén) = 80 miligam (mg)

 Dầu lạc (2 thìa chè) = 50mg
 Các loại đậu mắt đen (1/2 chén) = 45mg
 Sữa, ít béo (1 cup) = 40mg
Đồng vị
24
Mg là đồng vị ổn định có ứng dụng trong địa chất học, tương tự như 26Al.
24
Mg là sản phẩm phân rã của 26Al, có chu kỳ bán rã 717.000 năm. Sự giàu có
của 24Mg ổn định được tìm thấy trong một số thiên thạch chonđrit cacbon
giàu Ca-Al. Sự phổ biến bất thường của 26Mg là do sự phân rã của 26Al trong
các thiên thạch này. Vì thế, thiên thạch phải được tạo ra trong tinh vân trước
khi 26Al phân rã. Vì điều này, các mảnh vỡ thiên thạch là những vật thể già
Page 116 of 970
nhất trong hệ Mặt Trời và chúng chứa thông tin về lịch sử của hệ Mặt Trời
trong giai đoạn đầu tiên của nó.
Cảnh báo
Magie kim loại và hợp kim là rất dễ cháy trong dạng nguyên chất và dễ chảy
khi ở dạng bột. Magie phản ứng và giải phóng nhiệt rất nhanh khi tiếp xúc
với không khí hay nước, do vậy phải cẩn thận khi làm việc với chúng. Cần
phải đeo kính khi làm việc với magie. Ánh sáng trắng chói lòa của magie có
thể làm tổn thương mắt. Không được dùng nước để dập ngọn lửa cháy do
magie, vì nó làm ngọn lửa cháy to hơn, theo phản ứng sau:
0
Mg(rắn) + 2H2O(lỏng) 
t
 Mg(OH)2↓ (dung dịch) + H2↑ (khí)
Các bình cứu hỏa chứa điôxít cacbon CO2 cũng không được dùng do magie
cháy trong cacbon dioxit. Phải dập lửa bằng cát hay các bình cứu hỏa bằng
hóa chất khô cấp D (nếu có) hoặc dùng bột phủ vào để dập lửa do Magie gây
nên.
Mức cao nhất theo DRI để hấp thụ magie là 350mg/ngày. Triệu chứng chung
của thừa magie là tiêu chảy. Không được cấp cho trẻ em các loại hình thuốc
chứa magie.
 Tóm tắt:
Magie, 12Mg
Quang phổ vạch của magie
Tính chất chung

Page 117 of 970
Tên, ký hiệu Magie, Mg

Phiên âm /mæɡˈniːziəm/, mag-NEE-zee-əm
Hình dạng Ánh kim xám
Magie trong bảng tuần hoàn
Be
↑
M
g
↓
Ca
Natri ← Magie → Nhôm
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 3
Cấu hình electron [Ne] 3s2
mỗi lớp 2, 8, 2

Màu sắc Ánh kim xám
Nhiệt độ sôi 1363°K (109°C, 1994°F)
Mật độ 1,738g·cm−3(ở 0°C, 101.325kPa)
Page 118 of 970

Nhiệt lượng nóng chảy 8.48kJ·mol−1

Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 701 773 861 971 1132 1361

Trạng thái ôxy hóa 2, 1 [1] Bazơ mạnh
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: (Sau khi tôi)

4940m·s−1 (ở r.t.)
Độ giãn nở nhiệt 24,8µm·m−1·K−1 (ở 25°C)
Mô đun nén 45GPa
Page 119 of 970
Mohs
Brinell

24 24
Mg 78.99% Mg ổn định với 12 neutron
25 25
Mg 10% Mg ổn định với 13 neutron
26 26
Mg 11.01% Mg ổn định với 14 neutron
13. Nhôm (Al)

Nhôm (bắt nguồn từ tiếng Pháp: aluminium, phiên âm tiếng Việt: a-luy-mi-
nhôm)[4] là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký
hiệu Al và số nguyên tử bằng 13. Nguyên tử khối bằng 27 đvC. Khối lượng
riêng là 2,7g/cm3. Nhiệt độ nóng chảy là 660°C. Nhôm là nguyên tố phổ biến
thứ 3 (sau ôxy và silic), và là kim loại phổ biến nhất trong vỏ Trái Đất. Nhôm
chiếm khoảng 8% khối lớp rắn của Trái Đất. Kim loại nhôm hiếm phản ứng
hóa học mạnh với các mẫu quặng và có mặt hạn chế trong các môi trường
khử cực mạnh. Tuy vậy, nó vẫn được tìm thấy ở dạng hợp chất trong hơn 270
loại khoáng vật khác nhau.[5] Quặng chính chứa nhôm là bô xít.
Nhôm có điểm đáng chú ý của một kim loại có tỷ trọng thấp và có khả năng
chống ăn mòn hiện tượng thụ động. Các thành phần cấu trúc được làm từ
nhôm và hợp kim của nó là rất quan trọng cho ngành công nghiệp hàng
không vũ trụ và rất quan trọng trong các lĩnh vực khác của giao thông vận tải
và vật liệu cấu trúc. Các hợp chất hữu ích nhất của nhôm là các ôxít và
sunfat.
Mặc dù nó có mặt phổ biến trong môi trường nhưng các muối nhôm không
được bất kỳ dạng sống nào sử dụng. Với sự phổ biến của nó, nhôm được
dung nạp tốt bởi thực vật và động vật.[6]
Thuộc tính
Page 120 of 970

Nhôm là một kim loại mềm, nhẹ với màu trắng bạc ánh kim mờ, vì có một
lớp mỏng ôxi hóa tạo thành rất nhanh khi nó để trần ngoài không khí. Tỷ
trọng riêng của nhôm chỉ khoảng một phần ba sắt hay đồng; nó rất mềm (chỉ
sau vàng), dễ uốn (đứng thứ sáu) và dễ dàng gia công trên máy móc hay đúc;
nó có khả năng chống ăn mòn và bền vững do lớp ôxít bảo vệ. Nó cũng
không nhiễm từ và không cháy khi để ở ngoài không khí ở điều kiện thông
thường.
Sức bền của nhôm tinh khiết là 7 – 11MPa, trong khi hợp kim nhôm có độ
bền từ 200MPa đến 600MPa.[7] Các nguyên tử nhôm sắp xếp thành một cấu
trúc lập phương tâm mặt (fcc). Nhôm có năng lượng xếp lỗi vào khoảng
200mJ/m2.[8]
Nhôm phản ứng với nước tạo ra hydro và năng lượng:
2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑
Tính chất này có thể dùng để sản xuất hydro, tuy nhiên phản ứng này mau
chóng dừng lại vì tạo lớp kết tủa keo lắng xuống,ngăn cản phản ứng xảy ra.[9]
Khi ngâm trong dung dịch kiềm đặc, lớp màng này sẽ bị phá hủy theo phản
ứng:
Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
Tiếp tục Al lại tác dụng với nước như phản ứng trên. Quá trình này lại diễn ra
đến khi Al không bị hòa tan hết.
Lịch sử
Tham chiếu đầu tiên tới nhôm (mặc dù không thể chứng minh) là trong
Naturalis Historia của Gaius Plinius Secundus (tức Pliny anh):
Có một ngày một người thợ vàng ở Roma được phép cho hoàng đế Tiberius
xem một chiếc đĩa ăn làm từ một kim loại mới. Chiếc đĩa rất nhẹ và có màu
sáng như bạc. Người thợ vàng nói với hoàng đế rằng ông đã sản xuất kim
loại từ đất sét thô. Ông cũng cam đoan với hoàng đế rằng chỉ có ông ta và
chúa Trời biết cách sản xuất kim loại này từ đất sét. Hoàng đế rất thích thú,
và như một chuyên gia về tài chính ông đã quan tâm tới nó. Tuy nhiên ông
nhận ngay ra là mọi tài sản vàng, bạc của ông sẽ mất giá trị nếu như người
dân bắt đầu sản xuất kim loại màu sáng này từ đất sét. Vì thế, thay vì cảm ơn
người thợ vàng, ông đã ra lệnh chặt đầu ông ta.[10][11]
Page 121 of 970
Những người Hy Lạp và La Mã cổ đại đã sử dụng các loại muối của kim loại
này như là thuốc cẩn màu (nhuộm) và như chất làm se vết thương, và phèn
chua vẫn được sử dụng như chất làm se. Năm 1761 Guyton de Morveau đề
xuất cách gọi gốc của phèn chua là alumine. Năm 1808, Humphry Davy xác
định được gốc kim loại của phèn chua (alum), mà theo đó ông đặt tên cho
nhôm là aluminium.
Tên tuổi của Friedrich Wöhler nói chung được gắn liền với việc phân lập
nhôm vào năm 1827. Tuy nhiên, kim loại này đã được sản xuất lần đầu tiên
trong dạng không nguyên chất hai năm trước bởi nhà vật lý và hóa học Đan
Mạch Hans Christian Ørsted.
Nhôm được chọn làm chóp cho đài kỷ niệm Washington vào thời gian khi
một aoxơ (28,35g) có giá trị bằng hai lần ngày lương của người lao động.[12]
Charles Martin Hall nhận được bằng sáng chế (số 400655) năm 1886, về quy
trình điện phân để sản xuất nhôm. Henri Saint - Claire Deville (Pháp) đã hoàn
thiện phương pháp của Wöhler (năm 1846) và thể hiện nó trong cuốn sách
năm 1859 với hai cải tiến trong quy trình là thay thế kali thành natri và hai
thay vì một (chlorure)??. Phát minh của quy trình Hall - Héroult năm 1886 đã
làm cho việc sản xuất nhôm từ khoáng chất trở thành không đắt tiền và ngày
nay nó được sử dụng rộng rãi trên thế giới.
Nước Đức trở thành nhà sản xuất nhôm lớn nhất thế giới sau khi Adolf Hitler
lên nắm quyền. Tuy nhiên, năm 1942, những nhà máy thủy điện mới như
Grand Coulee Dam đã cho phép Mỹ những thứ mà nước Đức quốc xã không
thể hy vọng cạnh tranh: khả năng sản xuất đủ nhôm để có thể sản xuất 60.000
máy bay chiến đấu trong bốn năm.[13].
Ứng dụng
Tính theo cả số lượng lẫn giá trị, việc sử dụng nhôm vượt tất cả các kim loại
khác, trừ sắt[14], và nó đóng vai trò quan trọng trong nền kinh tế thế giới.
Nhôm nguyên chất có sức chịu kéo thấp, nhưng tạo ra các hợp kim với nhiều
nguyên tố như đồng, kẽm, magiê, mangan và silic[15]. Khi được gia công cơ -
nhiệt, các hợp kim nhôm này có các thuộc tính cơ học tăng lên đáng kể.

Các hợp kim nhôm tạo thành một thành phần quan trọng trong các máy
bay và tên lửa do tỷ lệ sức bền cao trên cùng khối lượng.
Page 122 of 970


Khi nhôm được bay hơi trong chân không, nó tạo ra lớp bao phủ phản xạ
cả ánh sáng và bức xạ nhiệt. Các lớp bao phủ này tạo thành một lớp mỏng
của ôxít nhôm bảo vệ, nó không bị hư hỏng như các lớp bạc bao phủ vẫn
hay bị. Trên thực tế, gần như toàn bộ các loại gương hiện đại được sản
xuất sử dụng lớp phản xạ bằng nhôm trên mặt sau của thủy tinh. Các
gương của kính thiên văn cũng được phủ một lớp mỏng nhôm, nhưng là ở
mặt trước để tránh các phản xạ bên trong mặc dù điều này làm cho bề mặt
nhạy cảm hơn với các tổn thương.

Các loại vỏ phủ nhôm đôi khi được dùng thay vỏ phủ vàng để phủ vệ tinh
nhân tạo hay khí cầu để tăng nhiệt độ cho chúng, nhờ vào đặc tính hấp thụ
bức xạ điện từ của Mặt Trời tốt, mà bức xạ hồng ngoại vào ban đêm thấp.

Hợp kim nhôm, nhẹ và bền, được dùng để chế tạo các chi tiết của phương
tiện vận tải (ô tô, máy bay, xe tải, toa xe tàu hỏa, tàu biển, v.v.)

Đóng gói (can, giấy gói, v.v)

Xử lý nước

Xây dựng (cửa sổ, cửa, ván, v.v; tuy nhiên nó đã đánh mất vai trò chính
dùng làm dây dẫn phần cuối cùng của các mạng điện, trực tiếp đến người
sử dụng.[16])

Các hàng tiêu dùng có độ bền cao (trang thiết bị, đồ nấu bếp, v.v)

Các đường dây tải điện (mặc dù độ dẫn điện của nó chỉ bằng 60% của
đồng, nó nhẹ hơn nếu tính theo khối lượng và rẻ tiền hơn[17]

Chế tạo máy móc.

Mặc dù tự bản thân nó là không nhiễm từ, nhôm được sử dụng trong thép
MKM và các nam châm Alnico.

Nhôm siêu tinh khiết (SPA) chứa 99,980% - 99,999% nhôm được sử dụng
trong công nghiệp điện tử và sản xuất đĩa CD.

Nhôm dạng bột thông thường được sử dụng để tạo màu bạc trong sơn. Các
bông nhôm có thể cho thêm vào trong sơn lót, chủ yếu là trong xử lý gỗ -
khi khô đi, các bông nhôm sẽ tạo ra một lớp kháng nước rất tốt.

Nhôm dương cực hóa là ổn định hơn đối với sự ôxi hóa, và nó được sử
dụng trong các lĩnh vực khác nhau của xây dựng.

Phần lớn các bộ tản nhiệt cho CPU của các máy tính hiện đại được sản
xuất từ nhôm vì nó dễ dàng trong sản xuất và độ dẫn nhiệt cao.

Ôxít nhôm, alumina, được tìm thấy trong tự nhiên dưới dạng corunđum,
emery, ruby và saphia và được sử dụng trong sản xuất thủy tinh. Ruby và
Page 123 of 970

saphia tổng hợp được sử dụng trong các ống tia laser để sản xuất ánh sáng
có khả năng giao thoa.

Sự ôxi hóa nhôm tỏa ra nhiều nhiệt, nó sử dụng để làm nguyên liệu rắn
cho tên lửa, nhiệt nhôm và các thành phần của pháo hoa.

Phản ứng nhiệt nhôm dùng để điều chế các kim loại có nhiệt độ nóng chảy
cao (như crôm Cr Vonfarm W...)
Sự phổ biến, điều chế
Quặng Bauxite chứa nhôm
Đồng vị bền của nhôm được tạo ra khi hydro hợp

hạch với magiê hoặc trong các sao lớn hoặc trong
các vụ nổ siêu tân tinh.[18]
Mặc dù nhôm là nguyên tố phổ biến trong vỏ Trái Đất (8,3% theo khối
lượng)[19], nó lại hiếm trong dạng tự do và đã từng được cho là kim loại quý
có giá trị hơn vàng (Người ta nói rằng Napoleon III của Pháp có các bộ đồ ăn
bằng nhôm dự phòng cho những người khách quý nhất của ông. Những
người khách khác chỉ có bộ đồ ăn bằng vàng). Vì thế nhôm là kim loại tương
đối mới trong công nghiệp và được sản xuất với số lượng công nghiệp chỉ
khoảng trên 100 năm.
Nhôm khi mới được phát hiện là cực kỳ khó tách ra khỏi các loại đá có chứa
nó. Vì toàn bộ nhôm của Trái Đất tồn tại dưới dạng các hợp chất nên nó là
kim loại khó nhận được nhất. Lý do là nhôm bị ôxi hóa rất nhanh và ôxít
nhôm là một hợp chất cực kỳ bền vững, không giống như gỉ sắt, nó không bị
bong ra.
Sự tái chế nhôm từ các phế thải đã trở thành một trong những thành phần
quan trọng của công nghiệp luyện nhôm. Việc tái chế đơn giản là nấu chảy
kim loại, nó rẻ hơn rất nhiều so với sản xuất từ quặng. Việc tinh chế nhôm
tiêu hao nhiều điện năng; việc tái chế chỉ tiêu hao khoảng 5% năng lượng để
sản xuất ra nó trên cùng một khối lượng sản phẩm. Mặc dù cho đến đầu thập
niên 1900, việc tái chế nhôm không còn là một lĩnh vực mới. Tuy nhiên, nó
Page 124 of 970
là lĩnh vực hoạt động trầm lắng cho đến tận những năm cuối thập niên 1960
khi sự bùng nổ của việc sử dụng nhôm để làm vỏ của các loại đồ uống, kể từ
đó việc tái chế nhôm được đưa vào trong tầm chú ý của cộng đồng. Các
nguồn tái chế nhôm bao gồm ô tô cũ, cửa và cửa sổ nhôm cũ, các thiết bị gia
đình cũ, contenơ và các sản phẩm khác.
Nhôm là một kim loại hoạt động và rất khó phân lập nó ra từ quặng, ôxít
nhôm (Al2O3). Việc khử trực tiếp, ví dụ với cacbon, là không kinh tế vì ôxít
nhôm có điểm nóng chảy cao (khoảng 2.000°C). Vì thế, nó được tách ra bằng
cách điện phân – ôxít nhôm được hòa tan trong cryôlit nóng chảy và sau đó bị
khử bởi dòng điện thành nhôm kim loại. Theo công nghệ này, nhiệt độ nóng
chảy của hỗn hợp chỉ còn khoảng 950 - 980°C. Phương trình để điều chế
nhôm là:
2Al2O3   4Al + 3O2↑
0 0
950 C-980 C
Cryôlit nguyên thủy được tìm thấy như một khoáng chất ở Greenland, nhưng
sau đó được thay thế bằng cryôlit tổng hợp. Cryôlit là hỗn hợp của các florua
nhôm, natri và canxi(Na3AlF6). Ôxít nhôm trong dạng bột màu trắng thu được
từ quặng bôxít tinh chế, quặng này có màu đỏ vì chứa khoảng 30 - 40% ôxít
sắt. Nó được tinh chế theo công nghệ Bayer. Trước khi có công nghệ này,
công nghệ được sử dụng là công nghệ Deville.
Công nghệ điện phân thay thế cho công nghệ Wöhler, là công nghệ khử
clorua nhôm khan với kali.
Các điện cực trong điện phân ôxít nhôm làm từ cacbon. Khi quặng bị nóng
chảy, các ion của nó chuyển động tự do. Phản ứng tại catốt mang điện âm là:
Al3+ + 3e- → Al
Ở đây các ion nhôm bị biến đổi (nhận thêm điện tử). Nhôm kim loại sau đó
chìm xuống và được đưa ra khỏi lò điện phân.
Tại cực dương (anode) ôxy dạng khí được tạo thành:
2O2- → O2 + 4e-
Cực dương cacbon bị ôxi hóa bởi ôxy. Cực dương bị hao mòn dần và phải
được thay thế thường xuyên, do nó bị tiêu hao do phản ứng:
O2 + C → CO2↑
Page 125 of 970

Ngược lại với anốt, các catốt gần như không bị tiêu hao trong quá trình điện
phân do không có ôxy ở gần nó. Catốt cacbon được bảo vệ bởi nhôm lỏng
trong lò. Các catốt bị ăn mòn chủ yếu là do các phản ứng điện hóa. Sau 5 - 10
năm, phụ thuộc vào dòng điện sử dụng trong quá trình điện phân, các lò điện
phân cần phải sửa chữa toàn bộ do các catốt đã bị ăn mòn hoàn toàn.
Điện phân nhôm bằng công nghệ Hall-Héroult tiêu hao nhiều điện năng,
nhưng các công nghệ khác luôn luôn có khuyết điểm về mặt kinh tế hay môi
trường hơn công nghệ này. Tiêu chuẩn tiêu hao năng lượng phổ biến là
khoảng 14,5 - 15,5kWh/kg nhôm được sản xuất. Các lò hiện đại có mức tiêu
thụ điện năng khoảng 12,8kWh/kg. Dòng điện để thực hiện công việc điện
phân này đối với các công nghệ cũ là 100.000 - 200.000A. Các lò hiện nay
làm việc với cường độ dòng điện khoảng 350.000A. Các lò thử nghiệm làm
việc với dòng điện khoảng 500.000A.
Năng lượng điện chiếm khoảng 20-40% trong giá thành của sản xuất nhôm,
phụ thuộc vào nơi đặt lò nhôm. Các lò luyện nhôm có xu hướng được đặt ở
những khu vực mà nguồn cung cấp điện dồi dào với giá điện rẻ, như Nam
Phi, đảo miền nam New Zealand, Úc, Trung Quốc, Trung Đông, Nga và
Québec ở Canada.
Trung Quốc hiện là nhà sản xuất nhôm lớn nhất thế giới (năm 2004).
Đồng vị
Nhôm có chín đồng vị, số Z của chúng từ 23 đến 30. Chỉ có Al-27 (đồng vị
ổn định) và Al-26 (đồng vị phóng xạ, t1/2 = 7,2 × 105 năm) tìm thấy trong tự
nhiên, tuy nhiên Al-27 có sự phổ biến trong tự nhiên là 100%. Al-26 được
sản xuất từ agon trong khí quyển do va chạm sinh ra bởi các tia vũ trụ proton.
Các đồng vị của nhôm có ứng dụng thực tế trong việc tính tuổi của trầm tích
dưới biển, các vết mangan, nước đóng băng, thạch anh trong đá lộ thiên, và
các thiên thạch. Tỷ lệ của Al-26 trên beryli-10 được sử dụng để nghiên cứu
vai trò của việc chuyển hóa, lắng đọng, lưu trữ trầm tích, thời gian cháy và sự
xói mòn trong thang độ thời gian 105 đến 106 năm (về sai số).
Al-26 nguồn gốc vũ trụ đầu tiên được sử dụng để nghiên cứu Mặt Trăng và
các thiên thạch. Các thành phần của thiên thạch, sau khi thoát khỏi nguồn gốc
của chúng, trong khi chu du trong không gian bị tấn công bởi các tia vũ trụ,
sinh ra các nguyên tử Al-26. Sau khi rơi xuống Trái Đất, tấm chắn khí quyển
Page 126 of 970

đã bảo vệ cho các phần tử này không sinh ra thêm Al-26, và sự phân rã của
nó có thể sử dụng để xác định tuổi trên Trái Đất của các thiên thạch này. Các
nghiên cứu về thiên thạch cho thấy Al-26 là tương đối phổ biến trong thời
gian hình thành hệ hành tinh của chúng ta. Có thể là năng lượng được giải
phóng bởi sự phân rã Al-26 có liên quan đến sự nấu chảy lại và sự sai biệt
của một số tiểu hành tinh sau khi chúng hình thành cách đây 4,55 tỷ năm.[20]
Cụm
Trong tạp chí Science ngày 14 tháng 1 năm 2005 đã thông báo rằng các cụm
13 nguyên tử nhôm (Al13) được tạo ra có tính chất giống như nguyên tử iốt;
và 14 nguyên tử nhôm (Al14) có tính chất giống như nguyên tử kim loại kiềm
thổ. Các nhà nghiên cứu còn liên kết 12 nguyên tử iốt với cụm Al13 để tạo ra
một lớp mới của pôlyiốtua. Sự phát kiến này được thông báo là mở ra khả
năng của các đặc tính mới của bảng tuần hoàn các nguyên tố: "các nguyên tố
cụm". Nhóm nghiên cứu dẫn đầu bởi Shiv N. Khanna (Đại học Virginia
Commonwealth) và A. Welford Castleman Jr (Đại học tiểu bang Penn).[21]
Cảnh báo
Nhôm là một trong ít các nguyên tố phổ biến nhất mà không có chức năng có
ích nào cho các cơ thể sống, nhưng có một số người bị dị ứng với nó - họ bị
các chứng viêm da do tiếp xúc với các dạng khác nhau của nhôm: các vết
ngứa do sử dụng các chất làm se da hay hút mồ hôi (phấn rôm), các rối loạn
tiêu hóa và giảm hay mất khả năng hấp thụ các chất dinh dưỡng từ thức ăn
nấu trong các nồi nhôm, nôn mửa hay các triệu chứng khác của ngộ độc
nhôm do ăn (uống) các sản phẩm như Kaopectate® (thuốc chống tiêu chảy),
Amphojel® và Maalox® (thuốc chống chua). Đối với những người khác,
nhôm không bị coi là chất độc như các kim loại nặng, nhưng có dấu hiệu của
ngộ độc nếu nó được hấp thụ nhiều, mặc dù việc sử dụng các đồ nhà bếp
bằng nhôm (phổ biến do khả năng chống ăn mòn và dẫn nhiệt tốt) nói chung
chưa cho thấy dẫn đến tình trạng ngộ độc nhôm. Việc tiêu thụ qua nhiều các
thuốc chống chua chứa các hợp chất nhôm và việc sử dụng quá nhiều các
chất hút mồ hôi chứa nhôm có lẽ là nguồn duy nhất sinh ra sự ngộ độc nhôm.
Người ta cho rằng nhôm có liên quan đến bệnh Alzheimer, mặc dù các
nghiên cứu gần đây đã bị bác bỏ.
Page 127 of 970

Cần cẩn thận để không cho nhôm tiếp xúc với một số chất hóa học nào đó có
khả năng ăn mòn nó rất nhanh. Ví dụ, chỉ một lượng nhỏ thủy ngân tiếp xúc
với bề mặt của miếng nhôm có thể phá hủy lớp ôxít nhôm bảo vệ thông
thường có trên bề mặt các tấm nhôm. Trong vài giờ, thậm chí cả một cái xà
có cấu trúc nặng nề có thể bị làm yếu đi một cách rõ rệt. Vì lý do này, các
loại nhiệt kế thủy ngân không được phép trong nhiều sân bay và hãng hàng
không, vì nhôm là thành phần cấu trúc cơ bản của các máy bay.
Hóa học
Trạng thái ôxi hóa 1
 AlH được điều chế khi nhôm bị nung nóng ở nhiệt độ 1500°C trong hiđrô.
 Al2O được điều chế bằng cách nung nóng ôxít thông thường, hoặc Al2O3
với silic ở nhiệt độ 1800 °C trong chân không.
 Al2S được điều chế bằng cách nung nóng Al2S3 với vỏ nhôm ở nhiệt độ
1300°C trong chân không. Nó nhanh chóng bị chuyển thành các chất ban
đầu. Selenua được điều chế tương tự.
 AlF, AlCl và AlBr tồn tại trong pha khí khi ba halua được nung nóng cùng
với nhôm.
 Subôxít nhôm, AlO có thể được tồn tại khi bột nhôm cháy trong ôxy.
 Quy tắc Fajans chỉ ra rằng cation hóa trị ba Al3+ là không được mong chờ
tìm thấy trong các muối khan hay trong các hợp chất nhị phân như Al2O3.
Hiđrôxít nhôm là một bazơyếu và muối nhôm của các axít yếu, chẳng hạn
như cacbonat, không thể tạo ra. Muối của các axít mạnh, chẳng hạn như
nitrat, là ổn định và hòa tan trong nước, tạo thành các hiđrat với ít nhất sáu
phân tử nước kết tinh.
 Hiđrua nhôm, (AlH3)n, có thể sản xuất từ trimêthyl nhôm và hiđrô dư thừa.
Nó cháy kèm nổ trong không khí. Nó cũng có thể được điều chế bằng
Page 128 of 970
phản ứng của clorua nhôm trên hiđrua liti trong dung dịch ête, nhưng
không thể cô lập thành dạng tự do từ dung dịch.
 Cacbua nhôm, Al4C3 được sản xuất bằng cách nung nóng hỗn hợp hai
nguyên tố trên 1.000°C. Các tinh thể màu vàng nhạt có cấu trúc lưới phức
tạp,và phản ứng với nước hay axít loãng tạo ra mêtan. Axêtylua, Al2(C2)3,
được điều chế bằng cách cho axêtylen đi qua nhôm nóng.
 Nitrua nhôm, AlN, có thể được sản xuất từ các nguyên tố ở nhiệt độ
800°C. Nó bị thủy phân bởi nước tạo ra amôniắc và hiđrôxít nhôm.
 Phốtphua nhôm, AlP, được sản xuất tương tự, và bị thủy phân thành
phốtphin (PH3).
 Ôxít nhôm, Al2O3, tìm thấy trong tự nhiên như là corunđum, và có thể điều
chế bằng cách đốt nóng nhôm với ôxy hay nung nóng hiđrôxít, nitrat hoặc
sulfat. Như là một loại đá quý, độ cứng của nó chỉ thua có kim
cương, nitrua bo và cacborunđum. Nó gần như không hòa tan trong nước.
 Hiđrôxít nhôm có thể được điều chế như là một chất kết tủa dạng gelatin
bằng cách cho thêm amôniắc vào trong dung dịch của các muối nhôm. Nó
là lưỡng tính, vừa là bazơ yếu vừa là axít yếu, có thể tạo ra các muối
aluminat với kim loại kiềm. Nó tồn tại trong các dạng tinh thể khác nhau.
 Sulfua nhôm, Al2S3, có thể điều chế bằng cách cho sulfua hiđrô đi qua bột
nhôm. Nó là một chất đa hình.
 Florua nhôm, AlF3, có thể điều chế bằng cách cho hai nguyên tố tác dụng
với nhau hay cho hiđrôxít nhôm tác dụng với HF. Nó tạo thành phân tử
lớn, bay hơi không qua pha nóng chảy ở nhiệt độ 1.291°C (thăng hoa). Nó
là một chất rất trơ. Các trihalua khác là các chất dime, có cấu trúc cầu nối.
 Các hợp chất hữu cơ của nhôm có công thức chung AlR3 tồn tại và nếu
không phải là các phân tử lớn, thì là các chất dime hay trime. Chúng được
sử dụng trong tổng hợp chất hữu cơ, ví dụ trimêtyl nhôm.
 Các chất alumino-hyđrua của phần lớn các nguyên tố có khả năng tích
điện dương đã được biết, trong đó có giá trị nhất là hiđrua nhôm liti,
Li[AlH4]. Khi bị đốt nóng, nó phân hủy thành nhôm, hiđrô và hiđrua liti,
nó bị thủy phân trong nước. Nó có nhiều ứng dụng trong hóa hữu cơ. Các
alumino-halua [AlR4] có cấu trúc tương tự.
Ảnh hưởng lên thực vật
Page 129 of 970

Nhôm chính là một trong những yếu tố làm giảm sự tăng trưởng thực trên các
đất chua. Mặc dù nó không gây hại đối với sự phát triển của thực vật ở các
đất có độ pH trung tính, khi nồng độ của cation Al3+ trong đất chua tăng và
làm rối loạn sự phát triển và chức năng của rễ.[22][23][24][25]
Hầu hết các đất chua được bảo hòa với nhôm hơn là các ion hydro. Độ chua
của đất là kết quả của quá trình thủy phân các hợp chất nhôm.[26] Khái niệm
dùng vôi để điều chỉnh độ chua[27] để xác định mức độ bảo hòa cơ sở trong
các loại đất là cơ sở cho các công đoạn thí nghiệm đất trong phòng thí
nghiệm, từ đó xác định lượng vôi cần thiết[28] cung cấp cho đất.[29]
 Tóm tắt:
Nhôm, 13Al
Quang phổ vạch của nhôm
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Nhôm, Al
Nhôm trong bảng tuần hoàn

B
↑
Page 130 of 970

Al
↓
G
a
Magiê ← Nhôm → Silic
Khối lượng nguyên 26,9815386(13)
tử chuẩn (±) (Ar)
Phân loại kim loại
Chu kỳ Chu kỳ 3
Cấu hình electron [Ne] 3s2 3p1
mỗi lớp 2, 8, 3

Nhiệt độ sôi 2792°K (2519°C, 4566°F)
Mật độ 2,70 g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Nhiệt lượng nóng 10,71kJ·mol−1
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
Page 131 of 970
ở T (K) 1482 1632 1817 2054 2364 2790

Trạng thái ôxy hóa 3, 2[1], 1[2] Lưỡng tính
Bán kính liên kết 121±4pm
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Lập phương tâm mặt
Vận tốc âm thanh que mỏng: (thanh trụ) 5.000m·s−1 (ở r.t.)

Điện trở suất ở 20°C: 28.2n Ω·m
Tính chất từ Thuận từ[3]
Mô đun nén 76GPa
Mohs
Vickers
Brinell

iso NA Chu kỳ bán rã
Page 132 ofDM970DE (MeV) DP
26
Al trace 7.17×105y β+ 1.17 26
Mg
26
ε - Mg
γ 1.8086 -
27 27
Al 100 Al ổn định với 14 neutron
%
14. Silic (Si)

Silic là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu
Si và số nguyên tử bằng 14.
Nó là nguyên tố phổ biến sau ôxy trong vỏ Trái Đất (25,7 %), cứng, có màu
xám sẫm - ánh xanh kim loại, là á kim có hóa trị +4.
Thuộc tính
Trong dạng tinh thể, silic có màu xám sẫm ánh kim. Mặc dù là một nguyên tố
tương đối trơ, silic vẫn có phản ứng với các halogen và các chất kiềm loãng,
nhưng phần lớn axít (trừ tổ hợp axít nitric và axit flohiđric) không tác dụng
với nó. Silic nguyên tố truyền khoảng hơn 95% các bước sóng hồng ngoại.
Tinh thể silic nguyên chất hiếm tìm thấy trong tự nhiên, thông thường nó nằm
trong dạng silic điôxít (SiO2). Các tinh thể silic nguyên chất tìm thấy trong
tạp chất của vàng hay dung nham núi lửa. Nó có hệ số kháng nhiệt âm.
Silic hoạt động hóa học kém hơn cacbon là nguyên tố tương tự nó về mặt hóa
học. Nó có trong đất sét, fenspat, granit, thạch anhvà cát, chủ yếu trong dạng
điôxít silic (hay silica) và các silicat (Các hợp chất chứa silic, ôxy và kim loại
trong dạng R-SiO3).
Lịch sử
Silic (tên Latinh: silex, silicis có nghĩa là đá lửa) lần đầu tiên được nhận ra
bởi Antoine Lavoisier năm 1787, và sau đó đã bị Humphry Davy vào năm
1800 cho là hợp chất. Năm 1811 Gay Lussac và Thénard có lẽ đã điều chế ra
silic vô định hình không nguyên chất khi nung nóng kali với tetraflorua silic
SiF4. Năm 1824 Berzelius điều chế silic vô định hình sử dụng phương pháp
giống như của Lussac. Berzelius cũng đã làm tinh khiết sản phẩm bằng cách
rửa nó nhiều lần.
Page 133 of 970
Vì silic là nguyên tố quan trọng trong các thiết bị bán dẫn và công nghệ cao,
nên khu vực công nghệ cao ở California được đặt tên là Silicon Valley
(Thung lũng Silicon), tức đặt tên theo nguyên tố này.
Ứng dụng
Silic là nguyên tố rất có ích, là cực kỳ cần thiết trong nhiều ngành công
nghiệp. Điôxít silic trong dạng cát và đất sét là thành phần quan trọng trong
chế tạo bê tông và gạch cũng như trong sản xuất xi măng Portland. Silic là
nguyên tố rất quan trọng cho thực vật và động vật. Silica dạng nhị nguyên tử
phân lập từ nước để tạo ra lớp vỏ bảo vệ tế bào. Các ứng dụng khác có:
 Gốm/men sứ - Là vật liệu chịu lửa sử dụng trong sản xuất các vật liệu chịu
lửa và các silicat của nó được sử dụng trong sản xuất men sứ và đồ gốm.
 Thép - Silic là thành phần quan trọng trong một số loại thép.
 Đồng thau - Phần lớn đồng thau được sản xuất có chứa hợp kim của đồng
ới silic.
 Thủy tinh - Silica từ cát là thành phần cơ bản của thủy tinh. Thủy tinh có
thể sản xuất thành nhiều chủng loại đồ vật với những thuộc tính lý học
khác nhau. Silica được sử dụng như vật liệu cơ bản trong sản xuất kính
cửa sổ, đồ chứa (chai lọ), và sứ cách điện cũng như nhiều đồ vật có ích
khác.
 Giấy nhám - Cacbua silic là một trong những vật liệu mài mòn quan trọng
nhất.
 Vật liệu bán dẫn - Silic siêu tinh khiết có thể trộn thêm asen, bo, gali hay
phốtpho để làm silic dẫn điện tốt hơn trong các transistor, pin mặt trời hay
các thiết bị bán dẫn khác được sử dụng trong công nghiệp điện tử và các
ứng dụng kỹ thuật cao (hi-tech) khác.
 Trong các photonic - Silic được sử dụng trong các laser để sản xuất ánh
sáng đơn sắc có bước sóng 456nm.
 Vật liệu y tế - Silicon là hợp chất dẻo chứa các liên kết silic-ôxy và silic-
cacbon; chúng được sử dụng trong các ứng dụng như nâng ngực nhân tạo
và lăng kính tiếp giáp (kính úp tròng).
 LCD và pin mặt trời - Silic ngậm nước vô định hình có hứa hẹn trong các
ứng dụng như điện tử chẳng hạn chế tạo màn hình tinh thể lỏng (LCD) với
Page 134 of 970

giá thành thấp và màn rộng. Nó cũng được sử dụng để chế tạo pin mặt
trời.
 Xây dựng - Silica là thành phần quan trọng nhất trong gạch vì tính hoạt
hóa thấp của nó.
Sự phổ biến
Silic là thành phần cơ bản của các loại aerolit là một loại của các thiên thạch
và của các tektit là dạng tự nhiên của thủy tinh.
Theo khối lượng, silic chiếm 29,5% vỏ Trái Đất, là nguyên tố phổ biến thứ
hai sau ôxy. Silic nguyên tố không tìm thấy trong tự nhiên. Nó thường xuất
hiện trong các ôxít và silicat. Cát, amêtít, mã não (agate), thạch anh, đá tinh
thể, đá lửa, jatpe, và opan là những dạng tự nhiên của silic dưới dạng ôxít.
Granit, amiăng, fenspat, đất sét, hoócblen, mica là những dạng khoáng chất
silicat.
Sản xuất
Silic được sản xuất công nghiệp bằng cách nung nóng silica siêu sạch trong
lò luyện bằng hồ quang với các điện cực cacbon. Ở nhiệt độ trên 1900°C,
Silic lỏng được thu hồi ở đáy lò, sau đó nó được tháo ra và làm nguội. Silic
sản xuất theo công nghệ này gọi là silic loại luyện kim và nó ít nhất đạt 99%
tinh khiết. Năm 2000, silic loại này có giá khoảng $0,56 trên một pao
($1,23/kg). [1].
Làm tinh khiết

Việc sử dụng silic trong các thiết bị bán dẫn đòi hỏi phải có độ tinh khiết cao
hơn so với sản xuất bằng phương pháp trên. Có một số phương pháp làm tinh
khiết silic được sử dụng để sản xuất silic có độ tinh khiết cao.
Phương pháp vật lý

Các kỹ thuật làm tinh khiết silic đầu tiên dựa trên cơ sở thực tế là nếu silic
nóng chảy và sau đó đông đặc lại thì những phần cuối khi đông đặc bao giờ
cũng chứa nhiều tạp chất. Các phương pháp sớm nhất để làm tinh khiết silic,
Page 135 of 970

lần đầu tiên được miêu tả năm 1919 và sử dụng trong một số hữu hạn nền
tảng để sản xuất các thành phần của rađa trong Đại chiến thế giới lần thứ hai,
bao gồm việc đập vỡ silic phẩm chất công nghiệp và hòa tan từng phần bột
silic trong axít. Khi bị đập vỡ, silic bị làm vỡ để những khu vực có nhiều tạp
chất yếu hơn sẽ nằm ra phía ngoài của các hạt silic được tạo ra, chúng sẽ bị
axít hòa tan, để lại sản phẩm tinh khiết hơn.
Trong khu vực nung chảy, phương pháp đầu tiên làm tinh khiết silic được sử
dụng rộng rãi trong công nghiệp, các thỏi silic phẩm cấp công nghiệp được
nung nóng tại một đầu. Sau đó, nguồn nhiệt chuyển động rất chậm dọc theo
chiều dài của thỏi, giữ cho chỉ một đoạn ngắn của thỏi nóng chảy và silic
được làm nguội và tái đông đặc ở phía sau nó. Vì phần lớn các tạp chất có xu
hướng nằm trong phần nóng chảy hơn là trong phần tái đông đặc, nên khi quá
trình này kết thúc, phần lớn tạp chất của thỏi sẽ chuyển về đầu nóng chảy sau
cùng. Đầu này sau đó bị cắt bỏ, và quy trình này được lặp lại nếu muốn có
silic với phẩm cấp cao hơn.
Phương pháp hóa học

Ngày nay, silic được làm sạch bằng cách chuyển nó thành các hợp chất silic
để dễ dàng làm tinh khiết hơn là làm tinh khiết trực tiếp silic, và sau đó
chuyển hợp chất của nó trở lại thành silic nguyên chất. Triclorosilan là hợp
chất của silic được sử dụng rộng rãi nhất như chất trung gian, mặc dầu
tetraclorua silic và silan cũng được sử dụng. Khi các khí này được thổi qua
silic ở nhiệt độ cao, chúng phân hủy để tạo ra silic có độ tinh khiết cao.
Trong công nghệ Siemens, các thỏi silic có độ tinh khiết cao được đưa vào
triclorosilan ở nhiệt độ 1150°C. Khí triclorosilan phân hủy và lắng đọng silic
bổ sung trên thỏi, làm to nó theo phản ứng sau:
2HSiCl3   Si↓ + 2HCl + SiCl4
0
1150 C
Silic sản xuất từ phương pháp này và các công nghệ tương tự gọi là silic đa
tinh thể. Silic đa tinh thể thông thường có tạp chất ở mức một phần tỷ hoặc
thấp hơn.
Cùng thời gian đó, DuPont đã sản xuất silic siêu sạch bằng cách cho
tetrachorua silic phản ứng với hơi kẽm nguyên chất ở nhiệt độ 950°C, theo
phản ứng:
Page 136 of 970

SiCl4 + 2Zn   Si↓ + 2ZnCl2

0
950 C
Tuy nhiên, kỹ thuật này đã vấp phải những vấn đề thực tế (chẳng hạn như sản
phẩm phụ clorua kẽm đông đặc lại và dính vào sản phẩm) và cuối cùng nó đã
bị bỏ đi để sử dụng chỉ mỗi công nghệ Siemens.
Tinh thể hóa

Công nghệ Czochralski thông thường được sử dụng để sản xuất các tinh thể
silic đơn có độ tinh khiết cao để sử dụng trong các thiết bị bán dẫn bằng silic
ở trạng thái rắn.
Đồng vị
Silic có chín đồng vị, với số A từ 25 đến 33. Si28 (đồng vị phổ biến nhất,
92,23%), Si29 (4,67%) và Si30 (3,1%) là ổn định; Si32 là đồng vị phóng xạ sản
xuất bằng phân rã agon. Chu kỳ bán rã của nó, được xác định là khoảng 276
năm, và nó phân rã bằng bức xạ beta thành P32 (có cả chu kỳ bán rã 14,28
năm) và sau đó thành Si32.
Cảnh báo
Các bệnh nghiêm trọng về phổi được biết đến như bệnh nhiễm silic (silicosis)
thường gặp ở những người thợ mỏ, cắt đá và những người phải làm việc
trong môi trường nhiều bụi silic.
 Tóm tắt:
Silic, 14Si
Page 137 of 970

Quang phổ vạch của Silic
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Silic, Si
Phiên âm /ˈsɪlɪkən/ SIL-ə-kən or /ˈsɪlɪkɒn/ SIL-ə-kon
Hình dạng Ánh kim xám sẫm ánh xanh
Silic trong bảng tuần hoàn
C
↑
Si
↓
G
e
Nhôm ← Silic → Phốtpho
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại á kim
Chu kỳ Chu kỳ 3
mỗi lớp 2, 8, 4

Màu sắc Ánh kim xám sẫm ánh xanh
Page 138 of 970

Nhiệt độ sôi 3538°K (3265°C, 5909°F)

Mật độ 2,3290g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Nhiệt lượng nóng chảy 50.21kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 1908 2102 2339 2636 3021 3537

Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2, 1[1] -1, -2, -3, -4 Lưỡng tính
Bán kính liên kết cộng 111pm
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 8433m·s−1(ở 20°C)

Điện trở suất ở 20°C: 103 [2]Ω·m
Mô đun Young 185[2]GPa
Page 139 of 970

Mô đun cắt 52[2]GPa

Hệ số Poisson 0,28[2]
Độ cứng theo thang 7
Mohs

28 28
Si 92.23% Si ổn định với 14 neutron
29 29
30 30
32
Si Tổng hợp 170 y β− 13.020 32
P
15. Photpho (P)

Phốtpho, (từ tiếng Hy Lạp: phôs có nghĩa là "ánh sáng" và phoros nghĩa là
"người/vật mang"), là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký
hiệu P và số nguyên tử 15. Là một phi kim đa hóa trị trong nhóm nitơ,
phốtpho chủ yếu được tìm thấy trong các loại đá phốtphat vô cơ và trong các
cơ thể sống. Do độ hoạt động hóa học cao, không bao giờ người ta tìm thấy
nó ở dạng đơn chất trong tự nhiên. Nó phát xạ ra ánh sáng nhạt khi bị phơi ra
trước ôxy (vì thế có tên gọi của nó trong tiếng Latinh để chỉ "ngôi sao buổi
sáng", từ tiếng Hy Lạp có nghĩa là "ánh sáng" và "mang"), và xuất hiện dưới
một số dạng thù hình. Nó cũng là nguyên tố thiết yếu cho các cơ thể sống. Sử
dụng quan trọng nhất trong thương mại của nó là để sản xuất phân bón. Nó
cũng được sử dụng rộng rãi trong các loại vật liệu nổ, diêm, pháo hoa, thuốc
trừ sâu, kem đánh răng và chất tẩy rửa.

Dạng phổ biến của phốtpho là chất rắn dạng sáp có màu trắng có mùi đặc
trưng khó ngửi tương tự như tỏi. Dạng tinh khiết của nó là không màu và
trong suốt. Phi kim này không hòa tan trong nước nhưng hòa tan trong
đisulfua cacbon. Phốtpho tinh khiết bắt cháy ngay trong không khí và tạo ra
Page 140 of 970
khói trắng chứa điphốtpho pentaôxít P2O5.
Thù hình
Phốtpho tồn tại dưới ba dạng thù hình cơ bản có màu: trắng, đỏ và đen. Các
dạng thù hình khác cũng có thể tồn tại. Phổ biến nhất là phốt pho trắng và
phốt pho đỏ, cả hai đều chứa các mạng gồm các nhóm phân bổ kiểu tứ diện
gồm 4 nguyên tử phốtpho. Các tứ diện của phốt pho trắng tạo thành các nhóm
riêng; các tứ diện của phốtpho đỏ liên kết với nhau thành chuỗi. Phốtpho
trắng cháy khi tiếp xúc với không khí hay khi bị tiếp xúc với nguồn nhiệt và
ánh sáng.
Phốtpho cũng tồn tại trong các dạng ưa thích về mặt động học và nhiệt động
lực học. Chúng được tách ra ở nhiệt độ chuyển tiếp -3,8°C. Một dạng gọi là
dạng "alpha", dạng kia gọi là "beta". Phốtpho đỏ là tương đối ổn định và
thăng hoa ở áp suất 1 atm và 170°C nhưng cháy do va chạm hay nhiệt do ma
sát. Thù hình phốtpho đen tồn tại và có cấu trúc tương tự như graphit – các
nguyên tử được sắp xếp trong các lớp theo tấm lục giác và có tính dẫn điện.
Ứng dụng
Axít phốtphoric đậm đặc, có thể chứa tới 70% - 75% P2O5 là rất quan trọng
đối với ngành nông nghiệp do nó được dùng để sản xuất phân bón. Nhu cầu
toàn cầu về phân bón đã dẫn tới sự tăng trưởng đáng kể trong sản xuất
phốtphat (PO43-) trong nửa sau của thế kỷ 20. Các sử dụng khác còn có:
 Các phốtphat được dùng trong sản xuất các loại thủy tinh đặc biệt được sử
dụng trong các loại đèn hơi natri.
 Tro xương, phốtphat canxi, được sử dụng trong sản xuất đồ sứ.
 Tripolyphốtphat natri được sản xuất từ axít phốphoric được sử dụng trong
bột giặt ở một số quốc gia, nhưng lại bị cấm ở một số quốc gia khác.
 Axít phốtphoric được sản xuất từ phốtpho nguyên tố được sử dụng trong
các ứng dụng như các đồ uống chứa sôđa. Axít này cũng là điểm khởi đầu
để chế tạo các phốtphat cấp thực phẩm. Các hóa chất này bao gồm
phốtphat mônôcanxi được dùng trong bột nở và tripolyphốtphat natri và
các phốtphat khác của natri. Trong số các ứng dụng khác, các hóa chất này
được dùng để cải thiện các đặc trưng của thịt hay pho mát đã chế biến.
Page 141 of 970

Người ta còn dùng nó trong thuốc đánh răng. Phốtphat trinatri được dùng

trong các chất làm sạch để làm mềm nước và chống ăn mòn cho các
đường ống/nồi hơi.
 Phốtpho được sử dụng rộng rãi để sản xuất các hợp chất hữu cơ chứa
phốtpho, thôngqua các chất trung gian như clorua phốtpho và sulfua
phốtpho. Các chất này có nhiều ứng dụng, bao gồm các chất làm dẻo, các
chất làm chậm cháy, thuốc trừ sâu, các chất chiết và các chất xử lý nước.
 Nguyên tố này cũng là thành phần quan trọng trong sản xuất thép, trong
sản xuất đồng thau chứa phốtpho và trong nhiều sản phẩm liên quan khác.
 Phốtpho trắng được sử dụng trong các ứng dụng quân sự như bom lửa, tạo
ra các màn khói như trong các bình khói và bom khói, và trong đạn lửa.
 Phốtpho đỏ được sử dụng để sản xuất các vỏ bao diêm an toàn, pháo hoa
và nhất là mêtamphếtamin (C10H15N).
 Với một lượng nhỏ, phốtpho được dùng như là chất thêm vào cho các loại
bán dẫn loại n.
 Phốtpho P32 và phốtpho P33 được dùng như là các chất phát hiện dấu vết
phóng xạ trong các phòng thí nghiệm hóa sinh học.
Vai trò sinh học

Phốtpho là nguyên tố quan trọng trong mọi dạng hình sự sống đã biết.
Phốtpho vô cơ trong dạng phốtphat PO43- đóng một vai trò quan trọng trong
các phân tử sinh học như ADN và ARN trong đó nó tạo thành một phần của
phần cấu trúc cốt tủy của các phân tử này. Các tế bào sống cũng sử dụng
phốtphat để vận chuyển năng lượng tế bào thông qua ađênôsin triphốtphat
(ATP). Gần như mọi tiến trình trong tế bào có sử dụng năng lượng đều có nó
trong dạng ATP. ATP cũng là quan trọng trong phốtphat hóa, một dạng điều
chỉnh quan trọng trong các tế bào. Các phốtpholipit là thành phần cấu trúc
chủ yếu của mọi màng tế bào. Các muối phốtphat canxi được các động vật
dùng để làm cứng xương của chúng. Trung bình trong cơ thể người chứa
khoảng gần 1kg phốtpho, và khoảng ba phần tư số đó nằm trong xương và
răng dưới dạng apatit. Một người lớn ăn uống đầy đủ tiêu thụ và bài tiết ra
khoảng 1 - 3g phốtpho trong ngày trong dạng phốtphat.
Theo thuật ngữ sinh thái học, phốtpho thường được coi là chất dinh dưỡng
giới hạn trong nhiều môi trường, tức là khả năng có sẵn của phốtpho điều
chỉnh tốc độ tăng trưởng của nhiều sinh vật. Trong các hệ sinh thái sự dư
Page 142 of 970
thừa phốtpho có thể là một vấn đề, đặc biệt là trong các hệ thủy sinh thái,
xem thêm sự dinh dưỡng tốt và bùng nổ tảo.
Lịch sử
Phốtpho (từ tiếng Hy Lạp phosphoros, có nghĩa là "vật mang ánh sáng" và nó
cũng là tên gọi cổ đại của Sao Kim) đã được nhà giả kim thuật người Đức là
Hennig Brand phát hiện năm 1669 thông qua việc điều chế nước tiểu. Làm
việc ở Hamburg, Brand đã cố gắng chưng cất các muối bằng cách cho bay
hơi nước tiểu, và trong quá trình đó ông đã thu được một khoáng chất màu
trắng phát sáng trong bóng đêm và cháy sáng rực rỡ. Kể từ đó, chữ lân quang,
liên quan đến các ánh sáng lân tinh của phốtpho, đã được sử dụng để miêu tả
các chất phát sáng trong bóng tối mà không cần cháy. Tuy nhiên bản chất vật
lý của hiện tượng lân quang không trùng với cơ chế phát sáng của phốtpho:
Brand đã không nhận ra rằng thực tế phốtpho cháy âm ỉ khi phát sáng.
Các loại diêm đầu tiên sử dụng phốtpho trắng trong thành phần của chúng, nó
là nguy hiểm do độc tính của phốtpho trắng. Các trường hợp giết người, tự
sát và các vụ ngộ độc ngẫu nhiên là hậu quả của việc sử dụng chất này. Ngoài
ra, sự phơi nhiễm trước hơi phốtpho đã làm cho nhiều công nhân bị mắc
chứng bệnh chết hoại xương hàm. Khi phốtpho đỏ được phát hiện, khả năng
cháy kém hơn cũng như độc tính thấp hơn của nó đã làm cho dạng phốtpho
này được nhanh chóng chấp nhận như là chất thay thế cho phốtpho trắng
trong sản xuất diêm.
Sự phổ biến
Do độ hoạt động hóa học cao đối với ôxy trong không khí và các hợp chất
chứa ôxy khác nên phốtpho trong tự nhiên không tồn tại ở dạng đơn chất, mà
nó phân bổ rộng rãi trong các loại khoáng chất khác nhau. Các loại đá
phốtphat, trong đó một phần cấu tạo là apatit (khoáng chất chứa phốtphat
tricanxi dạng không tinh khiết) là một nguồn quan trọng về mặt thương mại
của nguyên tố này. Các mỏ apatit lớn có ở Nga, Maroc, Florida, Idaho,
Tennessee, Utah v.v. Tại Việt Nam có mỏ apatit tại Lào Cai. Tuy nhiên, đang
có các e ngại là các mỏ apatit sẽ nhanh chóng cạn kiệt. Hoa Kỳ sẽ không còn
các mỏ apatit vào khoảng năm 2035. Trung Quốc và Maroc sở hữu các mỏ
apatit lớn nhất đã biết hiện nay, nhưng rồi chúng cũng sẽ cạn kiệt. Cùng với
Page 143 of 970

sự cạn kiệt các mỏ này thì sẽ nảy sinh các vấn đề nghiêm trọng đối với việc
sản xuất lương thực, thực phẩm của thế giới do phốtpho là một thành phần cơ
bản trong các loại phân bón.
Thù hình màu trắng của phốtpho có thể được sản xuất theo nhiều cách khác
nhau. Trong một quy trình, phốtphat tricanxi thu được từ các loại đá
phốtphat, được nung nóng trong các lò nung với sự có mặt của cacbon và
silica. Phốtpho dạng nguyên tố sau đó được giải phóng dưới dạng hơi và
được thu thập lại dưới dạng axít phốtphoric.
Phòng ngừa
Đây là nguyên tố có độc tính với 50mg là liều trung bình gây chết người
(phốtpho trắng nói chung được coi là dạng độc hại của phốtpho trong khi
phốtphat và orthophốtphat lại là các chất dinh dưỡng thiết yếu). Thù hình
phốtpho trắng cần được bảo quản dưới dạng ngâm nước do nó có độ hoạt
động hóa học rất cao với ôxy trong khí quyển và gây ra nguy hiểm cháy và
thao tác với nó cần được thực hiện bằng kẹp chuyên dụng do việc tiếp xúc
trực tiếp với da có thể sinh ra các vết bỏng nghiêm trọng. Ngộ độc mãn tính
phốtpho trắng đối với các công nhân không được trang bị bảo hộ lao động tốt
dẫn đến chứng chết hoại xương hàm. Nuốt phải phốtpho trắng có thể sinh ra
tình trạng mà trong y tế gọi là "hội chứng tiêu chảy khói". Các hợp chất hữu
cơ của phốtpho tạo ra một lớp lớn các chất, một số trong đó là cực kỳ độc.
Các este florophốtphat thuộc về số các chất độc thần kinh có hiệu lực mạnh
nhất mà người ta đã biết. Một loạt các hợp chất hữu cơ chứa phốtpho được sử
dụng bằng độc tính của chúng để làm các thuốc trừ sâu, thuốc diệt cỏ, thuốc
diệt nấm v.v. Phần lớn các phốtphat vô cơ là tương đối không độc và là các
chất dinh dưỡng thiết yếu.
Khi phốtpho trắng bị đưa ra ánh sáng Mặt Trời hay bị đốt nóng thành dạng
hơi ở 250°C thì nó chuyển thành dạng phốtpho đỏ, và nó không tự cháy trong
không khí, do vậy nó không nguy hiểm như phốtpho trắng. Tuy nhiên, việc
tiếp xúc với nó vẫn cần sự thận trọng do nó cũng có thể chuyển thành dạng
phốtpho trắng trong một khoảng nhiệt độ nhất định và nó cũng tỏa ra khói có
độc tính cao chứa các ôxít phốtpho khi bị đốt nóng.
Khi bị phơi nhiễm phốtpho, trong quá khứ người ta đề nghị rửa bằng dung
dịch chứa 2% sulfat đồng CuSO4 để tạo ra một hợp chất không độc có thể rửa
sạch. Tuy nhiên, theo báo cáo của Hải quân Mỹ gần đây thì "...sulfat đồng có
Page 144 of 970
độc tính và việc sử dụng nó sẽ được dừng lại. Sulfat đồng có thể gây độc cho
thận và não cũng như phá hủy hồng cầu trong mạch máu."
Hướng dẫn này cũng đề xuất thay thế là "dung dịch bicacbonat để trung hòa
axít phốtphoric...".
Đồng vị
Các đồng vị phóng xạ của phốtpho bao gồm:
 P32: chất tạo bức xạ beta (1,71MeV) với chu kỳ bán rã 14,3 ngày. Nó được
dùng trong các phòng thí nghiệm khoa học nghiên cứu về sự sống, chủ yếu
để tạo ra các mẫu ADN và ARN đánh dấu phóng xạ, ví dụ để sử dụng
trong các phương pháp đánh dấu Northern hay đánh dấu Southern. Do các
hạt beta cao năng lượng được tạo ra thâm nhập qua da và giác mạc, và do
bất kỳ lượng P32 nào được đi vào cơ thể theo các đường tiêu hóa, hô hấp
hay hấp thụ qua các đường khác đều kết hợp lại trong xương và các axít
nucleic, OSHA yêu cầu là mọi người làm việc với P32 bắt buộc phải dùng
quần áo bảo hộ, găng tay và kính bảo hộ, và phải tránh sự tiến hành công
việc trên các thùng chứa hở để bảo vệ mắt. OSHA cũng yêu cầu phải có sự
giám sát cá nhân, quần áo và bề mặt bị phơi nhiễm. Ngoài ra, do năng
lượng cao của các hạt beta, thông thường người ta hay sử dụng các vật liệu
nặng để che chắn (chẳng hạn chì), nhưng điều này lại tạo ra bức xạ thứ cấp
các tia X, thông qua một tiến trình được biết đến như là Bremsstrahlung,
có nghĩa là bức xạ phanh. Vì thế, các tấm che phải kèm theo với các vật
liệu nhẹ như plexiglas, acrylic, lucit, chất dẻo, gỗ hay nước [1].
 P33; chất tạo bức xạ beta (0,25MeV) với chu kỳ bán rã 25,4 ngày. Nó được
dùng trong các phòng thí nghiệm khoa học về sự sống trong các ứng dụng
mà bức xạ beta thấp năng lượng là ưu thế hơn, ví dụ trong sắp xếp chuỗi
ADN.
Hợp chất
 Phốtphat amôni [(NH4)3PO4]  Đihiđrô phốtphat canxi

 Phốtphin (trihiđrua phốtpho PH3) [Ca(H2PO4)2]
 Phốtphat canxi [Ca3(PO4)2]  Phốt phua canxi (Ca3P2)
 Phốtphat sắt (III) (FePO4)
Page 145 of 970
 Phốt phát sắt (II) [Fe3(PO4)2]  Triclorua phốtpho (PCl3)

 Axít hypophốtphorơ (H3PO2)  Triiốđua phốtpho (PI3)
 Thuốc thử Lawesson  Phốtphin (PH3)
 Parathion  Sarin (C4H10FO2P)
 Axít phốtphoric (H3PO4)  Somon
 Axit phosphorous (H3PO3)  Phốtphat mônôkali (KH2PO4)
 Pentabrômua phốtpho (PBr5)  Phốtphat trinatri (Na3PO4)
 Pentôxít phốtpho (P2O5)  VX
 Tribrômua phốtpho (PBr3)
 Tóm tắt:
Phốtpho, 15P
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Phốtpho, P
Phiên âm /ˈfɒsfərəs/ FOS-fər-əs
Hình dạng Không màu, trắng sáp, đỏ tươi hơi vàng, đỏ, tím, đen
Phốtpho trong bảng tuần hoàn
N
↑
P
↓
As
Silic ← Phốtpho → Lưu huỳnh
Page 146 of 970

Số nguyên 15
tử (Z)
Khối lượng 30.973762(2)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 15, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 3
Cấu hình [Ne] 3s2 3p3
electron
mỗi lớp 2, 8, 5

Màu sắc Không màu, trắng sáp, đỏ tươi hơi vàng, đỏ, tím, đen
Mật độ (trắng) 1,823; (đỏ) ≈ 2,2 – 2,34; (tím) 2,36; (đen) 2,69g·cm−3(ở 0°C,
101.325kPa)
Điểm ba trạng
thái (đỏ) 862,7°K, 4367kPa
Nhiệt lượng (trắng) 0,66kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi (trắng) 12,4kJ·mol−1
Nhiệt dung (trắng) 23,824J·mol−1·K−1
Áp suất hơi (trắng)
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 279 307 342 388 453 549
Page 147 of 970

Trạng thái 5, 4, 3, 2[1], 1 [2], -1, -2, -3 Axít nhẹ

ôxy hóa
ion hóa Thứ hai: 1907kJ·mol−1
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Độ dẫn nhiệt (trắng) 0,236; (đen) 12.1W·m−1·K−1
Tính chất từ (trắng, đỏ, tím, đen) Nghịch từ[3]
Mô đun nén (trắng) 5, (đỏ) 11GPa
CAS

31 31
P 100% P ổn định với 16 neutron
32
P Tổng hợp 14,28 ngày β− 1.709 32
S
33 − 33
P Tổng hợp 25,3 ngày β 0.249 S
16. Lưu huỳnh (S)

Lưu huỳnh là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu S và số
nguyên tử 16. Nó là một phi kim phổ biến, không mùi, không vị, nhiều hóa
trị. Lưu huỳnh, trong dạng gốc của nó là chất rắn kết tinh màu vàng chanh.
Trong tự nhiên, nó có thể tìm thấy ở dạng đơn chất hay trong các khoáng chất
sulfua và sulfat. Nó là một nguyên tố thiết yếu cho sự sống và được tìm thấy
trong hai axít amin. Sử dụng thương mại của nó chủ yếu trong các phân bón
nhưng cũng được dùng rộng rãi trong thuốc súng, diêm, thuốc trừ sâu và
thuốc diệt nấm.
Page 148 of 970


Một mẩu lưu huỳnh nóng chảy thành chất lỏng màu
đỏ máu. Ngọn lửa màu xanh lam của nó có thể quan
sát tốt nhất trong bóng tối
Ở nhiệt độ phòng, lưu huỳnh là một chất rắn xốp
màu vàng nhạt. Mặc dù lưu huỳnh không được ưa
thích do mùi của nó - thường xuyên bị so sánh với
mùi trứng ung - mùi này thực ra là đặc trưng của
sulfua hiđrô (H2S); còn lưu huỳnh đơn chất không
có mùi. Nó cháy với ngọn lửa màu xanh lam và tỏa
ra điôxít lưu huỳnh, với mùi ngột ngạt dị thường.
Lưu huỳnh không hòa tan trong nước nhưng hòa
tan trong đisulfua cacbon và các dung môi không phân cực khác. Các trạng
thái ôxi hóa phổ biến của nó là -2, -1 (pirit sắt...), +2, +4 và +6. Lưu huỳnh
tạo thành các hợp chất ổn định với gần như mọi nguyên tố, ngoại trừ các khí
trơ.
Lưu huỳnh trong trạng thái rắn thông thường tồn tại như là các phân tử vòng
dạng vòng hoa S8. Lưu huỳnh có nhiều thù hình bên cạnh S8. Loại một
nguyên tử từ vòng sẽ là S7, đây là nguyên nhân cho màu vàng đặc trưng của
lưu huỳnh. Nhiều vòng khác cũng được điều chế ra, bao gồm S12 và S18. Trái
lại, nguyên tố ôxy cùng phân nhóm nhưng nhẹ hơn về cơ bản chỉ tồn tại trong
hai dạng cơ bản có ý nghĩa hóa học là: O2 và O3. Selen, nguyên tố nặng hơn
cùng phân nhóm với lưu huỳnh có thể tạo ra các vòng nhưng thông thường
nó nằm trong chuỗi polyme.
Tinh thể lưu huỳnh rất phức tạp. Phụ thuộc vào các điều kiện cụ thể, các thù
hình của lưu huỳnh tạo thành vài cấu trúc tinh thể khác nhau, với các dạng
hình thoi và xiên đơn S8 là các dạng được nghiên cứu kỹ nhất.
Một tính chất đáng chú ý là độ nhớt của lưu huỳnh nóng chảy, không giống
như phần lớn các chất lỏng khác, tăng lên theo nhiệt độ do sự hình thành các
chuỗi polyme. Tuy nhiên, sau khi đã đạt được một khoảng nhiệt độ nhất định
thì độ nhớt lại bị giảm do đã đủ năng lượng để phá vỡ chuỗi polyme.
Lưu huỳnh vô định hình hay "dẻo" có thể được tạo ra khi làm nguội nhanh
lưu huỳnh nóng chảy. Các nghiên cứu tinh thể bằng tia X chỉ ra rằng dạng vô
định hình có thể có cấu trúc xoắn ốc với 8 nguyên tử trên một vòng. Dạng
này là ổn định động ở nhiệt độ phòng và dần dần chuyển ngược thành dạng
Page 149 of 970
kết tinh. Tiến trình này diễn ra trong vòng vài giờ hay vài ngày nhưng có thể
tăng tốc nhờ xúc tác.
Ứng dụng
Lưu huỳnh có nhiều ứng dụng công nghiệp. Thông qua dẫn xuất chính của nó
là axít sulfuric (H2SO4), lưu huỳnh được đánh giá là một trong các nguyên tố
quan trọng nhất được sử dụng như là nguyên liệu công nghiệp. Nó là quan
trọng bậc nhất đối với mọi lĩnh vực của nền kinh tế thế giới.
Sản xuất axít sulfuric là sử dụng chủ yếu của lưu huỳnh, và việc tiêu thụ axít
sulfuric được coi như một trong các chỉ số tốt nhất về sự phát triển công
nghiệp của một quốc gia. Axít sulfuric được sản xuất hàng năm ở Hoa Kỳ
nhiều hơn bất kỳ hóa chất công nghiệp nào khác.
Lưu huỳnh cũng được sử dụng trong ắc quy, bột giặt, lưu hóa cao su, thuốc
diệt nấm và trong sản xuất các phân bón phốtphat. Các sulfit được sử dụng
để làm trắng giấy và làm chất bảo quản trong rượu vang và làm khô hoa quả.
Do bản chất dễ cháy của nó, lưu huỳnh cũng được dùng trong các loại diêm,
thuốc súng và pháo hoa. Các thiosulfat natri và amôni được sử dụng như là
các tác nhân cố định trong nhiếp ảnh. Sulfat magiê, được biết dưới tên gọi
muối Epsom có thể dùng như thuốc nhuận tràng, chất bổ sung cho các bình
ngâm (xử lý hóa học), tác nhân làm tróc vỏ cây, hay để bổ sung magiê cho
cây trồng.
Cuối thế kỷ 18, các nhà sản xuất đồ gỗ sử dụng lưu huỳnh nóng chảy để tạo
ra các lớp khảm trang trí trong các sản phẩm của họ. Do điôxít lưu huỳnh
được tạo ra trong quá trình nung chảy lưu huỳnh nên các đồ gỗ với lớp khảm
lưu huỳnh đã bị loại bỏ rất nhanh.
Từ xa xưa, người ta đã biết dùng Lưu huỳnh để làm đẹp da và trị mụn trứng
cá. Tuy nhiên đến nay vẫn chưa có nghiên cứu nào tìm ra cách hoạt động của
Lưu huỳnh trong việc điều trị mụn. Bằng thực nghiệm, người ta đã kết luận
Lưu huỳnh có khả năng kháng viêm và kháng khuẩn cao, từ đó làm xẹp nốt
mụn một cách nhanh chóng. Để đạt hiệu quả cao, Lưu huỳnh có thể được kết
hợp với Axit Salicylic (BHA) hay Resorcinol trong thành phần dược liệu.
Vai trò sinh học
Page 150 of 970

Các axít amin cystein và methionin chứa lưu huỳnh, cũng như mọi

polypeptid, protein và enzym có chứa các axít amin này. Điều đó làm cho lưu
huỳnh trở thành thành phần cần thiết cho mọi tế bào. Các liên kết disulfua
giữa các polypeptid là rất quan trọng trong sự tạo thành và cấu trúc của
protein. Homocystein và taurin cũng là các axít amin chứa lưu huỳnh nhưng
không được mã hóa bởi ADN và chúng cũng không phải là một phần của cấu
trúc sơ cấp của các protein. Một số dạng vi khuẩn sử dụng sulfua hiđrô (H2S)
thay vào vị trí của nước như là chất cung cấp electron trong các tiến trình thô
sơ tương tự như quang hợp. Thực vật cũng hấp thụ lưu huỳnh từ đất trong
dạng các ion sulfat. Lưu huỳnh vô cơ tạo thành một phần của các cụm sắt-lưu
huỳnh, và lưu huỳnh là chất cầu nối trong vị trí CuA của cytochrom c ôxidaza.
Lưu huỳnh là thành phần quan trọng của coenzym A.
Ảnh hưởng môi trường

Sự đốt cháy than và dầu mỏ trong công nghiệp và các nhà máy điện giải
phóng ra một lượng lớn điôxít lưu huỳnh SO2, nó sẽ phản ứng với hơi nước
và ôxy có trong khí quyển để tạo ra axít sulfuric. Đây là nguyên nhân của các
trận mưa axít và làm giảm pH của đất cũng như các khu vực chứa nước ngọt,
tạo ra những tổn thất đáng kể cho môi trường tự nhiên và gây ra phong hóa
hóa học đối với các công trình xây dựng và kiến trúc. Các tiêu chuẩn về nhiên
liệu đã thắt chặt các chỉ tiêu về hàm lượng lưu huỳnh trong các nhiên liệu hóa
thạch để giảm thiểu sự hình thành của mưa axít. Lưu huỳnh được tách ra từ
các nhiên liệu này sau đó sẽ được làm tinh khiết và tạo ra một phần lớn của
sản lượng lưu huỳnh được sản xuất.
Lịch sử
Tinh thể lưu huỳnh

Lưu huỳnh (tiếng Phạn, sulvere; tiếng Latinh
sulpur), (còn được gọi là lưu hoàng, sinh diêm
vàng, diêm sinh) đã được biết đến từ thời cổ đại,
và nó được nhắc đến trong Pentateuch của Kinh
Thánh (Sáng thế ký). Các phiên dịch ra tiếng
Anh của nó đều coi lưu huỳnh như là
"brimstone", tạo ra tên gọi của các bài thuyết
Page 151 of 970
giáo 'Fire and brimstone', trong đó địa ngục và sự quở trách của Thượng đế
đối với những kẻ có tội được nhấn mạnh. Nó có từ phần của Kinh Thánh cho
rằng địa ngục có mùi của lưu huỳnh.
Trong tiếng Ả Rập sufra có nghĩa là màu vàng, có từ màu sáng của dạng tự
nhiên của lưu huỳnh và người ta cho rằng nó là nguyên từ của các tên gọi để
chỉ lưu huỳnh trong ngôn ngữ của một số quốc gia châu Âu hiện nay.
Homer đã đề cập tới "lưu huỳnh ngăn ngừa các loài phá hoại" từ thế kỷ 9
TCN và năm 424 TCN thì bộ tộc ở Boeotia đã tiêu hủy các bức tường của
thành phố bằng cách đốt hỗn hợp than, lưu huỳnh và hắc ín dưới chân tường.
Vào khoảng thế kỷ 12, người Trung Quốc đã phát minh ra thuốc súng, nó là
hỗn hợp của nitrat kali (KNO3), cacbon và lưu huỳnh. Các nhà giả kim thuật
ban đầu cho lưu huỳnh ký hiệu giả kim thuật là một tam giác ở đỉnh của chữ
thập. Vào những năm cuối thập niên 1770, Antoine Lavoisier đã củng cố
niềm tin của cộng đồng khoa học khi cho rằng lưu huỳnh là một nguyên tố
chứ không phải hợp chất.
Năm 1867 lưu huỳnh đã được phát hiện trong các mỏ ở Louisiana và Texas.
Lớp nằm trên của nó là cát chảy đã ngăn cản các hoạt động khai thác thông
thường. Vì thế quy trình Frasch đã nảy sinh và được thực hiện.
Sự phổ biến
Lưu
huỳnh Các tinh
thể lưu
huỳnh ở
suối nước
nóng Wai
-o-tapu,
New
Zealand
Lưu huỳnh dạng đơn chất có thể tìm thấy ở gần các suối nước nóng và các
khu vực núi lửa tại nhiều nơi trên thế giới, đặc biệt là dọc theo vành đai lửa
Page 152 of 970
Thái Bình Dương. Các nguồn phổ biến này là cơ sở cho tên gọi truyền thống
brimstone, do lưu huỳnh có thể tìm thấy gần các miệng núi lửa. Các trầm tích
núi lửa hiện được khai thác tại Indonesia, Chile và Nhật Bản.
Các mỏ đáng kể của lưu huỳnh đơn chất cũng tồn tại trong các mỏ muối dọc
theo bờ biển thuộc vịnh Mexico và trong các evaporit ở Đông Âu và Tây Á.
Lưu huỳnh trong các mỏ này được cho là có được nhờ hoạt động của các vi
khuẩn kỵ khí đối với các khoáng chất sulfat, đặc biệt là thạch cao. Các mỏ
này là nền tảng của sản xuất lưu huỳnh công nghiệp tại Hoa Kỳ, Ba Lan,
Nga, Turkmenistan và Ukraina.
Lưu huỳnh thu được từ dầu mỏ, khí đốt và cát dầu Athabasca đã trở thành
nguồn cung cấp lớn trên thị trường, với các kho dự trữ lớn dọc theo Alberta.
Lưu huỳnh khai thác ở Alberta, được chuẩn bị
giao hàng tại Vancouver, B.C
Các hợp chất chứa lưu huỳnh nguồn gốc tự nhiên
phổ biến nhất là các sulfua kim loại, như pyrit
(sulfua sắt), cinnabar hay chu sa (sulfua thủy
ngân), galen (sulfua chì), sphalerit (sulfua kẽm) và stibnit (sulfua antimon)
cũng như các sulfat kim loại, như thạch cao (sulfat canxi), alunit (sulfat nhôm
kali) và barit (sulfat bari). Sulfua hiđrô là một chất khí tạo ra mùi đặc trưng
của trứng thối. Trong tự nhiên, nó có trong các sản phẩm phun trào từ núi lửa,
chẳng hạn từ các miệng phun thủy nhiệt, và do tác động của vi khuẩn với các
hợp chất hữu cơ chứa lưu huỳnh khi bị phân hủy.
Các màu đặc trưng của các vệ tinh núi lửa của Sao Mộc, như Io, là do các
dạng khác nhau của lưu huỳnh gây ra (nóng chảy, rắn hay khí). Các khu vực
sẫm màu trên Mặt Trăng gần hố Aristarchus có thể là mỏ lưu huỳnh. Lưu
huỳnh cũng tồn tại trong nhiều loại thiên thạch.
Hợp chất
Sulfua hiđrô có mùi đặc trưng của trứng thối. Khi hòa tan trong nước nó có
tính axít và phản ứng với nhiều kim loại để tạo ra các sulfua kim loại. Các
sulfua kim loại khá phổ biến, đặc biệt là của sắt. Sulfua sắt còn được gọi là
pyrit cũng như khoáng sản màu vàng. Một điều thú vị là pyrit có các tính chất
bán dẫn [1]. Galen là sulfua chì tự nhiên, là chất bán dẫn đầu tiên được phát
Page 153 of 970

hiện và nó đã từng được dùng làm bộ chỉnh lưu tín hiệu trong các "râu mèo"
của các radio tinh thể đầu tiên.
Nhiều hợp chất hữu cơ của lưu huỳnh với mùi khó ngửi như các êtyl và mêtyl
mecaptan được dùng làm chất tạo mùi cho khí đốt nhằm dễ dàng phát hiện rò
rỉ. Mùi của tỏi và "mùi hôi như chồn hôi" cũng do các hợp chất hữu cơ chứa
lưu huỳnh gây ra. Tuy nhiên, không phải mọi hợp chất hữu cơ chứa lưu
huỳnh đều có mùi khó ngửi, chẳng hạn, terpen - một hợp chất chứa lưu huỳnh
là tác nhân tạo ra mùi thơm đặc trưng của quả bưởi chùm.
Nitrua lưu huỳnh polyme hóa có các tính chất của kim loại mặc dù nó không
chứa bất kỳ một nguyên tử kim loại nào. Hợp chất này cũng có các tính chất
điện và quang học bất thường. Polyme này có thể tạo ra từ têtranitrua têtra
lưu huỳnh S4N4.
Các hợp chất quan trọng khác của lưu huỳnh còn có:
Vô cơ:
 Các sulfua (S2-) là các hợp chất đơn giản nhất của lưu huỳnh với các
nguyên tố hóa học khác.
 Các sulfit (SO32-), các muối của axít sulfurơ, H2SO3, được tạo ra bằng cách
hòa tan SO2 trong nước. Axít sulfurơ và các sulfit tương ứng là các chất
khử tương đối mạnh. Các hợp chất dẫn xuất khác từ SO2 còn có các ion
pyrosulfit hay mêtabisulfit (S2O52−).
 Các sulfat (SO42-), các muối của axít sulfuric. Axít sulfuric cũng phản ứng
với SO3 trong các tỷ lệ đẳng phân tử gam để tạo ra axít
pyrosulfuric (H2S2O7).
 Các thiôsulfat (đôi khi được gọi là thiôsulfit hay "hyposulfit") (S2O32−)-
như thiôsulfat natri được dùng như các chất cố định trong nhiếp ảnh (trong
vai trò của các chất khử) và thiôsulfat amôni đã được phát hiện như là chất
thay thế cho các xyanua trong lọc quặng vàng [2].
 Đithiônit natri, Na2S2O4 tạo ra từ axít hyposulfurơ/đithiônơ - là một chất
khử mạnh.
 Đithiônat natri (Na2S2O6)
 Các axít polythiônic (H2SnO6), trong đó n dao động từ 3 đến 80.
Page 154 of 970

 Axít perôxymônôsulfuric (H2SO5) và axít perôxyđisulfuric (H2S2O8)-được

điều chế từ phản ứng của SO3 hay H2SO4 với H2O2 đậm đặc một cách
tương ứng.
 Các polisulfua natri (Na2Sx)
 Hexaflorua lưu huỳnh, SF6, một tác nhân đẩy nặng, dạng khí, không phản
ứng và không độc
 Têtranitrua têtra lưu huỳnh S4N4.
 Các thiôxyanat là các hợp chất chứa ion thiôxyanat, SCN-. Liên quan đến
các ion này là thiôxyanôgen, (SCN)2.
Hữu cơ:
 Đimêtyl sulfôniôprôpiônat (DMSP; (CH3)2S+CH2CH2COO-) là thành phần

trung tâm của chu trình lưu huỳnh hữu cơ trong đại dương.
 Các thiôête là các phân tử với công thức tổng quát dạng R-S-R′, trong
đó R và R′ là các nhóm hữu cơ. Các chất này là sự tương đương của
các ête (lưu huỳnh thay thế ôxy).
 Các thiol (hay mecaptan) là các phân tử với nhóm chức -SH. Chúng là các
chất tương đương với rượu (lưu huỳnh thay thế ôxy).
 Các thiolat có nhóm chức -S- gắn vào. Chúng là các chất tương đương của
các ankôxít (lưu huỳnh thay thế ôxy).
 Sulfôxít là các phân tử với nhóm chức R-S(=O)-R′, trong đó R và R′ là các
nhóm hữu cơ. Một chất phổ biến trong số các sulfôxít là DMSO.
 Sulfon là các phân tử với nhóm chức R-S(=O)-R′, trong đó R và R′ là các
nhóm hữu cơ.
 Thuốc thử Lawesson là thuốc thử hóa học có thể lấy ôxy từ các chất hữu
cơ khác và thay nó bằng lưu huỳnh.
 Naptalen-1,8-điyl 1,3,2,4-đithiađiphốtphetan 2,4-đisulfua.
Đồng vị
Lưu huỳnh có 18 đồng vị, trong đó 4 đồng vị ổn định: S32 (95,02%), S33
(0,75%), S34 (4,21%) và S36 (0,02%). Các đồng vị khác và S35 là các đồng vị
phóng xạ và có chu kỳ bán rã ngắn. S35 được tạo ra từ sự bắn phá của các tia
vũ trụ với Ar40trong khí quyển Trái Đất. Nó có chu kỳ bán rã là 87 ngày.
Page 155 of 970
Khi các khoáng chất sulfua theo nước mưa xuống đất thì cân bằng đồng vị
giữa các thể rắn và các thể lỏng có thể sinh ra sự sai biệt nhỏ trong các giá trị
của dS34 của các khoáng chất cùng nguồn gốc. Sự khác biệt trong các khoáng
chất có thể sử dụng để ước tính nhiệt độ của cân bằng. dC13 và dS34 của các
cacbonat cùng tồn tại và các sulfua có thể sử dụng để xác định pH và độ khó
giữ ôxy của các chất lỏng mang theo quặng trong quá trình hình thành quặng.
Trong phần lớn các hệ sinh thái rừng, sulfat chủ yếu thu được từ khí quyển
hay sự phong hóa của các quặng khoáng sản và các chất đã thoát hơi nước
cũng cung cấp một lượng lưu huỳnh nhỏ. Lưu huỳnh với thành phần đồng vị
đặc biệt được sử dụng để xác định các nguồn ô nhiễm, và lưu huỳnh được
làm giàu được thêm vào dưới dạng dấu vết trong các nghiên cứu thủy học.
Các khác biệt trong độ phổ biến tự nhiên cũng được sử dụng trong các hệ
thống mà trong đó có các biến đổi đủ lớn của S34 trong thành phần của hệ
sinh thái.
Phòng ngừa
Các chất như đisulfua cacbon, ôxysulfua cacbon, sulfua hiđrô và điôxít lưu
huỳnh cần phải rất cẩn thận khi tiếp xúc.
Mặc dù điôxít lưu huỳnh là khá an toàn để sử dụng như là phụ gia thực
phẩm với một lượng nhỏ, nhưng khi ở nồng độ cao nó phản ứng với hơi ẩm
để tạo ra axít sulfurơ mà với một lượng đủ lớn có thể gây tổn thương cho
phổi, mắt hay các cơ quan khác. Trong các sinh vật không có phổi như côn
trùng hay thực vật thì nó ngăn cản sự hô hấp.
Sulfua hiđrô là rất độc (nó độc hơn nhiều so với xyanua). Mặc dù ban đầu nó
có mùi, nhưng nó nhanh chóng làm mất cảm giác mùi, vì thế các nạn nhân có
thể không biết được sự hiện diện của nó cho đến khi đã quá muộn.
 Tóm tắt:
Lưu huỳnh, 16S
Page 156 of 970

Quang phổ vạch của Lưu huỳnh
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Lưu huỳnh, S
Phiên âm /ˈsʌlfər/ SUL-fər
Hình dạng Màu vàng chanh
Lưu huỳnh trong bảng tuần hoàn
O
↑
S
↓
Se
Phốtpho ← Lưu huỳnh → Clo
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 3
Page 157 of 970

mỗi lớp 2, 8, 6

Màu sắc Vàng chanh
Nhiệt độ sôi 717,8°K (444,6°C, 832,3°F)
Mật độ (alpha) 2,07g·cm−3(ở 0°C, 101.325kPa)
(beta) 1,96g·cm−3
(gamma) 1,92g·cm−3
Điểm tới hạn 1314°K, 20,7MPa
Nhiệt lượng nóng chảy (mono) 1,727kJ·mol−1
Nhiệt bay hơi (mono) 45kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 375 408 449 508 591 717

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2 Axít mạnh
Thứ hai: 2252kJ·mol−1
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Page 158 of 970
Cấu trúc tinh thể Trực thoi
Độ dẫn nhiệt (Vô định hình) 0.205W·m−1·K−1

Điện trở suất ở 20°C: (Vô định hình)
2×1015 Ω·m
Mohs

32 32
S 95,02% S ổn định với 16 neutron
33 33
34 34
35
S Tổng hợp 87,32 ngày β− 0,167 35
Cl
36 36
17. Clo (Cl)

Clo (Chlorine) (từ tiếng Hy Lạp χλωρος Chloros, có nghĩa là "lục nhạt") là
nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Cl và số
nguyên tử bằng 17. Nó là một halôgen, nằm ở ô số 17, thuộc chu kì 3 của
bảng tuần hoàn. Ion Clo, là một thành phần của muối ăn và các hợp chất
khác, nó phổ biến trong tự nhiên và chất cần thiết để tạo ra phần lớn các loại
hình sự sống, bao gồm cả cơ thể người. Clo có ái lực điện tử cao nhất và có
độ âm điện đứng thứ 3 trong tất cả các nguyên tố. Ở dạng khí, nó có màu
vàng lục nhạt, nó nặng hơn không khí khoảng 2,5 lần, có mùi hắc khó ngửi,
và là chất độc cực mạnh. Ở dạng nguyên tố trong điều kiện chuẩn, nó là một
chất ôxi hóa mạnh, được sử dụng làm chất tẩy trắng và khử trùng rất mạnh,
cũng như là thuốc thử cần thiết trong ngành công nghiệp hóa chất. Là một
Page 159 of 970
chất khử trùng thông thường, các hợp chất clo được sử dụng trong các bể bơi
để giữ sạch sẽ và vệ sinh. Ở thượng tầng khí quyển, clo chứa trong phân tử
chlorofluorocarbons, ký hiệu CFC, có liên quan trong việc gây hại tầng ôzôn.
Lịch sử
Clo (tiếng Hy Lạp: χλωρος, khí màu vàng lục) được phát hiện năm 1774 bởi
Carl Wilhelm Scheele, là người đã sai lầm khi cho rằng nó chứa ôxy. Clo
được đặt tên năm 1810 bởi Humphry Davy, là người khẳng định nó là một
nguyên tố.
Tính chất
Clo, khí hóa lỏng dưới áp suất 8 bar ở nhiệt độ phòng. Kích thước cột chất
lỏng là ca. 0.3 x 3cm. Ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn, hai nguyên tử clo
hình thành các phân tử có hai nguyên từ Cl2. Đây là một chất khí màu vàng
xanh có mùi đặc biệt mạnh mẽ của nó, mùi thuốc tẩy. Sự gắn kết giữa hai
nguyên tử là tương đối yếu (chỉ 242,58 ± 0,004 kJ/ mol), mà làm cho phân tử
Cl2 phản ứng cao. Điểm sôi bầu không khí thường xuyên là khoảng -34˚C,
nhưng nó có thể được hóa lỏng ở nhiệt độ phòng với áp lực trên 8 atm.
Nguyên tố này là thành viên của nhóm halôgen tạo ra một loạt các muối và
được tách ra từ các clorua thông qua quá trình ôxi hóa hay phổ biến hơn là
điện phân. Clo là một khí có khả năng phản ứng ngay lập tức gần như với
mọi nguyên tố. Ở 10 °C một lít nước hòa tan 3,10 lít clo và ở 30 °C chỉ là
1,77 lít.

Ngoài những tính chất hóa học của một phi kim như tác dụng với hầu hết kim
loại tạo thành muối Clorua, tác dụng với Hiđro tạo khí hiđro clorua. Phương
pháp Clo hóa là sử dụng khí Clo mới sinh (khí Clo mới sinh có khả năng hoạt
hóa rất cao hơn hẳn khí Clo đã được cất giữ trong các bình chứa một thời
gian) tác dụng trực tiếp với đối tượng cần Clo hóa như các kim loại, oxit kim
loại hoặc các hợp chất hữu cơ (benzen, toluen...), với nước, bazơ,...
Clo thể hiện một số hóa tính trong phản ứng Clo hóa như sau:
Page 160 of 970
a) Tác dụng với nước tạo dung dịch nước clo:

Cl2 (k) + H2O(l) ↔ HCl(dd) + HClO(dd)
Dung dịch nước Clo là dung dịch hỗn hợp giữa Cl2, HCl và HClO nên có
màu vàng lục, mùi hắc của Clo; dung dịch axit lúc đầu làm giấy quỳ chuyển
sang màu đỏ nhưng nhanh chóng bị mất màu ngay sau đó do tác dụng oxi hóa
mạnh của Axit Hipoclorơ HClO.
b) Tác dụng với dung dịch Natri Hiđroxit NaOH tạo dung dịch nước
Giaven:
Cl2 (k) + 2NaOH(dd) → NaCl(dd) + NaClO(dd) + H2O(l)
Dung dịch nước Javen là hỗn hợp hai muối Natri Clorua NaCl và Natri
Hipoclorit NaClO, có tính tẩy màu vì tương tự như Axit Hipoclorơ HClO,
Natri Hipoclorit NaClO là chất oxi hóa mạnh.
c) Ngoài ra, Cl2 còn có thể tác dụng với kiềm dạng rắn ở nhiệt độ cao:
3Cl2 (k) + 6KOH(r) → 5KCl(dd) + KClO3 (dd) + 3H2O(l)
Thuộc tính
Ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn, hai nguyên tử clo hình thành các phân tử có
hai nguyên từ Cl. Đây là một chất khí màu vàng xanh có mùi đặc biệt mạnh
mẽ của nó, mùi thuốc tẩy. Sự gắn kết giữa hai nguyên tử là tương đối yếu
(chỉ 242,580 ± 0,004kJ/mol), mà làm cho phân tử Cl2 phản ứng cao. Điểm sôi
bầu không khí thường xuyên là khoảng -34°C, nhưng nó có thể được hóa
lỏng ở nhiệt độ phòng với áp lực trên 8 atm.
Ở dạng nguyên tố, clo có dạng khí (ở điều kiện tiêu chuẩn) nhị nguyên tử
(phân tử) có màu vàng lục nhạt.
Nguyên tố này là thành viên của nhóm halôgen tạo ra một loạt các muối và
được tách ra từ các clorua thông qua quá trình ôxi hóa hay phổ biến hơn là
điện phân. Clo là một khí có khả năng phản ứng ngay lập tức gần như với
mọi nguyên tố. Ở 10°C một lít nước hòa tan 3,10 lít clo và ở 30°C chỉ là 1,77
Page 161 of 970

lít.
Đồng vị
Có hai đồng vị chính ổn định của clo, với khối lượng 35 và 37, tìm thấy trong
tự nhiên với tỷ lệ 3:1, tạo ra các nguyên tử clo trong tự nhiên có khối lượng
nguyên tử chung xấp xỉ 35.453. Clo có 9 đồng vị với khối lượng nguyên tử
trong khoảng 32 đến 40. Chỉ có ba đồng vị là có trong tự nhiên: Cl35 (75,77%)
và Cl37 (24,23%) là ổn định,[3] và đồng vị phóng xạ Cl36. Tỷ lệ của Cl36 tới Cl
ổn định trong môi trường là khoảng 700 E -15: 1. Cl36 được sản xuất trong
khí quyển bằng va đập của Ar36bởi các tương tác với tia prôton vũ trụ. Trong
môi trường dưới bề mặt, Cl36 được sinh ra chủ yếu như kết quả của việc bắt
nơtron của Cl35 hay bắt muon của Ca40. Cl36 phân rã thành S36 và thành Ar36,
với chu kỳ bán rã tổ hợp là 308.000 năm. Chu kỳ bán rã của đồng vị ưa nước
này làm nó trở thành phù hợp cho việc đánh giá niên đại trong địa chất học
trong khoảng từ 60.000 đến 1 triệu năm. Bổ sung thêm, một lượng lớn Cl36 đã
được tạo ra bởi sự chiếu xạ của nước biển trong quá trình thử nghiệm các vũ
khí nguyên tử trong không khí từ năm 1952 đến 1958. Thời gian tồn tại của
Cl36 trong khí quyển khoảng 1 tuần. Vì thế, như là chất đánh dấu của nước
những năm thập niên 1950 trong đất và nước ngầm, Cl36 còn có ích để đánh
giá tuổi của các loại nước ít hơn 50 năm trước ngày nay. Cl36 cũng được sử
dụng trong các lĩnh vực khác nhau của địa chất, bao gồm đánh giá niên đại
băng và các trầm tích.
Ứng dụng
Clo là một hóa chất quan trọng trong làm tinh khiết nước, trong việc khử
trùng hay tẩy trắng và là khí gây ngạt (mù tạc).
Clo được sử dụng rộng rãi trong sản xuất của nhiều đồ vật sử dụng hàng
ngày.
 Sử dụng (trong dạng axít hipoclorơ HClO) để diệt khuẩn từ nước uống và

trong các bể bơi. Thậm chí một lượng nhỏ nước uống hiện nay cũng là
được xử lý với clo.
Page 162 of 970

 Sử dụng rộng rãi trong sản xuất giấy, khử trùng, thuốc nhuộm, thực phẩm,

thuốc trừ sâu, sơn, sản phẩm hóa dầu, chất dẻo, dược phẩm, dệt may, dung
môi và nhiều sản phẩm tiêu dùng khác.
 Trong hóa hữu cơ chất này được sử dụng rộng rãi như là chất ôxi hóa và
chất thế vì clo thông thường tạo ra nhiều thuộc tính có ý nghĩa trong các
hợp chất hữu cơ khi nó thây thế hiđrô (chẳng hạn như trong sản xuất cao
su tổng hợp).
 Clo cũng được sử dụng trong sản xuất các muối clorat, clorofom, cacbon
tetraclorua và trong việc chiết xuất brôm.
Sự phổ biến
Trong tự nhiên clo chỉ được tìm thấy trong dạng các ion clorua (Cl-). Các
clorua tạo ra các loại muối hòa tan trong nước biển - khoảng 1,9% khối lượng
của nước biển là các ion clorua. Trong nước của biển Chết và các mỏ nước
mặn ngầm thì nồng độ của các ion clorua còn cao hơn nữa.
Phần lớn các muối clorua hòa tan trong nước, vì thế các clorua rắn thông
thường chỉ tìm thấy trong những vùng khí hậu khô hoặc ở sâu dưới đất.
Trong lớp vỏ Trái Đất, clo có giá trị trung bình khoảng 126ppm,[4], chủ yếu ở
dạng halit (muối mỏ) (natri clorua), sylvit (kali clorua) và cacnalit (magiê
clorua, kali clorua ngậm sáu phân tử nước). Có hơn 2000 hợp chất của clo vô
cơ tồn tại trong tự nhiên.[5]
Trong vũ trụ, clo được tạo ra trong các vụ nổ siêu tân tinh.[6]
Về công nghiệp, clo nguyên tố được sản xuất bằng cách điện phân dung dịch,
có màng ngăn của natri clorua bão hòa. Cùng với clo, quy trình khử clo của
kim loại kiềm sinh ra khí hiđrô và hiđrôxít natri, theo phản ứng sau:
2NaCl + 2H2O   Cl2↑ + H2↑ + 2NaOH
dpdd
mn
Hợp chất
 Hợp chất clo hữu cơ: Cloflocacbon (Chlorofluorocarbons) hay CFC:
Giới thiệu: Chlorofluorocarbons (CFC) là một nhóm các hợp chất hóa học
sản xuất có chứa clo, flo, và carbon. Nhóm này bao gồm CFC-11, CFC-12,
CFC-113, CFC- 114, CFC-115, và nhiều hình thức của Freon.
Page 163 of 970
Thuộc tính: Nó không màu, không mùi, không độc hại, nonflammable, và ổn
định khi phát ra. Khi nó được phát ra và đạt đến tầng bình lưu, nó phá vỡ và
giải phóng nguyên tử clo, phá hủy tầng ozone của trái đất. CFC có thể kéo
dài hơn 100 năm trong tầng bình lưu. Bởi vì nó phá hủy tầng ozone, CFC đã
bị cấm từ sản xuất tại Hoa Kỳ kể từ 31 tháng 12 năm 1995. Chỉ tái chế CFC
dự trữ có thể được sử dụng trên cơ sở hạn chế. CFCs cũng là một "khí nhà
kính" bởi vì chúng hấp thụ nhiệt trong khí quyển, gửi một số lượng nhiệt hấp
thụ trở lại bề mặt của trái đất và góp phần vào sự nóng lên toàn cầu và khí
hậu thay đổi.
Ứng dụng: Trước khi CFC đã bị cấm, nó đã được sử dụng làm khí sinh hàn
trong các bình xịt, tủ lạnh, điều hòa không khí trong nhà, xe và các doanh
nghiệp, bình chữa cháy, bọt cách điện, bao bì thực phẩm xốp, làm sạch và
điện tử dung môi. CFC vẫn được sử dụng trong thuốc hít để kiểm soát hen
suyễn, nhưng điều này sẽ không được phép sử dụng sau năm 2008. Nó cũng
có thể được sử dụng trong nghiên cứu.
Cơ chế tác động: Bạn có thể được tiếp xúc với CFCs nếu bạn sử dụng một
ống hít trước năm 2008 có chứa CFC, sử dụng máy điều hòa không khí có
chứa CFC, hoặc ổ đĩa một chiếc xe cũ với một máy điều hòa không khí có
chứa CFC. Nếu bạn sử dụng một tủ lạnh chứa CFC, bạn có thể tiếp xúc nếu
các phân tử CFC rò rỉ ra ngoài tủ lạnh. Tại nơi làm việc, bạn có thể được tiếp
xúc với CFCs nếu bạn làm việc trong một cơ sở tái chế CFC trong điều hòa
không khí. Bạn có thể được tiếp xúc nếu bạn làm việc tại một cơ sở có sự cho
phép sử dụng CFCs tái chế, dự trữ, hoặc tiến hành nghiên cứu sử dụng chúng.
 Hợp chất clo vô cơ: Các hợp chất của clo bao gồm các muối clorua, muối
hipoclorit, muối clorit, muối clorat, muối peclorat.
Quy trình sản xuất clo
Page 164 of 970

Clo có thể sản xuất thông qua điện phân dung dịch clorua natri, tức nước
biển. Có ba phương pháp để tách clo bằng điện phân được sử dụng trong
công nghiệp:
Điện phân tế bào thủy ngân: Là phương pháp đầu tiên được sử dụng để sản
xuất clo ở mức công nghiệp. Anốt bằng titan nằm phía trên catốt bằng thủy
ngân lỏng, dung dịch clorua natri nằm ở giữa các điện cực. Khi có dòng điện
chạy qua, clo được giải phóng ở cực dương, còn natri hòa tan trong catốt thủy
ngân tạo thành một hỗn hống.
Hỗn hống có thể tái tạo lại thủy ngân bằng cách cho phản ứng với nước tạo ra
hiđrô và hiđrôxít natri. Chúng là những sản phẩm phụ có ích.
Phương pháp này tiêu hao nhiều năng lượng và có vấn đề về sự thất thoát
thủy ngân.
Điện phân màng ngăn: Màng ngăn amiăng được bọc lấy catốt là một lưới
sắt để ngăn không cho clo và hiđrôxít natri tạo ra có thể tái phản ứng.
Phương pháp này tiêu hao ít năng lượng hơn phương pháp tế bào thủy ngân,
nhưng hiđrôxít natri không dễ cô lập và kết lắng thành chất có ích.
Điện phân màng tế bào: Các tế bào điện phân được chia thành hai bởi màng
có vai trò như nơi trao đổi ion. Dung dịch clorua natri bão hòa được đưa vào
ngăn của anốt còn nước cất đưa vào ngăn của catốt.
Phương pháp này có hiệu quả gần bằng phương pháp màng ngăn và sản xuất
được hiđrôxít natri rất nguyên chất.
Cảnh báo
Clo kích thích hệ hô hấp, đặc biệt ở trẻ em và người cao tuổi. Trong trạng
thái khí, nó kích thích các màng nhầy và khi ở dạng lỏng nó làm cháy da. Chỉ
cần một lượng nhỏ (khoảng 3,5 ppm) để có thể phát hiện ra mùi riêng đặc
trưng của nó nhưng cần tới 1.000 ppm trở lên để trở thành nguy hiểm. Vì thế,
clo đã là một trong các loại khí được sử dụng trong Chiến tranh thế giới thứ
nhất như một vũ khí hóa học.
Page 165 of 970
Sự phơi nhiễm khí này không được vượt quá 0,5ppm (8-giờ-trọng lượng
trung bình - 40 giờ trong tuần).
Sự phơi nhiễm cấp trong môi trường có nồng độ clo cao (chưa đến mức chết
người) có thể tạo ra sự phồng rộp phổi, hay tích tụ của huyết thanh trong
phổi. Mức độ phơi nhiễm thấp kinh niên làm suy yếu phổi và làm tăng tính
nhạy cảm của các rối loạn hô hấp.
Các loại hơi độc có thể sinh ra khi thuốc tẩy trộn với nước tiểu, amôniắc hay
sản phẩm tẩy rửa khác. Các khí này bao gồm hỗn hợp của khí clo và triclorua
nitơ; vì thế cần phải tránh các tổ hợp này.
 Tóm tắt:
Clo, 17Cl
Clo hóa lỏng trong khối hộp
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Clo, Cl
Phiên âm /ˈklɔəriːn/ KLOR-een
Hình dạng Màu vàng lục nhạt ở cả thể khí và lỏng
Clo trong bảng tuần hoàn

F
↑
Page 166 of 970

Cl
↓
Br
Lưu huỳnh ← Clo → Agon
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 3
mỗi lớp 2, 8, 7

Màu sắc Vàng lục nhạt
Nhiệt độ nóng chảy 171,6°K (-101,5°C, -150,7°F)
Nhiệt độ sôi 239,11°K (-34,04°C, -29,27°F)
Mật độ 3,2g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ sôi: 1,5625[1]g·cm−3
Nhiệt lượng nóng chảy (Cl2) 6,406kJ·mol−1
Nhiệt bay hơi (Cl2) 20,41kJ·mol−1
Nhiệt dung (Cl2) 33,949 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
Page 167 of 970

P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k

ở T (K) 128 139 153 170 197 239

Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1 Axít mạnh
hóa trị
Bán kính van der Waals 175pm
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh (Thể khí, 0°C) 206m·s−1

Độ dẫn nhiệt 8,9×10-3 W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20°C: > 10 Ω·m

35 35
Cl 75.77% Cl ổn định với 18 neutron
36
Cl Tổng hợp 3,01×105 năm β− 0.709 36
Ar
36
ε - S
37 37
Cl 24.23% Cl ổn định với 20 neutron
18. Argon (Ar)
Page 168 of 970

Argon là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn. Nó có ký hiệu Ar và

số nguyên tử bằng 18. Là khí hiếm thứ ba trong nhóm 8, argon chiếm khoảng
0,934% khí quyển Trái Đất, điều này làm cho nó trở thành khí hiếm phổ biến
nhất trên Trái Đất.
Lịch sử
Argon (tiếng Hy Lạp argos có nghĩa là "lười" hoặc "bất động") đã được
Henry Cavendish cho là tồn tại trong không khí từ năm 1785 nhưng chỉ được
Lord Rayleigh (John William Strutt, nam tước đời 3 của Rayleigh) và
William Ramsay phát hiện chính thức từ năm 1894.
Khí này được cô lập từ không khí lỏng bằng chưng cất phân đoạn do khí
quyển Trái Đất chỉ chứa khoảng 0,934% thể tích là argon (1,29% khối
lượng). Khí quyển Sao Hỏa chứa tới 1,6% Ar40 và 5 ppm Ar36. Vào năm
2005, tàu thăm dò Huygens cũng đã phát hiện sự tồn tại của Ar40 trên Titan,
vệ tinh lớn nhất của sao Thổ [1].
Tính chất lý - hóa

Argon hòa tan trong nước nhiều gấp 2,5 lần nitơ và xấp xỉ độ hòa tan của oxi.
Nguyên tố hóa học có độ ổn định cao này là không màu, không mùi trong cả
dạng lỏng và khí. Người ta biết rất ít về các hợp chất hóa học của argon, đây
là một trong các lý do trước đây nó được gọi là khí trơ. Sự tạo ra hidroflorua
argon (HArF), một hợp chất rất không ổn định của argon với hidro và flo đã
được các nhà nghiên cứu của trường Đại học Tổng hợp Helsinki thông báo
vào năm 2000, nhưng vẫn chưa được xác nhận.
Mặc dù không có hợp chất hóa học nào của argon hiện đã được công nhận,
nhưng argon có thể tạo ra các mắt lưới với nước khi các nguyên tử của nó bị
mắc kẹt trong lưới các phân tử nước. Các tính toán lý thuyết trên các máy
tính đã chỉ ra vài hợp chất của argon mà có thể ổn định nhưng cách thức tạo
ra các chất này thì vẫn chưa được biết.
Ứng dụng
Page 169 of 970

Nó được sử dụng trong các loại đèn điện do nó không phản ứng với dây tóc
trong bóng đèn ngay cả ở nhiệt độ cao và trong các trường hợp mà nitơ phân
tử là một khí bán trơ không ổn định. Các ứng dụng khác:
 Argon được sử dụng như là môi trường khí trơ trong nhiều công nghệ hàn
kim loại, bao gồm hàn kim loại khí trơ (mig) và hàn vonfram khí trơ (tig)
(trong đó "I" là viết tắt của inert trong tiếng Anh tức là trơ).
 Có vai trò là lớp phủ không phản ứng trong sản xuất titan và các nguyên tố
có phản ứng hóa học cao khác.
 Là lớp khí bảo vệ để nuôi cấy các tinh thể silic và germani trong công
nghiệp sản xuất chất bán dẫn.
 Là chất khí dùng trong các đèn plasma.
 Argon39 được sử dụng cho nhiều ứng dụng, chủ yếu là nghiên cứu lõi
băng. Nó cũng được dùng để xác định niên đại nước ngầm.
 Các thiết bị phẫu thuật lạnh chẳng hạn như sự cắt bỏ lạnh sử dụng agon
lỏng để tiêu diệt các tế bào ung thư.
Argon cũng được sử dụng trong các thiết bị lặn tự chứa để làm căng quần áo
khô, do nó trơ và có độ dẫn nhiệt kém.
Hợp chất
Trước năm 1962, argon và các khí hiếm khác nói chung được coi là trơ về
mặt hóa học và không có khả năng tạo ra các hợp chất. Tuy nhiên, kể từ thời
điểm đó, các nhà khoa học đã có thể bắt các khí hiếm nặng hơn tạo ra các hợp
chất. Năm 2000, hợp chất đầu tiên của argon được các nhà nghiên cứu của
trường Đại học Tổng hợp Helsinki thông báo là đã tạo ra bằng cách chiếu tia
cực tím vào argon rắn chứa một lượng nhỏ florua hidro (HF), và chất tạo ra là
hidroflorua argon (HArF).
Đồng vị
Các đồng vị chính của argon tìm thấy trên Trái Đất là Ar40, Ar36 và Ar38. K40
nguồn gốc tự nhiên với chu kỳ bán rã 1,250 x 109 năm, bị phân rã thành Ar40
ổn định (11,2%) bằng bắt electron và bằng bức xạ positron cũng như chuyển
Page 170 of 970

thành Ca40 ổn định (88,8%) bằng phân rã beta. Các tính chất và tỷ lệ này được
dùng để xác định niên đại của các loại đá.
Trong khí quyển Trái Đất, Ar39 được tạo ra nhờ hoạt động của các tia vũ trụ,
chủ yếu là với Ar40. Trong các môi trường dưới bề mặt Trái Đất thì nó cũng
được tạo ra thông qua bắt neutron của K39 hay phân rã alpha của canxi.
Agon37 được tạo ra từ phân rã của Ca40 như là kết quả của các vụ thử nghiệm
hạt nhân ngầm. Nó có chu kỳ bán rã 35 ngày.
 Tóm tắt:
Argon, 18Ar
Quang phổ vạch của Argon.
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Argon, Ar
Phiên âm /ˈɑrɡɒn/
Hình dạng Khí không màu, phát sáng với ánh sáng tím nhạt khi ở thể plasma
Argon trong bảng tuần hoàn

Ne
↑
Ar
Page 171 of 970
↓
Kr
Clo ← Argon →
Số nguyên 18
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 8, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 3
Cấu hình [Ne] 3s2 3p6
electron
mỗi lớp 2, 8, 8

chất
Nhiệt độ nóng 83,80°K (−189,35°C, −308,83°F)
chảy
Nhiệt độ sôi 87,30°K (−185,85°C, −302,53°F)
Mật độ 1,784g/L (ở 0°C, 101.325kPa)
lỏng
Điểm ba trạng 83.8058°K, 69kPa
thái
Page 172 of 970

nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) - 47 53 61 71 87

Trạng thái ôxy 0
hóa
Độ âm điện Không có dữ liệu (Thang Pauling)
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

thể
Vận tốc âm (thể khí, 27°C) 323m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 17,72x10-3W·m−1·K−1
Số đăng ký 7440–37–1
CAS

Page 173 of 970
36 36
Ar 0.337% Ar ổn định với 18 neutron
37 37
Ar Tổng hợp 35 ngày ε 0.813 Cl
38 38
39
Ar Tổng hợp 269 năm β− 0.565 39
K
40 40
41
Ar Tổng hợp 109,34 phút β− 2.49 41
K
42
Ar Tổng hợp 32,9 năm β− 0.600 42
K
19. Kali (K)

Kali (bắt nguồn từ tiếng Latinh hiện đại: kalium) là nguyên tố hoá học ký
hiệu K, số thứ tự 19 trong bảng tuần hoàn. Kali còn gọi là bồ tạt (mặc dù bồ
tạt để chỉ tới kali cacbonat K2CO3 thì chính xác hơn) hay pô tát. Kali nguyên
tố là kim loại kiềm mềm, có màu trắng bạc dễ bị oxy hóa nhanh trong không
khí và phản ứng rất mạnh với nước tạo ra một lượng nhiệt đủ để đốt cháy
lượng hydro sinh ra trong phản ứng này. Kali cháy có ngọn lửa màu hoa cà.
Kali và natri có tính chất hóa học rất giống nhau, đều là những nguyên tố
nhóm IA trong bảng tuần hoàn. Chúng có cùng mức năng lượng ion hóa thứ
nhất, khi được kích hoạt thì nguyên tử của hai nguyên tố này sẽ cho đi
electron ngoài cùng duy nhất. Dù là hai nguyên tố khác nhau, nhưng kali và
natri có thể kết hợp với những anion giống nhau để tạo nên những muối có
tính chất tương tự, điều này đã được nghi ngờ từ năm 1702,[5] và được chứng
minh năm 1807 khi kali và natri được cô lập một cách độc lập từ các muối
khác nhau bằng cách điện phân. Kali tồn tại trong tự nhiên ở dạng các muối
ion. Do đó, nó được tìm thấy ở dạng hòa tan trong nước biển (với khoảng
0,04% kali theo khối lượng[6][7]), và nguyên tố này có mặt trong nhiều khoáng
vật.
Hầu hết các ứng dụng trong công nghiệp của kali là nhờ vào khả năng hòa tan
tương đối cao của các hợp chất kali trong nước như bánh xà phòng kali. Kim
loại kali chỉ có một vài ứng dụng đặc biệt, như là nguyên tố được thay thế
cho natri kim loại trong hầu hết các phản ứng hóa học.
Page 174 of 970

Các ion kali có vai trò cần thiết cho chức năng của mọi tế bào sống. Sự
khuếch tán ion kali xuyên màng tế bào thần kinh cho phép hoạt động dẫn
truyền thần kinh diễn ra bình thường. Sự suy giảm kali trong động vật, bao
gồm cả con người, dẫn đến rối loạn các chức năng khác nhau của tim. Cơ thể
phản ứng với lượng kali trong chế độ ăn uống, làm tăng nồng độ kali huyết
thanh, với sự chuyển đổi kali từ bên ngoài đến bên trong tế bào và tăng thải
kali qua thận.
Kali tích lũy trong các tế bào thực vật, và do đó trái cây tươi và rau là những
nguồn cung cấp lượng kali tốt cho cơ thể. Sự tồn tại trong thực vật khiến ban
đầu kali được cô lập từ potash (các dạng tro của thực vật), nên kali trong
tiếng Anh được đặt tên theo hợp chất này. Cũng vì lý do trên nên những vụ
canh tác sản lượng lớn đã làm cạn kiệt nguồn kali trong đất một cách nhanh
chóng, khiến phân bón nông nghiệp tiêu thụ đến 95% hóa chất chứa kali được
sản xuất trên toàn cầu.[8] Ngược lại, ngoại trừ một vài cây chịu mặn đặc biệt,
hầu hết thực vật không thể dung nạp ion natri, dẫn đến hệ quả hàm lượng
natri thấp trong cơ thể.
Lịch sử
Không phải các muối kali hay natri (với tư cách tách biệt với các loại muối
hóa học khác) đã từng được biết đến trong thời kỳ La Mã, và tên gọi Latin
của nguyên tố này không phải gốc Latin cổ điển mà là Tân Latin. Tên Latin
kalium được chọn từ từ "alkali" đã được chuyển tự từ tiếng Ả Rập: al-
qalyah nghĩa là "tro thực vật". Thuật ngữ alkali phát âm tương tự trong tiếng
Anh cũng có cùng gốc này (potassium trong tiếng Ả Rập chuẩn hiện đại là
‫بوتاسيوم‬ būtāsyūm).[9]
Humphry Davy
Tên tiếng Anh của nguyên tố này là potassium
bắt nguồn từ từ "potash",[10] đề cập đến một
phương pháp mà theo đó potash thu được bằng
cách lọc sạch tro gỗ hoặc lá cây và làm bay hơi
dung dịch trong một cái nồi. Potash về bản chất
là một hỗn hợp muối kali do thực vật có chứa
một ít hoặc không có hàm lượng natri, và phần
còn lại của khoáng chất trong thực vật bao gồm
Page 175 of 970

các muối canxi có tính hòa tan tương đối thấp. Trong khi kali đã từng được
sử dụng từ thời kỳ cổ đại, nhưng nó không được biết đến trong suốt bề dày
lịch sử là một chất khác biệt về cơ bản với các muối natri. Georg Ernst
Stahl đã thu được bằng chứng thực nghiệm cho phép ông kết luận sự khác
biệt của các muốn natri và kali vào năm 1702, [5] và Henri Louis Duhamel du
Monceau đã có thể chứng minh sự khác biệt này vào năm 1736.[11] Thành
phần hóa học chính xác của các hợp chất natri và kali, và trạng thái nguyên tố
natri và kali đã không được biết đến, và do đó Antoine Lavoisier đã không
xếp alkali vào trong danh sách các nguyên tố hóa học của ông năm 1789.[12][13]
Kim loại kali đã được Sir Humphry Davy phát hiện năm 1807, ông tách nó ra
từ bồ tạt ăn da (KOH). Kim loại kiềm này là kim loại đầu tiên được điều chế
bằng điện phân muối nóng chảy với một pin Volta được phát hiện mới nhất.
Kali là kim loại đầu tiên được điều chế bằng phương pháp điện phân.[14] Cùng
năm đó, Davy đã thông báo về việc tách natri kim loại từ một dẫn suất
khoáng vật (Natri hiđroxit, NaOH, hay lye) chứ không phải muối thực vật
cũng bằng kỹ thuật tương tự, và ông đã minh họa rằng các nguyên tố tách ra
từ các muối này là khác nhau.[12][13][15][16] Mặc dù việc sản xuất kim loại kali và
natri đã cho thấy rằng chúng là các nguyên tố nhưng phải mất một khoảng
thời gian trước khi đề xuất này được công nhận rộng rãi.[13]
Trong một thời gian dài các ứng dụng potash chỉ dùng trong việc sản xuất
thủy tinh, thuốc tẩy và xà phòng.[17] Xà phòng kali từ mỡ động vật và dầu
thực vật có giá rất cao, do chúng có khuynh hướng hòa tan nhiều hơn trong
nước và mềm hơn, nên được gọi là xà phòng mềm.[8] Phát hiện của Justus
Liebig năm 1840 cho thấy rằng kali là nguyên tố cần thiết cho thực vật và hầu
hết loại đất đều thiếu kali[18] đã làm gia tăng nhu cầu các muối kali. Tro gỗ từ
các loại cây linh sam ban đầu được sử dụng như một nguồn cung cấp muối
kali ở dạng phân bón, nhưng với việc phát hiện năm 1868 về các mỏ chứa
kali clorua gần Staßfurt, Đức thì sản lượng phân bón kali bắt đầu được sản
xuất ở quy mô công nghiệp.[19][20][21][22] Các mỏ potash khác dần được phát
hiện, và vào thập niên 1960 Canada trở thành nước sản xuất nguồn kali chính
trên thị trường quốc tế.[23][24]
Tính chất
Vật lý
Page 176 of 970

Kali là kim loại nhẹ thứ 2 sau liti. Nó là chất rắn mềm có điểm nóng chảy
thấp và có thể dùng dao để cắt dễ dàng. Vết mới cắt của kali có màu bạc,
nhưng ngay lập tức sẽ lu mờ chuyển sang màu xám sau khi tiếp xúc với
không khí,[25][26] nên nó phải được bảo quản trong dầu mỏ hay dầu lửa. Trong
thí nghiệm với ngọn lửa, kali và các hợp chất của nó phát ra màu hoa cà với
đỉnh bức xạ ở bước sóng 766,5nm.[27][26]
Cấu trúc nguyên tử
Nguyên tử Kali với các lớp điện tử

Nguyên tử Kali có 19 proton và 19
electron, với đồng vị bền có 20 neutron.
Bán kính nguyên tử trung bình 2,77Å, Vm
là 45,46cm³/mol.[28] Cấu hình điện tử của Kali
như sau:
K: 1s2
L: 2s2p6
M: 3s2p6
N: 4s1
Hóa học
Ngọn lửa kali
Các nguyên tử kali có 19 electron nhiều hơn 1 electron so
với trạng thái bền vững của khí trơ gần nhất argon.
Nguyên tử kali trong trường hợp này dễ mất 1 nguyên tử
ngoài cùng hơn là kiếm thêm 1 nữa để đạt trang thái bền;
tuy nhiên, các ion K– cũng được biết đến.[29] Do mức năng
lượng ion hóa thứ nhất thấp (418,8 kJ/mol) nguyên tử kali
dễ dàng mất đi 1 electron và oxy hóa thành cation K+.[30]
Page 177 of 970

Quá trình này cần ít năng lượng đến nỗi kali dễ dàng bị ôxy
hóa bởi ôxy trong khí quyển. Ngược lại, mức năng lượng ion hóa thứ hai rất
cao (3052kJ/mol), do phải loại bỏ 2 electron khi phá vỡ trạng thái bền vững
của cấu hình khí hiếm.[30] Do đó, kali không sẵn sàng để tạo thành các hợp
chất ở trạng thái ôxy hóa +2 (hoặc cao hơn).[29]
Kali phản ứng mạnh với nước
Kali phản ứng với ôxy trong không khí tạo

thành kali peroxit và phản ứng với nước tạo thành kali hiđroxit. Phản ứng của
kali với nước rất nguy hiểm vì tính mãnh liệt của phản ứng và việc tạo ra
khí hydro trong phản ứng. Khí hydro tiếp tục phản ứng với ôxy trong khí
quyển tạo thành nước, lượng nước này lại tiếp tục phản ứng với kali dư.
[26]
Phản ứng này chỉ cần sự có mặt của một ít nước; vì vậy kali và hợp kim
lỏng của nó với natri là NaK là những chất hút ẩm mạnh có thể được dùng để
làm khô các dung môi trước khi đưa vào chưng cất.[26][31]
Do tính nhạy cảm của kali với nước và không khí, các phản ứng chỉ có thể
xảy ra trong khí quyển trơ như khí argon dùng công nghệ chân không. Kali
không phản ứng với hầu hết hydrocarbon như dầu khoáng hoặc kerosene.[26]
Nó dễ hòa tan trong ammoniac lỏng với nồng độ lên đến 480ppm ở 0°C. Tùy
theo nồng độ, các dung dịch ammoniac sẽ có màu xanh dương đến vàng, và
độ dẫn điện của chúng tương tự như độ dẫn điện của kim loại lỏng. Ở dạng
dung dịch tinh khiết, ammoniac phản ứng chậm với kali tạo thành KNH2,
nhưng phản ứng này được tăng tốc khi thêm một lượng nhỏ muối của các kim
loại chuyển tiếp.[32] Bởi vì kali có thể khử các muối thành kim loại, kali
thường được dùng làm chất khử trong việc sản xuất các kim loại từ các muối
của chúng bằng phương pháp Rieke.[33] Ví dụ, dùng kali làm chất khử để điều
chế magiê bằng phương pháp Rieke từ clorua magie:
MgCl2 + 2K → Mg↓ + 2KCl
Hợp chất
Cấu trúc phân tử của kali superôxít rắn (KO2)
Page 178 of 970

Kali chỉ có một trạng thái ôxy hóa phổ biến là +1. Kim loại kali là chất phản
ứng mạnh do nó dễ dàng bị ôxy hóa tạo ra cation K+. Khi bị ôxy hóa nó rất
bền và khó bị khử trở lại thành kim loại.[29]
Kali hydroxit dễ dàng phản ứng với cacbon điôxít tạo ra kali cacbonat, và
được dùng để loại các tạp chất khí trong không khí. Nhìn chung, các hợp chất
kali hòa tan trong nước rất tốt, do năng lượng hydrat hóa của ion K+ cao. Ion
kali không màu khi tan trong nước và rất khó kết tủa; nó có thể kết tủa
với natri tetraphenylborat, axít hexachloroplatinic, và natri cobaltinitrit.[26]
Kali ôxy hóa nhanh hơn hầu hết các kim loại và tạo thành các ôxít với các
liên kết ôxy-ôxy, cũng giống như các kim loại kiềm khác trừ liti. Có ba loại
ôxít được hình thành trong phản ứng này gồm kali ôxít, kali peroxit, và kali
superôxít,[34] gồm 3 kiểu ion gốc ôxy khác nhau: ôxít (O2−), peroxit (O2−2), và
superôxít (O−2). Hai hợp chất sau, đặc biệt là superôxít thì hiếm gặp và chỉ
được tạo ra trong phản ứng với các kim loại có tính dương điện cao; các hợp
chất này chứa các liên kết ôxy-ôxy.[32] Tất cả các hợp chất kali hai phân tử đã
được biết đến phản ứng rất mãnh liệt với nước tạo thành kali hyđrôxít, đây là
hợp chất có tính kiềm rất mạnh và 1,21kg chất kiềm này có thể hòa tan trong
khoảng 1 lít nước.[35][36]
Các hợp chất kali phân li mạnh và hầu hết chúng có thể hòa tan trong nước.
Các dạng chính tồn tại trong nước là các hợp chất phức [K(H2O)n]+ với n = 6
và 7.[37] Một ít muối của nó hòa tan kém trong nước như kali
tetraphenylborat, kali hexachloroplatinat, và kali cobaltinitrit.[26][38]
Các hợp chất kali

KAsO2 KHCO3 KMnO4 K2Al2O4
KBr KHF2 KN3 K2CO3
KBrO3 KHS KNH2 K2CrO4
KCN KHSO3 KNO2 K2Cr2O7
KCNO KHSO4 KNO3 K2FeO4
KCl KH2AsO4 KOCN K2HPO4
KClO3 KH2PO3 KOH K2MnO4
KClO4 KH2PO4 KO2 K2O
KF KI KPF6 K2O2
KH KIO3 KSCN K2PtCl4
KHCO2 KIO4 CH3COOK K2PtCl6
Page 179 of 970

K2S KHSO5 K2Po K4[Fe(CN)6]

K2SeO4 K2S2O5 K2SiO3 K3PO4
K2SO3 K2S2O7 K3[Fe(CN)6] K4Mo2Cl8
K2SO4 K2S2O8 K3[Fe(C2O4)3]
Đồng vị
Có 24 đồng vị của kali đã được biết, trong đó có 3 đồng vị có trong tự nhiên:
K39 (93,3%), K40 (0,01%) và K41 (6,7%). Đồng vị tự nhiên K40 có chu kỳ bán
rã 1,250×109 năm và phân rã thành Ar40 (11,2%) bằng cách bắt điện tử và
bằng bức xạ positron, cũng như phân rã thành đồng vị ổn định Ca40 (88,8%)
bằng bức xạ beta.[39]
Sự phân rã của K40 thành Ar40 thông thường được sử dụng làm phương pháp
đánh giá tuổi các loại đá. Phương pháp đánh giá tuổi bằng tỷ lệ K / Ar phụ
thuộc vào giả thiết rằng các loại đá không chứa agon ở thời điểm tạo ra nó và
mọi agon do phóng xạ sinh ra sau đó (Ar40) về mặt lượng là được bảo toàn,
tức là một hệ thống kín. Các khoáng chất được xác định tuổi bằng cách đo
mật độ của kali cũng như lượng Ar40 do phóng xạ sinh ra đã được tích lũy.
Các khoáng chất phù hợp để xác định tuổi là biôtit, muscôvit, và plutonit /
hocblen biến chất, cũng như fenspat núi lửa; toàn bộ các mẫu đá từ nham
thạch núi lửa và đá xâm nhập nông có thể được xác định tuổi nếu chúng chưa
bị thay thế.[39][40] Ngoài ra, các đồng vị kali còn được sử dụng như là chất
đánh dấu vết trong nghiên cứu thời tiết. Chúng cũng được sử dụng trong các
nghiên cứu về chu trình vận chuyển các chất dinh dưỡng vì kali là chất dinh
dưỡng đa lượng cần thiết cho sự sống.[41]
K40 có trong kali tự nhiên (và vì thế có trong các sản phẩm muối thương mại)
trong một lượng vừa đủ đến mức một túi lớn của các chất này có thể sử dụng
như nguồn phóng xạ cho các minh họa trong lớp học. Ở người và động vật
khỏe mạnh, 40K là một nguồn phóng xạ lớn nhất thậm chí còn hơn cả 14C.
Trong cơ thể một người nặng 70 kg có khoảng 4.400 hạt nhân 40K phân rã
mỗi giây.[42] Mức độ phân rã của kali tự nhiên là 31 Bq/g.[43]
iso TN t½ DM DE MeV DP
39
K 93,26% Ổn định có 20 neutron
40
K 0,012% 1,251 E9 năm[44] β− 1,311 40
Ca
Page 180 of 970

40
ε 1,505 Ar
41
K 6,73% Ổn định có 22 neutron
Sự phổ biến
Kali có trong mẫu feldspar
Kali được hình thành trong vũ trụ bởi quá trình tổng
hợp hạt nhân từ các nguyên tử nhẹ hơn. Dạng bền của
kali được tạo ra trong các vụ nổ siêu tân tinh bằng quá
trình đốt cháy ôxy.[45] Kim loại kali không tồn tại trong
tự nhiên do độ hoạt động mạnh của nó với nước. Ở dạng hợp chất, nguyên tố
này chiếm khoảng 2,4% trọng lượng lớp vỏ Trái Đất và là nguyên tố phổ biến
thứ bảy trong lớp này, tương đương với natri là 1,8%.[46]. Trong nước biển,
nồng độ của kali là 0,39g/L[6] rất thấp so với natri là 10,8g/L.[47][48]
Orthoclase (feldspar kali KAlSi3O8) là một khoáng vật tạo đá phổ biến. Ví dụ
như trong đá granit chứa 5% kali, hàm lượng này cao hơn hàm lượng trung
bình của kali trong vỏ Trái Đất. Sylvit (KCl), carnallit [KCl·MgCl2·6(H2O)],
kainit (MgSO4·KCl·3H2O) và langbeinite (MgSO4·K2SO4)) là các khoáng vật
được tìm thấy ở dạng các đá bay hơi của các hồ và nền biển cổ trên khắp thế
giới. Các mỏ này thường có sự phân lớp bắt đầu với lớp ít hòa tan nằm dưới
đáy và lớp hòa tan nhất nằm ở trên mặt.[48] Các mỏ dạng trứng (kali nitrat)
được hình thành từ sự phân rã các khoáng vật hữu cơ trong đới tiếp xúc với
khí quyển, hầu hết là trong các hang động; do khả năng hòa tan cao trong
nước của chất này nên việc hình thành các mỏ lớn cần có các điều kiện môi
trường đặc biệt.[49]
Sản xuất thương mại

Sylvit ở New Mexico
Page 181 of 970

Quặng potash ở Saskatchewan trên đường về Edmonton
Các đống chất thải từ việc khai thác potash ở

Đức chứa chủ yếu là natri clorua
Các muối kali như carnallit, langbeinit,
polyhalit, và sylvit tạo nên các mỏ lớn trong các
hồ và đáy biển cổ,[47] làm cho việc khai thác các
muối kali trong các môi trường này là khả thi về mặt thương mại. Nguồn chủ
yếu của kali được khai thác ở Canada, Nga, Belarus, Đức, Israel, Hoa Kỳ,
Jordan và nhiều nơi khác nữa trên thế giới.[50] [51][52] Mỏ đầu tiên được khai
thác nằm gần Staßfurt, Đức, nhưng dãi phân bố mỏ này kéo dài từ Đại Anh
qua Đức và đến tận Ba Lan. Chúng nằm trong tầng Zechstein và tích tụ vào
kỷ Permi giữa đến muộn. Mỏ lớn nhất từng được phát hiện ở độ sâu khoảng
hơn 900 mét dưới bề mặt của Saskatchewan, Canada. Các mỏ này nằm trong
Loạt Elk Point hình thành vào Devon giữa. Saskatchewan, nơi có nhiều mỏ
lớn được khai thác từ thập niên 1960, đã đi tiên phong trong việc sử dụng
phương pháp đóng băng cát ước (hệ tầng Blairmore) để khai thác dạng trục
trong chúng (in order to drive mine shafts through them).[53] Nước trong Biển
Chết được Israel và Jordan dùng để sản xuất kali, trong khi nồng độ trong các
đại dương thông thường quá thấp để có thể sản xuất thương mại với giá hiện
thời.[51][52]
Nhiều phương pháp được sử dụng để tách các muối kali ra khỏi các hợp chất
có mặt magiê và natri. Phương pháp được sử dụng nhiều nhất là kết tủa một
số hợp chất dựa vào khải năng hòa tan khác nhau của các muối ở những nhiệt
độ khác nhau. Tách tĩnh điện của hỗ hợp các muối dưới lòng đất cũng được
sử dụng trong một số mỏ. Các chất thải magiê và natri tách ra hoặc được
chứa dưới lòng đất hoặc chất thành các đống xỉ. Hầu hết các khoáng sản kali
được khai thác qua quá trình xử lý sẽ cho ra sản phẩm cuối cùng là kali
clorua. Ngành công nghiệp khoáng chú trọng đến kali clorua hoặc ở dạng
potash, hoặc MOP đơn giản.[48]
Kim loại kali nguyên chất có thể được điều chế bằng phương pháp điện phân
các hydroxit của nó theo quy trình đã được Davy điều chỉnh một chút. Mặc
dù quá trình điện phân đã được phát triển và sử dụng ở quy mô công nghiệp
trong thập niên 1920, phương pháp nhiệt bằng cách phản ứng của natri với
kali clorua trong một phản ứng cân bằng hóa học trở thành phương pháp chủ
yếu trong thập niên 1950. Việc sản xuất các hợp kim kali natri có thể thực
Page 182 of 970
hiện được bằng cách thay đổi thời gian phản ứng và lượng natri được sử dụng
trong phản ứng. Công nghệ Griesheimer sử dụng phản ứng giữa kali florua
với canxi carbua cũng được sử dụng để sản xuất kali.[48][54]
Na + KCl → NaCl + K↓ (phương pháp nhiệt)
2KF + CaC2 → 2K↓ + CaF2 + 2C↓ (công nghệ Griesheimer)
Kim loại kali cấp chất thử (chỉ thị) có giá khoảng 22 USD/kg) năm 2010 khi
mua với số lượng lớn (hàng tấn). Việc buôn bán chất này không ổn định do
khó khăn trong việc tàng trữ kim loại này. Nó phải được lưu trữ trong điều
kiệu không khí chứa toàn khí trơ hoặc dầu khoáng gốc khan để chống việc
tạo thành các lớp kali superôxít bọc trên bề mặt của nó. Loại ôxit này là một
chất nổ nhạy với áp lực nó sẽ nổ khi bị trầy xước. Khi nổ thường sẽ sinh ra
ngọn lửa rất khó dập tắt.[55][56]
Vai trò sinh học

Chức năng sinh học
Hoạt động của bơm natri
- kali là một ví dụ vận
chuyển tích cực cơ bản.
Hai protein vận chuyển
bên trái đang dùng ATP
để di chuyển natri ra
khỏi tế bào ngược với
gradient nồng độ. Các
protein bên phải đang sử
dụng cách vận chuyển
chủ động thứ cấp để di
chuyển kali vào tế bào
Kali là nguyên tố phổ biến thứ 8 hoặc 9 theo khối lượng (0,2%) trong cơ thể
người, vì vậy một người trưởng thành có cân nặng 60kg chứa khoảng 120g
kali.[57] Cơ thể người có nhiều kali giống như lưu huỳnh và clo, và chỉ có các
khoáng chất chính như canxi và phốt pho là dồi dào nhất.[58]
Các cation kali có vai trò quan trọng trong các tế bào thần kinh (não và thần
kinh), và trong việc ảnh hưởng đến sự cân bằng thẩm thấu giữa các tế bào và
dịch kẽ (ngoại bào chất) với sự phân bố của chúng trong tất cả các môi
Page 183 of 970
trường trung gian ở tất cả động vật (không phải ở tất cả thực vật) bằng cách
bơm được gọi là Na+/K+-ATPase.[59] Sự bơm ion này sử dụng ATP để bơm 3
ion natri ra khỏi tế bào và 2 ion kali vào bên trong tế bào, do vậy nó tạo ra
một gradient điện hóa trên tất cả màng tế bào. Ngoài ra, các kênh ion kali có
tính chọn lọc cao có vai trò quan trọng trong sự phân cực, ví dụ trong các
nơron, sau khi một điện thế hoạt động được kích hoạt. Kênh ion kali đã được
giải quyết gần đây nhất là KirBac3.1, đưa ra tổng cộng 5 kênh ion kali
(KcsA, KirBac1.1, KirBac3.1, KvAP, và MthK) có cấu trúc xác định. Tất cả
năm kênh đều từ các loài sinh vật nhân sơ.[60]
Kali có thể nhận dạng được thông qua vị của nó do nó tác động vào 3 trong
số năm loại của vị giác nhưng tùy thuộc vào nồng độ. Các ion kali trong dung
dịch loãng có vị ngọt, cho phép có nồng độ trung bình trong sữa và nước ép
trái cây, trong khi nồng độ cao hơn sẽ làm tăng vị đắng do tính kiềm, và cuối
cùng là vị mặn. Sự kết hợp của vị đắng và mặn trong các dung dịch có nhiều
kali bổ sung trong các đồ uống làm cho chúng có vị ngon là một thách thức.
[61][62]
Màng phân cực

Kali cũng có vai trò quan trọng trong chống co cơ và việc gởi tất cả các xung
động thần kinh ở động vật qua các tiềm năng hành động (Action potential).
Do bản chất của tính điện và hóa của chúng, các ion K+ lớn hơn các ion Na+,
và các kênh và các bơm ion trong các màng tế bào có thể phân biệt giữa hai
loại ion này, bơm chủ động hay cho phép đi qua thụ động một trong hai ion
đồng thời ngăn cản ion còn lại.[63]
Sự thiếu hụt kali trong các dung dịch trong cơ thể có thể gây ra các tình trạng
có thể tử vong như thiếu kali máu, đặc biệt gây nôn mửa, tiêu chảy, và / hoặc
tăng bài tiết niệu đạo.[64] Các triệu chứng thiếu hụt kali gồm yếu cơ, liệt ruột,
bất thường ECG (điệm tâm đồ), giảm phản xạ và trong các trường hợp
nghiêm trọng có thể gây liệt hô hấp, alkalosis và rối loạn nhịp tim.[65]
Lọc và bài tiết

Kali là một khoáng chất thiết yếu trong cơ thể con người; nó là cation chính
bên trong các tế bào động vật, và do đó nó co vai trò quan trọng trong việc
duy trì chất dịch và cân bằng điện giải trong cơ thể. Natri cấu thành nên hầu
Page 184 of 970
hết các cation trong plasma máu ở dãy tham chiếu vào khoảng 145mmol/L
(3,345g) (1mmol/L = 1mEq/L), và kali cấu thành nên hầu hết các cation dung
dịch tế bào với mức khoảng 150mmol/L (4,8g). Plasma được lọc qua cầu
thận của các quả thận mơi một lượng lớn với khoảng 180 lít/ngày. [66] Do vậy
mỗi ngày có 602g natri và 33g kali được lọc. Chỉ có 1 – 10g natri và 1 – 4g
kali có thể có trong thức ăn phải được tái hấp thu. Natri phải được tái hấp thu
theo cách giữ một lượng máu chính xác và áp suất thẩm thấu đúng; kali phải
được tái hấp thu theo cách nào đó để giữ cho nồng độ huyết thanh càng gần
với 4,8mmol/L (khoảng 0,190g/L) càng có thể.[67] Các bơm natri trong thận
phải luôn hoạt động để bảo tồn natri. Kali đôi khi cũng phải được bảo tồn,
nhưng khi lượng kali trong plasma máu rất nhỏ và hồ kali trong các tế bào
lớn khoảng 30 lần, tình hình không phải là quá nghiêm trọng đối với kali. Vì
kali được di chuyển một cách thụ động[68][69] ngược chiều với natri để đạt cân
bằng Donnan (không thực tế),[70] nước tiểu có thể không bao giờ chìm dưới
nồng độ của kali trong huyết thanh trừ khi thỉnh thoảng có việc tiết nước chủ
động vào giai đoạn cuối của quá trình. Kali được tiết ra hai lần và tái hấp thụ
3 lần trước khi nước tiểu đi đến các ống thu gom.[71] Ở điểm đó, nó thường
xuyên có nồng độ kali như plasma. Cuối quá trình, kali được tiết ra một lần
nữa nếu nồng độ huyết thanh quá cao.
Nếu kali bị loại bỏ từ thức ăn, vẫn có sự đào thải từ thận với khoảng 200mg
ngày khi huyết thanh giảm 3,0 – 3,5mmol/L trong khoảng 1 tuần,[72] và có thể
không bao giờ bị cắt giảm hoàn toàn, gây ra hạ kali máu và thậm chí là tử
vong.[73]
Kali di chuyển một cách thụ động qua các lỗ rỗng của màng tế bào. Khi các
ion di chuyển qua các bơm, có một cổng trong các bơm ở mỗi mặt của màng
tế bào và chỉ có một cổng có thể mở vào một thời điểm. Kết quả là có khoảng
100 ion bị đẩy qua trong 1 giây. Các lỗ rỗng chỉ có 1 cổng, và chỉ có một loại
ion có thể đi qua với số lượng 10 triệu đến 100 triệu ion mỗi giây.[74] Các lỗ
chân lông cần canxi để mở ra[75] mặc dù người ta nghĩ rằng canxi hoạt động
ngược lại bằng cách khóa ít nhất một trong số các lỗ rỗng.[76] Các nhóm
carbonyl bên trong lỗ rỗng trên các axit amin bắt chước hydrat hóa nước diễn
ra trong dung môi nước[77] bởi bản chất tích điện tĩnh điện trên 4 nhóm
carbonyl bên trong lỗ rỗng.[78]
Trong khẩu phần ăn
Page 185 of 970

Cung cấp vừa đủ

Cung cấp vừa đủ lượng kali để hỗ trợ sự sống có thể qua việc ăn nhiều loại
thực phẩm. Những trường hợp thiếu kali rõ ràng (như các triệu chứng, dấu
hiện và hàm lượng nguyên tố trong máu thấp hơn bình thường) thì hiếm gặp
ở những cá thể khỏe mạnh. Các loài thực phẩm giàu kali như khoai, rau mùi
tây, mơ khô, sữa khô, sô cô la, nhiều loại hạt (đặc biệt là hạnh nhân và hồ
trăn), khoai tây, măng, chuối, bơ, nước dừa, đậu nành, và cám, mặc dù nó
cũng có với một lượng vừa đủ trong hầu hết trái cây, rau, thịt và cá.[79]
Cung cấp tối đa

Các nghiên cứu dịch tễ học và các nghiên cứu ở động vật về bệnh cao huyết
áp chỉ ra rằng khẩu phần ăn có nhiều kali có thể giảm nguy cơ cao huyết áp
và đột quỵ (theo một cơ chế độc lập về huyết áp), và việc thiếu hụt kali kết
hợp với không cung cấp đủ thiamin đã tạo ra bệnh tim ở chuột.[80] Có một vài
tranh cãi liên quan đến lượng cung cấp kali tối đa trong khẩu phần ăn. Ví dụ,
các hướng dẫn năm 2004 của Viện Y học Hoa Kỳ (Institute of Medicine) chỉ
ra rằng DRI (Dietary reference intake) 4.000mg kali (100mEq), mặc dù hầu
hết người Mỹ tiêu thụ chỉ phân nửa lượng trên mỗi ngày, điều này có thể làm
cho họ thiếu kali liên quan đến hướng dẫn trên.[81][82] Tương tự như thế, ở các
nước EU đặc biệt là ở Đức và Ý, kali cung cấp không đủ là khác phổ biến.[83]
Các nhà nghiên cứu người Ý, trong một báo cáo năm 2011 khi phân tích rằng
khi cung cấp một lượng kali cao hơn 1,64g mỗi ngày có sự liên hệ với việc
giảm 21% nguy cơ đột quỵ.[84]
Dược phẩm và bệnh tật

Lượng Kali trong máu người bình thường là nằm trong khoảng 3,5 -
5,0mmol/l.[85][86] Dưới 3,5 sẽ bị chứng giảm kali huyết, trên 5,0 sẽ tăng kali
máu. Cả hai khả năng đều có khả năng dẫn đến tử vong.
Bổ sung kali ở dạng dược phẩm được sử dụng phổ biến nhất trong việc kết
hợp với loop diuretic và thiazide, các phân loại lợi tiểu giúp tống ra khõi cơ
thể natri và nước, nhưng tác dụng phụ cũng gây ra mất kali trong nước tiểu.
[87]
Nhiều cách bổ sung ở dạng dược phẩm và không phải dược phẩm cũng có
mặt. Các muối kali như kali clorua có thể cho hòa tan vào nước, nhưng vị
Page 186 of 970
đắng/mặn của các dung dịch có hàm lượng ion kali cao làm cho có cảm giác
ngon miệng do việc bổ sung chất lỏng có nồng độ cao khó mà tạo ra được.
[61]
Những liều bổ sung dạng thuốc đặc biệt dao động từ 10mmol (400mg,
bằng khoảng 1 cốc sữa hoặc một cốc cam ép 180ml) đến 20mmol (800mg)
một liều. Các muối kali cũng có ở dạng viên nén hoặc viên nang,[88] dùng cho
mục đích điều trị cho phép kali thoát một cách chậm chạp ra khỏi viên thuốc,
vì hàm lượng các ion kali rất cao có thể giết chết các mô, và làm tổn thương
đến niên mạc dạ dày hoặc niêm mạc ruột. Vì lý do này, các viên thuốc bổ
sung kali không kê theo toa bị giới hạn đến 99mg kali theo luật của Hoa Kỳ.
[89]
Ứng dụng
Phân bón
Phân kali và natri sulfat
Các ion kali là thành phần thiết yếu trong dinh
dưỡng thực vật và được tìm thấy trong hầu hết
các loại đất.[8] Chúng được dùng làm phân bón
cho nông nghiệp, trồng trọt và thủy canh ở dạng
kali clorua (KCl), kali sulfat (K2SO4), hoặc
nitrat (KNO3). Phân bón nông nghiệp tiêu thụ
95% các hóa phẩm của kali trên toàn cầu, và
khoảng 90% kali được cung cấp ở dạng KCl. [8]
Thành phần kali trong hầu hết thực vật dao động
từ 0,5% đến 2% khối lượng các vụ mùa, thường
ở dạng K2O. Các vụ mùa năng suất cao phụ thuộc vào lượng phân bón để bổ
sung cho lượng kali mất đi do thực vật hấp thu. Hầu hết phân bón chứa kali
clorua, trong khi kali sulfat được dùng cho các vụ mùa nhạy cảm với clorua
hoặc vụ mùa cần lượng lưu huỳnh cao hơn. Kali sulfat được tạo ra chủ yếu
bằng sự phân giải các khoáng phức của kainit (MgSO4·KCl·3H2O) và
langbeinit (MgSO4·K2SO4). Chỉ có rất ít phân bón chứa kali nitrat.[90] Trong
năm 2005, khoảng 93% sản lượng kali trên thế giới đã được tiêu thụ bởi các
ngành công nghiệp phân bón.[52]
Thực phẩm
Page 187 of 970

Cation kali là dưỡng chất thiết yếu cho con người và sức khỏe. Kali clorua
được dùng thay thế cho muối ăn nhằm giảm lượng cung cấp natri để kiểm
soát bệnh cao huyết áp. USDA liệt kê pa tê cà chua, nước cam, củ cải đường,
đậu trắng, cà chua, chuối và nhiều nguồn thức ăn khác cung cấp kali được
xếp theo mức độ giảm dầm hàm lượng kali.[91]
Kali natri tartrate (KNaC4H4O6, Rochelle salt) là một thành phần chính của
bột nở; nó cũng được sử dụng trong các gương mạ bạc. Kali bromat (KBrO3)
là một chất ôxy hóa mạnh (E924), được dùng để tăng độ dẻo và độ nở cao
của bột bánh mì. Kali bisulfit (KHSO3) được dùng làm chất bảo quản thực
phẩm, như trong rượu vang và bia (nhưng không có trong thịt). Nó cũng được
sử dụng để tẩy trong dệt - nhuộm và thuộc da.[92][93]
Công nghiệp
Các chất hóa học kali chính là kali hydroxit, kali cacbonat, kali sulfat, và kali
clorua. Hàng triệu tấn các hợp chất này được sản xuất mỗi năm.[94]
Kali hydroxit KOH là một ba-zơ mạnh, được dùng ở mức độ công nghiệp để
trung hòa các a-xít mạnh và yếu, để khống chế pH và để sản xuất các muối
kali. Nó cũng được dùng để làm bánh xà phòng từ mỡ và dầu trong công
nghiệp tẩy rửa và trong các phản ứng thủy phân như các este.[95][96]
Kali nitrat (KNO3) được lấy từ các nguồn tự nhiên như guano và evaporit
hoặc được sản xuất từ công nghệ Haber; nó là một chất ôxy hóa trong thuốc
súng (thuốc súng đen) và là một loại phân bón quan trọng. Kali cyanua
(KCN) được dùng trong công nghiệp để hòa tan đồng và các kim loại quý,
đặc biệt là bạc và vàng, bằng cách tạo ra ở dạng phức chất. Những ứng dụng
của nó gồm khai thác vàng, mạ điện, và đúc điện (electroforming) của các
kim loại này; nó cũng được dùng trong tổng hợp hữu cơ để tạo ra nitriles.
Kali cacbonat (K2CO3 hay potash) được dùng trong sản xuất thủy tinh, xà
phòng, ống phóng màn hình màu, đèn huỳnh quan, dệt nhuộm và chất tạo
màu.[97] Kali permanganat (KMnO4) là một chất ôxi hóa, có tính tẩy mạnh và
được sử dụng trong sản xuất saccharin. Kali clorat (KClO3) được cho vào vật
liệu nổ. Kali bromua (KBr) đước đây được sử dụng làm thuốc an thần và
trong nhiếp ảnh.[8]
Kali cromat (K2CrO4) được dùng trong mực,[98] nhuộm, chất tạo màu (màu
vàng đỏ sáng); trong chất nổ và pháo hoa; trong thuộc da, trong giấy bẫy ruồi
Page 188 of 970

và diêm an toàn,[99] tất cả các ứng dụng trên do tính chất của ion cromat hơn
là các ion kali.[100]
Hợp kim NaK với điểm nóng chảy thấp và sức căng bề mặt cao được dùng
làm chất làm mát trong một số lò phản ứng hạt nhân nhanh và vệ tinh ra đa
RORSAT của Liên Xô.[101][102]
Ứng dụng thích hợp khác
Coban vàng
Các hợp chất kali quá phổ biến đến nổi có hàng
ngàn ứng dụng nhỏ tại chỗ. Chất rắn màu cam
superoxit KO2 là nguồn cung cấp ôxy tiện lợi và
là chất hấp thụ cacbon dioxit. Nó được sử dụng
rộng rãi trong hệ thống thông khí mỏ, các tàu
ngầm và tàu không gian do nó chứa ít thể tích
hơn ôxy khí.[103][104]
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2↑
Kali cobaltinitrit K3[Co(NO2)6] được dùng làm chất tạo màu của các họa sĩ
với tên gọi Aureolin hay Coban vàng.[105]
Trong phòng thí nghiệm

Hợp kim của natri và kali, NaK ở dạng chất lỏng được dùng làm chất trung
gian truyền nhiệt và làm chất hút ẩm để tạo ra một môi trường không khí khô.
Nó có thể được sử dụng trong phản ứng chưng cất.[106] Hợp kim gồm 12% Na,
47% K và 41% Cs có nhiệt độ nóng chảy −78°C, thấp nhất trong tất cả các
hợp chất kim loại.[25]
Kali kim loại được dùng ở nhiều dạng khác nhau trong từ kế.[107]
Cảnh báo
Page 189 of 970

Phản ứng của kali kim loại với nước. Hydro

được giải phóng lại cháy tạo ngọn lửa màu
hồng, màu ngọn lửa do đốt hơi kali. Kali
hydroxit mạnh được tạo thành ở dạng dung
dịch
Kali nguyên chất phản ứng mãnh liệt với
nước và hơi ẩm. Do vậy, nó cần được bảo
quản trong dầu khoáng hay dầu lửa và cần
phải hết sức thận trọng khi làm việc với nó:
2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2↑(g)
Phản ứng này rất mãnh liệt và giải phóng ra một lượng nhiệt đủ để đốt cháy
hydro được tạo ra. Nó có thể chuyển sang nổ nếu có mặt ôxy. Kali hydroxit là
một chất kiềm mạnh có thể gây bỏng da. Bột kali mịn sẽ cháy trong không
khí ở nhiệt độ phòng. Kim loại dạng khối sẽ cháy trong không khí nếu được
nung nóng. Do nó có tỷ trọng 0,89g/cm3, nên đối kali nổi trên nước làm cho
nó tiếp xúc với ôxy trong khí quyển. Nhiều chất chữa cháy phổ biến, bao
gồm cả nước, cũng không có tác dụng hoặc làm đám cháy kali trở nên dữ dội
hơn. Nitơ, argon, natri clorua (muối ăn), natri cacbonat (tro sô-da), và silic
điôxít (cát) có thể dập cháy nếu chúng khô (không chứa nước). Một số chất
chữa cháy dạng bột khô nhóm D (natri clorua, natri cacbonat, T.E.C.[108][109]
[110]
) được thiết kế riêng cho chữa cháy kim loại cũng hiệu quả. Các chất này
lấy đi ôxy của đám cháy và làm lạnh kim loại kali.[111]
Bình bột khô nhóm D chứa natri clorua sử dụng
để chữa cháy hữu ích trên các kim loại natri,
kali, magie, titan, nhôm hay zirconi
Kali phản ứng mãnh liệt với các halogen và sẽ
phát nổ nếu có mặt brôm. Nó cũng phản ứng nổ
với axít sulfuric. Việc đốt kali sẽ tạo ra perôxit
và superôxít. Các peroxit này có thể phản ứng
một cách mãnh liệt với các hợp chất hữu cơ như
các loại dầu. Cả per-ô-xít va super-ô-xít có thể
phản ứng nổ với kali kim loại.[112]
Do kali phản ứng với hơi nước trong không khí
nên nó thường được bảo quản trong các loại dầu
Page 190 of 970

khoán anhydrous hoặc kerosen. Không giống liti và natri, tuy nhiên kali

không thể bảo quản trong dầu lâu hơn 6 tháng trừ khi trong môi trường không
khí trơ (không có ôxy) hoặc môi trường chân không. Sau thời gian cất giữ lâu
dài trong không khí, các peroxit nhạy với sốc có thể hình thành trên kim loại
và dưới nắp của thùng chứa, và có thể nổ khi mở nắp.[113]
Do tính chất hoạt động cao của kim loại kali, nó phải được vận chuyển một
cách cực kỳ cẩn thận, phải có bảo vệ toàn bộ da và mắt và có bộ phận chống
nổ cách li giữa người và kim loại. Uống một lượng lớn các hợp chất kali có
thể dẫn đến chứng tăng kali máu làm ảnh hưởng mạnh đến hệ tim mạch.[114]
[115]
Kali clorua được dùng ở Hoa Kỳ cho việc hành quyết bằng cách tiêm.[114]
 Tóm tắt:
Kali, 19K
Kali nguyên chất nổi trong dầu parafin.
Quang phổ vạch của Kali
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Kali, K
Phiên âm /pɵˈtæsiəm/ po-TAS-ee-əm
Page 191 of 970

Kali trong bảng tuần hoàn
Na
↑
K
↓
Rb
Argon ← Kali → Canxi
Khối lượng nguyên tử 39,0983[1](1)
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s1
mỗi lớp 2, 8, 8, 1

Nhiệt độ sôi 1032°K (759°C, 1398°F)
Mật độ 0,862g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Điểm ba trạng thái 336,35°K, kPa
Điểm tới hạn 2223°K, 16MPa[2]
Page 192 of 970



Trạng thái ôxy hóa 1 Bazơ mạnh
hóa trị
Waals
Thông tin khác


Độ cảm từ (χmol) +20,8·10−6cm3/mol (298°K)[4]
Page 193 of 970


Mohs
Độ cứng theo thang 0,363MPa
Brinell
Lịch sử
Phát hiện Humphry Davy (1807)
39 39
K 93,26% K ổn định với 20 neutron
40
K 0,012% 1,248(3)×109 năm β− 1,311 40
Ca
40
ε 1,505 Ar
β+ 1,505 40
Ar
41 41
K 6,73% K ổn định với 22 neutron
20. Canxi (Ca)

Canxi (từ tiếng Latinh: Calcis) là nguyên tố hoá học ký hiệu Ca, số thứ tự 20
trong bảng tuần hoàn. Nó là một kim loại kiềm thổ có nguyên tử khối là 40.
Canxi là nguyên tố thiết yếu cho sinh vật sống, đặc biệt trong sinh lý học tế
bào và tồn tại dưới 3 dạng trong máu: 50% dưới dạng ion Ca++, gần 50% kết
hợp với protein huyết tương, chủ yếu là albumin và chỉ còn rất ít dưới dạng
phức hợp với phosphat, citrat, carbonat. Ở đây có sự di chuyển ion Ca2+ vào
và ra khỏi tế bào chất có vai trò mang tính hiệu cho nhiều quá trình tế bào. Là
một khoáng chất chính trong việc tạo xương, răng và vỏ sò, canxi là kim loại
phổ biến nhất về khối lượng có trong nhiều loài động vật.
Đặc tính
Page 194 of 970

Flame test. Brick-red color originates from calcium

Về hóa học, canxi là một kim loại mềm và phản ứng
mạnh (mặc dù cứng hơn chì, nó có thể bị cắt bằng dao
một cách khó khăn). Nó là nguyên tố kim loại có màu
bạc phải được tách ra bằng phương pháp điện phân từ
muối nóng chảy như canxi clorua.[2] Khi được tạo ra,
nó nhanh chóng hình thành một lớp áo ôxít và nitrit
màu trắng xám do tiếp xúc với không khí. Ở dạng
khối, kim loại khó đốt cháy, thậm chí còn khó hơn các
miếng magie; nhưng khi cắt ra, kim loại cháy trong
không khí cho ngọn lửa cam - đỏ có độ chói cao. Kim
loại canxi phản ứng với nước tạo khí hydro với tốc độ
nhanh đến mức có thể nhận biết được, nhưng không đủ nhanh ở nhiệt độ
phòng để tạo ra nhiều nhiệt, do vậy nên nó rất hữu ích trong việc dùng sản
xuất hydro.[3] Tuy nhiên, khi ở dạng bột nó phản ứng với nước cực kỳ nhanh
do diện tích bề mặt tiếp xúc tăng do ở dạng bột. Một phần phản ứng với nước
bị chậm lại do nó tạo ra sản phẩm không hòa tan là canxi hydroxit có tính bảo
vệ.
Canxi có tỉ trọng 1,55 g/cm3, là kim loại kiềm thổ nhẹ nhất; magie (1,74) và
bery (1,84) đặc hơn mặc dù chúng có số khối nhỏ hơn. Kể từ stronti trở đi,
các kim loại kiềm thổ có tỷ trọng tăng theo số khối. Canxi có hai đồng hình.[4]
Canxi có điện trở suất lớn hơn đồng và nhôm, tính trên cùng khối lượng, do
nó có khối lượng riêng thấp hơn, nó cũng là chất dẫn điện tốt hơn hai loại
trên. Tuy nhiên, trong thực tế nó ít khi được sử dụng bởi rất dễ phản ứng với
không khí.
Các muối của canxi không màu cho dù canxi ở dạng nào đi nữa, và ion canxi
hòa tan (Ca2+) cũng không màu. Cùng với các muối của magie và các muối
của kim loại kiềm thổ khác, các muối canxi thường tan khá trong nước ngoại
trừ canxi hydroxit, canxi sulfat, canxi carbonat và canxi phốt phát. Khi ở
trong dung dịch, ion canxi cho nhiều vị giác ấn tượng như mặn, chua, trơn.
Lịch sử
Vôi ở dạng vật liệu xây dựng đã được sử dụng từ thời tiền sử cách nay
khoảng 7000 đến 14000 TCN.[5] Lò vôi được định tuổi đầu tiên có niên đại
Page 195 of 970
2500 TCN và được tìm thấy ở Khafajah mesopotamia.[6][7] Calcium (từ tiếng

Latin calx, thuộc về calcis, nghĩa là "vôi")[8] đã được biết từ rất sớm vào thế
kỷ 1 khi người La Mã cổ đại điều chế vôi ở dạng canxi ôxit. Văn liệu năm
975 ghi nhận rằng canxi sulfat là chất hữu ích trong việc hình thành xương.
Nó không được tách biệt mãi cho đến năm 1808 ở Anh khi Sir Humphry
Davy điện phân một hỗn hợp gồm vôi và thủy ngân ôxit.[9].
Ứng dụng
Canxi là một thành phần quan trọng của khẩu phần dinh dưỡng. Sự thiếu hụt
rất nhỏ của nó đã ảnh hưởng tới sự hình thành và phát triển của xương và
răng. Thừa can xi có thể dẫn đến sỏi thận (vì khi nồng độ cao dễ bị kết tinh
gây ngưng trệ quá trình bài tiết). Vitamin D là cần thiết để hấp thụ canxi. Các
sản phẩm sữa chứa một lượng lớn canxi.
Các ứng dụng khác còn có:
 Chất khử trong việc điều chế các kim loại khác như urani, zirconi hay
thori.
 Chất chống ôxi hóa, chống sulfua hóa hay chống cacbua hóa cho các loại
hợp kim chứa hay không chứa sắt.
 Một chất tạo thành trong các hợp kim của nhôm, beryli, đồng, chì hay
magiê.
 Nó được sử dụng trong sản xuất xi măng hay vữa xây sử dụng rộng rãi
trong xây dựng.
 Đồng vị canxi-48 được sử dụng để tổng hợp một số nguyên tố siêu urani
như nobeli hay oganesson.
Hợp chất
Vôi sống (CaO) được sử dụng trong nhiều quy trình làm sạch hóa học và
được sản xuất bằng cách nung nóng đá vôi. Khi thêm nước vào vôi sống thì
nó tạo ra vôi tôi Ca(OH)2. Khi Ca(OH)2 được trộn với cát nó tạo ra vữa sử
dụng trong xây dựng, vữa này cứng lại khi để lâu trong không khí do điôxít
cacbon có phản ứng chậm với vôi tôi tạo ra cacbonat canxi. Trộn với các chất
khác, chẳng hạn đất sét và thạch cao khi bị nung nóng ở nhiệt độ cao, CaO
Page 196 of 970

tạo ra một thành phần quan trọng của xi măng Portland là cờ lanh ke
(clinker).
Khi nước thấm qua đá vôi hoặc các loại đá cacbonat, nó hòa tan một phần của
đá (do sự hiện diện của khí CO2) và sinh ra các loại hình nhũ đá cũng như
hình thành nên nước cứng. Các hợp chất quan trọng của canxi là nitrat,
sulfua, clorua, cacbua, xyanua và hypôclorit canxi.
Đồng vị
Canxi có 6 đồng vị ổn định, hai trong chúng có nguồn gốc tự nhiên: đồng vị
Ca40 và đồng vị phóng xạ Ca41 với chu kỳ bán rã = 103.000 năm. 97% của
nguyên tố này là ở dạng Ca40. Ca40 là một trong các sản phẩm sinh ra bởi sự
phân rã của K40, cùng với Ar40. Trong khi tỷ lệ K/Ar được sử dụng rộng rãi
trong địa chất học thì sự phổ biến của Ca40 trong tự nhiên đã cản trở việc sử
dụng chỉ số K / Ca này trong địa chất. Không giống như các đồng vị có
nguồn gốc vũ trụ được tạo ra trong khí quyển, Ca41 được sản xuất do việc hấp
thụ nơtron của Ca40. Phần lớn của việc tạo ra đồng vị này là ở những mét cao
nhất hay ở những lớp đất đá mà ở đó các bức xạ nơtron vũ trụ là đủ mạnh.
Ca41 đã thu được sự chú ý của các nhà khoa học trong nghiên cứu các chòm
sao vì Ca41 phân rã thành K41, một chỉ số quan trọng của các bất thường trong
hệ Mặt Trời.
Canxi trong sinh học

Canxi là nguyên tố thiết yếu cho sự sống. Mức canxi trong động vật có vú
được kiểm soát chặt, regulated.[10][11] Trong cơ thể thì 98% canxi nằm ở
xương và răng; 2% còn lại là ion canxi nằm trong máu để thực hiện các chức
năng thần kinh cơ, đông máu. Trong máu, Ca ở dưới 3 dạng: 50% dưới dạng
ion Ca++, gần 50% kết hợp với protein huyết tương, chủ yếu là albumin và chỉ
còn rất ít dưới dạng phức hợp với phosphat, citrat, carbonat.
Nếu tuyến cận giáp bị kích thích do thiếu canxi, tuyến cận giáp phải liên tục
tiết ra quá nhiều hooc môn, chức năng tuyến cận giáp làm việc quá mức nên
không còn kiểm soát được nồng độ canxi trong máu nữa, do vậy nồng độ
canxi trong máu tăng cao, dẫn đến loạn nhịp tim. Khi nhịp tim loạn thì tuyến
giáp lại phải tiết ra hooc môn để giảm nồng độ canxi trong máu, chuyển
Page 197 of 970

lượng canxi thừa đó ra ngoài tới các tổ chức khác để duy trì ổn định nồng độ
canxi trong máu. Quá trình đó gọi là “canxi di chuyển”.
Phương trình
CaO + H2O → Ca(OH)2
CaO + 2CO2 + H2O → Ca(HCO3)2
0
CaCO3 
t
 CaO + CO2↑
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2↑
0
CaO + 3C 
3000 C
 CaC2↓ + CO↑
 Tóm tắt:
Canxi, 20Ca
Quang phổ vạch của Canxi
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Canxi, Ca
Phiên âm /ˈkælsiəm/ KAL-see-əm
Hình dạng Ánh kim xám bạc
Canxi trong bảng tuần hoàn

Mg
Page 198 of 970

↑
Ca
↓
Sr
Kali ← Canxi → Scandi
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s2
mỗi lớp 2, 8, 8, 2

Màu sắc Ánh kim xám bạc
Nhiệt độ sôi 1757°K (1484°C, 2703°F)
Mật độ 1,55g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
Page 199 of 970
ở T (K) 864 956 1071 1227 1443 1755

Trạng thái ôxy hóa +2, +1[1] Bazơ mạnh
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 589.8kJ·mol−1
Thứ hai: 1145.4kJ·mol−1
Thứ ba: 4912.4kJ·mol−1
hóa trị
Waals
Thông tin khác


Mô đun nén 17GPa
Mohs
Brinell

Page 200 of 970

40 40
Ca 96.941% Ca ổn định với 20 neutron
41
Ca Tổng hợp 1,03×105năm ε - 41
K
42 42
43 43
44 44
45
Ca Tổng hợp 162,7 ngày β− 0.258 45
Sc
46 15 − − 46
Ca 0.004% >2.8×10 năm ββ ? Ti
47
Ca Tổng hợp 4,536 ngày β− 0.694, 1.99 47
Sc
γ 1.297 -
48
Ca 0.187% >4×1019năm β−β− ? 48
Ti
21. Scandi (Sc)

Scandi hay scanđi là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu
Sc và số nguyên tử bằng 21. Là một kim loại chuyển tiếp mềm, màu trắng
bạc, scandi có trong các khoáng chất hiếm ở Scandinavia và nó đôi khi được
phân loại cùng với yttri và các nguyên tố trong nhóm Lantan như là các
nguyên tố đất hiếm.
Đặc trưng nổi bật

Scandi bên khối hộp 1 cm
Scandi là một nguyen tố kim loại có tỷ
trọng thấp, hóa trị 3 màu trắng bạc, mềm,
khi bị phơi ra ngoài không khí thì nó
chuyển sang màu vàng hay hồng nhạt.
Nguyên tố này tương tự như yttri và các
kim loại đất hiếm nhiều hơn là so với nhôm
hay titan (là các nguyên tố cận kề trong bảng tuần hoàn). Trạng thái ôxi hóa
phổ biến của scandi là +3 và nó không bị ăn mòn bởi hỗn hợp tỷ lệ 1:1 của
axít nitric (HNO3) và axít flohiđríc (HF) 48%.
Ứng dụng
Page 201 of 970

Khoảng 20 kg (trong dạng Sc2O3) scandi được sử dụng hàng năm tại Hoa Kỳ
để sản xuất các thiết bị chiếu sáng có cường độ cao. Iốtua scandi được thêm
vào các đèn hơi thủy ngân để tạo ra nguồn ánh sáng nhân tạo hiệu suất cao
tương tự như ánh sáng mặt trời và cho phép tái tạo màu rất tốt cho các
camera truyền hình. Khoảng 80 kg scandi được sử dụng trong các loại đèn
trên thế giới trong một năm. Đồng vị phóng xạ Sc46 được sử dụng trong các
thiết bị lọc dầu bằng cracking như là chất dò dấu vết. Ứng dụng chính theo
khối lượng là các hợp kim nhôm - scandi cho công nghiệp tàu vũ trụ và các
thiết bị thể thao (xe đạp, gậy bóng chày v.v.) dựa trên các tính chất đặc biệt
của vật liệu. Khi thêm vào nhôm, scandi có thể cải thiện độ bền (ở nhiệt độ
phòng và ở nhiệt độ cao hơn), độ mềm v.v thông qua sự hình thành của pha
Al3Sc. Ngoài ra, nó cũng làm giảm khả năng tạo vết nứt khi đông đặc trong
quá trình hàn các hợp kim nhôm có độ bền cao.
Các nhà sản xuất xe đạp cho rằng việc sử dụng ban đầu của hợp kim nhôm -
scandi là ở các đầu mũi hình nón của các tên lửa đạn đạo phóng từ các tàu
ngầm của Liên Xô. Độ bền của các đầu mũi hình nón này là đủ để nó xuyên
thủng các tảng băng mà không bị tổn hại, vì thế nó cho phép các tên lửa được
phóng đi trong khi các tàu ngầm vẫn còn đang lặn dưới các tảng băng Bắc
cực. Nếu điều này là đúng thì nó sẽ giúp giải thích tại sao các kho dự trữ của
Liên Xô cũ lại là các nguồn chủ yếu của scandi.
Lịch sử
Dmitri Mendeleev sử dụng định luật tuần hoàn của mình năm 1869 để dự
đoán sự tồn tại và một số tính chất của ba nguyên tố chưa biết đến vào thời
kỳ đó, bao gồm một nguyên tố mà ông gọi là ekabo.
Lars Fredrick Nilson và đồng nghiệp của mình, dường như đã không biết đến
dự đoán này tới tận mùa xuân năm 1879 trong khi tìm kiếm các kim loại đất
hiếm; đã sử dụng phương pháp phân tích quang phổ và tìm thấy một nguyên
tố mới trong các khoáng chất euxenit và gadolinit. Ông đặt tên nó là
scandium, từ tiếng Latinh scandia có nghĩa là "Scandinavia", và để cô lập
nguyên tố này thì ông đã phải xử lý 10 kilôgam euxenit với các cặn bã đất
hiếm khác và thu được khoảng 2 gam scandia (Sc2O3) rất tinh khiết.
Page 202 of 970

Per Teodor Cleve đã kết luận rằng các tính chất của scandi đã phù hợp rất tốt
với ekabo mà người ta đã hy vọng và thông báo điều này cho Mendeleev vào
tháng 8 cùng năm.
Scandi kim loại được điều chế lần đầu tiên vào năm 1937 bằng phương pháp
điện phân hỗn hợp nóng chảy eutecti của kali, liti và clorua scandi ở 700 -
800°C. Người ta dùng các sợi vonfram trong bể kẽm lỏng làm các điện cực
trong nồi nấu kim loại bằng graphit. Scandi với độ tinh khiết 99% chỉ được
sản xuất ra vào năm 1960.
Sự phổ biến
Các khoáng chất hiếm ở Scandinavia và Madagascar, chẳng hạn như
thortveitit, euxenit và gadolinit là các nguồn cô đặc duy nhất đã biết có chứa
nguyên tố này (nó không bao giờ ở dạng kim loại tự do).
Nguyên tố số 21 này là nguyên tố có độ phổ biến đứng thứ 23 trong Mặt Trời
và các ngôi sao tương tự nhưng chỉ đứng thứ 50 trên Trái Đất. Scandi được
phân bổ rộng khắp trên Trái Đất nhưng chỉ ở dạng dấu vết trong khoảng trên
800 khoáng chất. Màu xanh lam trong biến thái aquamarin của khoáng chất
berin được cho là do scandi tạo ra. Nó là thành phần quan trọng của khoáng
chất hiếm thortveitit và được tìm thấy trong cặn còn lại sau khi vonfram được
chiết ra khỏi Zinnwald wolframit.
Thortveitit là nguồn chủ yếu của scandi, các sản phẩm phụ trong cặn bã của
quặng uran cũng là một nguồn quan trọng. Scandi tinh khiết được sản xuất
thương mại bằng cách khử florua scandi bởi canxi kim loại.
Nguồn chủ yếu của scandi từ các kho dự trữ quân sự của Liên Xô cũ, chúng
được tách ra từ các phụ phẩm của sản xuất uran. Tại châu Âu và Bắc Mỹ
không có nguồn sản xuất chính của scandi.
Đồng vị
Scandi nguồn gốc tự nhiên bao gồm 1 đồng vị ổn định Sc45. Mười ba đồng vị
phóng xạ cũng đã được tìm thấy với đồng vị ổn định nhất là Sc46 có chu kỳ
bán rã 83,79 ngày, Sc47 với chu kỳ bán rã 3,3492 ngày và Sc48 với chu kỳ bán
rã 43,67 giờ. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 4
Page 203 of 970

giờ và phàn lớn trong chúng có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 2 phút. Nguyên tố này
cũng có 5 siêu trạng thái với ổn định nhất là Scm44 (t½ 58,6 giờ).
Các đồng vị của scandi có nguyên tử lượng từ 39,978 amu (Sc40) to 53,963
amu (Sc54). Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn đồng vị ổn
định duy nhất Sc45 là bắt điện tử và phương thức chủ yếu của các đồng vị
nặng hơn Sc45 là bức xạ beta. Sản phẩm phân rã chủ yếu của đồng vị nhẹ là
các đồng vị của nguyên tố thứ 20 (canxi) và sản phẩm chủ yếu của các đồng
vị nặng là các đồng vị của nguyên tố thứ 22 (titan).
Phòng ngừa
Bột scandi kim loại là chất dễ cháy và tạo ra nguy cơ cháy nổ.
 Tóm tắt:
Scandi, 21Sc
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Scandi, Sc
Phiên âm /ˈskændiəm/ SKAN-dee-əm
Scandi trong bảng tuần hoàn
↑
Sc
↓
Page 204 of 970

Canxi ← Scandi → Titan
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại kim loại chuyển tiếp
Nhóm, phân lớp 3, d
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 3d1 4s2
mỗi lớp 2, 8, 9, 2

Nhiệt độ sôi 3109°K (2836°C, 5136°F)
Mật độ 2,985g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ nóng chảy: 2.80g·cm−3
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 1645 1804 (2006) (2266) (2613) (3101)
Page 205 of 970


Trạng thái ôxy hóa 3, 2[1], 1 [2] Bazơ nhẹ
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (α, poly) 10,2µm·m−1·K−1

Điện trở suất (r.t.) (α, poly) calc. 562n Ω·m
Brinell

44m 44
Sc Tổng hợp 58,61 giờ IT 0.2709 Sc
44
γ 1.0, 1.1, 1.1 Sc
44
ε - Ca
Page 206 of 970

45 45
Sc 100% Sc ổn định với 24 neutron
46
Sc Tổng hợp 83,79 ngày β− 0.3569 46
Ti
γ 0.889, 1.120 -
47
Sc Tổng hợp 3,3492 ngày β− 0.44, 0.60 47
Ti
γ 0.159 -
48 − 48
Sc Tổng hợp 43,67 giờ β 0.661 Ti
γ 0.9, 1.3, 1.0 -
22. Titan (Ti)

Titan hay titani là một nguyên tố hóa học, một kim loại, có ký hiệu là Ti và
số thứ tự trong bảng tuần hoàn là 22. Titan là một kim loại chuyển tiếp có
màu trắng bạc, tỉ trọng thấp và độ bền cao. Titan không bị ăn mòn trong nước
biển, nước cường toan và clo.
Titan được William Gregor phát hiện ở Cornwall, Anh năm 1791, và nó được
Martin Heinrich Klaproth đặt tên theo tên Titan trong thần thoại Hy Lạp.
Nguyên tố xuất hiện trong các tích tụ khoáng sản, chủ yếu ở dạng rutil và
ilmenit, các khoáng này phân bố rộng khắp trong vỏ Trái đất và thạch quyển,
và nó cũng được tìm thấy trong hầu hết các sinh vật sống. vực nước, đá, và
đất.[3] Kim loại được tách ra từ các quặng chính của titan bằng phương pháp
Kroll[4] và công nghệ Hunter. Hợp chất phổ biến nhất là titan điôxít là một
chất quang xúc tác phổ biến và được sử dụng trong công nghiệp sản xuất chất
tạo màu trắng.[5] Các hợp chất khác gồm titan tetraclorua (TiCl4), thành phần
của smoke screens and catalysts; và titan triclorua (TiCl3), được dùng làm
chất xúc tác trong sản xuất polypropylen.[3]
Titan được dùng trong các hợp kim cứng và nhẹ (đặc biệt là với sắt và nhôm)
được ứng dụng trong các động cơ phản lực, tên lửa hành trình, và phi
thuyền), quân đội, quy trình công nghiệp (hóa học và hóa dầu, nhà máy lọc
nước biển, tủy răng, và giấy), hệ tự động, thực phẩm nông nghiệp, bộ phận
giả trong y học, cấy chỉnh hình, nha khoa, thiết bị nội nha, đồ thể thao, cấy
răng giả, trang sức, điện thoại di động, và các ứng dụng khác.[3]
Hai tính chất được ứng dụng nhiều nhất ở dạng kim loại là chống ăn mòn và
tỉ lệ độ bền - tỉ trọng cao nhất trong tất cả các nguyên tố kim loại.[6] Ở dạng
không tạo hợp kim, titan bền như thép, nhưng nhẹ hơn.[7] Titan có dạng dạng
Page 207 of 970

thù hình[8] và 5 đồng vị tự nhiên 46Ti đến 50Ti, với 48Ti là loại phổ biến nhất
(73,8%).[9] Mặc dù chúng có cùng số electron hóa trị và cùng nhóm trong
bảng tuần hoàn, titan và zirconi khác nhau nhiều điểm về tính chất hóa học và
vật lý.
Đặc điểm
Vật lý
Titan là kim loại nhẹ, cứng nhất trong hầu như các kim loại, bề mặt bóng
láng, chống ăn mòn tốt (giống như platin). Nó có thể chống ăn mòn kể cả với
axít, khí clo và với các dung dịch muối thông thường.
Ở trạng thái tinh khiết, titan có thể được kéo sợi dễ dàng (nhất là trong môi
trường không có ôxy), dễ gia công. Nhiệt độ nóng chảy của titan tương đối
cao nên nó được dùng làm kim loại chịu nhiệt. Titan cứng như thép nhưng
nhẹ hơn 40%, và nó nặng gấp rưỡi nhôm nhưng cứng gấp sáu lần. Những đặc
tính này của titan giúp nó chịu đựng được sự mỏi kim loại.
Là nguyên tố kim loại, titan được xem là có tỉ số tỷ trọng - độ bề cao.[8] Nó là
kim loại bền có tỉ trọng thấp, khá dẻo (đặc biệt trong môi trường không có
ôxy),[3] lustrous, and metallic - white in color.[10] Điểm nóng chảy tương đối
cao (trên 1.650°C hay 3.000°F) nên nó rất hữu ích trong vật liệu chịu lửa và
độ dẫn điện và dẫn nhiệt tương đối thấp.[3]
Titan thương mại (tinh khiết 99,2%) có độ bền kéo khoảng 434MPa tương
đương hợp kim thép cấp thấp, nhưng mật độ thấp hơn. Titan có mật độ lớn
hơn nhôm 60%, nhưng bền gấp đôi[7] so với loại hợp kim nhôm thường được
sử dụng là hợp kim nhôm 6061. Các hơp kim titan (như Beta C) có độ bền
kéo hơn 1400MPa (200000psi).[11] Tuy nhiên, titan giảm độ bền khi nung trên
430°C (806°F).[12]
Các miếng titan trong lọ thủy tinh
Kim loại này tạo một lớp ôxít bảo vệ bên ngoài (nên
nó có thể chống ăn mòn) trong không khí ở nhiệt độ
cao nhưng ở nhiệt độ phòng nó chống lại sự xỉn màu.
Kim loại này khi được đốt ở 610°C hoặc cao hơn
trong không khí sẽ tạo thành titan điôxít, và nó cũng là
một trong những kim loại có thể cháy trong khí nitơ
tinh khiết (nó cháy ở 800°C và tạo thành titan nitrit).
Page 208 of 970
Titan cũng không bị tan trong axít sulfuric và dung dịch axít clohyđric, cũng
như khí clo, nước clo và hầu hết axít hữu cơ. Nó cũng thuận từ (ít hấp dẫn
bởi nam châm) và ít dẫn điện và dẫn nhiệt.
Thực nghiệm cho thấy titan tự nhiên trở nên có tính phóng xạ sau khi bắn
đơteri, phát ra chủ yếu hạt positron và tia gamma. Khi nóng đỏ, nó có thể kết
hợp với ôxy, và khi đạt tới 550°C nó có thể kết hợp với clo. Nó có thể phản
ứng với các halogen và hấp thụ hyđrô.
Xuất hiện trong tự nhiên
Sản lượng rutil và ilmenit năm 2011[13]
Quốc gia ngàn tấn % tổng
Australia 1300 19.4
Nam Phi 1160 17.3
Canada 700 10.4
Ấn Độ 574 8.6
Mozambique 516 7.7
Trung Quốc 500 7.5
Việt Nam 490 7.3
Ukraine 357 5.3
Page 209 of 970

World 6700 100
Titan kim loại không tìm thấy ở dạng tự do nhưng nó là nguyên tố phổ biến
thứ 9 trên vỏ Trái Đất (chiếm 0,63% khối lượng)[14], nó xuất hiện trong hầu
hết đá lửa và đá trầm tích.[3][4] Trong 801 loại đá mácma được phân tích thì có
đến 784 loại là chứa titan. Tỷ lệ của nó trong đất khoảng 0,5 đến 1,5%.[14] Nó
cũng được phân bố rộng khắp và hiện diện chủ yếu trong khoáng vật anatas,
brookit, ilmenit, perovskit, rutil, titanit (hay còn gọi là sphen),[15] cũng như
trong nhiều quặng sắt. Trong các loại khoáng vật này, chỉ có ilmenit và rutil
có giá trị kinh tế quan trọng, nhưng rất khó tìm với mức độ tập trung cao,
theo thứ tự là 6,0 và 0,7 triệu tấn được khai thác trong năm 2011.[13] Các mỏ
ilmenit chứa titan đáng kể phân bố ổ tây Úc, Trung Quốc, Ấn Độ,
Mozambique, New Zealand, Na Uy, Ukraine và Nam Phi.[15] Khoảng 186.000
tấn titan kim loại được sản xuất năm 2011, chủ yếu ở Trung Quốc (60.000
tấn), Nhật Bản (56.000 tấn), Nga (40,000 tấn), Hoa Kỳ (32.000 tấn) và
Kazakhstan (20.700 tấn). Tổng trữ lượng titan ước tính hơn 600 triệu tấn.[13]
Nồng độ Ti khoảng 4 picomolar trong đại dương. Ở 100°C, nồng độ titan
trong nước nước tính khoảng dưới 10−7M với pH 7. Việc xác định loại titan
trong dung dịch vẫn còn chưa sáng tỏ do tính tan của nó thấp và thiếu các
phương pháp quang phổ hiển vi nhạy cảm để xác định, mặc dù chỉ trạng thái
ôxy hóa 4+ là ổn định tỏng không khí. Không có bằng chứng về vai trò sinh
học của titan, mặc hiếm sinh vật được biết là có tích tụ nồng độ cao.[16]
Kim loại này được tìm thấy trong thiên thạch và cũng đã được tìm thấy trong
Mặt Trời và trong các ngôi sao loại M,[4] là các sao lạnh nhất với nhiệt độ bề
mặt 3.200°C (5.790°F).[17] Đá từ Mặt Trăng do tàu vũ trụ Apollo 17 mang về
chứa 12,1% TiO2.[4] Titan cũng được tìm thấy trong tro than, cây và cả trong
cơ thể con người.
Đồng vị
Trong tự nhiên, titan có 5 đồng vị bền: Ti-46, Ti-47, Ti-48, Ti-49 và Ti-50
với Ti-48 là phổ biến nhất (chiếm 73,8%). 11 đồng vị phóng xạ được nhận
biết với Ti-44 là bền nhất với chu kỳ bán rã là 63 năm, Ti-45 với chu kỳ bán
rã là 184,8 phút, Ti-51 với chu kỳ bán rã 5,76 phút, và Ti-52 với chu kỳ bán
Page 210 of 970

rã 1,7 phút. Tất cả đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã dưới 33 giây và
có loại ít hơn ½ giây.[9]
Các đồng vị của titan có phân tử lượng 39,99 đơn vị (amu) (Ti-40) tới 57,966
amu (Ti-58). Cơ chế phân rã chủ yếu trước đổng vị bền phổ biến nhất 48Ti, là
bắt electron và cơ chế phân rã chủ yếu sau là phát xạ beta. Sản phẩm phân rả
chính trước 48Ti là các đồng vị 21 (scandi) và các sản phẩm phân rã sau là các
đồng vị 23 (vanadi).[9]
Titani có tính phóng xạ khi bị bắn phá bẳng deuteron, phát ra chủ yếu là
positron và các tia gamma mạnh.[4]
Lịch sử
Martin Heinrich Klaproth đặt tên titan theo thần Titan

trong thần thoại Hy Lạp
Titan được phát hiện ở dạng bao thể trong một khoáng
vật ở Cornwall, Vương quốc Anh, năm 1791 bởi nhà
địa chất học và linh mục William Gregor, sau này là
Creed.[18] Ông đã nhận ra sự có mặt của nguyên tố mới
trong ilmenit (FeTiO3) và đặt tên nó là menachit[5] khi
ông thấy cát đen trong một dòng suối ở gẩn Manaccan
và phát hiện rằng loại cát này có thể bị nam châm hút.
[18]
Khi phân tích cát, ông xác định được sự hiện diện
của 2 ôxit kim loại là sắt ôxít (giải thích cho việc hút nam châm) và 45,25t%
một ôxit kim loại mà ông chưa thể xác định.[14] Nhận thấy rằng ôxit chưa xác
định được chứa một kim loại mà không thể khớp với bất kỳ nguyên tố nào đã
biết, Gregor đã thông báo rằng các phát hiện của ông đến Hiệp hội địa chất
hoàng gia Cornwall (Royal Geological Society of Cornwall) và tạp chí khoa
học Đức Crell's Annalen.[18][19]
Cùng khoảng thời gian đó, Franz Joseph Muller cũng tạo ra một chất tương
tự, nhưng không thể xác định nó.[5] Nguyên tố được phát hiện lại một cách
Page 211 of 970

độc lập nhiều năm sau bởi nhà hóa học người Đức Martin Heinrich Klaproth
trong quặng rutil ở Boinik, thuộc Hungary (nay ở Slovakia).[18] [20] Klaproth
xác nhận nó là nguyên tố mới vào năm 1795 và đặt tên cho nó là Titan.[17] Sau
khi nghe về phát hiện trước đó của Gregor, ông đã lấy mẫu manaccanit và
xác nhận nó chứa titan.
Titan được lấy từ tên thần Titan, các con của Gaia và Uranus.
Kim loại này luôn khó tách ra được từ các quặng của nó. Titan kim loại tinh
khiết (99,9%) được tách ra lần đầu vào năm 1910bởi Matthew A. Hunter
bằng cách nung TiCl4 với natri trong bom thép ở 700 – 800°C bằng quy trình
Hunter. Titan kim loại chưa được dùng bên ngoài phòng thí nghiệm cho đến
năm 1946 khi William Justin Kroll chứng minh là titan có thể sản xuất
thương mại bằng cách khử titan têtraclo với magiê bằng quy trình Kroll và
phương pháp này vẫn còn dùng đến ngày nay.
Trong thập niên 1950 – 1960, Liên Xô mua hết titan trên thị trường thế giới
như là một chiến thuật của Chiến tranh Lạnh nhằm ngăn cản quân đội Mỹ sử
dụng nó. Mặc dầu vậy, Mỹ cũng có được một lượng lớn titan khi các công ty
châu Âu mở mặt trận cho tình báo Mỹ mua nó.
Sản xuất
Bột titan
Các quy trình sản xuất titan hiện hay được sử dụng:
 Quy trình Kroll được phát triển vào năm 1946.

 Quy trình FFC Cambridge.
 Quy trình van Arkel deBoer sản xuất lượng nhỏ
titan với độ tinh khiết rất cao.
Titan điôxit được sản xuất thương mại bằng nghiền quặng và trộn với kali
cacbonat và dung dịch axít flohyđric. Kết quả thu được kali florotitanat
(K2TiF6). Nó được tách ra với nước nóng và thủy phân với axit photphoric.
Hợp kim titan thông dụng thường được sản xuất bằng phương pháp khử. Thí
dụ: cuprotitanium (rutil và đồng bị khử), ferrocacbon titanium (ilmenit khử
với than cốc trong lò nung điện), và manganotitanium (rutil với mangan hoặc
mangan ôxít bị khử).
Page 212 of 970
Hợp chất
Số ôxi hóa +4 chiếm đa số trong các hợp chất của titan, nhưng số ôxi hóa +3
cũng khá phổ biến. Vì có số ôxi hóa cao, nhiều hợp chất của titan có mức độ
cộng hóa trị cao.
Mặc dù titan là kim loại khá hiếm, vì giá thành sản xuất cao, nhưng titan
điôxít (còn gọi là titan(IV), titan trắng, hay titania) lại rẻ, không độc, có sẵn
nhiều, và được dùng rộng rãi làm thuốc nhuộm trắng trong sơn, men, sơn
mài, nhựa và xi măng xây dựng. Bột TiO2 là chất trơ về mặt hóa học, chống
mờ trước ánh sáng mặt trời, chắn sáng tốt: nó là thành phần chính của nhựa
gia dụng có màu từ trắng tới nâu, xám. Trong tự nhiên hợp chất này được tìm
thấy trong các khoáng chất anatas, brookit và rutil.
Sơn được sản xuất từ titan điôxit chịu đựng tốt trong nhiều nhiệt độ, và có
khả năng tự làm sạch, và chịu được điều kiện môi trường biển. Titan điôxit
có độ khúc xạ cao và độ tán sắc lớn hơn kim cương.
Ứng dụng
Đồng hồ đeo tay mạ titan
Khoảng 95% lượng titan được dùng ở dạng titan
điôxít (TiO2), một thuốc nhuộm trắng trong sơn,
giấy, kem đánh răng và nhựa. Sơn được làm từ
titan điôxít phản chiếu tốt bức xạ hồng ngoại nên
được dùng rộng rãi trong ngành thiên văn học và
các loại sơn bên ngoài. Nó cũng được dùng trong
xi măng, đá quý và giấy.
Vì có khả năng kéo dãn tốt (kể cả khi nhiệt độ
cao), nhẹ, chống ăn mòn tốt, và khả năng chịu
đựng nhiệt độ rất cao, hợp kim titan được dùng
chủ yếu trong hàng không, xe bọc thép, tàu hải
quân, tàu vũ trụ và tên lửa, áo chống đạn loại mà lính Mỹ được trang bị ở
Iraq. Nó được dùng trong hợp kim thép để giảm kích thước và chống ôxi hóa;
nhưng trong thép không gỉ nó dùng để giảm lượng cácbon. Titan thường
được luyện với nhôm, vanađi, đồng (để cứng thêm), sắt, mangan, môlípđen
và với nhiều kim loại khác.
Page 213 of 970
Máy bay Airbus A380 dùng hợp kim của titan

làm vỏ và động cơ
Hợp kim với vanađi được dùng làm vỏ máy
bay, vỏ chịu nhiệt, càng đáp, và ống dẫn hơi
nước. Báo cáo của Titanium Metals
Corporation năm 2004 ước đoán lượng titan
trong hàng không hiện đại là 58, 43 và 18 tấn
cho máy bay Boeing 777, 747 và 737; còn đối với máy bay Airbus là 24, 17
và 12 tấn cho các loại A340, A330 và A320. Nói chung, các loại càng mới thì
dùng càng nhiều và các loại thân rộng dùng nhiều nhất. Với các loại máy bay
hiện đại nhất, Boeing 787 có thể dùng 91 tấn, và Airbus A380 dùng 77 tấn.
Động cơ dùng khoảng 10 - 11 tấn titan.
Nhiều sản phẩm khác cũng dùng titan để chế tạo như gậy đánh golf, xe đạp,
dụng cụ thí nghiệm, nhẫn cưới và máy tính xách tay.
Các công dụng khác:
 Do chống ăn mòn tốt với nước biển, titan được dùng làm chân vịt và nơi
trao đổi nhiệt trong các máy lọc nước mặn.
 Dùng để sản xuất các loại đá quý mềm nhân tạo.
 Titan tetraclo (TiCl4), dung dịch không màu, được dùng làm kính ngũ sắc;
nó cũng tạo khói khi gặp không khí ẩm nên được dùng làm chất tạo khói.
 Titan điôxít (TiO2) cũng được dùng làm thuốc chống nắng.
 Do được xem như trơ về mặt sinh học, nó được dùng làm các khớp giả,
các dụng cụ y tế và các ống dẫn trong chế biến thực phẩm.
 Hợp kim titan được dùng làm gọng kính. Loại gọng này khá đắt tiền,
nhưng nó rất bền. Cả hai loại hợp kim bình thường và hợp kim nhớ vị trí
(tiếng Anh shape memory alloy) đều được sử dụng để chế tạo.
Bảo tàng Guggenheim ở Bilbao, Tây Ban Nha

được bao bọc bởi các tấm titan
Titan đôi khi cũng được dùng để xây dựng các
công trình. Tượng đài cao 45m của Yuri
Gagarin ở Moskva được làm từ titan. Bảo tàng
Guggenheim và thư viện Cerritoslà những công trình đầu tiên ở châu Âu và
Bắc Mỹ được bao bọc bởi các tấm titan.
Page 214 of 970
Xử lý sinh học
Loài nấm Marasmius oreades và Hypholoma capnoides có thể chuyển đổi
sinh học titan trong đất bị nhiễm tian.[21]
Chống chỉ định

Cây tầm ma chứa tới 80ppm titan
Titan không độc hại thậm chí khi ở liều lượng
lớn và không có bất cứ vai trò tự nhiên nào
trong cơ thể người.[17] Nếu ăn một lượng khoảng
0,8mg mỗi ngày, chúng hầu hết đi qua mà
không hấp thụ trong các tế bào.[17] Tuy nhiên,
Titan cũng có khuynh hướng tích lũy sinh
học trong các mô chứa silic điôxit. Một nghiên cứu chỉ ra rằng có mối liên hệ
có thể giữa titan và hội chứng vàng móng tay.[22] Cơ chế chưa rõ trong thực
vật có thể sử dụng titan để kích thích việc sản xuất carbohydrat và giúp chúng
phát triển. Điều này có thể giải thích tại sao hầu hết thực vật chứa khoảng
1ppm titan, cây lương thực có khoảng 2ppm, và đuôi ngựa và cây tầm
ma chứa tới 80ppm.[17]
Khi ở dạng bột kim loại, titan có nguy cơ cháy cao, và khi nung nóng trong
không khí thì có nguy cơ nổ.[23] Phương pháp chữa cháy bằng nước và cacbon
điôxit không hiệu quả đối với vụ cháy do titan. Cát, đất, hoặc bột đặc biệt
mới có thể dập tắt.[5] Khi sử dụng trong sản xuất hoặc vận chuyển clo, tránh
sự tiếp xúc giữa titan với khí clo khô vì nó có thể gây cháy titan / clo.[24] Muối
của titan thường được xem như vô hại trừ các loại muối clorua, như TiCl3 và
TiCl4, nó được xem như chất ăn mòn.
Titan có thể bắt lửa ở dạng tươi, tức bề mặt không bị ôxy hóa khi tiếp xúc với
ôxy lỏng.[25] Kim loại tương có thể lộ ra khi bề mặt ôxy hóa bị trầy xước với
vật cứng, hoặc khi bị tác dụng lực gây trầy. Điều này thể hiện sự hạn chế
trong việc sử dụng nó trong hệ thống ôxy lỏng như trong công nghiệp vũ trụ.
Do tính không tinh khiết của các ống titan có thể gây ra các đám cháy khi tiếp
xúc với ôxy, titan bị cấm sử dụng trong các hệ thống hỗ hô hấp cung cấp khí
ôxy. Ống thép được sử dụng trong hệ thống áp lực cao (3.000psi) và ống
nhôm cho hệ thống áp lực thấp.
Page 215 of 970
 Tóm tắt:
Titan, 22Ti
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Titan, Ti
Phiên âm /taɪˈteɪniəm/
tye-TAY-nee-əm
Hình dạng Ánh kim bạc xám-trắng
Titan trong bảng tuần hoàn
↑
Ti
↓
Zr
Scandi ← Titan → Vanadi
Khối lượng nguyên tử 47.867(1)[1]
chuẩn (±) (Ar)
Page 216 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 4

Cấu hình electron [Ar] 4s2 3d2
mỗi lớp 2, 8, 10, 2

Màu sắc Ánh kim bạc xám-trắng
Nhiệt độ sôi 3560°K (3287°C, 5949°F)
Mật độ 4,506g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 1982 2171 (2403) 2692 3064 3558

Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2, 1[2] ưỡng tính
hóa trị
Thông tin khác

Page 217 of 970

Vận tốc âm thanh que mỏng: 5.090m·s−1 (ở r.t.)

Mohs
Vickers
Brinell

44 44
Ti Tổng hợp 63 năm ε - Sc
γ 0.07D, 0.08D -
46 46
Ti 8.0% Ti ổn định với 24 neutron
47 47
48 48
49 49
50 50
23. Vanadi (V)

Vanadi (tên La tinh: Vanadium) là một nguyên tố hóa học đặc biệt trong
bảng tuần hoàn có ký hiệu V và số hiệu nguyên tử 23. Nó làm chất xúc tác
cho nhiều phản ứng hóa học. Là một kim loại hiếm, mềm và dễ kéo thành
Page 218 of 970
sợi, vanađi là một thành phần được tìm thấy trong nhiều khoáng chất và được
sử dụng để sản xuất một số hợp kim.
Lịch sử
Vanadi nguyên chất với cấu trúc tinh thể
sắp xếp khác nhau và một lớp oxit xanh phủ
trên bề mặt
Vanadi được phát hiện năm 1801 bởi
Andrés Manuel del Río, một nhà khoáng vật
học Mexico sinh tại Tây Ban Nha. Del Río
tách nguyên tố từ một mẫu quặng "chì đen"
Mexico, sau đó được đặt tên là vanadinit.
Ông phát hiện rằng các muối của nó có
nhiều màu khác nhau, và sau đó ông đặt tên cho nguyên tố là panchromium
(Greek: παγχρώμιο "tất cả màu sắc"). Sau đó, Del Río đổi tên thành
erythronium (Greek: ερυθρός "màu đỏ") do hầu hết các muối của nó chuyển
sang màu đỏ khi nung. Năm 1805, nhà hóa học Pháp Hippolyte Victor Collet
- Descotils, được sự ủng hộ bởi người bạn của Río là Baron Alexander von
Humboldt, đã tuyên bố không chính xác rằng nguyên tố mới do Río phát hiện
chỉ là một mẫu crom không tinh khiết. Del Río đồng ý đề nghị của Collet -
Descotils, và rút lại tuyên bố của mình.[1]
Năm 1831, nhà hóa học Thụy Điển, Nils Gabriel Sefström, phát hiện lại
nguyên tố ở dạng ôxit mới, ông phát hiện ra nó khi xử lý với quặng sắt. Cuối
năm đó, Friedrich Wöhler xác nhận rằng công trình trước đây của Del Río.[2]
Sefström chọn tên bắt đầu bằng ký tự V, lúc này chưa đặt cho nguyên tố nào
khác. Ông gọi nguyên tố đó là vanadium theo tên của Old Norse Vanadís, do
nhiều hợp chất hóa học có màu sắc đẹp mà nó tạo ra.[2] Năm 1831, nhà địa
chất học George William Featherstonhaugh đề nghị rằng vanadium nên được
đổi tên là "rionium" theo tên của del Río, nhưng đề nghị này không được ủng
hộ.[3]
The Model T made use of vanadium steel in its
chasis
Việc cô lập kim loại vanadi gặp khó khăn. Năm
1831, Berzeliusthông báo về việc sản xuất kim
Page 219 of 970

loại, như Henry Enfield Roscoe cho biết rằng Berzelius đã tạo ra được nhưng
thực chất là một nitrua, vanadi nitrua (VN). Roscoe từ từ đã tạo ra kim loại
năm 1867 bằng cách khử vanadi (II) clorua, VCl2, với hydro.[4] Năm 1927,
vanadi nguyên chất được tạo ra bằng cách khử vanadi pentoxit với canxi.
[5]
Lượng vanadi dùng trong công nghiệp với quy mô lớn đầu tiên
trong thép được tìm thấy trong khung của Ford Model T, lấy cảm hứng từ các
xe đua của Pháp. Thép vanadi làm giảm trọng lượng và tăng độ bền kéo.[6]
Đặc điểm
Vanadi là một kim loại màu xám bạc mềm, dễ uốn. Nó có khả năng chống ăn
mòn tốt, và bền đối với các chất kiềm và các axít sulfuric và axít clohiđric.[7]
Nó bị ôxy hóa trong không khí ở 933°K (660°C, 1220°F), mặc dù một lớp
ôxít được tạo thành ở nhiệt độ phòng.
Đồng vị
Vanadi xuất hiện trong tự nhiên là hỗn hợp của một đồng vị bền 51V và một
đồng vị phóng xạ 50V. Đồng vị phóng xạ có chu kỳ bán rã 1,5×1017năm và
chiềm 0,25%.51V có spin hạt nhân 7/2, có ích cho quang phổ học NMR.[8] Có
24 đồng vị nhân tạo đã được miêu tả đặc điểm với số khối từ 40 đến 65.
Đồng vị bền nhất trong số này là 49V, có chu kỳ bán rã 330 ngày, và 48V là
16,0 ngày. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 1
giờ, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 10 giây. Có ít nhất 4 đồng vị
có các trạng thái kích thích.[8] Bắt electron là cơ chế phân rã chính đối với các
đồng vi nhẹ hơn 51V, còn các đồng vị nặng hơn thì cơ chế chủ yếu là phân rã
beta. Các phản ứng bắt electron sẽ tạo thành các đồng vị của nguyên tố 22
(titan), trong khi phân rã beta thì tạo thành các đồng vị của nguyên tố 24
(crom).
Các hợp chất

Các trạng thái ôxy hóa của vanadi, từ trái sang +2
(màu tử đinh hương), +3 (lục), +4 (lam) và +5 (vàng)
Đặc điểm hóa học của vanadi đáng chú ý là 4 trạng thái
ôxy hóa. Các trạng thái ôxy hóa phổ biến nhất là +2 (tử
đinh hương), +3 (lục), +4 (lam) và +5 (vàng). Các hợp
Page 220 of 970
chất vanadi (II) là các hất khử, và vanadi (V) là các chất ôxy hóa, trong khi
các hợp chất vanadi (IV) thường tồn tại dạng các dẫn xuất vanadyl chứa VO2+
ở tâm.[7]
Các chuỗi Metavanadat

Vanadat (V) ammoni (NH4VO3) có thể bị hoàn toàn
với kẽm tạo ra các màu khác nhau của vanadi ở bốn
trạng thái ôxy hóa phổ biến. Các trạng thái ôxy hóa
thấp hơn ở dạng hợp chất như V(CO)6, [V(CO)6]− và
các dẫn xuất bị thay thế.[7]
Pin khử vanadi kết hợp các trạng thái ôxy hóa này; sự
chuyển đổi của các trạng thái ôxy hóa này được minh
họa bởi sự khử của các dung dịch axit mạnh của hợp
chất vanadi(V) với bột kẽm. Đặc điểm màu vàng ban
đầu của ion vanadat, VO3−4, bị thay thế bằng màu
xanh dương của [VO(H2O)5]2+, sau đó là màu lục của [V(H2O)6]3+ và sau cùng
là màu tím của [V(H2O)6]2+.[7]
Hợp chất thương mại quan trọng nhất là vanadi pentaoxít, được dùng làm
chất xúc tác trong sản xuất axit sulfuric.[7] Hợp chất này ôxy hóa sulfur điôxít
(SO2) tạo thành trioxit (SO3). Trong phản ứng ôxy hóa khử này, lưu huỳnh bị
ôxy hóa từ trạng thái +4 thành +6, và vanadi bị khử từ +5 xuống +3:
V2O5 + 2SO2 → V2O3 + 2SO3↑
Chất xúc tác được tạo thành bằng cách ôxy hóa vanadi trong không khí:
V2O3 + O2 → V2O5
 Tóm tắt:
Vanadi, 23V
Page 221 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Vanadi, V
Phiên âm /vəˈneɪdiəm/
və-NAY-dee-əm
Hình dạng Ánh kim xanh-bạc-xám
Vanadi trong bảng tuần hoàn
-
↑
V
↓
Nb
Titan ← Vanadi → Crom
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Page 222 of 970

mỗi lớp 2, 8, 11, 2

Màu sắc Ánh kim xanh bạc xám
Nhiệt độ sôi 3680°K (3407°C, 6165°F)
Mật độ 6,0g·cm−3 (ở 0°C, 101.325kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1k 10k 100k
ở T (K) 2101 2289 2523 2814 3187 3679

Trạng thái ôxy hóa 5, 4, 3, 2, 1, -1 Axít nhẹ
hóa trị
Thông tin khác


Page 223 of 970

Mohs

48
V Tổng hợp 15,9735 ngày ε+β+ 4.0123 48
Ti
49 49
V Tổng hợp 330 n ày 0.6019 Ti
ε
50
V 0.25% 1.5×1017năm ε 2.2083 50
Ti
β− 1.0369 50
Cr
51 51
V 99.75% V ổn định với 28 neutron
24. Crom (Cr)

Crom hay crôm (tiếng La tinh: Chromium) là một nguyên tố hóa học trong
bảng tuần hoàn có ký hiệu Cr và số hiệu nguyên tử bằng 24, là nguyên tố đầu
tiên của nhóm 6, là 1 kim loại cứng, giòn, có độ nóng chảy cao. Bề mặt Crôm
được bao phủ bởi 1 lớp màng mỏng Cr2O3, nên có ánh bạc và khả năng chống
trầy xước cao. Tên của kim loại này bắt nguồn từ tiếng Hy Lạp "χρῶμα" - có
nghĩa là màu sắc [2], bởi sự đa dạng về màu sắc trong các hợp chất của nó.
Hợp chất Crôm được sử dụng lần đầu tiên bởi người Trung Quốc vào khoảng
2000 năm trước, thuộc triều đại nhà Tần. Cụ thể khi khai quật Lăng mộ Tần
Thủy Hoàng người ta đã tìm thấy một số thanh kiếm với lưỡi kiếm được phủ
bởi 1 lớp Cr2O3 dày 10-15 micromet, lớp này làm nhiệm vụ bảo vệ thanh
kiếm khỏi các tác nhân oxi hóa của môi trường từ bên ngoài trong hơn 2000
Page 224 of 970

năm. Trễ hơn, ở phương Tây, vào năm 1761, khoáng sản Crocoit (ngoài ra
còn được biết đến với tên khác là Chì đỏ Siberia) được dùng như 1 chất màu
trong hội họa, ở dạng bột vụn thì khoáng sản này có màu vàng, trong khi ở
dạng tinh thể thì có màu đỏ. Vào năm 1797, Loui Nicolas Vauquelin đã điều
chế thành công Cr kim loại ở dạng đơn chất từ quặng của nó, mặc dù vẫn còn
lẫn khá nhiều tạp chất khiến cho kim loại rất giòn, không thể sử dụng vào
mục đích thương mại. Thay vào đó quặng Cromic (thành phần chính là
FeCr2O4, được biết đến với tên khác là Ferô crôm) được sử dụng nhiều hơn
trong các ngành công nghiệp luyện kim, từ quặng Cromic sau khi tinh chế và
người ta dùng phản ứng nhiệt nhôm để điều chế Cr. Crôm được coi là 1 kim
loại có giá trị cao bởi tính chống ăn mòn tốt, và độ cứng rất cao, nên nó được
dùng như 1 nguyên tố điều chất thêm vào thép nhằm cải thiện khả năng
chống ăn mòn và tăng độ cứng, thép có thêm Cr được gọi là Thép không gỉ
hay Inox.
Hằng năm, Cr kim loại dùng trong mạ điện và sản xuất thép chiếm đến 85%
sản lượng Cr trên toàn thế giới.
Đặc trưng
Crom là một kim loại cứng, mặt bóng, màu xám thép với độ bóng cao và
nhiệt độ nóng chảy cao. Nó là chất không mùi, không vị và dễ rèn. Các trạng
thái ôxi hóa phổ biến của crom là +2, +3 và +6, với +3 là ổn định nhất. Các
trạng thái +1, +4 và +5 là khá hiếm. Các hợp chất của crom với trạng thái ôxi
hóa +6 là những chất có tính ôxi hóa mạnh. Trong không khí, crom được ôxy
thụ động hóa, tạo thành một lớp mỏng ôxít bảo vệ trên bề mặt, ngăn chặn quá
trình ôxi hóa tiếp theo đối với kim loại ở phía dưới.Crom có mạng tinh thể
lập phương tâm khối.
Ứng dụng
Các công dụng của crom:
 Trong ngành luyện kim, để tăng cường khả năng chống ăn mòn và đánh
bóng bề mặt:
 như là một thành phần của hợp kim, chẳng hạn trong thép không gỉ để làm
dao, kéo.
Page 225 of 970
 trong mạ crom,
 trong quá trình anot hóa (dương cực hóa) nhôm, theo nghĩa đen là chuyển
bề mặt nhôm thành ruby.
 Làm thuốc nhuộm và sơn:
 Ôxít crom (III) (Cr2O3) là chất đánh bóng kim loại với tên gọi phấn lục.
 Các muối crom nhuộm màu cho thủy tinh thành màu xanh lục của ngọc
lục bảo.
 Crom là thành phần tạo ra màu đỏ của hồng ngọc, vì thế nó được sử dụng
trong sản xuấ hồng ngọc tổng hợp.
 tạo ra màu vàng rực rỡ của thuốc nhuộm và sơn
 Là một chất xúc tác.
 Cromit được sử dụng làm khuôn để nung gạch, ngói.
 Các muối crom được sử dụng trong quá trình thuộc da.
 Dicromat kali (K2Cr2O7) là một thuốc thử hóa học, được sử dụng trong quá
trình làm vệ sinh các thiết bị bằng thủy tinh trong phòng thí nghiệm cũng
như trong vai trò của một tác nhân chuẩn độ. Nó cũng được sử dụng
làm thuốc cẩn màu (ổn định màu) cho các thuốc nhuộm vải.
 Ôxít crom (IV) (CrO2) được sử dụng trong sản xuất băng từ, trong đó độ
kháng từ cao hơn so với các băng bằng ôxít sắt tạo ra hiệu suất tốt hơn.
 Trong thiết bị khoan giếng như là chất chống ăn mòn.
 Trong y học, như là chất phụ trợ ăn kiêng để giảm cân, thông thường dưới
dạng clorua crom (III) hay picolinat crom (III) (CrCl3).
 Hexacacbonyl crom [Cr(CO)6] được sử dụng làm phụ gia cho xăng.
 Borua crom (CrB) được sử dụng làm dây dẫn điện chịu nhiệt độ cao.
 Sulfat crom (III) [Cr2(SO4)3] được sử dụng như là chất nhuộm màu xanh
lục trong các loại sơn, đồ gốm sứ, véc ni và mực cũng như trong quy trình
mạ crom.
Làm hợp chất niken-crôm dùng trong bàn ủi, bếp điện,... (vì nó có nhiệt độ
làm việc khoảng 1000 - 1100°C)
Lịch sử
Vào ngày 26 tháng 7 năm 1761, Johann Gottlob Lehmann đã tìm thấy một
khoáng chất màu đỏ da cam tại khu vực thuộc dãy núi Ural và ông đặt tên
cho nó là chì đỏ Siberi. Mặc dù bị xác định nhầm là hợp chất của chì với các
Page 226 of 970
thành phần selen và sắt, nhưng trên thực tế nó là cromat chì với công thức

PbCrO4, ngày nay được biết dưới tên gọi khoáng chất crocoit.[3]
Năm 1770, Peter Simon Pallas đến cùng một khu vực như Lehmann và tìm
thấy khoáng chất "chì" đỏ có các tính chất rất hữu ích để làm chất nhuộm
màu trong các loại sơn. Việc sử dụng chì đỏ Siberi làm chất nhuộm sơn đã
phát triển rất nhanh. Chất nhuộm màu vàng sáng sản xuất từ crocoit trở thành
màu trong thời trang.[3]
Năm 1797, Louis Nicolas Vauquelin nhận được các mẫu vật chứa quặng
crocoit. Ông đã sản xuất được ôxít crom với công thức hóa học CrO3, bằng
cách trộn crocoit với axít clohiđric. Năm 1798, Vauquelin phát hiện ra rằng
ông có thể cô lập crom kim loại bằng cách nung ôxít trong lò than củi.[4] Ông
cũng phát hiện được các dấu vết của crom trong các loại đá quý, chẳng hạn
như trong hồng ngọc hay ngọc lục bảo..[3][5]
Trong thế kỷ 19, crom được sử dụng chủ yếu như là thành phần trong các loại
sơn và trong các muối để thuộc da, nhưng hiện nay ứng dụng chủ yếu của nó
là trong các hợp kim và việc này chiếm tới 85% sản lượng crom. Phần còn lại
được sử dụng trong công nghiệp hóa chất và các ngành sản xuất vật liệu chịu
lửa và đúc kim loại.[6]
Vai trò sinh học

Crom hóa trị ba (Cr (III) hay Cr3+) là yêu cầu với khối lượng rất nhỏ cho quá
trình trao đổi chất của đường trong cơ thể người và sự thiếu hụt nó có thể
sinh ra bệnh gọi là thiếu hụt crom.[7] Ngược lại, crom hóa trị sáu lại rất độc
hại và gây đột biến gen khi hít phải. Cr (VI) vẫn chưa được xác nhận là chất
gây ung thư khi hít phải [1], nhưng ở trạng thái dung dịch nó đã được xác
nhận là gây ra viêm da tiếp xúc dị ứng (ACD).[8]
Gần đây, người ta nhận thấy rằng chất bổ sung ăn kiêng[9] phổ biến là phức
chất của picolinat crom sinh ra các tổn thương nhiễm sắc thể ở các tế bào của
chuột đồng (phân họ Cricetinae).[10] Tại Hoa Kỳ, các hướng dẫn ăn kiêng đã
hạ mức tiêu thụ crom hàng ngày từ 50 - 200µg cho người lớn xuống 35µg
(đàn ông) và 25µg (đàn bà).[11]
Phổ biến
Page 227 of 970

Crocoit (PbC rO4)
Quặng Crom
Crom là nguyên tố
phổ biến thứ 21 trong vỏ
[12]
Trái Đất với nồng độ trung bình 100ppm. Các hợp chất crom được tìm thấy
trong môi trường do bào mòn các đá chứa crom và có thể được cung cấp từ
nguồn núi lửa. Nồng độ trong đất nằm trong khoảng 1 đến 3000mg/kg, trong
nước biểt từ 5 đến 800µg/lít, và trong sông và hồ từ 26µg/lít đến 5,2mg/lít.
[13]
Crom được khai thác dưới dạng quặng cromit (FeCr2O4).[6]Gần một nửa
quặng cromit trên thế giới được khai thác tại Nam Phi, bên cạnh
đó Kazakhstan, Ấn Độ và Thổ Nhĩ Kỳ cũng là các khu vực sản xuất đáng kể.
Các trầm tích cromit chưa khai thác có nhiều, nhưng về mặt địa lý chỉ tập
trung tại Kazakhstan và miền nam châu Phi.[14]
Khoảng 15 triệu tấn quặng cromit dưới dạng có thể đưa ra thị trường được
sản xuất vào năm 2000, và được chuyển hóa thành khoảng 4 triệu tấn crom -
sắt với giá trị thị trường khoảng trên 2,5 tỷ đô la Mỹ vào năm này.
Mặc dù các trầm tích crom tự nhiên (crom nguyên chất) là khá hiếm, nhưng
một vài mỏ crom kim loại tự nhiên đã được phát hiện.[15][16] Mỏ Udachnaya
tại Nga sản xuất các mẫu của crom kim loại tự nhiên. Mỏ này là các mạch
ống chứa đá kimberlit giàu kim cương, và môi trường khử đã đưa ra sự hỗ trợ
cần thiết để sản sinh ra cả crom kim loại lẫn kim cương.[17]
Mối quan hệ giữa Cr (III) và Cr (VI) phụ thuộc chủ yếu vào pH và các đặc
điểm ôxy hóa của vị trí quặng, nhưng trong hầu hết các trường hợp Cr (III) là
loại chủ yếu,[13] mặc dù ở một vài nơi nước ngầm có thể chứa tới 39µg trong
tổng crom với 30µg là Cr(VI).[18]
Cô lập
Crom thu được ở quy mô thương mại bằng cách nung quặng với sự có mặt
của nhôm (phản ứng nhiệt nhôm) hay silic.
Hợp chất
Page 228 of 970

Dicromat kali là một chất ôxi hóa mạnh và là hợp chất ưa thích để làm vệ
sinh các đồ bằng thủy tinh trong phòng thí nghiệm ra khỏi dấu vết của các
chất hữu cơ. Nó được sử dụng dưới dạng dung dịch bão hòa trong axít
sulfuric đậm đặc để rửa các thiết bị đó. Tuy nhiên, đối với mục đích này thì
dung dịch dicromat natri đôi khi cũng được sử dụng do độ hòa tan cao hơn
của nó (5g/100 ml ở dicromat kali với 20g/100 ml ở dicromat natri). Màu lục
crom là ôxít crom (III) (Cr2O3) màu lục, được sử dụng trong công việc vẽ trên
men cũng như trong việc hãm màu thủy tinh. Màu vàng crom là chất nhuộm
màu vàng có công thức PbCrO4, được các họa sĩ hay thợ sơn sử dụng.
Axít cromic có cấu trúc giả thuyết là H2CrO4. Cả axít cromic lẫn axít
dicromic đều không có trong tự nhiên, nhưng các anioncủa chúng được tìm
thấy trong nhiều loại hợp chất chứa crom. Triôxít crom (CrO3) là trạng thái
anhydrit của axít cromic, được buôn bán trong công nghiệp dưới tên gọi "axít
cromic".
Liên kết năm lần

Crom đáng chú ý vì khả năng tạo ra liên kết các cộng hóa trị năm lần. Trong
bài viết trên tạp chí Science, Tailuan Nguyen, một nghiên cứu sinh làm việc
cùng Philip Power tại Đại học California, Davis đã miêu tả quá trình tổng
hợp hợp chất của crom (I) và gốc hydrocacbon, được thể hiện thông qua
nhiễu xạ tia X là có chứa liên kết năm với độ dài 183,51(4)pm
(1,835angstrom) kết nối 2 nguyên tử crom tại trung tâm. Điều này được thực
hiện thông qua việc sử dụng phối thể một răng cực kỳ kềnh càng, mà với kích
thước của nó có thể ngăn cản sự kết hợp tiếp theo. Hiện tại, crom là nguyên
tố duy nhất mà các liên kết năm lần đã được quan sát.
Hợp chất có cấu trúc Lewis như sau: Ar – Cr – Cr - Ar
Trong đó Ar là nhóm aryl (C6H3-2,6(C6H3-2,6-Pri2)2 (Pri là isopropyl) [19]
Đồng vị
Crom nguồn gốc tự nhiên là sự hợp thành của 3 đồng vị ổn định; Cr52, Cr53 và
Cr54 với Cr52 là phổ biến nhất (83,789%). 19 đồng vị phóng xạ đã được miêu
tả với ổn định nhất là Cr50 có chu kỳ bán rã trên 1,8x1017 năm, và Cr51 với chu
kỳ bán rã 27,7 ngày. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã
Page 229 of 970

nhỏ hơn 1 ngày và phần lớn là ít hơn 1 phút. Nguyên tố này cũng có 2 siêu
trạng thái.[20]
Cr53 là sản phẩm phân rã do phóng xạ sinh ra của Mn53. Hàm lượng đồng vị
crom nói chung thông thường gắn liền với hàm lượng đồng vị mangan và có
ứng dụng trong địa chất học đồng vị. Tỷ lệ đồng vị Mn - Cr tăng cường
chứng cứ từ Al26 và paladi107 đối với lịch sử sơ kì của hệ Mặt Trời. Các dao
động trong các tỷ lệ Cr53 / Cr52 và Mn/Cr từ một vài mẫu vẫn thạch chỉ ra tỷ lệ
ban đầu của Mn53 / Mn55 gợi ý rằng việc phân loại đồng vị Mn - Cr có thể tạo
ra từ phân rã tại chỗ (in situ) của Mn53trong các thiên thể hành tinh đã phân
biệt. Vì vậy Cr53 cung cấp thêm chứng cứ bổ sung cho quá trình tổng hợp hạt
nhân ngay trước khi có sự hợp nhất của hệ mặt trời.[21]
Các đồng vị của crom có nguyên tử lượng từ 43 amu (Cr43) tới 67 amu (Cr67).
Phương thức phân rã chủ yếu trước khi có đồng vị ổn định (Cr52) là bắt điện
tử còn phương pháp chủ yếu sau đó là phân rã beta.[20]
Cảnh báo
Crom kim loại và các hợp chất crom (III) thông thường không được coi là
nguy hiểm cho sức khỏe, nhưng các hợp chất crom hóa trị sáu (crom VI) lại
là độc hại nếu nuốt / hít phải.[22] Liều tử vong của các hợp chất crom (VI) độc
hại là khoảng nửa thìa trà vật liệu. Phần lớn các hợp chất crom (VI) gây kích
thích mắt, da và màng nhầy, có thể gây bệnh đối với những người có cơ địa
dị ứng. Crom (VI) có trong thành phần của xi măng Porland có thể gây bệnh
dị ứng xi măng với những người có cơ địa dị ứng hoặc có thời gian tiếp xúc
qua da thường xuyên và đủ lâu với xi măng.Phơi nhiễm kinh niên trước các
hợp chất crom (VI) có thể gây ra tổn thương mắt vĩnh viễn, nếu không được
xử lý đúng cách. Crom (VI) được công nhận là tác nhân gây ung thư ở người.
Tại Hoa Kỳ, cuộc điều tra của Erin Brockovich về việc xả crom hóa trị 6 vào
nguồn nước sinh hoạt là cốt truyện của bộ phim điện ảnh cùng tên.
Tổ chức y tế thế giới (WHO) khuyến cáo hàm lượng cho phép tối đa của
crom (VI) trong nước uống là 0,05 miligam trên một lít.
Do các hợp chất của crom đã từng được sử dụng trong thuốc nhuộm và sơn
cũng như trong thuộc da, nên các hợp chất này thông thường hay được tìm
thấy trong đất và nước ngầm tại các khu vực công nghiệp đã bị bỏ hoang. Các
Page 230 of 970

loại sơn lót chứa crom hóa trị 6 vẫn còn được sử dụng rộng rãi trong các ứng
dụng sửa chữa lại tàu vũ trụ và ô tô.
 Tóm tắt:
Crom, 24Cr
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Crom, Cr
Phiên âm /ˈkroʊmiəm/ KROH-mee-əm
Hình dạng Ánh bạc
Crom trong bảng tuần hoàn
-
↑
Cr
↓
Mo
Vanađi ← Crom → Mangan
Khối lượng nguyên 51,9961(6)
Page 231 of 970
Chu kỳ Chu kỳ 4

mỗi lớp 2, 8, 13, 1

Màu sắc Ánh bạc
Nhiệt độ nóng chảy 2180 K (1907 °C, 3465 °F)
Nhiệt độ sôi 2944 K (2671 °C, 4840 °F)
Mật độ 7,19 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ nóng chảy: 6,3 g·cm−3
Nhiệt lượng nóng 21,0 kJ·mol−1
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1656 1807 1991 2223 2530 2942

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2 Ôxít axít mạnh
Bán kính cộng hoá thực nghiệm: 128pm
trị
Bán kính liên kết 139±5pm
cộng hóa trị
Thông tin khác

Page 232 of 970

Tính chất từ Phản sắt từ (gần giống: Sóng mật độ xoay tròn[1])
Mohs
Vickers
Brinell

50
Cr 4.345% > 1.8×1017năm εε - 50
Ti
51 51
Cr Tổng hợp 27,7025 ngày ε - V
γ 0.320 -
52 52
Cr 83.789% Cr ổn định với 28 neutron
53 53
54 54
25. Mangan (Mn)

Mangan, là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Mn và số
nguyên tử 25. Nó được tìm thấy ở dạng tự do trong tự nhiên (đôi khi kết hợp
Page 233 of 970

với sắt), và trong một số loại khoáng vật. Ở dạng nguyên tố tự do, mangan là
kim loại quan trọng trong các hợp kim công nghiệp, đặc biệt là thép không gỉ.
Mangan phosphat được dùng để xử lý gỉ và chống ăn mòn trên thép. Tùy theo
trạng thái ôxy hóa của nó, càc ion mangan có nhiều màu khác nhau và được
dùng làm thuốc nhuộm trong công nghiệp. Các permanganat với các kim loại
kiềm và kiềm thổ là các chất ôxy hóa mạnh. Mangan điôxít được dùng làm
vật liệu catốt trong các pin và pin khô kiềm và tiêu chuẩn.
Các ion mangan (II) có chức năng làm cofactor trong một số enzyme ở sinh
vật bậc cao, có vai trò quan trọng trong sự giải độc của các gốc peoxit tự do.
Nguyên tố này cần thiết ở dạng vết trong các sinh vật sống. Khi hít phải Với
lượng lớn hơn, mangan có thể gây hội chứng nhiễm độc ở động vật, gây tổn
thương thần kinh mà đôi khi không thể phục hồi được.
Tính chất
Mangan là kim loại màu trắng xám, giống sắt. Nó là kim loại cứng và rất
giòn, khó nóng chảy, nhưng lại bị ôxi hóa dễ dàng. Mangan kim loại chỉ có từ
tính sau khi đã qua xử lý đặc biệt.[1] Kim loại mangan và các ion phổ biến của
nó có tính chất thuận từ.[2]
Đồng vị
Mangan tự nhiên là bao gồm 1 đồng vị bền 55Mn. 18 đồng vị phóng xạ đã
được miêu tả đặc điểm trong đó đồng vị phóng xạ ổn định nhất là 53Mn có
chu kì bán rã 3,7 triệu năm, 54Mn có chu kì bán rã 312,3 ngày, và 52Mn là
5,591 ngày. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kì bán rã nhỏ hơn 3
giờ và phần lớn trong số này có chu kì bán rã nhỏ hơn 1 phút. Nguyên tố này
cũng có 3 trạng thái meta state.[3]
Mangan là một phần trong nhóm các nguyên tố sắt, chúng được cho là đã
được tổng hợp trong các sao lớn trong thời gian ngắn trước khi xảy ra vụ nổ
siêu tân tinh.53Mn phân rã thành 53Cr với chu kì bán rã 3,7 triệu năm. Do nó
có chu kì bán rã tương đối ngắn, 53Mn chỉ có một ít trong các đá do phản ứng
của các tia vũ trụ lên sắt.[4] Các thành phần đồng vị mangan đặc biệt kết hợp
với các hợp phần đồng vị crom và đã có những ứng dụng trong địa chất đồng
Page 234 of 970

vị và định tuổi đồng vị phóng xạ. Tỉ số đồng vị Mn – Cr cùng với bằng chứng
từ 26Al và 107Pd về lịch sử ban đầu của Hệ Mặt Trời. Sự biến động về tỉ số
53
Cr/52Cr và Mn/Cr trong một số thiên thạch ám chỉ tỉ số 53Mn / 55Mn ban đầu
rằng thành phần đồng vị Mn–Cr phải là kết quả tại chỗ của việc phân rã 53Mn
trong các thiên thể phân dị. Do đó 53Mn cung cấp bằng chứng bổ sung cho
quá trình tổng hợp hạt nhân tức thì trước sự hóa hợp của Hệ Mặt Trời.[3]
Các đồng vị của mangan xếp theo khối lượng nguyên tử từ 46u (46Mn) đến
65u (65Mn). Cơ chế phân rã ban đầu trước đồng vị bền phổ biến nhất 55Mn, là
bắt electron và cơ chế phân rã ban đầu sau đó là phân rã beta.[3]

Trạng thái ôxi hóa phổ biến của nó là +2, +3, +4, +6 và +7, mặc dù trạng thái
ôxi hóa từ +1 đến +7 đã được ghi nhận. Mn2+ thường tương tác với Mg2+
trong các hệ thống sinh học, và các hợp chất có mangan mang trạng thái ôxi
hóa +7 là những tác nhân ôxi hóa mạnh như Mn2O7.[1] Các hợp chất có trạng
thái ôxy hóa +5 (lam) và +6 (lục) là các chất ôxy hóa mạnh.
Tinh thể mangan clorua (MnCl2) - màu hồng
nhạt của muối Mn (II) là do chuyển đổi spin
cấm 3d, trường hợp này hếm gặp
Dung dịch KMnO4 có màu tím đậm của Mn (VII) ở dạng

permanganat
Trạng thái ôxy hóa ổn định nhất là mangan +2, nó có màu hồng
nhạt, và một số hợp chất mangan (II) đã được biết như mangan
(II) sulfat (MnSO4) và manganese (II) clorua (MnCl2). Trạng
thái ôxy hóa này cũng được gặp trong khoáng rhodochrosit,
(mangan (II) carbonat). Trạng thái ôxy hóa +2 là trạng thái
được sử dụng trong các sinh vật sống cho chức năng cảm giác;
các trạng thái khác đều là chất độc đối với cơ thể con người.[5]
Page 235 of 970
Các trạng thái ôxy hóa của mangan[6]
0 Mn2(CO)10
+1 K5[Mn(CN)6NO]
+2 MnCl2
+3 MnF3
+4 MnO2
+5 K3MnO4
+6 K2MnO4
+7 KMnO4
Các trạng thái ôxy hóa phổ biến được in đậm.
Ứng dụng
Manganít, một loại ôxít mangan
Mangan có vai trò quan trọng trong sản xuất sắt
thép vì có tác dụng khử lưu huỳnh, khử ôxi, và
mang những đặc tính của hợp kim. Luyện thép
[7]
, và cả luyện sắt, sử dụng nhiều mangan nhất
Page 236 of 970
(chiếm khoảng 85-90% tổng nhu cầu)[8]. Trong những mục đích khác,
mangan là thành phần chủ yếu trong việc sản xuất thép không rỉ với chi phí
thấp[9][10], và có trong hợp kim nhôm. Nó còn được thêm vào dầu hỏa để giảm
tiếng nổ lọc xọc cho động cơ. Mangan đioxít được sử dụng trong pin khô,
hoặc làm chất xúc tác. Mangan được dùng để tẩy màu thủy tinh (loại bỏ màu
xanh lục do sắt tạo ra), hoặc tạo màu tím cho thủy tinh. Mangan ôxít là một
chất nhuộm màu nâu, dùng để chế tạo sơn, và là thành phần của màu nâu đen
tự nhiên. Kali pemanganat là chất ôxi hóa mạnh, dùng làm chất tẩy uế trong
hóa học và y khoa. Phốtphát hóa mangan là phương pháp chống rỉ và ăn mòn
cho thép. Nó thường hay được dùng để sản xuất tiền xu. Những loại tiền xu
duy nhất) [12]. Trình độ ứng dụng mangan ở Hoa Kỳ vẫn không có nhiều thay
đổi. Hiện nay, không có giải pháp công nghệ thực tế nào có thể thay thế
mangan bằng chất liệu khác hay sử dụng các trầm tích trong nước hoặc các
công nghệ làm giàu khác để giảm hoàn toàn sự phụ thuộc của Hoa Kỳ vào
các quốc gia khác đối với quặng mangan.
Chất liệu thay thế: Mangan không có chất liệu thay thế thỏa mãn nào trong
những ứng dụng lớn. Trong những ứng dụng nhỏ, kẽm hoặc vanađi có thể
thay thế được cho phương pháp phốtphát hóa mangan.
Các hợp chất mangan được sử dụng để làm chất tạo màu và nhuộm màu cho
gốm và thủy tinh. Màu nâu của gốm đôi khi dựa vào các hợp chất mangan.
[13]
Trong ngành công nghiệp thủy tinh, các hợp chất mangan được dùng cho
2 hiệu ứng. Mangan (III) phản ứng với sắt (II) để tạo ra màu lục đậm trong
thủy tinh bằng cách tạo ra sắt (III) ít màu hơn và màu hồng nhạt của mangan
(II) kết hợp với màu còn lại của sắt (III).[14]
Phân bố và sản xuất

Mangan chiếm khoảng 1000ppm (0,1%) trong vỏ Trái Đất, đứng hàng thứ 12
về mức độ phổ biến của các nguyên tố ở đây.[15] Đất chứa 7 – 9000ppm
mangan với hàm lượng trung bình 440ppm.[15] Nước biển chỉ chứa 10ppm
mangan và trong khí quyển là 0,01µg/m3.[15] Mangan có mặt chủ yếu trong
pyrolusit (MnO2), braunit, (Mn2+Mn3+6)(SiO12),[16] psilomelan
(Ba,H2O)2Mn5O10, và ít hơn trong rhodochrosit (MnCO3).
Page 237 of 970

Quặng mangan
Psilomelan (quặng mangan)
Mangan ôxit tập hợp dạng cành cây trên mặt đá vôi,

ở Solnhofen, Đức
Quặng mangan quan trọng nhất là pyrolusit (MnO2). Các quặng quan trọng
khác thường có sự phân bố liên quan đến các quặng sắt.[1] Các nguồn trên đất
liền lớn nhưng phân bố không đồng đều. Khoảng 80% nguồn tài nguyên
mangan đã được biết trên thế giới được tìm thấy ở Nam Phi, các mỏ mangan
khác ở Ukraina, Úc, Ấn Độ, Trung Quốc, GabonvàBrasil.[17] Năm 1978,
người ta đã tính có 500 tỉ tấn mangan dạng thận ở đáy biển.[18] những nỗ lực
tìm phương pháp có hiệu quả kinh tế để thu hồi mangan dạng thận này đã bị
bỏ lửng trong thập niên 1970.[19]
Mangan được khai thác ở Nam Phi, Úc, Trung Quốc, Brasil, Gabon, Ukraine,
Ấn Độ, Ghana và Kazakhstan. Nguồn nhập khẩu của Hoa Kỳ (1998 – 2001)
từ: 1/ quặng mangan: Gabon, 70%; Nam Phi, 10%; Úc, 9%; Mexico, 5%; và
nguồn khác, 6%. 2/ Ferromangan: Nam Phi, 47%; Pháp, 22%; Mexico, 8%;
Úc, 8%; và nguồn khác, 15%. Mangan chứa trong các nguồn nhập khẩu gồm:
Page 238 of 970

Nam Phi, 31%; Gabon, 21%; Úc, 13%; Mexico, 8%; và nguồn khác, 27%. [9]
[17]
Về sản xuất ferromangan, quặng mangan được trộn với quặng sắt và cacbon,
sau đó khử hoặc trong lò cao hoặc trong lò điện hồ quang.[20] Ferromangan
được tạo ra có hàm lượng mangan từ 30 đến 80%.[1] Mangan tinh khiết được
dùng để sản xuất các hợp kim không chứa sắt, được sản xuất bằng cách cho
quặng mangan đã được ngâm chiết với axit sulfuric và tiếp theo là xử lý bằng
điện triết.[8]
Vai trò sinh học

Mangan là nguyên tố đóng vai trò thiết yếu trong tất cả dạng sống.[15] Các lớp
enzyme có các đồng yếu tố mangan rất rộng bao gồm oxidoreductases,
transferases, hydrolases, lyases, isomerases, ligases, lectins, và integrins. Sao
chép ngược của một số retrovirus (không phải lentivirus như HIV) chứa
mangan. Polypeptitde chứa mangan nổi tiếng có thể là arginase, diphtheria
toxin, và superoxide dismutase (Mn-SOD) chứa Mn.[21]
 Tóm tắt:
Mangan, 25Mn
Mangan điện phân màu bạc nguyên chất bao bọc bởi các ôxít màu
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Mangan, Mn
Phiên âm /ˈmæŋɡəniːz/ MANG-gən-neez
Hình dạng Ánh kim bạc
Page 239 of 970

Mangan trong bảng tuần hoàn
-
↑
Mn
↓
Tc
Crom ← Mangan → Sắt
Số nguyên 25
tử (Z)
Khối lượng 54,938045(5)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 7, d
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình [Ar] 4s2 3d5
electron
mỗi lớp 2, 8, 13, 2

Màu sắc Ánh kim bạc
Trạng thái vật Chất rắn
chất
Nhiệt độ nóng 1519 K (1246 °C, 2275 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 2334 K (2061 °C, 3742 °F)
Mật độ 7,21 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ nóng chảy: 5,95 g·cm−3
Page 240 of 970
lỏng
Nhiệt lượng 12,91 kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi 221 kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1228 1347 1493 1691 1955 2333

Trạng thái 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2, -3 Axít, bazơ hay lưỡng tính tùy vào trạng thái
ôxy hóa ôxy hóa
Năng lượng Thứ nhất: 717,3 kJ·mol−1
ion hóa Thứ hai: 1509,0 kJ·mol−1
Thứ ba: 3248 kJ·mol−1
Bán kính cộng thực nghiệm: 127 pm
hoá trị
Bán kính liên 139±5 (low spin), 161±8 (high spin) pm
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Lập phương tâm khối
thể
Vận tốc âm que mỏng: 5150 m·s−1(ở 20 °C)

thanh
Độ giãn nở 21,7 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Độ dẫn nhiệt 7,81 W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20 °C: 1,44 µ Ω·m
Mô đun 198 GPa
Page 241 of 970

Young
Mô đun nén 120 GPa
Độ cứng theo 6.0
thang Mohs
Độ cứng theo 196 MPa
thang Brinell
CAS

52 52
Mn Tổng hợp 5,591 ngày ε - Cr
β+ 0.575 52
Cr
γ 0.7, 0.9, 1.4 -
53
Mn Tổng hợp 3,74 ×106năm ε - 53
Cr
54 54
Mn Tổng hợp 312,3 ngày ε 1.377 Cr
γ 0.834 -
55 55
Mn 100% Mn ổn định với 30 neutron
26. Sắt (Fe)

Sắt là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu
Fe và số hiệu nguyên tử bằng 26. Nằm ở phân nhóm VIIIB chu kỳ 4. Sắt là
nguyên tố có nhiều trên Trái Đất, cấu thành lớp vỏ ngoài và trong của lõi Trái
Đất. Sắt, Côban (Co) và Niken (Ni) được biết là 2 nguyên tố cuối cùng có thể
tạo thành qua tổng hợp ở nhân sao (hình thành qua phản ứng hạt nhân ở tâm
các vì sao) mà không cần phải qua một vụ nổ siêu tân tinh hay các biến động
lớn khác. Do đó sắt và Niken khá dồi dào trong các thiên thạch kim loại và
các hành tinh lõi đá (như Trái Đất, Sao Hỏa).
Thuộc tính
M,6%) tạo ra Trái Đất; sự tập trung của sắt trong các lột nguyên tử sắt điển
hình có khối lượng gấp 56 lần khối lượng một nguyên tử hiđrô điển hình. Sắt
Page 242 of 970

là kim loại phổ biến nhất, và người ta cho rằng nó là nguyên tố phổ biến thứ
10 trong vũ trụ. Sắt cũng là nguyên tố phổ biến nhất (theo khối lượng, 34 lớp
khác nhau của Trái Đất dao động từ rất cao ở lõi bên trong tới khoảng 5% ở
lớp vỏ bên ngoài; có thể phần lõi của Trái Đất chứa các tinh thể sắt mặc dù
nhiều khả năng là hỗn hợp của sắt và niken; một khối lượng lớn của sắt trong
Trái Đất được coi là tạo ra từ trường của nó. Ký hiệu của sắt Fe là từ viết tắt
của ferrum, từ Latinh để chỉ sắt.
Sắt là kim loại được tách ra từ các mỏ quặng sắt, và rất khó tìm thấy nó ở
dạng tự do. Để thu được sắt tự do, các tạp chất phải được loại bỏ bằng
phương pháp khử hóa học. Sắt được sử dụng trong sản xuất gang và thép, đây
là các hợp kim, là sự hòa tan của các kim loại khác (và một số á kim hay phi
kim, đặc biệt là cacbon).
Hạt nhân của sắt có năng lượng liên kết cao nhất, vì thế nó là nguyên tố nặng
nhất được sản xuất trong các phản ứng nhiệt hạch và là nhẹ nhất trong phản
ứng phân rã hạt nhân. Các ngôi sao có khối lượng lớn khi gần cháy hết nhiên
liệu hiđrô, sẽ bắt đầu các chuỗi phản ứng hạt nhân tạo ra các chất có khối
lượng nguyên tử tăng dần, bao gồm cả sắt, trước khi bùng nổ thành các siêu
tân tinh.
Các mô hình vũ trụ trong vũ trụ mở dự đoán rằng có một giai đoạn ở đó do
kết quả của các phản ứng nhiệt hạch và phân hạch chậm lại, mọi thứ sẽ trở
thành sắt.
Đặc điểm cơ học

Các đặc điểm cơ học của sắt và các hợp kim của nó có thể được xác định
bằng nhiều thí nghiệm khác nhau, như thử nghiệm Brinell, thử nghiệm
Rockwell và thử nghiệm độ cứng Vickers. Các dữ liệu đối với sắt rất phù hợp
trong việc sử dụng nó để so hiệu chỉnh các đo đạc hoặc so sánh các thử
nghiệm.[1][2] Tuy nhiên, các đặc điểm cơ học của sắt cũng bị ảnh hưởng đáng
kể bởi độ tinh khiết của mẫu: các tinh thể sắt riêng lẻ nguyên chất dùng cho
mục đích nghiên cứu thực sự là mềm hơn nhôm,[3] và sắt sản xuất trong công
nghiệp tinh khiết nhất (99,99%) có độ cứng 20 – 30 Brinell.[4] Việc tăng hàm
lượng cacbon trong sắt sẽ làm tăng đáng kể độ cứng và độ bền kéo của sắt.
Độ cứng lớn nhất của 65Rc đạt được khi hàm lượng cacbon là 0,6%, mặc dù
loại này làm cho kim loại có độ bền kéo thấp.[5]
Page 243 of 970

Các giá trị độ bền kéo (TS) và độ cứng Brinell (BH) của nhiều loại sắt
khác nhau.[1][3]
TS BH
Vật liệu
(MPa) (Brinell)
Sắt whisker 11000
Thép tôi 2930 850–1200
Thép Martensit 2070 600
Thép Bainit 1380 400
Thép Pearlit 1200 350
Sắt gia công nguội 690 200
Sắt hạt nhỏ 340 100
Sắt chứa cacbon 140 40
Sắt nguyên chất, đơn tinh thể 10 3
Sơ đồ pha và thù hình

Sắt là một đại diện ví dụ cho tính chất thù hình của kim loại. Có ít nhất 4
dạng thù hình của sắt gồm α, γ, δ, và ε; ở áp suất rất cao, một vài bằng chứng
thực nghiệm còn tranh cãi cho thấy sự tồn tại của pha ổn định β ở áp suất và
nhiệt độ rất cao.[6]
Sơ đồ pha áp suất thấp của sắt tinh khiết
Khi sắt nóng chảy nguội đi, nó kết tinh ở
1538°C ở dạng thù hình δ, dạng này có cấu
trúc tinh thể lập phương tâm khối (bcc). Khi
nó nguội nhiều hơn cấu trúc tinh thể của nó
Page 244 of 970
chuyển sang dạng lập phương tâm mặt (fcc) ở 1394°C, khi đó nó có ở dạng

sắt γ, hay austenit. Ở 912°C cấu trúc tinh thể lại chuyển sang dạng bcc là sắt
α, hay ferrit, và ở 770°C (điểm Curie, Tc) sắt trở thành sắt từ. Khi sắt đi qua
điểm Curie sẽ không có sự thay đổi cấu trúc tinh thể, nhưng có sự thay đổi về
"cấu trúc domain", ở đây mỗi domain chứa các nguyên tử sắt với các spin
electron cụ thể. Ở sắt chưa bị từ hòa, tất cả các spin electron của các nguyên
tử bên trong một domain có cùng hướng; các domain kề bên chỉ các hướng
khác nhau và do đó triệt tiêu nhau. Đối với sắt bị từ hóa, các spin electron của
tất cả các domain đều được xếp cùng hướng, vì vậy các hiệu ứng từ của các
domain lân cận tăng cường lẫn nhau. Mặc dù mỗi domain chứa hàng tỉ
nguyên tử, chúng rất nhỏ với bề rộng chỉ khoảng 10 micromet.[7] Ở áp suất
trên 10GPa và nhiệt độ hàng trăm °K hoặc thấp hơn, sắt α chuyển thành cấu
trúc sáu phương kết chặt (hcp), hay còn gọi là sắt ε; pha γ có nhiệt độ cao hơn
cũng biến đổi thành sắt ε, nhưng ở áp suất cao hơn. Pha β, nếu tồn tại, có thể
ở áp suất ít nhất 50GPa và nhiệt độ ít nhất 1500 K; nó được cho là có cấu trúc
trực thoi hoặc hcp kép.[6]
Lịch sử
Các vật dụng bằng sắt có niên đại lớn hiếm hơn các vật dụng làm bằng vàng
hay bạc do tính dễ ăn mòn của sắt.[8] Những hạt là từ sắt thiên thạch năm
3500 TCN hoặc sớm hơn được G. A. Wainwright tìm thấy ở Gerzah, Ai Cập.
[9]
Các hạt chứa 7,5% niken, là một dấu hiệu về nguồn gốc thiên thạch vì sắt
được phát hiện trong vỏ Trái Đất có rất ít hoặc không có thành phần niken.
Sắt thiên thạch có chất lượng cao do nguồn gốc của nó từ vũ trụ và thường
được dùng làm vũ khí và các dụng cụ hoặc các mẫu vật được đặt trong các
nhà thờ.[9] Các vật dùng có thể làm từ sắt bởi những người Ai Cập có tuổi
khoảng 3000 đến 2500 TCN.[8] Sắt có lợi thế hơn đồng trong việc làm dụng
cụ chiến tranh. Nó cứng hơn và bền hơn đồng, mặc dù dễ bị rỉ sét. Trevor
Bryce cho rằng trước khi công nghệ rèn sắt tiến bộ được phát triển ở Ấn Độ,
các vũ khí làm từ sắt thiên thạch đã được sử dụng bởi quân đội Mesopotamia
trước đó đã chiếm ưu thế trong chiến đấu do dùng hàm lượng cacbon cao.[10]
Những dấu hiệu đầu tiên về việc sử dụng sắt là ở những người Sumeria và
người Ai Cập vào khoảng 4000 năm TCN, các đồ vật nhỏ như mũi giáo và đồ
trang trí, đã được làm từ sắt lấy từ các thiên thạch. Vì các thiên thạch rơi từ
trên trời xuống nên một số nhà ngôn ngữ học phỏng đoán rằng từ tiếng Anh
Page 245 of 970
iron, là từ có cùng nguồn gốc với nhiều ngôn ngữ ở phía bắc và tây châu Âu,
có xuất xứ từ tiếng Etruria aisar có nghĩa là "trời".
Vào khoảng những năm 3000 đến 2000 Trước Công Nguyên (TCN), đã xuất
hiện hàng loạt các đồ vật làm từ sắt nóng chảy (phân biệt rõ với sắt từ thiên
thạch do thiếu niken trong sản phẩm) ở Lưỡng Hà, Anatolia và Ai Cập. Tuy
nhiên, việc sử dụng chúng có lẽ là thuộc về hình thức trong tế lễ, và sắt đã
từng là kim loại rất đắt, hơn cả vàng. Trong Illiad, các vũ khí chủ yếu làm
từ đồng thau, nhưng các thỏi sắt đã được sử dụng trong buôn bán. Một số
nguồn cho rằng sắt được tạo ra khi đó như sản phẩm đi kèm của việc tinh chế
đồng, như là những bọt sắt, và không được tái sản xuất bởi ngành luyện kim
khi đó. Vào khoảng năm 1600 đến 1200 TCN, sắt đã được sử dụng nhiều hơn
ở Trung Cận Đông, nhưng vẫn chưa thay thế được sự thống trị của đồng thau.
Trong thời kỳ từ thế kỷ 12 đến thế kỷ 10 TCN, đã có sự chuyển đổi nhanh
chóng từ công cụ, vũ khí đồng thau sang sắt ở Trung Cận Đông. Yếu tố quyết
định của chuyển đổi này không phải là sự xuất hiện của các công nghệ luyện
sắt cao cấp hơn mà là sự cạn kiệt của các nguồn cung cấp thiếc. Thời kỳ
chuyển đổi này diễn ra không đồng thời trên thế giới, là dấu hiệu cho thời kỳ
văn minh mới được gọi là Thời đại đồ sắt.
Cùng với việc chuyển đổi từ đồng thau sang sắt là việc phát hiện ra quy trình
cacbua hóa, là quy trình bổ sung thêm cacbon vào sắt. Sắt được thu lại như
bọt sắt, là hỗn hợp của sắt với xỉ với một ít cacbon và/hoặc cacbua, sau đó nó
được rèn và tán phẳng để giải phóng sắt khỏi xỉ cũng như ôxi hóa bớt cacbon,
để tạo ra sắt non. Sắt non chứa rất ít cacbon và không dễ làm cứng bằng cách
làm nguội nhanh. Người Trung Đông đã phát hiện ra là một số sản phẩm
cứng hơn có thể được tạo ra bằng cách đốt nóng lâu sắt non với than củi trong
lò, sau đó làm nguội nhanh bằng cách nhúng vào nước hay dầu. Sản phẩm tạo
thành có bề mặt của thép, cứng hơn và ít gãy hơn đồng thau, là thứ đang bị
thay thế dần.
Ở Trung Quốc, những đồ vật bằng sắt đầu tiên được sử dụng cũng là sắt lấy
từ thiên thạch, các chứng cứ khảo cổ học về các đồ vật làm từ sắt non xuất
hiện ở miền tây bắc, gần Tân Cương trong thế kỷ 8 TCN. Các đồ vật làm từ
sắt non có cùng quy trình như sắt được làm ở Trung Đông và châu Âu, và vì
thế người ta cho rằng chúg được nhập khẩu bởi những người không phải là
người Trung Quốc.
Page 246 of 970

Trong những năm muộn hơn của nhà Chu (khoảng năm 550 TCN), khả năng
sản xuất sắt mới đã bắt đầu vì phát triển cao của công nghệ lò nung. Sản xuất
theo phương pháp lò nung không khí nóng có thể tạo ra nhiệt độ trên 1300°K,
người Trung Quốc bắt đầu sản xuất gang thô và gang đúc.
Nếu quặng sắt được nung với cacbon tới 1420 – 1470°K, một chất lỏng nóng
chảy được tạo ra, là hợp kim của khoảng 96,5% sắt và 3,5% cacbon. Sản
phẩm này cứng, có thể đúc thành các đồ phức tạp, nhưng dễ gãy, trừ khi nó
được phi - cacbua hóa để loại bớt cacbon. Phần chủ yếu của sản xuất sắt từ
thời nhà Chu trở đi là gang đúc. Sắt, tuy vậy vẫn là sản phẩm thông thường,
được sử dụng bởi những người nông dân trong hàng trăm năm, và không có
ảnh hưởng đáng kể đến diện mạo của Trung Quốc cho đến tận thời kỳ nhà
Tần (khoảng năm 221 TCN).
Việc sản xuất gang đúc ở châu Âu bị chậm trễ do các lò nung chỉ có thể tạo
ra nhiệt độ khoảng 1000°K. Trong thời Trung cổ, ở Tây Âu sắt bắt đầu được
làm từ bọt sắt để trở thành sắt non. Gang đúc sớm nhất ở châu Âu tìm thấy ở
Thụy Điển, trong hai khu vực là Lapphyttan và Vinarhyttan, khoảng từ năm
1150 đến 1350. Có giả thuyết cho rằng việc sản xuất gang đúc là do người
Mông Cổ thông qua nước Nga truyền đến các khu vực này, nhưng không có
chứng cứ vững chắc cho giả thuyết này. Trong bất kỳ trường hợp nào, vào
cuối thế kỷ 14 thì thị trường cho gang đúc bắt đầu được hình thành do nhu
cầu cao về gang đúc cho các súng thần công.
Việc nung chảy sắt thời kỳ đầu tiên bằng than củi như là nguồn nhiệt và chất
khử. Trong thế kỷ 18, ở Anh việc cung cấp gỗ bị giảm xuống và than cốc,
một nhiên liệu hóa thạch, đã được sử dụng để thay thế. Cải tiến của Abraham
Darby đã cung cấp năng lượng cho cuộc cách mạng công nghiệp.
Ứng dụng
Sắt là kim loại được sử dụng nhiều nhất, chiếm khoảng 95% tổng khối lượng
kim loại sản xuất trên toàn thế giới. Sự kết hợp của giá thành thấp và các đặc
tính tốt về chịu lực, độ dẻo, độ cứng làm cho nó trở thành không thể thay thế
được, đặc biệt trong các ứng dụng như sản xuất ô tô, thân tàu thủy lớn, các bộ
khung cho các công trình xây dựng. Thép là hợp kim nổi tiếng nhất của sắt,
ngoài ra còn có một số hình thức tồn tại khác của sắt như:
Page 247 of 970

 Gang thô (gang lợn) chứa 4% – 5% cacbon và chứa một loạt các chất khác
như lưu huỳnh, silic, phốt pho. Đặc trưng duy nhất của nó: nó là bước
trung gian từ quặng sắt sang thép cũng như các loại gang đúc (gang trắng
và gang xám).
 Gang đúc chứa 2% – 3.5% cacbon và một lượng nhỏ mangan. Các chất có
trong gang thô có ảnh hưởng xấu đến các thuộc tính của vật liệu, như lưu
huỳnh và phốt pho chẳng hạn sẽ bị khử đến mức chấp nhận được. Nó có
điểm nóng chảy trong khoảng 1420 – 1470°K, thấp hơn so với cả hai
thành phần chính của nó, làm cho nó là sản phẩm đầu tiên bị nóng chảy
khi cacbon và sắt được nung nóng cùng nhau. Nó rất rắn, cứng và dễ vỡ.
Làm việc với đồ vật bằng gang, thậm chí khi nóng trắng, nó có xu hướng
phá vỡ hình dạng của vật.
 Thép carbon chứa từ 0,5% đến 1,5% cacbon, với một lượng nhỏ mangan,
lưu huỳnh, phốt pho và silic.
 Sắt non chứa ít hơn 0,5% cacbon. Nó là sản phẩm dai, dễ uốn, không dễ
nóng chảy như gang thô. Nó có rất ít cacbon. Nếu mài nó thành lưỡi sắc,
nó đánh mất tính chất này rất nhanh.
 Các loại thép hợp kim chứa các lượng khác nhau của cacbon cũng như các
kim loại khác, như crôm, vanađi, môlipđen, niken, vonfram, v.v.
 Ôxít sắt (III) được sử dụng để sản xuất các bộ lưu từ tính trong máy tính.
Chúng thường được trộn lẫn với các hợp chất khác, và bảo tồn thuộc tính
từ trong hỗn hợp này.
 Trong sản xuất xi măng người ta trộn thêm Sunfat Sắt vào để hạn chế tác
hại của Crom hóa trị 6 - nguyên nhân chính gây nen bệnh dị ứng xi măng
với những người thường xuyên tiếp xúc với nó.
Sản xuất
Sắt là một trong những nguyên tố phổ biến nhất trên Trái Đất, chiếm khoảng
5% khối lượng vỏ Trái Đất. Phần lớn sắt được tìm thấy trong các dạng ôxít
sắt khác nhau, chẳng hạn như khoáng chất hematit, magnetit, taconit. Khoảng
5% các thiên thạch chứa hỗn hợp sắt-niken. Mặc dù hiếm, chúng là các dạng
chính của sắt kim loại tự nhiên trên bề mặt Trái Đất.
Trong công nghiệp, sắt được trích xuất ra từ các quặng của nó, chủ yếu là từ
hêmatit (Fe2O3) và magnêtit (Fe3O4) bằng cách khử với cacbon trong lò luyện
Page 248 of 970

kim sử dụng luồng không khí nóng ở nhiệt độ khoảng 2000°C. Trong lò
luyện, quặng sắt, cacbon trong dạng than cốc, và các chất tẩy tạp chất như đá
vôi được xếp ở phía trên của lò, luồng không khí nóng được đưa vào lò từ
phía dưới.
Than cốc phản ứng với ôxy trong luồng không khí tạo ra mônôxít cacbon:
2C + O2 → 2CO↑
Cacbon mônôxít khử quặng sắt (trong phương trình dưới đây là hêmatit)
thành sắt nóng chảy, và nó trở thành điôxít cacbon:
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2↑
Chất khử tạp chất được thêm vào để khử các tạp chất có trong quặng (chủ
yếu là điôxít silic cát và các silicat khác). Các chất khử tạp chất chính là đá
vôi (cacbonat canxi) và đôlômit (cacbonat magiê). Các chất khử tạp chất khác
có thể cho vào tùy theo các tạp chất có trong quặng. Trong sức nóng của lò
luyện đá vôi bị chuyển thành vôi sống (CaO):
0
CaCO3 
t
 CaO + CO2↑
Sau đó ôxít canxi kết hợp với điôxít silic tạo ra xỉ.
0
CaO + SiO2 
t
 CaSiO3
Xỉ nóng chảy trong lò luyện (điôxít silic thì không). Ở phần dưới của lò
luyện, xỉ nóng chảy do nhẹ hơn nên nổi lên phía trên sắt nóng chảy. Các cửa
lò có thể được mở để tháo xỉ hay sắt nóng chảy. Sắt khi nguội đi, tạo ra gang
thô, còn xỉ có thể được sử dụng để làm đường hay để cải thiện các loại đất
nông nghiệp nghèo khoáng chất.
Khoảng 1,1 tỷ tấn quặng sắt được sản xuất trên thế giới vào năm 2000, với
tổng trị giá trên thị trường vào khoảng 25 tỷ đôla Mỹ. Việc khai thác quặng
sắt diễn ra trên 48 quốc gia, nhưng 5 nhà sản xuất lớn nhất là Trung Quốc,
Brasil, Úc, Nga và Ấn Độ, chiếm tới 70% lượng quặng khai thác trên thế
giới. 1,1 tỷ tấn quặng sắt này được sử dụng để sản xuất ra khoảng 572 triệu
tấn sắt thô.
Vai trò sinh học
Page 249 of 970

Sắt có vai trò rất cần thiết đối với mọi cơ thể sống, ngoại trừ một số vi khuẩn.
Nó chủ yếu liên kết ổn định bên trong các protein kim loại, vì trong dạng tự
do nó sinh ra các gốc tự do nói chung là độc với các tế bào. Nói rằng sắt tự do
không có nghĩa là nó tự do di chuyển trong các chất lỏng trong cơ thể. Sắt
liên kết chặt chẽ với mọi phân tử sinh học vì thế nó sẽ gắn với các màng tế
bào, axít nucleic, prôtêin v.v.
Tuy nhiên, hàm lượng Fe trong cơ thể là rất ít, chiếm khoảng 0,004% được
phân bố ở nhiều loại tế bào của cơ thể.[11] Sắt là nguyên tố vi lượng tham gia
vào cấu tạo thành phần Hemoglobin của hồng cầu, myoglobin của cơ vân và
các sắc tố hô hấp ở mô bào và trong các enzim như: catalaz, peroxidaza… Fe
là thành phần quan trọng của nhân tế bào. Cơ thể thiếu Fe sẽ bị thiếu máu
nhất là phụ nữ có thai và trẻ em.
Trong cơ thể động vật sắt liên kết trong các tổ hợp heme (là thành phần thiết
yếu của cytochromes), là những prôtêin tham gia vào các phản ứng ôxi hóa -
khử (bao gồm nhưng không giới hạn chỉ là quá trình hô hấp) và của các
prôtêin chuyên chở ôxy như hêmôglôbin và myoglobin.
Sắt vô cơ tham gia trong các phản ứng ôxi hóa-khử cũng được tìm thấy trong
các cụm sắt - lưu huỳnh của nhiều enzym, chẳng hạn như các enzyme
nitrogenase (tham gia vào quá trình tổng hợp amôniắc từ nitơ và hiđrô) và
hydrogenase. Tập hợp các prôtêin sắt phi-heme có trách nhiệm cho một dãy
các chức năng trong một số loại hình cơ thể sống, chẳng hạn như các enzyme
metan monooxygenase (ôxi hóa mêtan thành mêtanol), ribonucleotide
reductase (khử ribose thành deoxyribose; tổng hợp sinh học DNA),
hemerythrins (vận chuyển ôxy và ngưng kết trong các động vật không xương
sống ở biển) và axít phosphatase tía (thủy phân các este phốt phát). Khi cơ
thể chống lại sự nhiễm khuẩn, nó để riêng sắt trong prôtêin vận chuyển
transferrin vì thế vi khuẩn không thể sử dụng được sắt.
Sự phân phối sắt trong cơ thể được điều chỉnh trong cơ thể động vật có vú.
Sắt được hấp thụ từ duodenum liên kết với transferrin, và vận chuyển bởi
máu đến các tế bào khác nhau. Vẫn chưa rõ cơ chế liên kết của sắt với các
prôtêin.[12]
Các nguồn thức ăn giàu sắt bao gồm: thịt, cá, thịt gia cầm, đậu lăng, các loại
đậu, rau chân vịt, tào phớ, đậu Thổ Nhĩ Kỳ, dâu tây và mầm ngũ cốc.
Page 250 of 970

Sắt được bổ sung cho những người cần tăng cường chất này trong dạng
fumarat sắt (II). Tiêu chuẩn của RDA về sắt dao động dựa trên tuổi tác, giới
tính, và nguồn sắt ăn kiêng (sắt trên cơ sở heme có khả năng sinh học cao
hơn)[13]
Cần lưu ý tới phần cảnh báo dưới đây.
1. Tác dụng với phi kim:
Sắt tác dụng với hầu hết tất cả các phi kim khi đun nóng. Với các phi kim có
tính oxi hóa mạnh như Clo thì sẽ tạo thành những hợp chất trong đó sắt có số
oxi hóa là +3.Còn khi tác dụng với ôxy sẽ tạo ra sắt (II; III) oxit - sắt từ oxit
Ví dụ:
0
2Fe + 3Cl2 
t
 2FeCl3
0
FeO + Fe2O3 
t
 Fe3O4
0
3Fe + 2O2  t
 Fe3O4 (Vì khi Fe phản ứng với O2 ở nhiệt độ cao, 2 chất đã
sinh ra cùng 1 lúc (FeO và Fe2O3) và lại tự xúc tác với nhau)
Fe3O4 là một hợp chất ion, tinh thể được tạo nên bởi các ion O2-, ion Fe3+ và
ion Fe2+. Trong quá trình phản ứng, một phần sắt bị oxi hóa thành Fe2+, một
phần bị oxi hóa thành Fe3+.Trong chất rắn trung bình cứ có 1 ion Fe2+ thì có 2
ion Fe3+ và 4 ion O2-.
Trong không khí ẩm sắt dễ bị rỉ theo phản ứng:
4Fe + O2 + nH2O → 2Fe2O3.nH2O
Đối với các phi kim yếu hơn như lưu huỳnh,.. tạo thành hợp chất trong đó sắt
t0
có số oxi hóa +2: Fe + S   FeS
2. Tác dụng với các hợp chất:

Thế điện cực chuẩn của sắt là: Fe2+(dd) + 2e → Fe Eo= -0.44V
Qua đó ta thấy sắt có tính khử trung bình.
Sắt dễ tan trong dung dịch axit HCl và H2SO4 loãng:
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
Page 251 of 970
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑

Hay: FeO + 2H+(dd) → Fe+(dd) + H2↑
Đối với các axít có tính oxi hóa mạnh như HNO3 hay H2SO4 đặc nóng thì sản
phẩm phản ứng sẽ là muối sắt với sắt có số oxi hóa +3 và các sản phẩm khử
của N: N2O, NO, NO2 hoặc của S: SO2. Ở nhiệt độ thường, trong axit nitric
đặc và axit sulfuric đặc, sắt tạo ra lớp oxit bảo vệ kim loại trở nên "thụ động",
không bị hòa tan. Sắt đẩy các kim loại yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của
chúng: Fe + Cu(NO3)2 → Fe(NO3)2 + Cu↓
Hợp chất
Các trạng thái ôxi hóa chung của sắt bao gồm:
 Trạng thái sắt (II), Fe2+, ferrous rất phổ biến.

 Trạng thái sắt (III), Fe3+, ferric, cũng rất phổ biến, ví dụ trong gỉ sắt.
 Trạng thái sắt (IV), Fe4+, ferryl, ổn định trong các enzym (ví dụ
perôxidas).
 Sắt (VI) cũng được biết tới, nó hiếm hơn, có trong ferrat kali.
 Cacbua sắt Fe3C được biết đến như là cementit.
 Sắt cũng tồn tại dưới dạng sắt (VIII) nhưng rất hiếm.
Đồng vị
Sắt có bốn đồng vị tự nhiên ổn định là Fe54, Fe56, Fe57 và Fe58. Sự phổ biến
tương đối của các đồng vị sắt trong tự nhiên là: Fe54 (5,8%), Fe56 (91,7%),
Fe57 (2,2%) và Fe58(0,3%).
Fe60 là đồng vị phóng xạ đã biến mất, nó có chu kỳ bán rã dài (2,6 triệu năm).
[14]
Đồng vị này không được tìm thấy trên Trái Đất mà nó là sản phẩm phân rã
từ đồng vị nicken-60. Phần lớn các công việc trong quá khứ để đo thành phần
đồng vị của sắt tập trung vào việc xác định các biến thể của Fe60 vì các quá
trình kèm theo sự tổng hợp hạt nhân (ví dụ nghiên cứu thiên thạch) và sự
hình thành khoáng sản. Đồng vị Fe56 cũng gây ra sự đặc biệt chú ý của các
nhà khoa học vì nó có thể là hạt nhân ổn định nhất. Không thể thực hiện các
phản ứng phân hạch hay nhiệt hạch trên Fe56 mà có thể giải phóng năng
lượng. Điều này thì lại không đúng với các nguyên tố khác.
Page 252 of 970
Trong số các đồng vị ổn định, chỉ có Fe57 có spin −1/2. Vì lý do này, Fe57 có
ứng dụng như là đồng vị spin trong hóa học và hóa sinh học.
Trong các pha của các thiên thạch Semarkona và Chervony Kut mối tương
quan giữa mật độ của Ni60 (sản phẩm sinh ra của Fe60) và sự phổ biến của các
đồng vị ổn định của sắt có thể được tìm thấy, nó chứng tỏ sự tồn tại của Fe60
trong thời gian hình thành của hệ Mặt Trời. Có khả năng là năng lượng giải
phóng bởi sự phân rã của Fe60 góp phần cùng với năng lượng giải phóng bởi
sự phân rã của hạt nhân phóng xạ Al26, để nung chảy lại và làm phân biệt các
tiểu hành tinh sau sự hình thành của chúng trước đây 4,6 tỷ năm. Sự phổ biến
của Ni60 hiện diện trong các vật chất ngoài Trái Đất có thể cung cấp thông tin
để nhìn sâu hơn nữa vào nguồn gốc của hệ Mặt Trời cũng như lịch sử sơ kỳ
của nó.[15]
Cảnh báo
Việc hấp thụ quá nhiều sắt gây ngộ độc, vì các sắt (II) dư thừa sẽ phản ứng
với các perôxít trong cơ thể để sản xuất ra các gốc tự do. Khi sắt trong số
lượng bình thường thì cơ thể có một cơ chế chống ôxi hóa để có thể kiểm
soát quá trình này. Khi dư thừa sắt thì những lượng dư thừa không thể kiểm
soát của các gốc tự do được sinh ra.
Một lượng gây chết người của sắt đối với trẻ 2 tuổi là ba gam sắt. Một gam
có thể sinh ra sự ngộ độc nguy hiểm. Danh mục của DRI về mức chấp nhận
cao nhất về sắt đối với người lớn là 45mg/ngày. Đối với trẻ em dưới 14 tuổi
mức cao nhất là 40mg/ngày.
Nếu sắt quá nhiều trong cơ thể (chưa đến mức gây chết người) thì một loạt
các hội chứng rối loạn quá tải sắt có thể phát sinh, chẳng hạn như
hemochromatosis. Vì lý do này, mọi người không nên sử dụng các loại
hình sắt bổ sung trừ trường hợp thiếu sắt và phải có chỉ định của bác sĩ
chuyên khoa.
 Tóm tắt:
Sắt, 26Fe
Page 253 of 970

Quang phổ vạch của sắt
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Sắt, Fe
Phiên âm Mỹ /aɪ.ərn/; Anh /ˈaɪən/
Hình dạng Ánh kim xám nhẹ
Sắt trong bảng tuần hoàn
↑
Fe
↓
Ru
Mangan ← Sắt → Côban
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
mỗi lớp 2, 8, 14, 2
Page 254 of 970

Màu sắc Ánh kim xám nhẹ
Nhiệt độ sôi 3134 K (2862 °C, 5182 °F)
Mật độ 7,874 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1728 1890 2091 2346 2679 3132

Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 762.5 kJ·mol−1
Thứ hai: 1561.9 kJ·mol−1
Bán kính cộng hoá trị thực nghiệm: 126 pm
Bán kính liên kết 132±3 (low spin), 152±6 (high spin) pm
cộng hóa trị
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: (điện)

5120 m·s−1 (ở r.t.)
Page 255 of 970

Độ giãn nở nhiệt 11,8 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)

Điện trở suất ở 20 °C: 96,1 n Ω·m
Tính chất từ Sắt từ
Mô đun Young 211 GPa
Mô đun cắt 82 GPa
Độ cứng theo thang 4
Mohs
Độ cứng theo thang 608 MPa
Vickers
Brinell

54
Fe 5.8% >3,1×1022năm 2ε capture ? 54
Cr
55 55
Fe Tổng hợp 2,73 năm ε capture 0.231 Mn
56 56
Fe 91.72% Fe ổn định với 30 neutron
57 57
58 58
59
Fe Tổng hợp 44,503 ngày β− 1.565 59
Co
60 6 − 60
Fe Tổng hợp 2,6×10 năm β 3.978 Co
27. Coban (Co)

Coban hay côban (từ tiếng Đức: kobold) là nguyên tố hóa học trong bảng
tuần hoàn có ký hiệu Co và số nguyên tử 27.
Thuộc tính
Page 256 of 970

Coban là kim loại màu trắng bạc, có từ tính mạnh, nhiệt độ Curie vào khoảng

1388°K. Coban và niken là hai thành phần đặc trưng trong thép thiên thạch.
Trong cơ thể động vật tồn tại một lượng nhỏ các muối coban. Đồng vị phóng
xạ nhân tạo Coban-60 được sử dụng làm tác nhân kiểm tra phóng xạ và điều
trị ung thư. Độ thấm từ của coban bằng 2/3 của sắt. Coban kim loại thông
thường biểu hiện ở dạng hỗn hợp của hai cấu trúc trục tinh thể là xếp chặt sáu
cạnh (hcp) và lập phương tâm mặt (fcc) với nhiệt độ chuyển tiếp từ hcp →
fcc vào khoảng 722°K. Trạng thái ôxi hóa phổ biến của nó là +2 và +3, rất ít
hợp chất trong đó coban có hóa trị +1 tồn tại.
Ứng dụng
 Hợp kim, như là:
 Siêu hợp kim: cho những bộ phận trong tuabin khí của động cơ máy
bay.
 Hợp kim chịu mài mòn, ăn mòn.
 Thép dùng trong ngành vận tải cao tốc.
 Cacbua hàn (còn gọi là các kim loại cứng), dụng cụ bằng kim cương.
 Nam châm và lưu trữ từ tính (magnetic recording media):

 Nam châm alnico
 Chất xúc tác cho công nghiệp dầu khí và hóa chất.

 Dùng trong kỹ thuật mã điện vì coban có độ cứng, có màu trắng bạc, và
khả năng chống ôxi hóa.
 Tác nhân làm khô cho sơn, véc ni, mực.
 Dùng làm lớp phủ bề mặt cho gốm sứ, men, thủy tinh.
 Thuốc nhuộm (coban màu xanh dương và coban màu xanh lục).
 Điện cực trong pin điện.
 Đồng vị coban-60 dùng làm nguồn tạo tia gamma:
 Dùng trong xạ trị.
 Tiệt trùng thực phẩm theo phương pháp Pasteur.
 Dùng trong công nghiệp hạt nhân để tìm sai sót kết cấu trong những bộ
phận bằng kim loại.
 Tạo cho thủy tinh có màu xanh dương
 Hợp chất của Coban và Gadolini là chất siêu làm lạnh
Page 257 of 970

Điều chế:
 Dùng H2 khử coban (II) ôxit hoặc các ôxit khác: CoO + H2 → Co + H2O
 Điện phân dd CoSO4 trong nước với cực dương bằng thép không gỉ đã
được xử lý bề mặt và cực âm là 1 tấm chì tinh khiết. Sản phẩm thu được là
1 hỗn hợp gồm 99,1 - 99,2% còn lại là tạp chất Niken:
CoSO4 + H2O  dpdd
 2Co + O2↑ + H2SO4
 Đốt cháy Cobantin (CoAsS) để chuyển hóa thành As2O3 & SO2. Chế hóa
các oxit kim loại thành dạng clorua với HCl. Tăng độ pH dd clorua còn lại
và thêm clorua vôi vào để oxi hóa oxit coban (II):
2Co(OH)2 + CaOCl2 → 2Co(OH)3↓ + CaCl2.
Nung kết tủa thành ôxit rồi dùng cacbon khử:
t0
Co3O4 + 4C   3Co + 4CO↑
Đồng vị Co-60 được dùng làm nguồn tạo tia gamma vì nó có thể tạo ra một
số lượng rất lớn, chỉ đơn giản bằng cách đặt coban tự nhiên dưới các nơtron
trong lò phản ứng với một khoảng thời gian nhất định.
Ứng dụng trong y học

Đồng vị Co-60 (Co60) là kim loại phóng xạ dùng trong xạ trị. Nó tạo ra hai tia
gamma với năng lượng lần lượt là: 1,17 MeV và 1,33 MeV. Nguồn Co-60 có
đường kính khoảng 2 cm và được tạo ra bằng cách tạo một vùng nửa tối, làm
cho góc của vùng bức xạ bị mờ đi. Kim loại này có đặc tính tạo ra bụi mịn,
gây ra vấn đề về bảo vệ bức xạ. Nguồn Co-60 hữu dụng trong vòng khoảng 5
năm, nhưng ngay cả sau thời điểm này, mức độ phóng xạ vẫn rất cao. Vì vậy
máy móc dùng coban đã không còn được sử dụng rộng rãi ở các nước
phương Tây. Hiện nay, người ta sử dụng phổ biến máy gia tốc hạt tuyến tính
thay cho máy móc dùng coban trước đây.
Lịch sử
Coban đã được biết đến từ thời cổ đại thông qua những hợp chất tạo cho thủy
tinh có màu xanh dương đậm.
Page 258 of 970

Georg Brandt (1694 -1768) là nhà khoa học đã phát hiện ra coban. Thời điểm
phát hiện vào khoảng thời gian 1730 - 1737. Ông đã chứng minh rằng coban
là nguồn gốc tạo ra màu xanh dương trong thủy tinh, mà trước đây được
người ta cho là do bitmut(Bismuth) (được phát hiện cùng với coban).
Trong suốt thế kỷ 19, coban xanh dương được sản xuất tại nhà máy
Blaafarveværket (Na Uy), sản lượng coban sản xuất tại đấy chiếm 70 - 80%
sản lượng thế giới.
Vào năm 1938, John Livingood và Glenn Seaborg đã phát hiện đồng vị Co-
60.
Tên gọi Coban (cobalt) có xuất xứ từ tiếng Đức kobalt hoặc kobold, nghĩa là
linh hồn của quỷ dữ. Tên này do những người thợ mỏ đặt ra vì nó mang tính
độc hại, gây ô nhiễm môi trường, và làm giảm giá trị những kim loại khác,
như niken. Những nguồn khác thì lại cho rằng tên gọi phát sinh từ những
người thợ mỏ bạc vì họ tin rằng coban được đặt ra bởi kobolds là những
người đã từng đánh cắp bạc. Một vài nguồn khác cho rằng tên gọi có xuất xứ
từ tiếng Hy Lạp kobalos, nghĩa là 'mỏ', và có thể có nguồn gốc chung với
kobold, goblin, và cobalt.
Vai trò sinh học

Thủy tinh có màu xanh coban
Nhiều sinh vật sống (kể cả người) phải cần đến một
lượng nhỏ coban trong cơ thể để tồn tại. Cho vào đất
một lượng nhỏ coban từ 0,13 - 0,30mg/kg sẽ làm
tăng sức khỏe của những động vật ăn cỏ. Coban
là một thành phần trung tâm của vitamin
cobalamin, hoặc vitamin B-12.
Phổ biến
Quặng coban
Coban không thể tìm thấy như là một kim loại
tự do, mà nói chung là ở trong các dạng quặng.
Người ta luôn luôn không khai thác coban riêng
rẽ, và có xu hướng được dùng làm sản phẩm
Page 259 of 970
phụ trong hoạt động khai thác niken và đồng. Những quặng coban chính
là cobaltite, erythrite, glaucodot, và skutterudite. Những quốc gia sản xuất
nhiều coban nhất thế giới là Cộng hòa dân chủ Côngô, Trung Quốc,
Zambia, Nga, và Úc. Coban còn được tìm thấy ở Phần Lan, Azerbaijan,
và Kazakhstan. Nó còn được sản xuất ở thành phố Cobalt, tỉnh Ontario,
ở Canada ở dạng sản phẩm phụ của hoạt động khai thác bạc.
Các hợp chất

Do có nhiều trạng thái ôxi hóa khác nhau, nên số lượng hợp chất coban khá
phong phú. Các ôxít không có từ tính ở nhiệt độ thấp như CoO (nhiệt độ Neel
là 291°K), và Co3O4 (nhiệt độ Neel là 40°K). Các hợp chất coban (II) được
dùng làm mực đỏ. Tuy nhiên màu bị chuyển thành xanh dương khi bị nung
nóng đến nhiệt độ sôi. Thêm quá nhiều clorua cũng sẽ làm đổi màu từ màu
hồng sang màu xanh dương, do sự tạo thành ion phức [CoCl4]2-.
+ H2, O2, SO4 khác nhau tùy điều kiện
Đồng vị
Coban trong tự nhiên bao gồm 1 đồng vị ổn định là 59Co. Coban có 22 đồng
vị phóng xạ. Những đồng vị phóng xạ ổn định nhất là 60Co có chu kỳ bán rã
là 5,2714 năm, 57Co có chu kỳ bán rã là 271,79 ngày, 56Co có chu kỳ bán rã là
77,27 ngày, và 58Co có chu kỳ bán rã 70,86 ngày. Tất cả đồng vị phóng xạ
còn lại có chu kỳ bán rã ít hơn 18 giờ và phần lớn những đồng vị này có chu
kỳ bán rã ít hơn 1 giây. Nguyên tố này cũng có 4 đồng phân phóng xạ, tất cả
các đồng phân này đều có chu kỳ bán rã ít hơn 15 phút.
Các đồng vị của coban có trọng lượng nguyên tử từ 50amu (50Co) đến 73
amu.
Cảnh báo
Bột kim loại coban dễ bùng cháy khi tiếp xúc với lửa. Các hợp chất của
coban phải được xử lý cẩn thận do có độc tính nhẹ.
60
Co là nguồn phát ra tia gamma mạnh nên tiếp xúc với nó sẽ dẫn đến nguy
cơ ung thư. Nuốt 60Co sẽ khiến coban thâm nhập vào mô tế bào và quá trình
Page 260 of 970

thải ra rất chậm chạp.60Co là yếu tố rủi ro gây tranh cãi về vấn đề hạt nhân vì
nguồn nơtron sẽ chuyển hóa 59Co thành đồng vị này. Một số mô hình vũ khí
hạt nhân có chủ ý gia tăng lượng 60Co phát tán dưới hình thức bụi phóng xạ
nguyên tử – nên có khi người ta gọi đó là bom bẩn hoặc bom coban. Một nhà
khoa học hàng đầu đã dự đoán rằng loại bom này có khả năng hủy diệt tất cả
sự sống trên Trái Đất. Nếu nguyên nhân bắt nguồn không phải là một cuộc
chiến tranh hạt nhân, thì cũng do việc xử lý không phù hợp (hoặc trộm cắp)
các bộ phận của máy xạ trị y học. Tuy nhiên, tia gamma phát ra từ 60Co hiện
đang được sử dụng để diệt vi khuẩn và tăng sức đề kháng trên rau quả.
 Tóm tắt:
Coban, 27Co
Các mảnh Coban điện phân
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Coban, Co
Phiên âm /ˈkoʊbɒlt/ KOH-bolt[1]
Hình dạng Ánh kim xám nhẹ
Coban trong bảng tuần hoàn

-
↑
Co
↓
Rh
Page 261 of 970

Sắt ← Coban → Niken
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s2 3d7
mỗi lớp 2, 8, 15, 2

Màu sắc Ánh kim xám nhẹ
Nhiệt độ sôi 3200 K (2927 °C, 5301 °F)
Mật độ 8,90 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1790 1960 2165 2423 2755 3198

Page 262 of 970
Trạng thái ôxy hóa 5, 4, 3, 2, 1, -1[2] lưỡng tính

Bán kính liên kết 126±3 (low spin), 150±7 (high spin) pm
cộng hóa trị
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 4720 m·s−1(ở 20 °C)

Độ dẫn nhiệt 100 W·m−1·K−1
Mohs
Vickers
Brinell

56 56
Co Tổng hợp 77,27 ngày ε 4,566 Fe
57 57
58 58
Page 263 of 970
59 59
Co 100% Co ổn định với 32 neutron
60
Co Tổng hợp 5,2714 năm β−, γ, γ 2,824 60
Ni
28. Niken (Ni)

Niken (còn gọi là kền) là một nguyên tố hóa học kim loại, ký hiệu là Ni và số
thứ tự trong bảng tuần hoàn là 28.
Những đặc tính nổi bật

Mẫu tinh thể Niken
Niken là một kim loại màu trắng bạc, bề mặt bóng láng.
Niken nằm trong nhóm sắt từ. Đặc tính cơ học: cứng, dễ
dát mỏng và dễ uốn, dễ kéo sợi. Trong tự nhiên, niken
xuất hiện ở dạng hợp chất với lưu huỳnh trong khoáng
chất millerit, với asen trong khoáng chất niccolit, và với
asen cùng lưu huỳnh trong quặng niken.
Ở điều kiện bình thường, nó ổn định trong không khí và
trơ với ôxi nên thường được dùng làm tiền xu nhỏ, bảng kim loại, đồng thau,
v.v.., cho các thiết bị hóa học, và trong một số hợp kim, như bạc Đức
(German silver). Niken có từ tính, và nó thường được dùng chung với cô ban,
cả hai đều tìm thấy trong sắt từ sao băng. Nó là thành phần chủ yếu có giá trị
cho hợp kim nó tạo nên.
Niken là một trong năm nguyên tố sắt từ.
Số ôxi hóa phổ biến của niken là +2, mặc dù 0, +1 và +3 của phức niken cũng
đã được quan sát.
Ứng dụng
Khoảng 65% niken được tiêu thụ ở phương Tây được dùng làm thép không
rỉ. 12% còn lại được dùng làm "siêu hợp kim". 23% còn lại được dùng trong
luyện thép, pin sạc, chất xúc tác và các hóa chất khác, đúc tiền, sản phẩm
đúc, và bảng kim loại. Khách hàng lớn nhất của niken là Nhật Bản, tiêu thụ
169.600 tấn mỗi năm (2005) 1.
Các ứng dụng của niken bao gồm:
Page 264 of 970
 Thép không rỉ và các hợp kim chống ăn mòn.

 Hợp kim Alnico dùng làm nam châm.
 Hợp kim NiFe - Permalloy dùng làm vật liệu từ mềm.
 Kim loại Monel là hợp kim đồng-niken chống ăn mòn tốt, được dùng làm
chân vịt cho thuyền và máy bơm trong công nghiệp hóa chất.
 Pin sạc, như pin niken kim loại hiđrua (NiMH) và pin niken - cadmi
(NiCd).
 Tiền xu.
 Dùng làm điện cực.
 Trong nồi nấu hóa chất bằng kim loại trong phòng thí nghiệm.
 Làm chất xúc tác cho quá trình hiđrô hóa (no hóa) dầu thực vật.
Lịch sử
Niken đã được dùng rất lâu, có thể từ năm 3500 trước Công nguyên. Đồng từ
Syria có chứa niken đến 2%.[3] Hơn nữa, có nhiều bản thảo của Trung Quốc
nói rằng "đồng trắng" đã được dùng ở phương Đông từ năm 1700 đến 1400
trước Công nguyên. Loại đồng trắng Paktong này được xuất sang Anh vào
đầu thế kỷ 17, nhưng hàm lượng niken trong hợp kim này không được phát
hiện mãi cho đến năm 1822.[4]
Vào thời kỳ Đức trung cổ, khoáng vật màu đỏ được tìm thấy trong
Erzgebirge (núi quặng- Ore Mountains) giống như quặng đồng. Tuy nhiên,
khi người thợ mỏ không thể tách ra được bất kỳ loại đồng nào từ nó, thì (they
blamed a mischievous sprite of German mythology).Họ gọi quặng này là
Kupfernickel trong tiếng Đức Kupfer nghĩa là đồng.[5][6][7][8] Quặng này hiện
nay gọi là niccolit, một loại arsenide niken. In 1751, Năm 1751, Baron Axel
Frederik Cronstedt cố gắng tách đồng từ kupfernickel (), nhưng thu được một
kim loại trắng mà ông gọi là niken.[9] In modern German, Kupfernickel or
Kupfer - Nickel designates the alloy cupronickel.
Tiền xu đầu tiên bằng niken nguyên chất được làm vào năm 1881 ở Thụy Sĩ.
[6][10]
Vai trò trong sinh học
Page 265 of 970

Xuất hiện trong tự nhiên

Một lượng lớn mỏ niken chứa một trong hai quặng. Đầu tiên là quặng laterit,
thành phần chính của quặng có chứa niken là limonit (Fe,Ni)O(OH) và
garnierit (niken silicat ngậm nước (Ni,Mg)3Si2O5(OH). Quặng thứ hai là
sulfua magma, thành phần chính là pentlandit (Ni,Fe)9S8.
Vùng Sudbury ở Ontario, Canada sản xuất khoảng 30% sản lượng niken trên
thế giới. Mỏ tại Sudbury nằm gần vùng với chứng cứ về vụ va chạm thiên
thạch lớn đã rất lâu trong lịch sử địa lý của Trái Đất. Nhiều mỏ khác được tìm
thấy ở những nơi khác tại Canada, cũng như tại Nga, Nouvelle - Calédonie,
Úc, Cuba và Indonesia. Những sự phát triển gần đây đã khai thác các mỏ ở
tây Thổ Nhĩ Kỳ, đặc biệt thuận lợi cho các xưởng đúc, nhà sản xuất thép,
xưởng ở châu Âu.
Dựa trên các bằng chứng địa lý, hầu hết niken trên Trái Đất được cho là tập
trung ở lõi Trái Đất.
Tách và tinh chế

Niken có thể tái tạo bằng phương pháp luyện kim. Các quặng chứa ôxít hay
hiđrôxit được tách bằng phương pháp thủy luyện, và quặng giàu sulfua tách
bằng phương pháp nhiệt luyện hoặc thủy luyện. Quặng giàu sulfua được sản
xuất bằng cách áp dụng quy trình tuyển quặng.
Tách niken từ quặng của nó thuận lợi trong việc nung và giảm việc xử lý đạt
hiệu suất cao với độ tinh khiết trên 95%. Quá trình tinh chế cuối cùng đạt độ
tinh khiết 99,99% diễn ra bởi sự phản ứng của niken và cacbon mônôxít để
tạo thành niken cacbonyl. Khí này được đưa vào một bình lớn với nhiệt độ
cao hơn. Niken cacbonyl sẽ tách ra và đựng trong các quả cầu niken. Việc
tổng hợp cacbon mônôxít được tái tạo qua quy trình này.
Nhà sản xuất niken lớn nhất là nước Nga tách 267.000 tấn niken mỗi năm. Úc
và Canada đứng thứ hai và ba, tạo 207 và 189,3 ngàn tấn mỗi năm. 1
Đồng vị
Page 266 of 970

Hợp chất
 Tóm tắt:
Niken, 28Ni
Niken điện phân
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Niken, Ni
Phiên âm /ˈnɪkəl/
Hình dạng Ánh kim bạc ánh vàng
Niken trong bảng tuần hoàn
-
↑
Ni
↓
Pd
Coban ← Niken → Đồng
Khối lượng nguyên 58,6934(4)(2)
Page 267 of 970


Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s2 3d8 hay [Ar] 4s1 3d9(Xem trong bài)
mỗi lớp 2, 8, 16, 2 or 2, 8, 17, 1

Màu sắc Ánh kim bạc ánh vàng
Nhiệt độ sôi 3186 K (2913 °C, 5275 °F)
Mật độ 8,908 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1783 1950 2154 2410 2741 3184

Trạng thái ôxy hóa 4[1], 3, 2, 1 [2], -1 Lưỡng tính
Thứ hai: 1753,0 kJ·mol−1
Bán kính cộng hoá thực nghiệm: 124 pm
trị
Page 268 of 970

Bán kính liên kết 124±4 pm

cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 4900 m·s−1 (ở r.t.)

Mohs
Vickers
Brinell

58 58
Ni 68.077% Ni ổn định với 30 neutron
59 59
Ni Tổng hợp 76.000 năm ε - Co
60 60
61 61
62 62
63
Ni Tổng hợp 100,1 năm β− 0.0669 63
Cu
Page 269 of 970

64 64
29. Đồng (Cu)

Đồng là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Cu và
số nguyên tử bằng 29. Đồng là kim loại dẻo có độ dẫn điện và dẫn nhiệt cao.
Đồng nguyên chất mềm và dễ uốn; bề mặt đồng tươi có màu cam đỏ. Nó
được sử dụng làm chất dẫn nhiệt và điện, vật liệu xây dựng, và thành phần
của các hợp kim của nhiều kim loại khác nhau.
Đồng là một trong số ít các kim loại xuất hiện trong tự nhiên ở dạng kim loại
có thể sử dụng trực tiếp thay vì khai thác từ quặng. Do đó nó có được con
người sử dụng từ rất sớm khoảng 8000 TCN. Nó là kim loại đầu tiên được
nung chảy từ quặng của nó vào khoảng 5000 TCN, kim loại đầu tiên được
đúc thành khối vào khoảng 4000 TCN và kim loại đầu tiên được tạo thành
hợp kim với các loại khác, là thiếc để tạo ra đồng đỏ vào khoảng 3500 TCN.
[4]
Kim loại và các hợp kim của nó đã được sử dụng cách đây hàng ngàn năm.
Trong thời kỳ La Mã, đồng chủ yếu được khai thác ở Síp, vì thế tên gọi ban
đầu của kim loại này là сyprium (kim loại Síp), sau đó được gọi tắt là
сuprum.[5] Các hợp chất của nó thường tồn tại ở dạng muối đồng (II), chúng
thường có màu xanh lam hoặc xanh lục của các loại khoáng như ngọc lam và
trong lịch sử đã được sử dụng rộng rãi làm chất nhuộm. Các công trình kiến
trúc được xây dựng có đồng bị ăn mòn tạo ra màu xanh lục verdigris (hoặc
patina).
Các ion đồng (II) tan trong nước với nồng độ thấp có thể dùng làm chất diệt
khuẩn, diệt nấm và làm chất bảo quản gỗ. Với số lượng đủ lớn, các ion này là
chất độc đối với các sinh vật bậc cao hơn, với nồng độ thấp hơn, nó là một vi
chất dinh dưỡng đối với hầu hết các thực vật và động vật bậc cao hơn. Nơi
tập trung đồng chủ yếu trong cơ thể động vật là gan, cơ và xương.[6] Cơ thể
người trưởng thành chứa khoảng 1,4 đến 2,1mg đồng trên mỗi kg cân nặng.[7]
Tính chất
Vật lý
Đĩa đồng (độ tinh khiết 99,95%) được làm bằng đúc liên
tục và khắc
Page 270 of 970
Đồng ở nhiệt độ nóng chảy cao hơn điểm nóng chảy của
nó một chút làm cho nó có ánh hồng khi đủ ánh sáng sẽ
làm cho nó rạng rỡ hơn với màu cam đỏ
Đồng, bạc và vàng đều nằm trong nhóm 11 của bảng tuần hoàn nên chúng có
nhiều thuộc tính giống nhau: chúng có 1 electron trong phân lớp s1 nằm trước
nhóm d10 và được đặc trưng bởi tính dẻo và dẫn điện cao. Các orbital được
lấp đầy các electron trong các nguyên tố này không đóng góp nhiều vào các
tương tác nội nguyên tử, chủ yếu ảnh hưởng bởi các electron phân lớp s
thông qua các liên kết kim loại. Trái ngược với các kim loại mà phân lớp d
không được lấp đầu bởi các electron, các liên kết kim loại trong đồng thiếu
các đặc điểm của liên kết cộng hóa trị và chúng tương đối yếu. Điều này giải
thích tại sao các tinh thể đồng riêng biệt có độ dẻo cao và độ cứng thấp.[8] Ở
quy mô lớn, việc thêm vào các khuyết tật trong ô mạng tinh thể như ranh giới
hạt, sẽ làm cản trở dòng vật liệu dưới áp lực nén từ đó làm tăng độ cứng của
nó. Ví dụ, đồng thường được đưa ra thị trường ở dạng polycrystalline hạt
mịn, dạng này có độ cứng lớn hơn dạng monocrystalline.[9]
Độ cứng thấp của đồng giúp giải thích một phần tính dẫn điện cao của nó
(59.6×106S/m) và cũng như tính dẫn nhiệt cao, các tính chất này được xếp
hạng thứ 2 trong số những kim loại nguyên chất có tính chất tương tự ở nhiệt
độ phòng.[10] (trong số các kim loại nguyên chất ở nhiệt độ phòng chỉ có bạc
có độ dẫn điện cao hơn). Đặc điểm này là do điện trở suất đối với sự vận
chuyển electron trong các kim loại ở nhiệt độ phòng chủ yếu bắt nguồn từ sự
tán xạ của electron đối với dao động nhiệt của mạng tinh thể, mà điện trở
xuất này tương đối yếu đối với cho một kim loại mềm.[8] Mật độ dòng thấm
tối đa của đồng trong không khí ngoài trời vào khoảng 3,1×106A/m2, vượt
trên giá trị này nó bắt đầu nóng quá mức.[11] Cùng với những kim loại khác,
nếu đồng được đặt cạnh kim loại khác, ăn mòn galvanicsẽ diễn ra.[12]
Page 271 of 970

Cùng với lưu huỳnh và vàng (cả hai đều có màu vàng), đồng là một trong 3
nguyên tố có màu tự nhiên khác với màu xám hoặc bạc.[13] Đồng tinh khiết có
màu đỏ cam và tạp ra màu lam ngọc khi tiếp xúc với không khí. Màu đặc
trưng này của đồng tạo ra từ sự chuyển tiếp electron giữa phân lớp 3d và
phân lớp 4s – năng lượng chênh lệch do sự chuyển đổi trạng thái electrong
giữa hai phân lớp này tương ứng với ánh sáng cam. Cơ chế xảy ra tương tự
đối với màu vàng của vàng và lưu huỳnh.[8]
Hóa học
Sợi đồng không bị ôxy hóa (trái) và sợi đồng bị ôxy hóa
(phải)
Tháp Đông của Royal Observatory, Edinburgh.

Sự khác biệt giữa đồng được tân trang lại năm
2010 và màu lục nguyên thủy của đồng năm
1894 có thể thấy được rõ ràng
Đồng tạo nhiều hợp chất khác nhau với các trạng thái ôxy hóa +1 và +2, mà
thường được gọi theo thứ tự là cuprous và cupric. Nó không phản ứng với
nước, nhưng phản ứng chậm với ôxy trong không khí tạo thành một lớp ôxit
đồng màu nâu đen. Ngược lại với sự ôxy hóa của sắt trong không khí ẩm, lớp
ôxit này sau đó sẽ ngăn cản sự ăn mòn. Một lớp màu lục của verdigris (đồng
cacbonat) thường có thể bắt gặp trên các công trình cổ có sử dụng đồng như
Tượng Nữ thần tự do, tượng bằng đồng lớn nhất trên thế giới được xây dựng
dùng repoussé and chasing.[14] Hydrogen sulfua và sulfua phản ứng với đồng
tạo ra các hợp chất đồng sulfua khác nhau trên bề mặt. Trong trường hợp
phản ứng với sulfua, ăn mòn đồng diễn ra khi đồng tiếp xúc với không khí có
chứa các hợp chất sulfua.[15] Các dung dịch amoni chứa ôxy có thể tạo ra một
phức chất hòa tan trong nước với đồng, khi phản ứng với ôxy và axit
Page 272 of 970
clohydric để tạo thành đồng clorua và hydro peroxit bị axit hóa để tạo thành
các muối đồng (II). Đồng (II) clorua và đồng phản ứng với nhau tạo thành
đồng (I) clorua.[16]
Đồng vị
Đồng có 29 đồng vị.63Cu and 65Cu là đồng vị bền, với 63Cu chiếm khoảng
69% đồng có mặt trong tự nhiên; cả hai đều có spin 3/2.[17] Các đồng vị còn
lại có tính phóng xạ, trong đó đồng bị phóng xạ bền nhất là 67Cu với chu kỳ
bán rã 61,83 giờ.[17] Bảy đồng vị kích thích đặc trưng nhất là 68mCu tồn tại lâu
nhất với chu kỳ bán rã 3,8 phút. Các đồng vị với số khối lớn hơn 64 phân rã
β-, ngược lại các đồng vị có số khối dưới 64 thì phân rã β+. 64Cu, có chu kỳ
bán rã 12,7 giờ, phân rã theo cả hai cơ chế trên.[18]
62
Cu và 64Cu có những ứng dụng đáng chú ý.64Cu chất được sử dụng trong
chụp hình tia-X, và dạng tạo phức với chelate có thể được dùng trong điều trị
ung thư.62Cu được dùng trong 62Cu-PTSM là một phương pháp vết phóng xạ
trong chụp cắt lớp bằng positron.[19]
Phân bố
Đồng có thể tìm thấy như là đồng tự nhiên hoặc trong dạng khoáng chất.
Đồng tự nhiên là một dạng polycrystal, với các tinh thể riêng lẻ lớn nhất đã
được ghi nhận có kích thước 4,4×3,2×3,2 cm.[20] Khối đồng nguyên tố lớn
nhất có cân nặng 420 tấn, được tìm thấy năm 1857 trên bán đảo Keweenaw ở
Michigan, Hoa Kỳ.[21] Có nhiều dạng khoáng chứa đồng như cacbonat azurit
(2CuCO3Cu(OH)2) và malachit (CuCO3Cu(OH)2) là các nguồn để sản xuất
đồng, cũng như là các sulfua như chalcopyrit (CuFeS2), bornit (Cu5FeS4),
covellit (CuS), chalcocit (Cu2S) và các ôxít như cuprit (Cu2O).
Phần lớn đồng trích xuất được trong các mỏ lộ thiên trong các khoáng sản có
ít hơn 1% đồng. Các ví dụ bao gồm: mỏ Chuquicamata ở Chilê và mỏ El
Chino ở New Mexico. Việt Nam có mỏ đồng Sinh Quyền ở Lào Cai.
Đồng có mặt trong vỏ Trái Đất với hàm lượng 50ppm,[21] và có thể được tổng
hợp trong các ngôi sao có khối lượng lớn.[22]
Sản xuất
Page 273 of 970
Mỏ Chuquicamata ở Chile là một Xu hướng sản xuất trên thế giới

trong những mỏ đồng lộ thiên lớn
nhất thế giới Sản lượng đồng năm 2005
Giá đồng giai đoạn 2003–2011,

USD/tấn
Hầu hết đồng được khai thác hoặc chiết
tách ở dạng đồng sulfua từ các mỏ đồng
porphyr khai thác lộ thiên chứa từ 0,4 đến 1,0% đồng. Ví dụ một số mỏ như:
mỏ Chuquicamata ở Chile; Bingham Canyon Mine ở Utah, Hoa Kỳ; và El
Chino Mine ở New Mexico, Hoa Kỳ. Theo Cục Khảo sát địa chất Anh, năm
2005, Chile là nước dẫn đầu về khai thác đồng chiếm ít nhất 1/3 sản lượng
đồng thế giới, theo sau là Hoa Kỳ, Indonesia và Peru.[10] Đồng cũng được thu
hồi qua quá trình In-situ leach. Nhiều nơi ở tiểu bang Arizona được xem là
những ứng viên cho phương pháp này.[23] Lượng đồng đang đượng sử dụng
đang tăng và số lượng có sẵn là hầu như không đủ để cho phép tất cả các
nước để đạt đến mức độ sử dụng của thế giới phát triển.[24]
Trữ lượng
Đồng đã được sử dụng ít nhất là cách nay 10.000 năm, nhưng có hơn 95% tất
cả đồng đã từng được khai thác và nấu chảy đã được tách chỉ bắt đầu từ thập
niên 1900. Với nhiều nguồn tài nguyên tự nhiên, tổng lượng đồng trên Trái
Đất là rất lớn (khoảng 1014 tấn nằm trong vòng vài km của vỏ Trái Đất, hoặc
tương đương 5 triệu năm khai thác với tốc độ khai thác hiện tại. Tuy nhiên,
chỉ có một tỷ lệ nhỏ trữ lượng này là có giá trị kinh tế trong điều kiện chi phí
Page 274 of 970
và công nghệ hiện tại. Nhiều ước tính trữ lượng đồng hiện tại cho thấy việc
khai thác có thể diễn ra từ 25 đến 60 năm tùy thuộc vào những giả định cốt
lõi như tốc độ phát triển.[25] Tái chế là một nguồn chính của đồng trong thế
giới hiện đại.[26] Do ảnh hưởng bởi nhiều yếu tố khác nhau, sản lượng và cung
ứng đồng trong tương lai là một chủ đề còn nhiều tranh cãi, bao gồm cả khái
niệm về đỉnh đồng, tương tự như đỉnh dầu.
Giá đồng trong lịch sử là không ổn định,[27] và nó tăng gấp 5 lần từ giá thấp
duy trì 60 năm từ US$1,32/kg trong tháng 6 năm 1999 đến US$8,27/kg trong
tháng 5 năm 2006. Nó rớt từ US$5,29/kg trong tháng 2 năm 2007, sau đó
tăng lên US$7,71/kg tháng 4 năm 2007.[28] Tháng 2 năm 2009, nhu cầu toàn
cầu giảm và giá cả hàng hóa giảm mạnh từ mức cao của năm trước là US
$1,51/lb.[29]
Phương pháp
Hàm lượng đồng trong quặng trung bình chỉ 0,6%, và hầu hết quặng thương
mại là các loại đồng sulfua, đặc biệt là chalcopyrit (CuFeS2) và ít hơn là
chalcocit (Cu2S).[30] Các khoáng này được tách ra từ các quặng được nghiền
để nâng hàm lượng lên 10–15% đồng bằng froth flotation hay bioleaching.[31]
Nung vật liệu này với silica trong flash smelting để loại sắt ở dạng xỉ. Quá
trình này khai thác dễ dàng chuyển sắt sulfua thành dạng ôxit của nó, sau đó
các ôxit này phản ứng với silica để tạo ra xỉ silicat nổi lên trên khối nóng
chảy. Sản phẩm tạo ra copper matte chứa Cu2S sau đó được roasted để
chuyển tất cả các sulfua thành ôxit:[30]
0
2Cu2S + 3O2 
t
 2Cu2O + 2SO2↑
Ôxit đồng được chuyển thành đồng blister theo phản ứng nung:
2Cu2O → 4Cu +O2↑
Quá trình Sudbury matte chỉ biến đổi 1/2 sulfua thành ôxit và sau đó sử dụng
ôxit này để loại phần sulfua còn lại thành ôxit. Sản phẩm này sau đó đem
điện phân. This step exploits the relatively easy reduction of copper oxides to
copper metal. Khí thiên nhiên được thổ qua blister để loại hầu hết ôxy còn lại
và áp dụng tinh chế điện (electrorefining) để tạo ra đồng tinh khiết:[32]
Cu2+ + 2 e– → Cu
Page 275 of 970

Tái chế
Đồng, giống như nhôm, có thể tái chế 100% mà không bị giảm chất lượng
cho dù ở dạng thô hoặc nằm trong các sản phẩm khác. Về khối lượng, đồng
là kim loại được tái chế phổ biến xếp hàng thứ 3 sau sắt và nhôm. Ước tính
có khoảng 80% đồng đã từng được khai thác hiện tại vẫn còn sử dụng.[33]
Theo Metal Stocks in Society report của International Resource Panel, phân
bổ bình quân đầu người về đồng hiện đang sử dụng trong xã hội là 35 – 55kg.
Phần nhiều trong số này là ở các nước phát triển nhiều (140 – 300kg/người)
hơn là các nước ít phát triển (30 – 40kg/người).
Quá trình tái chế đồng tuân theo những bước gần như tương tự với chiết tách
đồng nhưng đòi hỏi ít công đoạn hơn. Đồng phế liệu có độ tinh khiết cao
được nung trong lò cao và sau đó được khử và đúc thành billet và ingot; các
phế liệu có độ tinh khiết thấp hơn được tinh chế bằng mạ điện trong một bể
axit sulfuric.[34]
Lịch sử
Thời đại đồ đồng đá
Đồng xuất hiện trong tự nhiên ở dạng đồng kim loại và đã được ghi chép
trong các tư liệu của một số nền văn minh cổ đại, và nó có lịch sử sử dụng ít
nhất là 9.000 năm TCN ở Trung Đông[35]. Hoa tai bằng đồng đã được tìm thấy
ở miền bắc Iraq có niên đại 8.700 năm TCN[36]. Có bằng chứng cho thấy rằng
vàng và sắt thiên thạch (không phải sắt nung chảy) là các kim loại duy nhất
vào thời đó mà con người đã sử dụng trước khi xuất hiện đồng.[37] Lịch sử nấu
đồng được cho là theo các công đoạn sau: 1) làm cứng nguội đồng tự sinh, 2)
Ủ luyện, 3) nung chảy, và 4) đúc mẫu chảy. Ở miền đông nam Anatolia, cả
bốn kỹ thuật này đều xuất hiện trong khoảng đầu của thời đại đồ đá
mới khoảng 7500 TCN.[38]
Chỉ khi nông nghiệp được phát minh động lập ở nhiều nơi trên thế giới, đồng
nung chảy cũng được phát minh ở nhiều nơi khác nhau. Có lẽ đồng được phát
hiện ở Trung Quốc trước 2800 TCN, ở Trung Mỹ vào khoảng năm 600, và
Đông Phi vào khoảng thế kỷ 9 hay 10.[39] Đúc mẫu chảy được phát minh năm
4500 – 4000 TCN ở Đông Nam Á[35] và việc định tuổi cacbon đã được tiến
hành ở một mỏ tại Alderley Edge, Cheshire, Vương Quốc Anh cho tuổi 2280
- 1890 TCN.[40] Người băng Ötzi, người đàn ông được định tuổi vào khoảng
Page 276 of 970
3300 – 3200 TCN, được phát hiện có bọc sáp với đồng ở phần đầu đồng có
đô tinh khiết 99,7%; làm lượng asen cao trong tóc nên người ta cho rằng ông
có liên quan đến việc nấu chảy đồng.[41] Các thí nghiệm với đồng hỗ trợ với
việc phát hiện ra các kim loại khác; đặc biệt, đồng nấu chảy làm phát hiện
ra nấu chảy sắt.[41] Việc sản xuất đồng trong xã hội Old Copper Complex ở
Michigan và Wisconsin được xác định tuổi khoảng 6000 đến 3000 TCN.[42] [43]
Thời đại đồ đồng

Việc sử dụng đồng đỏ đã phát triển trong thời đại của các nền văn minh được
đặt tên là thời đại đồ đồng hay thời đại đồng đỏ. Thời kỳ quá độ trong các
khu vực nhất định giữa thời kỳ đồ đá mới và thời kỳ đồ sắt được đặt tên là
thời kỳ đồ đồng, với một số công cụ bằng đồng có độ tinh khiết cao được sử
dụng song song với các công cụ bằng đá. Đồ đồng của nền văn minh Vinča
có tuổi 4500 TCN.[44] Người ta còn tìm thấy các đồ vật bằng đồng nguyên
chất và đồng đỏ ở các thành phố Sumeria có niên đại 3.000 năm TCN, và các
đồ vật cổ đại của người Ai Cập bằng đồng và hợp kim của đồng với thiếc
cũng có niên đại tương tự[45]
Thời đại đồ đồng đã bắt đầu ở Đông Nam châu Âu vào khoảng 3700 – 3300
TCN, ổ Tây Bắc châu Âu khoảng 2500 TCN. Nó kết thúc khi bắt đầu thời đại
đồ sắt khoảng 2000 – 1000 TCN ở vùng Cận Đông, và 600 TCN ở Bắc Âu.
Sự chuyển tiếp giữa thời đại đồ đá mới và đồ đồng trước đây từng được gọi là
thời kỳ đồ đồng đá, khi các công cụ bằng đồng được dùng cùng lúc với công
cụ đồ đá. Thuật ngữ này dần bị giảm đi ở vài nơi trên thế giới, thời đại đồng
đá và thời đại đá mới đều kết thúc cùng lúc. Đồng thau, một hợp kim của
đồng với kẽm, được biết đến từ thời kỳ Hy Lạp nhưng chỉ được sử dụng rộng
rãi bởi người La Mã.[45]
Tên gọi
Giống các tiếng Đông phương khác, nguồn gốc từ đồng từ Tiếng Trung Quốc
铜 (bình âm: tóng). Tiếng Thái xài ทองแดง nghĩa là “vàng đỏ” vì đồng có
nhiều đặc điểm giống vàng như rất dẻo và không dễ sét.
Trong thời của nền văn minh Hy Lạp, kim loại này được biết với tên gọi
chalkos. Trong thời kỳ La Mã, nó được biết với tên aes Cyprium (aes là thuật
ngữ Latinh chung để chỉ các hợp kim của đồng như đồng đỏ và các kim loại
Page 277 of 970
khác, và bởi vì nó được khai thác nhiều ở Síp). Từ những yếu tố lịch sử này,
tên gọi của nó được đơn giản hóa thành Cuprum là tên gọi Latinh của đồng.
Trong thần thoại Hy Lạp - La Mã cũng như trong thuật giả kim, đồng có liên
quan đến nữ thần Aphrodite (Vệ Nữ) vì vẻ đẹp rực rỡ của nó, việc sử dụng
thời cổ đại của nó trong sản xuất gương, và sự liên hệ của nó với Síp, là quê
hương của nữ thần. Trong thuật giả kim, ký hiệu của đồng cũng là ký hiệu
cho Sao Kim.
Ứng dụng
Đồng là vật liệu dễ dát mỏng, dễ uốn, có khả năng dẫn điện và dẫn nhiệt tốt,
vì vậy nó được sử dụng một cách rộng rãi trong sản xuất các sản phẩm:
 Dây điện.
 Que hàn đồng.
 Tay nắm và các đồ vật khác trong xây dựng nhà cửa.
 Đúc tượng: Ví dụ tượng Nữ thần Tự Do, chứa 81,3 tấn (179.200 pao)
đồng hợp kim.
 Cuộn từ của nam châm điện.
 Động cơ, đặc biệt là các động cơ điện.
 Động cơ hơi nước của Watt.
 Rơ le điện, dây dẫn điện giữa các bảng mạch và các chuyển mạch điện.
 Ống chân không, ống tia âm cực và magnetron trong các lò vi ba.
 Bộ dẫn sóng cho các bức xạ vi ba.
 Việc sử dụng đồng trong các mạch IC đã trở nên phổ biến hơn để thay thế
cho nhôm vì độ dẫn điện cao của nó.
 Là một thành phần trong tiền kim loại.
 Trong đồ nhà bếp, chẳng hạn như chảo rán.
 Phần lớn các đồ dùng bằng niken trắng dùng ở bàn ăn (dao, nĩa, thìa) có
chứa một lượng đồng nhất định.
 Trong chế tạo đồ đựng thức ăn bằng bạc (hàm lượng bạc từ 92,5% trở
lên), có chứa một số phần trăm đồng.
 Là thành phần của gốm kim loại và thủy tinh màu.
 Các loại nhạc khí, đặc biệt là các loại nhạc khí từ đồng thau.
Page 278 of 970

 Làm bề mặt tĩnh sinh học trong các bệnh viện hay các bộ phận của tàu
thủy để chống hà.
 Các hợp chất, chẳng hạn như dung dịch Fehling, có ứng dụng trong phân
tích hóa học.
 Đồng (II) Sulfat được sử dụng như là thuốc bảo vệ thực vật và chất làm
sạch nước.
Vai trò sinh học

Đồng là nguyên tố vi lượng rất cần thiết cho các loài động, thực vật bậc cao.
Đồng được tìm thấy trong một số loại enzym, bao gồm nhân đồng của
cytochrom c oxidas, enzym chứa Cu - Zn superoxid dismutas, và nó là kim
loại trung tâm của chất chuyên chở ôxy hemocyanin. Máu của cua móng
ngựa (cua vua) Limulus polyphemus sử dụng đồng thay vì sắt để chuyên chở
ôxy.[46]
Theo tiêu chuẩn RDA của Mỹ về đồng đối với người lớn khỏe mạnh là
0,9mg/ngày.
Đồng được vận chuyển chủ yếu trong máu bởi protein trong huyết tương gọi
là ceruloplasmin. Đồng được hấp thụ trong ruột non và được vận chuyển tới
gan bằng liên kết với albumin.[47]
Một bệnh gọi là bệnh Wilson sinh ra bởi các cơ thể mà đồng bị giữ lại, mà
không tiết ra bởi gan vào trong mật. Căn bệnh này, nếu không được điều trị,
có thể dẫn tới các tổn thương não và gan.
Người ta cho rằng kẽm và đồng là cạnh tranh về phương diện hấp thụ trong
bộ máy tiêu hóa vì thế việc ăn uống dư thừa một chất này sẽ làm thiếu hụt
chất kia.
Các nghiên cứu cũng cho thấy một số người mắc bệnh về thần kinh như
bệnh schizophrenia có nồng độ đồng cao hơn trong cơ thể. Tuy nhiên, hiện
vẫn chưa rõ mối liên quan của đồng với bệnh này như thế nào (là do cơ thể cố
gắng tích lũy đồng để chống lại bệnh hay nồng độ cao của đồng là do căn
bệnh này gây ra).
Hợp kim
Page 279 of 970

Có rất nhiều chủng loại hợp kim của đồng - Các gương đồng là hợp kim của
4 phần đồng với một phần thiếc, đồng thau còn gọi là Latông hay đồng vàng
là hợp kim của đồng với kẽm, và đồng đỏ hay còn gọi là Burông là hợp kim
của đồng với thiếc, và có thể dùng để chỉ bất kỳ hợp kim nào của đồng như
đồng điếu nhôm. Đồng là một trong những hợp phần quan trọng nhất của bạc
và vàng carat và que hàn carat dùng trong công nghiệp đá quý, điều chỉnh
màu, độ cứng và điểm nóng chảy của các hợp kim được tạo ra.[48] Các loại
que hàn không chì bao gồm kẽm tạo hợp kim với một lượng nhỏ đồng và các
kim loại khác.[49]
Hợp kim của đồng với nickel được gọi là đồng niken, được sử dụng làm đồng
tiền mệnh giá thấp ở dạng áo bên ngoài. Đồng 5-cent Mỹ (hiện được gọi là
nickel) chứa 75% đồng và 25% nickel ở dạng đồng nhất. Hợp kim gồm 90%
đồng và 10% nickel, có độ chống ăn mòn đáng chú ý, được dùng trong nhiều
ứng dụng có tiếp xúc với nước biển, tuy nhiên nó dễ bị ăn mòn do các hợp
chất sulfua tồn tại trong các cảng và cửa sông bị ô nhiễm.[50] Các hợp kim của
đồng với nhôm (khoảng 7%) có màu vàng nhạt và được dùng trong trang trí.
[21]
Shakudō là một hợp kim đồng được dùng làm trang trí ở Nhật chứa một tỉ
lệ thấp vàng, khoảng 4 – 10%, nó có thể bị gỉ tạo ra màu xanh đậm hoặc màu
đen.[51]
Hợp chất
Các trạng thái ôxi hóa chung của đồng bao gồm trạng thái đồng (I) ít ổn định
Cu+1; và trạng thái ổn định hơn đồng (II), Cu+2,[52] chúng tạo thành các muối
có màu lam hoặc lục-lam. Dưới các điều kiện không bình thường, trạng thái
Cu+3 có thể được tạo ra.
Các hợp chất hai cấu tử

Khi kết hợp với các nguyên tố khác, các hợp chất đơn giản nhất của đồng là
loại hai cấu tử, tức bao gồm chỉ hai nguyên tố như các ôxit, sunfua, và halua.
Dạng ôxit tồn tại ở loại đồng I và đồng II, tương tự loại sulfua gồm đồng (I)
sulfua và đồng (II) sulfua.
Các muốn đồng I với clo (gồm đồng (I) clorua, đồng (I) bromua, và đồng (I)
iodua) cũng tồn tại, trong đồng (II) gồm đồng (II) fluorua, đồng (II) clorua,
Page 280 of 970

và đồng (II) bromua. Đã có những nổ lực để điều chế đồng (II) iodua nhưng
chỉ tạo ra đồng(I) iodua và iod.[52]
2Cu2+ + 4I− → 2CuI↓ + I2↓
Tạo phức
Đồng (II) tạo ra màu xanh lam đậm với sự có mặt của chất
liên kết ammoniac. Chất tạo màu ở đây là
Tetraamminecopper (II) sulfat
Đồng có khả năng tạo ra phức chất. Trong dung dịch lỏng, đồng (II) tồn tại ở
dạng [Cu(H2O)6]2+. Phức này thể hiện tốc độ trao đổi với nước nhanh nhất
(tốc độ các chất liên kết và tách liên kết với nước) trong bất kỳ phức nước-
kim loại chuyển tiếp. Khi thêm dung dịch natri hydroxit vào sẽ tạo kết tủa
chất rắn đồng (II) hydroxit có màu lam nhạt. Phương trình đơn giản là:
Sơ đồ Pourbaix của đồng trong môi trường
không tạo phức (chỉ quan tâm đến các ion khác
OH-). Nồng độ ion 0,001m (mol/kg water).
Nhiệt độ 25°C
Cu2+ + 2 OH− → Cu(OH)2↓
Dung dịch amoniac cũng tạo kết tủa tương tự. Khi thêm lượng amoniac dư,
kết tủa này tan tạo thành tetraamminecopper (II):
Cu(H2O)4(OH)2 + 4NH3 → [Cu(H2O)2(NH3)4]2+ + 2H2O + 2OH−
Nhiều oxyanion khác tạo thành các phức như đồng (II) acetat, đồng (II)
nitrat, và đồng (II) cacbonat. Đồng (II) sulfat tạo các tinh thể pentahydrate
màu lam, là hợp chất đồng phổ biến trong phòng
thí nghiệm. Nó được dùng để diệt nấm được gọi
là Hợp chất Bordeaux.[53]
Mỏ hình của phức [Cu(NH3)4(H2O)2]2+, minh họa
cho cấu trúc bát diện phổ biến của đồng (II)
Page 281 of 970
Polyol là hợp chất chứa nhiều hơn một nhóm chức alcohol, nhìn chung phản
ứng với các muốn đồng (II). Ví dụ, các muối đồng được dùng để thử chất khử
đường. Đặc biệt sử dụng thuốc thử Benedict và dung dịch Fehling có mặt
đường được đánh dấu bằng màu của nó thay đổi từ xanh lam Cu (II) sang đỏ
của đồng (I) ôxit.[54] Thuốc thử Schweizer và các phức liên quan
với ethylenediamine và các amine tan trong cellulose.[55] Các Amino axit tạo
thành các phức chelat rất bền với đồng (II). Các thử nghiệm hóa - ướt đối với
các ion đồng tồn tại, nó liên quan đến kali ferrocyanua, tạo kết tủa với các
muối đồng (II).
Hóa đồng hữu cơ

Các hợp chất chứa liên kết cacbon - đồng được gọi là các hợp chất đồng -
hữu cơ. Chúng phản ứng mạnh với ôxy tạo ra đồng (I) ôxit và có nhiều ứng
dụng trong hóa học. Chúng được tổng hợp bằng cách cho phản ứng giữa các
hợp chất đồng (I) với thuốc thử Grignard, terminal alkyne hay thuốc thử
organolithi;[56] đặc biệt, phản ứng cuối cùng được mô tả tạo ra thuốc thử
Gilman. Các chất này trãi qua các phản ứng thay thế với alkyl halua tạo thành
các sản phẩm kết hợp; do đó, chúng có vai trò quan trọng trong lĩnh vực tổng
hợp hữu cơ. Đồng (I) acetylua nhạy sốc cao trong các phản ứng như Cadiot -
Chodkiewicz coupling[57] và Sonogashira coupling.[58] Conjugate addition vào
enone[59] và carbocupration của các alkyne[60] cũng có thể đạt được các hợp
chất đồng hữu cơ. Đồng (I) tạo ra một loạt các phức yếu với anken và cacbon
monoxit, đặc biệt có mặ của các phức amine.[61]
Đồng (III) và đồng (IV)

Đồng(III) thường được tìm thấy ở dạng xác ôxit, ví dụ như kali cuprat,
KCuO2 là chất rắn màu xanh - đen.[62] Các hợp chất đồng (III) được nghiên
cứu rộng rãi nhất là các chất siêu dẫn cuprate. Đồng yttri bari ôxit
(YBa2Cu3O7) có cả Cu (II) và Cu (III) nằm ở trung tâm. Giống như dạng
ôxit, florua là anion bazo cao[63] và được dùng làm chất ổn định các ion kim
loại ở các trạng thái ôxi hóa cao. Cả đồng (III) và thậm chí đồng (IV) florua
là tồn tại theo thứ tự ở dạng K3CuF6 và Cs2CuF6.[52]
Page 282 of 970

Một số protein đồng tạo các phức oxo đặc trưng cho đồng (III).[64] Với các
tetrapeptide, một phức đồng(III) có màu tía được ổn định hóa bởi các chất
amide khử proton.[65]
Các phức đồng (III) cũng được tìm thấy ở dạng trung gian trong các phản
ứng của hợp chất đồng - hữu cơ.[66]
Phòng ngừa
NFPA 704
Mọi hợp chất của đồng là những chất độc.
"Biểu đồ cháy"
Đồng kim loại ở dạng bột là một chất dễ
cháy. 30g sulfat đồng có khả năng gây chết
người. Đồng trong nước với nồng độ lớn
hơn 1mg/lít có thể tạo vết bẩn trên quần áo
hay các đồ vật được giật giũ trong nước đó.
Nồng độ an toàn của đồng trong nước uống
0 đối với con người dao động theo từng
2 nguồn, nhưng có xu hướng nằm trong
0 khoảng 1,5 – 2mg/lít. Mức cao nhất có thể
chịu được về đồng theo DRI trong chế độ ăn
Biểu đồ cháy của đồng kim loại uống đối với người lớn theo mọi nguồn đều
là 10mg/ngày.
 Tóm tắt:
Đồng, 29Cu
Page 283 of 970

Một khối đồng trong quặng tự nhiên
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Đồng, Cu
Phiên âm /ˈkɒpər/ KOP-ər
Hình dạng Ánh kim đỏ cam
Đồng trong bảng tuần hoàn
-
↑
Cu
↓
Ag
Niken ← Đồng → Kẽm
Khối lượng nguyên tử 63,546(3)[1]
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
mỗi lớp 2, 8, 18, 1

Màu sắc Ánh kim đỏ cam
Nhiệt độ nóng chảy 1357,77 K (1084,62 °C, 1984,32 °F)
Nhiệt độ sôi 2835 K (2562 °C, 4643 °F)
Page 284 of 970
Mật độ 8,94 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)

Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1509 1661 1850 2089 2404 2834

Trạng thái ôxy hóa +1, +2, +3, +4 Bazơ nhẹ
Bán kính liên kết cộng 132±4 pm
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: (Ép)

3810 m·s−1 (ở r.t.)
Độ cảm từ (χmol) −5.46·10−6 cm3/mol[3]
Page 285 of 970
Mô đun Young 110–128 GPa

Mohs
Vickers
Brinell

63 63
Cu 69.15% Cu ổn định với 34 neutron
65 65
Cu 30.85% Cu ổn định với 36 neutron
30. Kẽm (Zn)

Kẽm là một nguyên tố kim loại lưỡng tính, ký hiệu là Zn và có số nguyên tử
là 30. Nó là nguyên tố đầu tiên trong nhóm 12 của bảng tuần hoàn các
nguyên tố. Kẽm, trên một số phương diện, có tính chất hóa học giống với
magiê, vì ion của chúng có bán kính giống nhau và có số ôxy hoá duy nhất ở
điều kiện bình thường là +2. Kẽm là nguyên tố phổ biến thứ 24 trong lớp vỏ
Trái Đất và có 5 đồng vị bền. Quặng kẽm phổ biến nhất là quặng sphalerit,
một loại kẽm sulfua. Những mỏ khai thác lớn nhất nằm ở Úc, Canada và Hoa
Kỳ. Công nghệ sản xuất kẽm bao gồm tuyển nổi quặng, thiêu kết, và cuối
cùng là chiết tách bằng dòng điện.
Đồng thau là một hợp kim của đồng và kẽm đã bắt đầu được sử dụng muộn
nhất từ thế kỷ 10 TCN tại Judea[2] và thế kỷ 7 TCN tại Hy Lạp cổ đại.[3] Mãi
cho đến thế kỷ 12 thì kẽm nguyên chất mới được sản xuất quy mô lớn ở Ấn
Độ, và đến cuối thế kỷ 16 thì người châu Âu mới biết đến kẽm kim loại. Các
mỏ ở Rajasthan được khai thác từ thế kỷ 6 TCN.[4] Cho đến nay, bằng chứng
cổ xưa nhất về kẽm tinh khiết là từ Zawar ở Rajasthan vào khoảng thế kỷ 9,
người ta dùng phương pháp chưng cất để tạo ra kẽm nguyên chất.[5] Các nhà
Page 286 of 970
giả kim thuật đốt kẽm trong không khí để tạo thành một chất mà họ gọi là
"len của nhà triết học" hay "tuyết trắng".
Nhà hóa học người Đức Andreas Sigismund Marggraf được công nhận đã
tách được kẽm kim loại tinh khiết năm 1746. Luigi Galvani và Alessandro
Volta đã phát hiện ra các đặc tính điện hóa học của kẽm vào năm 1800. Ứng
dụng chính của kẽm là làm lớp phủ chống ăn mòn trên thép. Các ứng dụng
khác như làm pin kẽm, và hợp kim như đồng thau. Nhiều hợp chất kẽm cũng
được sử dụng phổ biến như kẽm cacbonat và kẽm gluconat (bổ sung dinh
dưỡng), kẽm clorua (chất khử mùi), kẽm pyrithion (dầu gội đầu trị gàu), kẽm
sulfua (sơn huỳnh quang), và kẽm methyl hay kẽm diethylsử dụng trong hóa
hữu cơ ở phòng thí nghiệm.
Kẽm là một chất khoáng vi lượng thiết yếu cho sinh vật và sức khỏe con
người, đặc biệt trong quá trình phát triển của thai nhi và của trẻ sau khi sinh.
[6]
Thiếu kẽm ảnh hưởng đến khoảng 2 tỷ người ở các nước đang phát triển và
liên quan đến nguyên nhân một số bệnh.[7] Ở trẻ em, thiếu kẽm gây ra chứng
chậm phát triển, phát dục trễ, dễ nhiễm trùng và tiêu chảy, các yếu tố này gây
thiệt mạng khoảng 800.000 trẻ em trên toàn thế giới mỗi năm.[6] Các
enzym liên kết với kẽm trong trung tâm phản ứng có vai trò sinh hóa quan
trọng như alcohol dehydrogenase ở người.[8] Ngược lại việc tiêu thụ quá mức
kẽm có thể gây ra một số chứng như hôn mê, bất động cơ và thiếu đồng.
Tính chất
Vật lý
Kẽm có màu trắng xanh, óng ánh và nghịch từ,[9] mặc dù hầu hết kẽm phẩm
cấp thương mại có màu xám xỉn.[10] Phân bố tinh thể của kẽm loãng hơn sắt
và có cấu trúc tinh thể sáu phương[11] với một kết cấu lục giác không đều,
trong đó mỗi nguyên tử có sáu nguyên tử gần nhất (cách 265,9pm) trong mặt
phẳng riêng của chúng và sáu nguyên tử khác tại khoảng cách lớn hơn 290,6
pm.[12]
Kẽm kim loại cứng và giòn ở hầu hết cấp nhiệt độ nhưng trở nên dễ uốn từ
100 đến 150°C.[9][10] Trên 210°C, kim loại kẽm giòn trở lại và có thể được tán
nhỏ bằng lực.[13] Kẽm dẫn điện khá.[9] So với các kim loại khác, kẽm có độ
nóng chảy (419,5°C, 787,1°F) và điểm sôi (907°C) tương đối thấp.[14] Điểm
Page 287 of 970

sôi của nó là một trong số những điểm sôi thấp nhất của các kim loại chuyển
tiếp, chỉ cao hơn thủy ngân và cadmi.[14]
Một số hợp kim với kẽm như đồng thau, là hợp kim của kẽm và đồng. Các
kim loại khác có thể tạo hợp kim 2 phần với kẽm như nhôm, antimon, bitmut,
vàng, sắt, chì, thủy ngân, bạc, thiếc, magiê, coban, niken, telua và natri.[15]
Tuy cả kẽm và zirconi không có tính sắt từ, nhưng hợp kim của chúng ZrZn2
lại thể hiện tính chất sắt từ dưới 35 K.[9]
Phân bố
Kẽm chiếm khoảng 75 ppm (0,0075%) trong vỏ Trái Đất, là nguyên tố phổ
biến thứ 24. Đất chứa 5–770 ppm kẽm với giá trị trung bình 64 ppm. Nước
biển chỉ chứa 30ppb kẽm và trong khí quyển chứa 0,1 – 4µg/m3.[16]
Sphalerit (ZnS), một loại quặng kẽm phổ biến
Nguyên tố này thường đi cùng với các nguyên tố kim loại
thông thường khác như đồngvà chì ở dạng quặng.[17] Kẽm
là một nguyên tố ưa tạo quặng (chalcophile), nghĩa là
nguyên tố có ái lực thấp với ôxy và thường liên kết với lưu
huỳnh để tạo ra các sulfua. Các nguyên tố ưa tạo quặng
hình thành ở dạng lớp vỏ hóa cứng trong các điều kiện khử của khí quyển
Trái Đất.[18] Sphalerit là một dạng kẽm sulfua, và là loại quặng chứa nhiều
kẽm nhất với hàm lượng kẽm lên đến 60 – 62%.[17]
Các loại quặng khác có thể thu hồi được kẽm như smithsonit (kẽm cacbonat),
hemimorphit (kẽm silicat), wurtzit (loại kẽm sulfua khác), và đôi khi là
hydrozincit (kẽm cacbonat).[19] Ngoại trừ wurtzit, tất cả các khoáng trên được
hình thành từ các quá trình phong hóa kẽm sulfua nguyên sinh.[18]
Tổng tài nguyên kẽm trên thế giới đã được xác nhận vào khoảng 1,9 tỉ tấn.[20]
Các mỏ kẽm lớn phân bố ở Úc và Mỹ, và trữ lượng kẽm lớn nhất ở Iran,
trong đó Iran có trữ lượng lớn nhất.[18][21][22] Với tốc độ tiêu thụ như hiện nay
thì nguồn tài nguyên này ước tính sẽ cạn kiệt vào khoảng năm từ 2027 đến
2055.[23][24] Khoảng 346 triệu tấn kẽm đã được sản xuất trong suốt chiều dài
lịch sử cho đến năm 2002, và theo một ước lượng cho thấy khoảng 109 triệu
tấn tồn tại ở các dạng đang sử dụng.[25]
Page 288 of 970

Đồng vị
Kẽm trong tự nhiên là hỗn hợp của 5 đồng vị ổn định 64Zn, 66Zn, 67Zn, 68Zn
và 70Zn, trong đó đồng vị 64 là phổ biến nhất (48,6% trong tự nhiên)[26] với
chu kỳ bán rã 4.3×1018 năm,[27] do đó tính phóng xạ của nó có thể bỏ qua.[28]
Tương tự, 7030Zn (0,6%), có chu kỳ bán rã 1.3×1016 năm thường không
được xem là có tính phóng xạ. Các đồng vị khác là 66Zn (28%), 67Zn (4%) và
68
Zn (19%).
Một số đồng vị phóng xạ đã được nhận dạng. 65Zn có chu kỳ bán rã 243,66
ngày, là đồng vị tồn tại lâu nhất, theo sau là 72Zn có chu kỳ bán rã 46,5 giờ.[26]
Kẽm có 10 đồng phân hạt nhân.69mZn có chu kỳ bán rã 13,76 giờ.[26] (tham số
mũ m chỉ đồng vị giả ổn định). Các hạt nhân của đồng vị giả ổn định ở trong
trạng thái kích thích và sẽ trở về trạng thái bình thường khi phát ra photon ở
dạng tia gamma. 61Zn có 3 trạng thái kích thích và 73Zn có 2 trạng thái.[29] Mỗi
đồng vị 65Zn, 71Zn, 77Zn và 78Zn chỉ có một trạng thái kích thích.[26]
Cơ chế phân rã phổ biến của đồng vị phóng xạ kẽm có số khối nhỏ hơn 66 là
bắt electron, sản phẩm tạo thành là một đồng vị của đồng.[26]
n30
Zn + e⁻ → n29Cu
Cơ chế phân rã phổ biến của đồng vị phóng xạ kẽm có số khối lớn hơn 66 là
phân rã beta (β–), sản phẩm tạo ra là đồng vị của gali.[26]
n30
Zn → n31Ga + e⁻ + νe
Tính chất hóa học và các hợp chất
Khả năng phản ứng
Phân bố electron trong nguyên tử kẽm

Kẽm có cấu hình electron là [Ar]3d104s2 và là
nguyên tố thuộc nhóm 12 trong bảng tuần hoàn.
Nó là kim loại có độ hoạt động trung bình và là
chất oxy hóa mạnh.[30] Bề mặt của kim loại kẽm
tinh khiết xỉn nhanh, thậm chí hình thành một
lớp thụ động bảo vệ là Hydrozincit,
Page 289 of 970

Zn5(OH)6(CO3)2, khi phản ứng với cacbon điôxít trong khí quyển.[31] Lớp này
giúp chống lại quá trình phản ứng tiếp theo với nước và hidro.
Kẽm cháy trong không khí cho ngọn lửa màu xanh lục tạo ra khói kẽm ôxít.
[32]
Kẽm dễ dàng phản ứng với các axít, kiềm và các phi kim khác.[33] Kẽm cực
kỳ tinh khiết chỉ phản ứng một cách chậm chạp với các axít ở nhiệt độ phòng.
[32]
Các axít mạnh như axít clohydric hay axít sulfuric có thể hòa tan lớp bảo
vệ bên ngoài và sau đó kẽm phản ứng với nước giải phóng khí hydro. [32]
Tính chất hóa học của kẽm đặc trưng bởi trạng thái ôxi hóa +2. Khi các hợp
chất ở trạng thái này được hình thành thì các electron lớp s bị mất đi, và ion
kẽm có cấu hình electron [Ar]3d10.[34] Quá trình này cho phép tạo 4 liên kết
bằng cách tiếp nhận thêm 4 cặp electron theo quy tắc bộ tám. Dạng cấu tạo
hóa học lập thể là tứ diện và các liên kết có thể được miêu tả như sự tạo thành
của các orbitan lai ghép sp3 của ion kẽm.[35] Trong dung dịch, nó tạo phức phổ
biến dạng bát diện là [Zn(H2O)6]2+.[36] Sự bay hơi của kẽm khi kết hợp với
kẽm clorua ở nhiệt độ trên 285°C chỉ ra sự hình thành Zn2Cl2, một hợp chất
kẽm có trạng thái ôxi hóa +1.[32] Không có hợp chất kẽm nào mà kẽm có trạng
thái ôxi hóa khác +1 hoặc +2.[37] Các tính toán chỉ ra rằng hợp chất kẽm có
trạng thái ôxi hóa +4 không thể tồn tại.[38]
Tính chất hóa học của kẽm tương tự tính chất của các kim loại chuyển tiếp
nằm ở vị trí cuối cùng của hàng đầu tiên như niken và đồng, mặc dù nó có
lớp d được lấp đầy electron, do đó các hợp chất của nó là nghịch từ và hầu
như không màu.[39] Bán kính ion của kẽm và magiê gần như bằng nhau. Do
đó một số muối của chúng có cùng cấu trúc tinh thể[40] và trong một số trường
hợp khi bán kính ion là yếu tố quyết định thì tính chất hóa học của kẽm và
magiê là rất giống nhau.[32] còn nếu không thì chúng có rất ít nét tương đồng.
Kẽm có khuynh hướng tạo thành các liên kết cộng hóa trị với cấp độ cao hơn
và nó tạo thành các phức bền hơn với các chất cho N- và S.[39] Các phức của
kẽm hầu hết là có phối vị 4 hoặc 6, tuy nhiên phức phối vị 5 cũng có.[32]
Hợp chất
Page 290 of 970

Kẽm acetat Kẽm clorua

Hợp chất hai nguyên tố của kẽm được tạo ra với hầu hết á kim và tất cả các
phi kim trừ khí hiếm. ZnO là chất bột màu trắng và hầu như không tan trong
các dung dịch trung tính, vì là một chất trung tính nó tan trong cả dung dịch
axit và bazơ.[32] Các chalcogenua khác (ZnS, ZnSe, và ZnTe) có nhiều ứng
dụng khác nhau trong điện tử và quang học.[41] Pnictogenua (Zn3N2, Zn3P2,
Zn3As2 và Zn3Sb2),[42][43] peroxit (ZnO2), hydrua (ZnH2), và cacbua (ZnC2)
cũng tồn tại.[44] Trong số 4 halua, ZnF2 có đặc trưng ion nhiều nhất, trong khi
các hợp chất halua khác (ZnCl2, ZnBr2, và ZnI2) có điểm nóng chảy tương đối
thấp và được xem là có nhiều đặc trưng cộng hóa trị hơn.[45]
Trong các dung dịch bazơ yếu chứa các ion Zn2+, hydroxit Zn(OH)2 tạo thành
ở dạng kết tủa màu trắng. Trong các dung dịch kiềm mạnh hơn, hydroxit này
bị hòa tan và tạo zincat ([Zn(OH)4]2−).[32] Nitrat Zn(NO3)2, clorat Zn(ClO3)2,
sulfat ZnSO4, photphat Zn3(PO4)2, molybdat ZnMoO4, cyanua Zn(CN)2,
asenit Zn(AsO2)2, asenat Zn(AsO4)2·8H2O và cromat ZnCrO4 (một trong
những hợp chất kẽm có màu) là một vài ví dụ về các hợp chất vô cơ phổ biến
của kẽm.[46][47] Một trong những ví dụ đơn giản nhất về hợp chất hữu cơ của
kẽm là acetat (Zn(O2CCH3)2).
Các hợp chất hữu cơ của kẽm là dạng hợp chất mà trong đó có các liên kết
cộng hóa trị kẽm-cacbon. Diethyl kẽm ((C2H5)2Zn) là một thuốc thử trong
hóa tổng hợp. Nó được công bố đầu tiên năm 1848 từ phản ứng của kẽm
và ethyl iodua, và là hợp chất đầu tiên chứa liên kết sigma kim loại - cacbon.
[48]
Decamethyldizincocen chứa một liên kết mạnh kẽm-kẽm ở nhiệt độ
phòng.[49]
Lịch sử
Thời kỳ cổ đại
Các mẫu vật riêng biệt sử dụng kẽm không nguyên chất trong thời kỳ cổ đại
đã được phát hiện. Các loại quặng kẽm đã được sử dụng để làm hợp kim
đồng - kẽm là đồng thau vài thế kỷ trước khi phát hiện ra kẽm ở dạng nguyên
Page 291 of 970

tố riêng biệt. Đồng thau Palestin có từ thế kỷ 14 TCN đến thế kỷ 10 TCN
chứa 23% kẽm.[2]
Hiểu biết về cách sản xuất đồng thau phổ biến ở Hy Lạp cổ đại từ thế kỷ 7
TCN, nhưng chỉ có vài mẫu được thực hiện.[3] Các đồ trang trí bằng hợp kim
chứa 80 – 90% kẽm với chì, sắt, antimon và các kim loại khác cấu thành phần
còn lại, đã được phát hiện có độ tuổi là 2.500 năm.[17] Một bức tượng nhỏ có
thể từ thời tiền sử chứa 87,5% kẽm được tìm thấy ở di chỉ khảo cổ Dacia ở
Transilvania (Romania ngày nay).[50]
Các viên thuốc cổ nhất được làm từ kẽm cacbonat hydrozincit và smithsonit.
Các viên thuốc này được dùng để chữa đau mắt và được tìm thấy trên tàu La
Mã Relitto del Pozzino bị đắm năm 140 TCN.[51][52]
Việc sản xuất đồ đồng thau đã được người La Mã biết đến vào khoảng năm
30 TCN,[53] họ sử dụng công nghệ nấu calamin (kẽm silicat hay cacbonat) với
than củi và đồng trong các nồi nấu.[53] Lượng ôxít kẽm giảm xuống và kẽm tự
do bị đồng giữ lại, tạo ra hợp kim là đồng thau. Đồng thau sau đó được đúc
hay rèn thành các chủng loại đồ vật và vũ khí.[54] Một số tiền xu từ người La
Mã trong thời đại Công giáo được làm từ loại vật liệu có thể là đồng thau
calamin.[55] Ở phương Tây, kẽm lẫn tạp chất từ thời cổ đại tồn tại ở dạng tàn
dư trong lò nung chảy, nhưng nó thường bị bỏ đi vì người ta nghĩ nó không
có giá trị.[56]
Bảng kẽm Bern là một tấm thẻ tạ ơn có niên đại tới thời kỳ Gaul La Mã được
làm bằng hợp kim bao gồm phần lớn là kẽm.[57] Một số văn bản cổ đại dường
như cũng đề cập đến kẽm. Sử gia Hy Lạp Strabo, trong một đoạn văn lấy từ
nhà văn trước đó trong thế kỷ 4 TCN, đề cập tới "những giọt bạc giả", được
trộn lẫn với đồng để làm đồng thau. Điều này có thể đề cập đến một lượng
nhỏ kẽm là phụ phẩm của quá trình nung chảy quặng sulfua.[58] Charaka
Samhita, cho là đã được viết vào 500 TCN hay trước đó nữa, đề cập đến một
kim loại mà khi bị ôxi hóa, tạo ra pushpanjan, sản phẩm được cho là kẽm
ôxít.[59]
Các mỏ kẽm ở Zawar, gần Udaipur, Ấn Độ đã từng hoạt động từ thời đại
Maurya vào cuối thiên niên kỷ 1 TCN. Việc nấu chảy và phân lập kẽm
nguyên chất đã được những người Ấn Độ thực hiện sớm nhất vào thế kỷ 12.
[60][61]
Một ước tính cho thấy rằng khu vực này đã sản xuất ra khoảng vài triệu
tấn kẽm kim loại và kẽm ôxít từ thế kỷ 12 đến thế kỷ 16.[19] Một ước tính khác
đưa ra con số sản lượng là 60.000 tấn kẽm kim loại trong giai đoạn này.
Page 292 of 970
[60]
Rasaratna Samuccaya, được viết vào khoảng thế kỷ 14, đề cập đến hai loại
quặng chứa kẽm; một loại được sử dụng để tách kim loại và loại khác được
dùng cho y học.[61]
Các nghiên cứu trước đây và tên gọi

Kẽm đã từng được công nhận là một kim loại có tên gọi ban đầu là Fasada
theo như y học Lexicon được cho là của vua Hindu Madanapala và được viết
vào khoảng năm 1374.[62]Nung chảy và tách kẽm nguyên chất bằng cách khử
calamin với len và các chất hữu cơ khác đã được tiến hành vào thế kỷ 13 ở
Ấn Độ.[9][63] Người Trung Quốc cho tới thế kỷ 17 vẫn chưa học được kỹ thuật
này.[63]
Các ký hiệu giả kim thuật tương trưng cho kẽm
Các nhà giả kim thuật đã đốt kẽm kim loại trong không khí và thu được kẽm
ôxít trong một lò ngưng tụ. Một số nhà giả kim thuật gọi loại kẽm ôxít này là
lana philosophica, tiếng Latin có nghĩa là "len của các nhà triết học", do nó
được thu hồi từ búi len trong khi những người khác nghĩ nó giống như tuyết
trắng và đặt tên nó là nix album.[64]
Tên gọi của kẽm ở phương Tây có thể được ghi nhận đầu tiên bởi nhà giả
kim Đức gốc Thụy Sĩ Paracelsus, ông đã gọi tên kim loại này là "zincum"
hay "zinken" trong quyển sách của mình là Liber Mineralium II được viết vào
thế kỷ 16.[63][65] Từ này có thể bắt nguồn từ tiếng Đức zinke, và có thể có
nghĩa là "giống như răng, nhọn hoặc lởm chởm" (các tinh thể kẽm kim loại
có hình dạng giống như những chiếc kim).[66]Zink cũng có thể ám chỉ "giống
như tin (thiếc)" do mối quan hệ của nó (trong tiếng Đức zinn nghĩa là thiếc).
[67]
Một khả năng khác có thể là từ đó xuất phát từ tiếng Ba Tư ‫سنگ‬ seng
nghĩa là đá.[68] Kim loại cũng có thể gọi là thiếc Ấn Độ, tutanego, calamin, và
spinter.[17]
Nhà luyện kim người Đức Andreas Libavius đã nhận được một lượng vật liệu
mà ông gọi là "calay" của Malabar từ một tàu chở hàng bắt được ở Bồ Đào
Nha năm 1596.[69] Libavius đã miêu tả các thuộc tính của mẫu vật có thể là
kẽm này. Kẽm thường được nhập khẩu đến châu Âu từ các nước phương
Đông trong thế kỷ 17 và đầu thế kỷ 18,[63] nhưng rất đắt giá vào lúc đó.[note 1]
Page 293 of 970
Tách kẽm
Andreas Sigismund Marggraf được xem là người
đầu tiên cô lập được kim loại kẽm nguyên chất
Việc tách kẽm kim loại đã được thực hiện ở Ấn Độ
vào năm 1300,[70][71][72] sớm hơn nhiều so với
phương Tây. Trước khi nó được thực hiện ở châu
Âu, nó đã được nhập khẩu vào Ấn Độ khoảng năm
1600.[73] Việc tách kim loại kẽm ở phương Tây có
thể đã đạt được những thành tựu một cách độc lập
từ một số người. Universal Dictionary (Từ điển
tổng hợp) của Postlewayt, một nguồn cung cấp
thông tin kỹ thuật ở châu Âu, đã không đề cập đến
kẽm trước năm 1751, nhưng nguyên tố này đã được
nghiên cứu từ trước đó.[61][74]
Nhà luyện kim người Flanders là P.M. de Respour đã công bố rằng ông đã
tách được kẽm kim loại từ kẽm ôxít năm 1668.[19] Sau đó, Étienne François
Geoffroy đã miêu tả cách thức mà kẽm ôxít cô đặc lại thành các tinh thể màu
vàng trên các thanh sắt được đặt bên trên các quặng kẽm đang nóng chảy.[19]
Ở Anh, John Lane được cho là đã tiến hành các thí nghiệm để nung chảy
kẽm, có thể ở Landore, trước khi ông phá sản năm 1726.[75]
Năm 1738, William Champion được cấp bằng sáng chế ở Đại Anh cho quá
trình tách kẽm từ calamin trong một lò luyện theo kiểu bình cổ cong thẳng
đứng.[76] Công nghệ của ông một phần nào đó giống với cách được sử dụng
trong các mỏ kẽm ở Zawar thuộc Rajasthan nhưng không có bằng chứng nào
cho thấy ông đã đến vùng phương đông.[73] Phương pháp của Champion được
sử dụng suốt năm 1851.[63]
Nhà hóa học người Đức Andreas Marggraf được xem là có công trong việc
phát hiện ra kẽm kim loại nguyên chất mặc dù nhà hóa học Thụy Điển là
Anton von Swab đã chưng cất kẽm từ calamin 4 năm trước đó.[63] Trong thí
nghiệm năm 1746 của ông, Marggraf đã nung hỗm hợp calamin và than củi
trong một buồng kín không có đồng để lấy kim loại.[56] Quy trình này được
ứng dụng ở quy mô thương mại từ năm 1752.[77]
Page 294 of 970

Các công trình sau này

Galvanization được đặt theo tên Luigi Galvani
Một người anh em của William Champion là John đã
nhận được bằng sáng chế năm 1758 về việc nung kẽm
sulfua thành một ôxít có thể sử dụng trong quy trình
chưng cất bằng lò cổ cong.[17] Trước đó chỉ có calamin
mới có thể được sử dụng để sản xuất kẽm. Năm 1798,
Johann Christian Ruberg cải tiến quá trình nung chảy
bằng cách xây dựng một lò nung chưng cất nằm ngang.
[78]
Jean - Jacques Daniel Dony đã xây dựng một lò
nung chảy nằm ngang theo một kiểu khác ở Bỉ, lò nung
này có thể xử lý nhiều kẽm hơn.[63] Bác sĩ người Ý Luigi Galvani khám phá ra
vào năm 1780 rằng việc kết nối tủy sống của một con ếch vừa mới mổ với
một sợi sắt có gắn một cái mốc bằng đồng thau sẽ làm cho chân ếch co giật.
[79]
Ông ta đã nghĩ không chính xác rằng ông đã phát hiện một khả năng của
nơ ron và cơ để tạo ra điện và gọi đó là hiệu ứng "điện động vật".[80] Tế bào
mạ và quá trình mạ đều được đặt tên theo Luigi Galvani và những phát hiện
này đã mở đường cho pin điện, mạ điện và chống ăn mòn điện.[80]
Bạn của Galvani là Alessandro Volta đã tiếp tục nghiên cứu hiệu ứng này và
đã phát minh ra pin Volta năm 1800.[79] Đơn vị cơ bản của pin Volta là các tế
bào mạ điện được đơn giản hóa, chúng được làm từ một tấm đồng và một tấm
kẽm được gắn kết với nhau ở bên ngoài và ngăn cách bởi một lớp điện ly.
Các tấm này được xếp thành một chuỗi để tạo ra tế bào Volta, các tế bào này
tạo ra điện bằng các dòng electron chạy từ tấm kẽm qua tấm đồng và cho
phép kẽm ăn mòn.[79]
Tính chất không từ tính của kẽm và không màu của nó trong dung dịch đã
làm trì hoãn việc phát hiện ra những tính chất quan trọng của chíng trong sinh
hóa và dinh dưỡng.[81] Nhưng điều đó đã thay đổi vào năm 1940 khi mà
cacbonic anhydrase, một loại enzym đẩy cacbon điôxít ra khỏi máu, đã cho
thấy kẽm có vai trò quan trọng trong nó.[81] Enzym tiêu hóa carboxypeptidase
là enzym chứa kẽm thứ hai được phát hiện năm 1955.[81]
Sản xuất
Khai thác mỏ và xử lý
Page 295 of 970

Các quốc gia sản xuất kẽm hàng đầu năm 2014[20]
Tỉ lệ sản xuất kẽm năm 2006 theo

Hạng Quốc gia Tấn
quốc gia[82]
1 Trung Quốc 5,000,000
2 Úc 1,500,000
3 Peru 1,300,000
4 Ấn Độ 820,000
5 Hoa Kỳ 700,000
6 Mexico 700,000
Kẽm là kim loại được sử dụng phổ biến thứ 4 sau sắt, nhôm và đồng với sản
lượng hàng năm khoảng 13 triệu tấn.[20] Nhà sản xuất kẽm lớn nhất thế giới
là Nyrstar, công ty sáp nhập từ OZ Minerals của Úc và Umicore của Bỉ.[83]
Khoảng 70% lượng kẽm trên thế giới có nguồn gốc từ khai thác mỏ, lượng
còn lại từ hoạt động tái sử dụng.[84] Kẽm tinh khiết cấp thương mại có tên gọi
trong giao dịch tiếng Anh là Special High Grade (SHG) có độ tinh khiết
99,995%.[85]
Trên toàn cầu, 95% kẽm được khai thác từ các mỏ quặng sulfua, trong đó
ZnS luôn lẫn với đồng, chì và sắt sulfua.[86] Có nhiều mỏ kẽm trên khắp thế
giới nhưng chủ yếu ở Trung Quốc, Úc và Peru. Trung Quốc sản xuất 29%
lượng kẽm toàn cầu năm 2010.[20]
Page 296 of 970
Kẽm kim loại được sản xuất bằng luyện kim khai khoáng.[87] Sau khi nghiền
quặng, phương pháp tuyển nổi bọt được sử dụng để tách các khoáng dựa vào
tính dính ướt khác nhau của chúng.[87] Ở bước cuối cùng này thì kẽm chiếm
50%, phần còn lại là lưu huỳnh (32%), sắt (13%), và SiO2 (5%).[87]
Công đoạn thiêu kết sẽ chuyển kẽm sulfua thành kẽm ôxít:[86]
2ZnS + 3O2   2ZnO + 2SO2↑
0
t
Lưu huỳnh điôxít sinh ra sẽ được thu hồi để sản xuất axít sulfuric. Nếu các
mỏ có loại khoáng sản khác là kẽm cacbonat, kẽm silicat hoặc kẽm spinel
như ở mỏ Skorpion, Namibia thì không sử dụng công đoạn thiêu kết này.[88]
Sau đó, người ta có thể dùng 2 phương pháp cơ bản trong luyện kim là nhiệt
luyện (pyrometallurgy) hoặc điện chiết (electrowinning). Quá trình nhiệt
luyện khử kẽm ôxít với cacbon hoặc cacbon mônôxít ở 950°C (1.740°F)
thành kim loại kẽm ở dạng hơi.[89] Hơi kẽm được thu hồi trong bình ngưng.
[86]
Quá trình được biểu diễn theo các phương trình dưới đây:[86]
2ZnO + C   2Zn + CO2↑
0
950 C
2ZnO + 2CO   2Zn + 2CO2↑

0
950 C
Quá trình điện chiết tách kẽm từ quặng tinh bằng axít sulfuric:[90]
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
Sau đó, người ta dùng phương pháp điện phân để sản xuất kẽm kim loại.[86]
2ZnSO4 + 2H2O 
dpdd
 2Zn↓ + 2H2SO4 + O2↑
Axít sulfuric sinh ra được tái sử dụng trong bước trước đó.
Kẽm có mặt ở dạng bụi trong lò hồ quang điện do sử dụng nguyên liệu mạ
kẽm được thu hồ bởi nhiều quá trình, chủ yếu là quá trình Waelz (90% đến
năm 2014).[91]
Tác động môi trường

Quá trình sản xuất từ quặng kẽm sulfua thải ra một lượng lớn lưu huỳnh
điôxít và hơi cadmi. Xỉ nóng chảy và các chất cặn khác trong quá trình sản
xuất cũng chứa một lượng kim loại nặng đáng kể. Có khoảng 1,1 triệu tấn
kẽm kim loại và 130 ngàn tấn chì đã được khai thác và nung chảy ở các thị
trấn La Calamine và Plombières của Bỉ trong khoảng thời gian từ năm 1806
Page 297 of 970

tới năm 1882.[92] Bãi thải của mỏ trước đây rò rỉ kẽm và cadmi, và các trầm
tích trong sông Geul chứa một lượng kim loại nặng đáng kể.[92] Từ khoảng
cách đây 2000 năm, lượng phát thải kẽm từ các nguồn khai thác mỏ và nung
chảy đã thải ra tổng cộng 10 ngàn tấn mỗi năm. Đến năm 1850, lượng phát
thải tăng lên gấp 10 lần, phát thải kẽm ở mức đỉnh vào khoảng 3,4 triệu tấn
mỗi năm trong thập niên 1980 và giảm xuống 2,7 triệu tấn vào thập niên
1990, mặc dù theo một nghiên cứu năm 2005 về tầng đối lưu Bắc Cực chỉ ra
rằng nồng độ kẽm không giảm. Các phát thải nhân tạo và tự nhiên xảy ra với
tỷ lệ 20 trên 1.[93]
Hàm lượng kẽm trong các con sông chảy qua các khu công nghiệp và khu
vực khai thác mỏ vào khoảng 20ppm.[94] Công tác xử lý nước thải hiệu quả đã
làm giảm đáng kể hàm lượng này; ví dụ như công tác xử lý nước thải dọc
theo sông Rhine đã làm giảm lượng kẽm xuống còn 50ppb.[94] Nồng độ kẽm ở
mức 2ppm ảnh hưởng xấu đến hàm lượng ôxy trong máu cá.[95]
Lịch sử để lại hàm lượng kim loại
nặng cao trong Sông Derwent,[96] các
công trình liên quan đến kẽm
ở Lutana là nơi xuất khẩu kẽm lớn
nhất ở Tasmania, mang lại
2,5% GDP của bang này, với sản
lượng hơn 250 ngàn tấn kẽm mỗi năm.
[97]
Đất ô nhiễm kẽm từ hoạt động khai thác quặng chứa kẽm, tuyển, hoặc nơi sử
dụng bùn chứa kẽm để làm phân, có thể chứa hàm lượng kẽm ở mức vài gam
kẽm/kg đất khô. Hàm lượng kẽm trong đất cao hơn 500ppm ảnh hưởng tới
khả năng hấp thu các kim loại cần thiết khác của thực vật, như sắt và mangan.
Kẽm ở mức 2.000ppm đến 180.000ppm (18%) đã được ghi nhận trong một
số mẫu đất.[94]
Ứng dụng
Page 298 of 970

Bề mặt tinh thể được Tôn mạ kẽm Bản kẽm dùng để in
mạ offset
Kẽm là kim loại được sử dụng phổ biến hàng thứ tư sau sắt, nhôm, đồng tính
theo lượng sản xuất hàng năm. Các ứng dụng chính của kẽm (số liệu là ở Hoa
Kỳ)[98]
1. Mạ kẽm (55%) 3. Đồng thau và đồng điếu (16%)

2. Hợp kim (21%) 4. Khác (8%)
Chống ăn mòn và pin

Kim loại kẽm chủ yếu được dùng làm chất chống ăn mòn,[99] ở dạng mạ. Năm
2009 ở Hoa Kỳ, 55% tương đương 893 nghìn tấn kẽm kim loại được dùng để
mạ.[98]
Kẽm phản ứng mạnh hơn sắt hoặc thép và do đó nó sẽ dễ bị ôxi hóa cho đến
khi nó bị ăn mòn hoàn toàn.[100] Một lớp tráng bề mặt ở dạng bằng ôxít và
cacbonat (Zn5(OH)6(CO3)2) là một chất ăn mòn từ kẽm.[101] Lớp bảo vệ này
tồn tại kéo dài ngay cả sau khi lớp kẽm bị trầy xước, nhưng nó sẽ giảm theo
thời gian khi lớp ăn mòn kẽm bị tróc đi.[101] Kẽm được phủ lên theo phương
pháp hóa điện bằng cách phun hoặc mạ nhúng nóng.[16] Mạ kẽm được sử
dụng trên rào kẽm gai, rào bảo vệ, cầu treo, mái kim loại, thiết bị trao đổi
nhiệt, và các bộ phận của ô tô.[16]
Độ hoạt động tương đối của kẽm và khả năng của nó bị ôxi hóa làm nó có
hiệu quả trong việc hi sinh anot để bảo vệ ăn mòn catot. Ví dụ, bảo vệ catot
của một đường ống được chôn dưới đất có thể đạt hiệu quả bằng cách kết nối
các anot được làm bằng kẽm với các ống này.[101] Kẽm có vai trò như một
anot (âm) bằng các ăn mòn một cách chậm chạp khi dòng điện chạy qua nó
Page 299 of 970
đến ống dẫn bằng thép.[101][note 2] Kẽm cũng được sử dụng trong việc bảo vệ
các kim loại được dùng làm catot khi chúng bị ăn mòn khi tiếp xúc với nước
biển.[102] Một đĩa kẽm được gắn với một bánh lái bằng sắt của tàu sẽ làm
chậm tốc độ ăn mòn so với không gắn tấm kẽm này.[100] Các ứng dụng tương
tự như gắn kẽm vào chân vịt hoặc lớp kim loại bảo vệ lườn tàu.
Pin kẽm - cacbon thập niên 1970 của hãng
VARTA (Đức)
Với một thế điện cực chuẩn (SEP) 0,76 vôn,
kẽm được sử dụng làm vật liệu anot cho pin.
Bột kẽm được sử dụng theo cách này trong các
loại pin kiềm và các tấm kẽm kim loại tạo thành
vỏ bọc và cũng là anot trong pin kẽm - cacbon.
[103][104]
Kẽm được sử dụng làm anot hoặc nhiên liệu cho tế bào nhiêu liệu kẽm
/ pin kẽm - không khí.[105][106][107] Pin dòng ôxy hóa khử kẽm - xêri cũng dựa
trên một nửa tế bào âm kẽm.[108]
Hợp kim
Hợp kim của kẽm được sử dụng rộng rãi nhất là đồng thau, bao gồm đồng và
khoảng từ 3% đến 45% kẽm tùy theo loại đồng thau.[101] Đồng thau nhìn
chung giòn và cứng hơn đồng và có khả năng chống ăn mòn rất cao.[101] Các
tính chất này giúp nó được sử dụng nhiều trong các thiết bị truyền thông,
phần cứng máy tính, dụng cụ âm nhạc, và các van nước.[101]
Vi cấu trúc đồng thau đúc phóng đại 400 lần
Các ứng dụng rộng rãi khác của hợp kim chứa
kẽm bao gồm niken bạc, máy đánh chữ bằng
kim loại, hàn nhôm và mềm, và đồng điếu
thương mại.[9] Kẽm cũng được sử dụng trong
các bộ phận đường ống hiện đại như là một sản
phẩm thay thế các đường ống trước đây sử dụng
hợp kim chì/thiếc.[109] Các hợp kim chiếm 85 –
88% kẽm, 4 – 10% đồng, và 2 – 8% nhôm được sử dụng hạn chế trong một
số trường hợp của các bệ nâng đỡ máy. Kẽm là một kim loại ban đầu được sử
dụng trong việc sản xuất các đồng tiền 1 cent của Hoa Kỳ từ năm 1982.[110]
Lõi kẽm được áo một lớp đồng mỏng để tạo độ bắt mắt của đồng tiền bằng
Page 300 of 970

đồng. Năm 1994, 33.200 tấn (36.600 tấn thiếu) kẽm được sử dụng để sản
xuất 13,6 triệu đồng xu ở Hoa Kỳ.[111]
Các hợp kim chủ yếu là kẽm với một lượng nhỏ đồng, nhôm, và magiê có ích
trong việc đúc áp lực cũng như đúc quay, đặc biệt trong các ngành công
nghiệp tự động, điện tử, và phần cứng.[9] Các hợp kim này được chào bán trên
thị trường với tên gọi là Zamak.[112] Ví dụ về hợp kim kẽm nhôm, nó có điểm
nóng chảy thấp và độ nhớt thấp nên có thể chế tạo ra những vật có hình dạng
nhỏ và phức tạp. Nhiệt độ gia công thấp làm cho các sản phẩm đúc nguội
nhanh và do đó có thế lắp ráp chúng một cách nhanh chóng.[9][113] Một hợp
kim khác được chào bán trên thị trường với tên gọi là Prestal chứa 78% kẽm
và 22% nhôm và được cho là có độ cứng gần bằng thép nhưng lại dẻo như
nhựa.[9][114] Tính chất siêu nhựa này của hợp kim cho phép đúc chúng dễ dàng
trong các khuôn bằng sứ và xi măng.[9]
Các hợp kim tương tự khi có thêm vào một lượng nhỏ chì có thể cán nguội
thành các tấm. Hợp kim có 96% kẽm và 4% nhôm được sử dụng để làm
khuôn dập cho các ứng dụng có tốc độ sản xuất thấp mà khuôn dập bằng kim
loại đen có thể quá đắt.[115] Trong việc xây các bề mặt ngoài, mái nhà hoặc
các ứng dụng khác, kẽm được sử dụng ở dạng tấm kim loại và có thể dùng để
cán, cuộn hoặc uốn người ta sử dụng các hợp kim của kẽm với titan và đồng.
[116]
Là một vật liệu dễ gia công, không đắt mà nặng, kẽm được sử dụng để thay
thế cho chì. Do ngộ độc chì ngày càng nhiều nên kẽm được dùng làm vật
nặng trong nhiều ứng dụng khác nhau như câu cá [117] đến cân bằng lốp và
bánh đà (bánh trớn).[118]
Kẽm cadmi tellurua (CZT) là một hợp kim bán dẫn có thể được chia thành
một chuỗi các thiết bị cảm ứng nhỏ.[119] Các thiết bị này tương tự như mạch
tích hợp và có thể phát hiện nguồn năng lượng của các photon tia gama.[119]
Khi được đặt sau một mặt nạ hấp thụ, thiết bị cảm ứng CZT cũng có thể được
sử dụng để xác định hướng của các tia gamma.[119]
Các ứng dụng công nghiệp khác

Kẽm ôxít được dùng làm chất tạo màu trắng
trong sơn
Page 301 of 970

Gần 1/4 tổng sản lượng kẽm của Hoa Kỳ (2009) được dùng ở dạng hợp chất
kẽm;[98] có nhiều loại được dùng ở quy mô công nghiệp. Kẽm ôxit được sử
dụng rộng rãi để làm chất tạo màu trắng trong sơn, và làm chất xúc tác trong
công nghiệp chế biến cao su. Nó cũng được dùng làm chất phân tán nhiệt cho
cao su và phản ứng để bảo vệ các polyme của cao su trước các tia tử ngoại
(cách bảo vệ chống tia tử ngoại tương tự cũng được cho vào nhựa chứa ôxit
kẽm).[16] Các tính chất bán dẫn của kẽm ôxit hữu ích trong các varistor và sản
phẩm máy photocopy.[120] Vòng tuần hoàn kẽm - kẽm ôxít là một quy trình
gồm 3 bước hóa nhiệt trong đó dùng kẽm và kẽm ôxit để sản xuất hydro.[121]
Kẽm cloura thường được cho vào gỗ để làm chất bắt cháy[122] và có thể được
sử dụng để bảo quản gỗ.[123] Nó cũng được dùng để tạo các hóa chất khác.[122]
Kẽm methyl (Zn(CH3)2) được dùng trong nhiều phản ứng tổng hợp hữu cơ.
[124]
Kẽm sulfua (ZnS) được dùng làm chất tạo màu phát quang như trên các
đồng hồ đeo tay, màn hình ti vi và tia X, và sơn phát quang.[125] Các tinh thể
kẽm được dùng trong các tia laser hoạt động trong dãi quang phổ hồng ngoại
giữa.[126] Kẽm sulfat là một chất hóa học trong nhuộm và tạo màu.[122] Kẽm
pyrithion được dùng trong sơn chống gỉ.[127]
Bột kẽm đôi khi được dùng làm chất tạo lực đẩy trong các mô hình tên lửa.
[128]
Khi một hỗn hợp nén gồm 70% bột kẽm và 30% bột lưu huỳnh bị đốt
cháy sẽ tạo ra một phản ứng hóa học mãnh liệt.[128] Phản ứng này tạo ra kẽm
sunfua cùng một lượng lớn khí nóng, nhiệt và ánh sáng.[128] Kim loại kẽm
dạng tấm được dùng để chế ra các thanh kẽm.[129]
64
Zn, là đồng vị phổ biến nhất của kẽm, rất dễ bị kích hoạt neutron, được
chuyển hóa thành 65Zn phóng xạ rất cao, hạt nhân mới này có chu kỳ bán rã
244 ngày và sinh ra các tia phóng xạ gamma cường độ cao. Do vậy, kẽm ôxít
được dùng trong các lò phản ứng hạt nhân để làm chất chống ăn mòn cạn kiệt
của 64Zn trước khi sử dụng. Vì lý do tương tự, kẽm đã được đề xuất ở dạng
vật liệu muối dùng trong các vũ khí hạt nhân (coban là một ví dụ khác, là một
loại vật liệu muối phổ biến hơn).[130] Một lớp áo kẽm 64Zn được làm giàu đồng
vị có thể được chiếu xạ mởi một dòng neutron cường độ năng lượng cao từ
việc kích nổ vũ khí nhiệt hạt nhân, tạo thành một lượng lớn đồng vị 65Zn làm
tăng đáng kể bụi phóng xạ của vũ khí hạt nhân.[130] Vũ khí như thế này không
biết là đã có chế tạo, thử nghiệm hay sử dụng chưa.[130] 65Zn cũng được dùng
làm đồng vị vết trong nghiên cứu làm thế nào mà các hợp kim chứa kẽm ăn
mòn, hoặc con đường và vai trò của kẽm trong sinh vật.[131]
Page 302 of 970

Các phức kẽm dithiocarbamat được dùng làm thuốc diệt nấm trong nông
nghiệp; chúng gồm Zineb, Metiram, Propineb và Ziram.[132] Kẽm naphthenat
được dùng là chất bảo quản gỗ.[133] Kẽm ở dạng ZDDP cũng được dùng làm
chất phụ gia chống ăn mòn trong các bộ phận kim loại của các động cơ chạy
dầu.[134]
Bổ sung trong khẩu phần ăn

Viên kẽm GNC 50 mg (AU)
Kẽm có trong hầu hết các khẩu phần ăn cung cấp
dưỡng chất và vitamin hàng ngày.[135] Các sản phẩm
chế biến gồm kẽm ôxít, kẽm acetat, và kẽm
gluconat.[135] Nó được tin là có tính chất chống ôxy
hóa, chúng có thể chống lại sự gia tăng tốc độ lão
hóa của da và cơ trong cơ thể; các nghiên cứu chỉ ra
sự khác biệt về các hiệu quả của nó.[136] Kẽm cũng
giúp làm tăng tốc sự hồi phục vết thương.[136] Nó
cũng có những tác dụng có lợi cho hệ miễn dịch của
cơ thể. Do vậy, sự thiếu hụt kẽm có thể tác động đến
hầu hết các phần của hệ miễn dịch ở con người.[137]
Hiệu quả của các hợp chất kẽm khi sử dụng để làm
giảm thời gian hoặc mức độ nghiên trọng của triệu
chứng cảm vẫn còn là vấn đề gây tranh cãi.[138] Một cuộc đánh giá một cách
có hệ thống năm 2011 kết luận rằng việc bổ sung kẽm sẽ làm giảm nhẹ thời
gian và độ nghiêm trọng của bệnh cảm.[139]
Kẽm đóng vai trò là một công cụ đơn giản, rẻ tiền và quan trọng trong điều trị
các cơn tiêu chảy ở trẻ em ở những nước đang phát triển. Khi tiêu chảy kẽm
trong cơ thể giảm, nhưng các nghiên cứu gần đây chỉ ra rằng kẽm bổ sung
trong vòng 10 đến 14 điều trị có thể giảm thời gian và độ nghiêm trọng của
những côn tiêu chảy và cũng có thể chống lại các cơn tiêu chảy trong vòng 3
tháng sau đó.[140]
Kẽm gluconat là một hợp chất được sử dụng để
cung cấp kẽm trong các bữa ăn
Page 303 of 970

Nghiên cứu bệnh về mắt liên quan đến tuổi tác xác định rằng kẽm góp một
phần trong việc điều trị hiệu quả bệnh thoái hóa điểm vàng liên quan đến
tuổi.[141] Bổ sung kẽm là một cách điều trị hiệu quả bệnh rối loại di truyền liên
quan đến hấp thu kẽm mà trước đây gây tử vong ở những trẻ mới mắc bệnh
này bẩm sinh.[53]
Viêm dạ dày giảm mạnh khi uống kẽm, và hiệu ứng này có thể là do tính chất
kháng khuẩn mạnh của các ion kẽm trong đường tiêu hóa, hoặc đối với sự
hấp thụ kẽm và tái giải phóng từ các tế bào miễn dịch (tất cả hạch bạch cầu
đều tiết ra kẽm), hoặc cả hai.[142][143][note 3] Năm 2011, các nghiên cứu viên ở
trường cao đẳng tư pháp hình sự John Jay thông báo rằng việc cung cấp kẽm
trong khẩu phần ăn có thể làm ẩn đi sự hiện diện của ma túy trong nước tiểu.
Các tuyên bố tương tự cũng được đăng trên các diễn đàn về chủ đề đó.[144]
Mặc dù chưa thử nghiệm trong điều trị ở người, dấu hiệu của một cơ thể đang
phát triển ám chỉ rằng kẽm có thể ưu tiên tiêu diệt tế bào ung thư tuyến tiền
liệt. Do kẽm có mặt tự nhiên trong tuyến tiền liệt và vì tuyến này dễ xâm
nhập với các phương thức không xâm lấn một cách tương đối, tiềm năng của
nó như là một tác nhân hóa trị loại bệnh ung thư này thể hiện nhiều hứa hẹn.
[145]
Tuy nhiên, các nghiên cứu khác đã minh họa rằng sử dụng kẽm bổ sung
lâu dài với liều lượng vượt mức cho phép có thể thực tế làm gia tăng cơ hội
phát triển ung thư tuyến tiền liệt, cũng có thể là do sự tích tụ tự nhiên của kim
loại nặng này trong tuyến tiền liệt.[146]
Viên ngậm kẽm và trị cảm thông thường

Những kết quả tích cực nhất trong việc sử dụng viên ngậm kẽm được phát
hiện trong nghiên cứu trên kẽm acetat, thể hiện qua việc acetat không liên kết
với các ion kẽm.[147][148] Các nghiên cứu cho đến nay cũng chưa đưa ra kết
luận nhưng đã chỉ ra rằng các viên kẽm làm giảm các triệu chứng kẽm trong
khi có thể gây ra tác dụng phụ như buồn nôn.[149] Những lợi ích của kẽm dùng
trong điều trị cảm đã được mô tả là "rất ít".[150]
Cơ chế sinh học của tác dụng này chưa rõ, nhưng lợi ích của các loại kẽm
thoi có vẻ bị gây nên bởi các hiệu ứng tại chỗ trong vùng hầu họng, vì điều trị
kẽm qua đường mũi cũng rút ngắn thời gian cảm.[151][152]
Dùng làm thuốc ngoài da

Page 304 of 970
Kẽm dùng trong điều trị ngoài da thường được làm từ kẽm ôxít. Các hợp chất
này có thể chống cháy nắng trong mùa hè và khô vì lạnh trong mùa đông.[53]
Thoa một lớp mỏng trên vùng mặc tã của bé (perineum) mỗi lần thay tã lót có
thể bảo vệ khỏi hăm do tã.[53]
Kẽm lactat được dùng trong kem đánh răng để chống chứng hôi miệng.[153]
Kẽm pyrithion được sử dụng rộng rãi trong dầu gội đầu do nó có chức năng
chống gàu.[154] Các ion kẽm là chất chống vi sinh rất hiệu quả thậm chí ở nồng
độ thấp.[155]
Hóa hữu cơ
Thêm kẽm diphenyl vào một
andehit
Có nhiều hợp chất kẽm hữu cơ

quan trọng. Hóa học kẽm hữu
cơ là một khoa học nghiên cứu
về các hợp chất vô cơ của kẽm
miêu tả đặc điểm vật lý, sự tổng
hợp và các phản ứng của chúng.
[156][157][158][159]
Trong số các ứng
dụng quan trọng phải kế đến là phản ứng Frankland-Duppa theo đó một
oxalat este (ROCOCOOR) phản ứng với alkyl halua R'X, kẽm và axit
clohydrit để tạo ra este α-hydroxycarboxylic RR'COHCOOR,[160] phản ứng
Reformatskii biến đổi α-halo-este và andehit thành β-hydroxy-este, phản ứng
Simmons–Smith theo đó kẽm carbenoid (iodomethyl) iodua phản ứng với
anken (hoặc ankin) và biến đổi chúng thành cyclopropan, phản ứng thêm vào
của các hợp chất kẽm hữu cơ tạo thành các hợp chất carbonyl. Phản ứng
Barbier (1899) là sự cân bằng kẽm của phản ứng Grignard magiê và tốt hơn
là cả hai phản ứng. Sự có mặt của một lượng nước bất kỳ trong sự thành tạo
magiê hữu cơ halua sẽ không thành công, ngược lại phản ứng Barbier có thể
thậm chí diễn ra trong môi trường nước. Mặt khác các kẽm hữu cơ ít ái nhân
hơn Grignards, rất đắt và khó vận chuyển. Các hợp chất kẽm có hai gốc hữu
cơ có trên thị trường là kẽm dimetyl, kẽm dietyl và kẽm diphenyl. Trong một
nghiên cứu[161][note 4] hợp chất kẽm hữu cơ hoạt động được xem là rẽ hơn nhiều
so với tiền chất brôm hữu cơ:
Page 305 of 970
Phản ứng song hợp Negishi cũng là một phản ứng quan trọng để tạo thành
các liên kết carbon-carbon mới giữa các nguyên tử carbon không no trong
anken, aren và ankyn. Các chất xúc tác là niken và palladi. Một bước quan
trọng trong chu vòng tuần hoàn xúc tác đó là kẽm halua trao đổi bằng cách
thay thế gốc hữu cơ của nó với một halogen khác bằng kim loại palladi
(niken). Phản ứng song hợp Fukuyama là một kiểu phản ứng khác như phản
ứng này có 3 gốc este tham gia phản ứng để tạo thành một xeton.
Kẽm có nhiều ứng dụng làm chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ như tổng
hợp bất đối xứng, là một phương pháp rẻ và dễ thực hiện thay cho các chất
phức kim loại quý. Các kết quả thu được bằng cách sử dụng chất điện phân
kẽm chiral có thể so sánh với phương pháp thu được palladi, rutheni, iridi và
các kim loại khác và do đó kẽm trở thành kim loại được lựa chọn ngày càng
nhiều cho mục đích này.[162]
Vai trò sinh học

Kẽm là nguyên tố cần thiết để duy trì sự sống của con người[163] động vật
khác,[164] thực vật,[93] và vi sinh vật.[165] Kẽm được tìm thấy trong gần 100 loại
enzym đặc biệt[166] (các nguồn khác[167] cho rằng tới 300), có vai trò là các ion
cấu trúc trong yếu tố phiên mã và được lưu trữ và vận chuyển ở dạng thionein
kim loại.[168] Nó là "kim loại chuyển tiếp phổ biến thứ 2 trong sinh vật" sau
sắt và nó là kim loại duy nhất có mặt trong tất cả các lớp enzym.[93]
Trong các protein, các ion kẽm thường liên kết với các chuỗi amino axít của
axit aspartic, axít glutamic, cystein và histidin.[169] Việc miêu tả lý thuyết và
tính toán của các liên kết kẽm trong các protein này cũng như đối với các kim
loại chuyển tiếp khác còn khó khăn.[169]
Có từ 2 – 4 gam kẽm[170] phân bố trong khắp cơ thể con người. Hầu hết kẽm
nằm trong não, cơ, xương, thận và gan, tuy nhiên nồng độ kẽm cao nhất tập
trung trong tuyến tiền liệt và các bộ phận của mắt.[171] Tinh dịch đặc biệt rất
giàu kẽm, vì đây là yếu tố quan trọng trong chức năng của tuyến tiền liệt và
giúp phát triển cơ quan sinh dục.[172]
Kẽm đóng vai trò sinh học quan trọng đối với con người.[6] Nó tương tác với
một loạt các phối tử hữu cơ,[6] và có vai trò quan trọng trong quá trình trao
đổi chất của RNA và DNA, truyền tín hiệu và biểu hiện gen. Nó cũng quyết
định quá trình chết rụng tế bào. Một nghiên cứu năm 2006 ước tính rằng
Page 306 of 970
khoảng 10% protein người (2.800) có thể phụ thuộc vào kẽm, thêm vào đó
hàng trăm protein vận chuyển kẽm; một nghiên cứu tương tự về in silico
trong loài thực vật Arabidopsis thaliana đã tìm thấy 2.367 protein liên quan
đến kẽm.[93]
Trong não, kẽm được lưu trữ trong các synaptic vesicles đặc biệt bởi các tế
bào thần kinh glutamatergic[173] và có thể "điều chỉnh khả năng kích thích
não".[6] Nó có vai trò quan trọng trong synaptic plasticity và cũng như trong
việc học.[174] Tuy nhiên, nó được gọi là "ngựa đen của não" ("the brain's dark
horse")[173] vì nó cũng có thể là một chất độc thần kinh, homeostasis kẽm
đóng vai trò quan trọng trong chức năng bình thường của não và hệ thần kinh
trung ương.[173]
Enzym
Ribbon diagram of human carbonic Kẽm giúp đọc mã ADN

anhydrase II, with zinc atom visible
in the center
Kẽm là một axít Lewis, là một chất xúc tác có ích trong quá trình hydroxyl
hóa và các phản ứng enzym khác.[166] Kim loại kẽm cũng là một chất có phối
hợp hình học linh động, điều này cho phép các protein sử dụng nó để thay đổi
cấu trúc protein một cách nhanh chóng để thực hiện các phản ứng sinh học.
[175]
Hai ví dụ về các enzym chứa kẽm là carbonic anhydrase và
carboxypeptidase, đây là các enzym cần thiết trong các quá trình của chuyển
hóa cacbon điôxít (CO2) và tiêu hóa protein theo thứ tự.[176]
Trong máu của động vật có xương sống, carbonic anhydrase chuyển hóa CO2
thành bicacbonat và cùng enzym đó chuyển bicacbonat trở lại thành CO2 khi
Page 307 of 970
thở qua phổi.[177] Nếu không có enzym này, sự biến đổi này có thể diễn ra
chậm hơn khoảng 1 triệu lần[178] đối với máu bình thường có pH là 7 hoặc
không thì pH phải 10 hoặc lớn hơn.[179] Anhydrase không liên quan β -
carbonic là cần thiết cho sự hình thành lá ở thực vật, sự tổng hợp indole axít
acetic (auxin) và hô hấp kị khí (lên men rượu).[180]
Carboxypeptidase tách các liên kết peptit trong quá trình tiêu hóa protein.
Liên kết cộng hóa trị phối hợp được tạo ra giữa các peptit đầu cuối và nhóm
C=O gắn với kẽm, làm cho cacbon tích điện dương. Yếu tố này giúp tạo ra
một hốc kị nước trên enzym gần kẽm, làm hút phần không phân cực của
protein bị tiêu hóa.[176]
Các protein khác

Kẽm có vai trò cấu trúc toàn bộ trong cụm, xoắn và ngón tay kẽm.[181] Các
kẽm finger tạo thành các bộ phận của một số yếu tố phiên mã (transcription
factor), chúng là các protein nhận dạng trình tự DNA trong quá trình phiên
mã và sao chép DNA. Mỗi ion Zn2+ thứ 9 hoặc 10 trong ngón tay kẽm giúp
duy trình cấu trúc của các ngón tay bằng cách tạo liên kết với 4 amino axít
trong nhân tố phiên mã.[178] Yếu tố phiên mã bao bọc xung quanh xoắn DNA
và sử dụng các finger của nó để liên kết một cách chính xác với chuỗi DNA.
Trong huyết tương, kẽm bị ràng buộc và bị vận chuyển bởi albumin (60%, ái
lực thấp) và transferrin (10%).[170] Vì transferrin cũng vận chuyển sắt, khi
lượng sắt tăng quá cao làm giảm khả năng hấp thụ kẽm và ngược lại. Phản
ứng tương tự cũng xảy ra đối với đồng.[182] Hàm lượng kẽm trong huyết tương
ở mức tương đối ổn định bất kể lượng kẽm tiêu thụ vào là bao nhiêu. [183] Các
tế bào trong tuyến nước bọt, tuyến tiền liệt, hệ miễn dịch và ruột sử dụng tín
hiệu kẽm như là cách để liên lạc với các tế bào khác.[184]
Kẽm có thể được giữ trong thionein kim loại trong vi sinh vật hoặc trong ruột
hoặc gan động vật.[185] Thionein kim loại trong các tế bào ruột có thể điều
chỉnh sự hấp thụ kẽm khoảng 15 – 40%.[186] Tuy nhiên thiếu hoặc thừa kẽm
có thể gây hại; đặc biệt thừa kẽm làm giảm hấp thụ đồng do thionein kim loại
hấp thụ cả hai kim loại như đã phân tích ở trên.[187]
Dải tham khảo đối với các thí
nghiệm máu thể hiện kẽm có
màu tím nằm chính giữa ở trên
Page 308 of 970

Chế độ ăn uống
Những thức ăn chứa nhiều Kẽm
Ở Mỹ, chế độ ăn chỉ định (Recommended Dietary
Allowance - RDA) là 8 mg/ngày đối với nữ giới và
11 mg/ngày đối với nam giới.[188] Chế độ ăn trung bình
ở Mỹ năm 2000 là 9 mg/ngày đối với nữ giới và
14mg/ngày đối với nam giới.[189] Hàu, tôm hùm[190] và
các loại thịt đỏ, đặc biệt là thịt bò, thịt cừu và gan bò là
các thực phẩm có hàm lượng kẽm cao.[172]
Hàm lượng kẽm trong thực vật thay đổi tùy theo hàm
lượng nguyên tố này trong đất. Khi đất có đủ lượng
kẽm, thực phẩm từ thực vật chứa kẽm nhiều như lúa
mì, và các loại hạt khác (mè, anh túc, cỏ linh lăng, cần tây, mù tạc).[191] Các
nguồn thức ăn tự nhiên giàu kẽm khác bao gồm: các loại quả có nhân, ngũ
cốc nguyên vẹn, hạt bí hay hạt hướng dương.[192]
Các nguồn khác trong thực phẩm tăng cường và chế độ ăn uống bổ sung cũng
có nhiều dạng. Một báo cáo năm 1998 kết luận rằng kẽm ôxít, là một trong
những chất bổ sung phổ biến nhất ở Mỹ, và kẽm cacbonat là loại gần như
không hòa tan và kém được hấp thu trong cơ thể.[193] Bài báo này trích dẫn
các nghiên cứu phát hiện rằng các hàm lượng kẽm plasma thấp sau khi ăn
kẽm ôxít và kẽm cacbonat so với những trường hợp sau khi tiêu thụ kẽm
acetat và kẽm sulfat.[193] Tuy nhiên, bổ sung kẽm vượt mức gây hại là một vấn
đề trong số những người tương đối giàu, và có thể không nên vượt quá
20mg/ngày ở người khỏe mạnh,[194] mặc dù Hội đồng Nghiên cứu quốc gia
Hoa Kỳ đưa ra mức trần là 40 mg/ngày.[195]
Tuy nhiên, trong việc tăng cường kẽm, một đánh giá năm 2003 cho rằng kẽm
ôxít trong ngũ cốc rẽ, ổn định và dễ hấp thu hơn các loại đắt tiền hơn.[196] Một
nghiên cứu năm 2005 phát hiện rằng nhiều hợp chất kẽm bao gồm cả dạng
ôxít và sulfat, không cho thấy sự khác biệt đáng kể về thống kê trong việc
hấp thụ khi thêm vào bánh ngô.[197] Một nghiên cứu năm 1987 cho thấy rằng
kẽm picolinat được hấp thụ tốt hơn so với kẽm gluconat hay kẽm citrat.
[198]
Tuy nhiên, một nghiên cứu công bố năm 2008 khẳng định rằng kẽm
glycinat được hấp thụ tốt nhất trong bốn loại bổ sung kẽm trên thị trường.[199]
Page 309 of 970
Thiếu kẽm
Thiếu kẽm thường là do dinh dưỡng thiếu kẽm, nhưng cũng có thể liên quan
đến sự hấp thu kẽm kém, acrodermatitis enteropathica, bệnh gan mãn tính,
bệnh thận mãn tính, bệnh hồng cầu hình liềm, tiểu đường, bệnh ác tính và các
bệnh mãn tính khác.[7] Các triệu chứng thiếu kẽm nhẹ rất đa dạng.[189] Biểu
hiện lâm sàng bao gồm chậm tăng trưởng, tiêu chảy, bất lực và chậm phát
dục, rụng tóc, tổn thương da và mắt, giảm cảm giác ngon miệng, thay đổi
nhận thức, làm suy giảm khả năng bảo vệ của cơ thể, khiếm khuyết trong
việc sử dụng carbohydrat, và sinh quái thai.[183] Thiếu kẽm nhẹ làm giảm
miễn dịch,[200] mặc dù dư thừa kẽm cũng giảm miễn dịch.[170] Động vật có chế
độ ăn thiếu kẽm thì cần lượng thức ăn tăng gấp đôi để bù lại lượng kẽm so
với các động vật được cung cấp đủ kẽm.[125]
Các nhóm có nguy cơ thiếu kẽm bao gồm người già, và những người suy
thận. Kẽm chelat phytat được tìm thấy trong hạt và ngũ cốc cám có thể góp
phần vào việc kém hấp thu kẽm.[7]
Mặc dù có những lo ngại,[201] nhưng những người ăn chay phương Tây không
được phát hiện là thiếu hụt kẽm nhiều so với những người ăn thịt.[202] Các
nguồn thực vật cung cấp kẽm như đậu khô, rau biển, ngũ cốc tăng cường,
thực phẩm từ đậu nành, đậu phụng, các loại hạt, đậu Hà Lan, mầm hạt.[201]
Tuy nhiên, phytat trong nhiều loại hạt và chất xơ trong thực phẩm có thể ảnh
hưởng đến việc hấp thụ kẽm và uống kẽm gần giới hạn biên có các hiệu ứng
chưa được rõ. Có một vài bằng chứng cho thấy rằng sử dụng lượng kẽm
nhiều hơn so với tiêu chuẩn của US RDA (15mg) hàng ngày có thể là cần
thiết cho những người có chế độ ăn uống mà phytat cao, như một số người ăn
chay.[201] Việc tính toán này phải được cân đối với thực tế rằng có một lượng
ít ỏi các chỉ số sinh học kẽm đầy đủ, và là chỉ số được sử dụng rộng rãi nhất,
kẽm plasma, có độ nhạy và độ đặc hiệu kém.[203] Chẩn đoán thiếu kẽm là một
thách thức lâu dài.[6]
Thiếu kẽm là trường hợp thiếu vi chất dinh dưỡng phổ biến nhất ở thực vật,
đặc biệt là trong đất có độ pH cao. Đất thiếu kẽm được canh tác trong các
cánh đồng của phân nửa Thổ Nhĩ Kỳ và Ấn Độ, 1/3 ở Trung Quốc và hầu hết
miền Tây Úc, và có những phản hồi đáng kể về việc bổ sung phân kẽm đã
được báo cáo ở các khu vực này.[93] Thực vật phát triển trong các loại đất
thiếu kẽm dễ bị mắc bệnh hơn. Kẽm về cơ bản được bổ sung vào đất thông
Page 310 of 970
qua quá trình phong hóa từ các loại đá, nhưng con người đã đưa kẽm vào
trong đất qua quá trình đốt nhiên liệu hóa thạch, chất thải mỏ, phân lân, đá
vôi, phân, bùn thải và các hạt từ các bề mặt mạ kẽm. Kẽm dư thừa là chất độc
đối với cây, mặc dù độ độc của kẽm ít phổ biến.[93]
Gần 2 tỉ người ở các nước đang phát triển bị thiếu kẽm.[7] Ở trẻ em, thiếu kẽm
làm gia tăng nhiễm trùng và tiêu chảy làm khoảng 800.000 trẻm em thiệt
mạng mỗi năm trên toàn cầu.[6] WHO có chủ trương bổ sung kẽm cho trẻ suy
dinh dưỡng nặng và tiêu chảy.[204] Bổ sung kẽm giúp ngăn ngừa bệnh tật và
giảm tử vong, đặc biệt là trẻ em sinh thiếu cân hoặc chậm phát triển.[204] Tuy
nhiên, bổ sung kẽm không nên được phân phối một cách riêng lẻ vì một số
trường hợp thiếu kẽm ở các quốc gia đang phát triển có thể liên quan đến sự
tương tác của kẽm với các vi chất dinh dưỡng khác.[205]
Phục hồi đất

Ericoid Mycorrhizal Fungi Calluna, Erica và Vaccinium có thể phát triển trên
đất giàu kẽm.[206]
Nông nghiệp
Thiếu kẽm trong nông nghiệp là sự thiếu hụt vi chất dinh dưỡng phổ biến
nhất những loài cây trồng; đặc biệt phổ biến trong đất có pH cao.[207] Thiếu
kẽm trong đất trồng chiếm nửa diện tích của Thổ Nhĩ Kỳ và Ấn Độ, 1/3 ở
Trung Quốc, và hầu hết ở Tây Úc, và phản ứng chủ yếu đối với phân kẽm đã
được báo cáo ở những khu vực này.[93] Thực vật phát triển trên đất thiếu kẽm
dễ bị sâu bệnh. Kẽm được bổ sung vào đất chủ yếu từ quá trình phong hóa đá,
nhưng con người đã thêm kẽm qua việc đốt các nhiên liệu hóa thạch, chất
thải mỏ, phân phosphat, thuốc trừ sâu (kẽm photphit), đá vôi, phân, bùn thải,
và các hạt ở dạng xi mạ. Thừa kẽm cũng là chất độc đối với cây trồng, mặc
dù ngộ độc kẽm ít phổ biến hơn.[93]
Cảnh báo
Độc tính
Mặc dù kẽm là vi chất cần thiết cho sức khỏe, tuy nhiên nếu hàm lượng kẽm
vượt quá mức cần thiết sẽ có hại cho sức khỏe. Hấp thụ quá nhiều kẽm làm
Page 311 of 970
ngăn chặn sự hấp thu đồng và sắt.[187] Ion kẽm tự do trong dung dịch là chất
có độc tính cao đối với thực vật, động vật không xương sống, và thậm chí là
cả động vật có xương sống.[208] Mô hình hoạt động của ion tự do đã được
công bố trong một số ấn phẩm, cho thấy rằng chỉ một lượng mỏ mol ion kẽm
tự do cũng giết đi một số sinh vật. Một thí nghiệm gần đây cho thấy 6
micromol giết 93% Daphnia trong nước.[209]
Ion kẽm tự do là một axít Lewis mạnh đến mức có thể ăn mòn. Axít dịch vị
chứa axít clohydric, mà hàm lượng kẽm kim loại trong đó dễ hòa tan trong đó
gây ăn mòn kẽm clorua. Nuốt đồng xu 1 cent của Mỹ năm 1982 (97,5% kẽm)
có thể làm hỏng niêm mạc dạ dày do khả năng hòa tan cao của các ion kẽm
trong dịch vị.[210]
Có bằng chứng về sự thiếu hụt đồng khi uống ở mức thấp một lượng kẽm 100
– 300 mg/ngày; một thử nghiệm gần đây cho thấy số người nhập viện cao
hơn liên quan đến các biến chứng tiết niệu so với "thuốc trấn an" trong số đàn
ông lớn tuổi uống 80mg/day.[211] USDA RDA khuyến khích uống 11 và 8mg
Zn/ngày theo thứ tự đối với đàn ông và phụ nữ.[188] Thậm chí ở các mức thấp
hơn, gần với tiêu chuẩn RDA, có thể can thiệp với việc uống đồng và sắt,
chống lại ảnh hưởng của cholesterol.[187] Hàm lượng kẽm vượt quá 500ppm
trong đất gây rối cho khả năng hấp thụ các kim loại cần thiết khác của thực
vật, như sắt và mangan.[94] Có những tình huống gọi là sự run kẽm hay ớn
lạnh kẽm sinh ra do hít phải các dạng bột ôxít kẽm nguyên chất phát sinh
trong quá trình mạ vật liệu.[125] Kẽm là thành phần bổ biến của hàm răng giả,
nó có thể chứa 17 đến 38mg kẽm/gram. Đã có những kiện cáo do mất chức
năng, và thậm chí tử vong do sử dụng nhiều sản phẩm này.[212]
Cơ quan quản lý thuốc và thực phẩm Hoa Kỳ (FDA) đã khuyến cáo rằng kẽm
phá hủy các thụ thể thần kim trong mũi gây ra chứng mất khứu giác. Các báo
cáo về chứng mất khứu giác cũng được quan sát trong thập niên 1930 khi các
công tác chuẩn bị kẽm để sử dụng trong một nỗ lực không thành công để
ngăn chặn sự lây nhiễm bệnh bại liệt.[213] Ngày 16 tháng 6 năm 2009, FDA
thông báo rằng những người sử dụng kẽm nên dừng sử dụng các sản phẩm trị
cúm có gốc kẽm và yêu cầu loại bỏ các sản phẩm đó trong các cửa hàng.
FDA nói rằng việc không cảm nhận được mùi có thể đe dọa đời sống vì
người dân không thể cảm nhận được sự rò rỉ của gas hoặc khói và không thể
nhận biết rằng thực phẩm có bị hư trước khi họ ăn.[214] Nghiên cứu gần đây
cho rằng kẽm pyrithion kháng khuẩn có thể gây phản ứng sốc nhiệt tiềm ẩn
Page 312 of 970

cảm ứng hơn có thể làm giảm tích toàn vẹn bộ gen với sự cảm ứng của
PARP.[215]
Ngộ độc
Năm 1982, United States Mint bắt đầu đúc xu bằng đồng mạ kẽm nhưng chủ
yếu là làm từ kẽm. Với các đồng kẽm mới, có khả năng gây ngộ độc kẽm, và
có thể gây tử vong. Một trường hợp ăn liên tục trong thời gian dài 425 đồng
xu kẽm (hơn 1kg kẽm) gây tử vong do nhiễm vi khuẩn đường ruột và nhiễm
trùng máu, trong khi một bệnh nhân khác ăn 12 gram kẽm chỉ cho thấy hôn
mê và bất động.[216] Một số ca khác liên quan đến ngộ độc kẽm từ việc nuốt
các đồng xu kẽm cũng được ghi nhận.[217][218]
Các con chó đôi khi cũng nuốt các đồng xu và chỉ có cách dùng thuốc để loại
chúng ra khỏi cơ thể. Hàm lượng kẽm trong một số đồng xu có thể gây ra ngộ
độc kẽm, mà thường gây tử vong ở chó, vì nó gây ra các chứng thiếu máu
(hemolytic anemia) nghiêm trọng, và cũng làm cho gan và thận bị tổn
thương; các chứng nôn mửa và tiêu chảy.[219] Kẽm có độc tính cao đối với vẹt
và sự ngộ độc có thể làm chết chúng.[220] Việc cho các con vẹt uống các loại
nước ép trái cây trong các hộp mạ kẽm có thể làm cho chúng bị ngộ độc kẽm
hàng loạt.[53]
 Tóm tắt:
Kẽm, 30Zn
Các mảnh kẽm 99,995%
Page 313 of 970

Qaung phổ của kẽm
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Kẽm, Zn
Hình dạng Ánh kim bạc xám
Kẽm trong bảng tuần hoàn
↑
Zn
↓
Cd
Đồng ← Kẽm → Gali
Khối lượng nguyên 65,38(2)(4)[1]
Chu kỳ Chu kỳ 4
mỗi lớp 2, 8, 18, 2

Màu sắc Ánh kim bạc xám
Page 314 of 970
Nhiệt độ sôi 1.180 K (907 °C, 1.665 °F)

Mật độ 7,14 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 610 670 750 852 990 1.179

Trạng thái ôxy hóa +2, +1, 0 Lưỡng tính
Thứ hai: 1.733,3 kJ·mol−1
Thứ ba: 3.833 kJ·mol−1
trị
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: (Cuộn dây) 3850 m·s−1 (ở r.t.)

Page 315 of 970

Mohs
Brinell

64 64
Zn 48.6% Zn ổn định với 34 neutron
65 65
Zn Tổng hợp 243,8 ngày ε 1.3519 Cu
γ 1.1155 -
66 66
67 67
68 68
69
Zn Tổng hợp 56 phút β− 0.906 69
Ga
69m
Zn Tổng hợp 13,76 giờ β− 0.906 69
Ga
70 70
71
Zn Tổng hợp 2,4 phút β− 2.82 71
Ga
71m − 71
Zn Tổng hợp 3,97 ngày β 2.82 Ga
72 − 72
Zn Tổng hợp 46,5 giờ β 0.458 Ga
31. Gali (Ga)

Gali hay gallium (tiếng La tinh: Gallia) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu
Ga và số nguyên tử là 31. Là một kim loại yếu màu bạc ánh kim, gali cứng
và giòn ở nhiệt độ thấp nhưng hóa lỏng rất dễ dàng, chỉ cao hơn nhiệt độ
phòng một chút (29,8°C) và vì thế nó sẽ nóng chảy khi nằm trong lòng bàn
tay của người. Nó xuất hiện dưới dạng dấu vết trong bôxít và quặng kẽm.
Ứng dụng quan trọng nhất của nó có lẽ là để tạo ra các hợp chất như nitrua
gali và asenua gali, được dùng như là các chất bán dẫn, chủ yếu trong các
Page 316 of 970
điốt phát quang (đèn LED). Gali có nguồn gốc là tên gọi kỉ niệm nước Pháp
do chữ "Gallia" là tên cổ xưa của nước Pháp.
Đặc trưng
Gali dạng nguyên tố không có trong tự nhiên, nhưng dễ dàng thu được từ việc
nung chảy quặng chứa nó. Gali kim loại cực tinh khiết có màu trắng bạc và
đứt gãy concoit khi ở trạng thái rắn của nó là tương tự như thủy tinh. Gali
kim loại nở ra khoảng 3,1% khi rắn lại (tỷ trọng khi nóng chảy là 6.095kg/m³
trong khi ở 25°C là 5.950kg/m³), và vì thế việc lưu giữ nó trong các bình
chứa bằng thủy tinh hay kim loại cần nên tránh, do khả năng bình chứa bị phá
vỡ là cao khi thời tiết lạnh. Gali chia sẻ trạng thái tỷ trọng cao hơn khi nóng
chảy với một vài chất liệu khác như gecmani, bitmut, antimoan và nước.
Gali cũng ăn mòn phần lớn các kim loại khác bằng cách khuếch tán vào trong
lưới tinh thể kim loại của chúng. Ví dụ, gali khuếch tán vào các ranh giới hạt
của hợp kim Al/Zn[1] hay thép.[2], làm cho chúng trở nên rất giòn. Ngoài ra,
gali kim loại cũng dễ dàng tạo ra hợp kim với các kim loại khác và nó đã
từng được dùng với số lượng nhỏ trong lõi của quả bom nguyên tử đầu tiên
với mục đích hỗ trợ sự ổn định của cấu trúc tinh thể plutoni.
Điểm nóng chảy khoảng 30°C cho phép nó nóng chảy ngay trong tay người.
Kim loại này có xu hướng siêu lạnh rất mạnh dưới điểm nóng chảy / điểm
đóng băng của nó, vì thế cần phải có mầm nhằm kết tinh khi hóa rắn nó. Gali
là một trong số các kim loại (cùng xezi, rubidi, franxi và thủy ngân) ở trạng
thái lỏng ở nhiệt độ gần với nhiệt độ phòng, và vì thế có thể sử dụng trong
các nhiệt kế đo nhiệt độ cao kiểu kim loại trong thủy tinh. Nó cũng đáng chú
ý như là một trong số các kim loại có khoảng rộng nhiệt độ ở trạng thái lỏng,
và (khác với thủy ngân) nó có áp suất hơi rất thấp ở các khoảng nhiệt độ khá
cao. Không giống như thủy ngân, gali kim loại lỏng thấm ướt da và thủy tinh,
làm cho nó trở thành khó thu dọn hơn về mặt cơ học (mặc dù nó ít độc hại
hơn thủy ngân và cũng không cần phải quá nhiều biện pháp phòng ngừa). Vì
lý do này cũng như vấn đề nhiễm bẩn vào các kim loại khác cùng sự nở ra
khi đông đặc, nên các mẫu vật gali kim loại nói chung cần bảo quản trong các
túi polyetylen trong ruột các bình chứa khác.
Gali không kết tinh theo bất kỳ kiểu cấu trúc tinh thể đơn giản nào khác ngoài
pha ổn định trong các điều kiện thông thường là trực thoi với 8 nguyên tử
Page 317 of 970

trong mỗi đơn vị kết tinh thông thường. Mỗi nguyên tử chỉ có một nguyên tử
hàng xóm nằm gần nhất (cách 244pm) và 6 nguyên tử láng giềng khác trong
phạm vi xa hơn nữa khoảng 39pm. Nhiều trạng thái ổn định và cận ổn định
khác cũng được tìm thấy dưới tác động của nhiệt độ và áp suất.
Liên kết giữa các nguyên tử gần nhau nhất có đặc trưng cộng hóa trị, vì thế
các nhị trùng Ga2 được nhìn nhận như là các khối nền tảng xây dựng ra tinh
thể. Hợp chất với asen (asenua gali) là một chất bán dẫn nói chung hay được
sử dụng trong các đèn LED.
Gali kim loại có độ tinh khiết cao bị ăn mòn từ từ bởi các axít vô cơ.
Lịch sử
Gali (tiếng La tinh Gallia nghĩa là "Gaul," là tên gọi của khu vực ngày nay về
cơ bản là nước Pháp; và tiếng La tinh gallus nghĩa là "gà trống") được Lecoq
de Boisbaudran phát hiện bằng phương pháp quang phổ năm 1875 nhờ các
vạch phổ đặc trưng của nó (hai vạch màu tím) khi khảo sát blenđơ kẽm thu
được từ khu vực Pyrenees. Trước khi phát hiện ra nó thì phần lớn các tính
chất của nó đã được D. I. Mendeleev dự đoán và miêu tả (ông gọi nguyên tổ
giả thuyết của mình là "eka - aluminium" (eka-nhôm)) trên cơ sở vị trí của nó
trong bảng tuần hoàn của ông. Sau này, năm 1875, Boisbaudran đã thu được
kim loại tự do bằng cách điện phân hiđrôxít của nó trong dung dịch hiđrôxít
kali (KOH). Ông gọi nguyên tố này là "gallia" theo tên gọi của quê hương
mình (Pháp). Sau này, trong một trong các trò chơi chữ đa ngôn ngữ trong thế
kỷ 19, người ta còn cho rằng ông đã đặt tên gali theo họ của chính mình, do
họ của ông, "Lecoq," trong tiếng Pháp có nghĩa là "gà trống," và tên gọi trong
tiếng La tinh cho "gà trống" thì là "gallus". Tuy nhiên, trong bài báo viết năm
1877 thì Lecoq đã phủ nhận phỏng đoán này.
Trong tự nhiên
Gali không tồn tại dưới dạng tự do trong tự nhiên, mà cũng không có khoáng
chất nào có hàm lượng gali đủ cao để có thể coi là nguồn chủ yếu trong việc
tách chiết nó hay các hợp chất của nó. Tuy nhiên, gali tồn tại dưới dạng dấu
vết và được tách ra từ bôxít, than đá, diaspore (quặng chứa chủ yếu là α-
AlO(OH)), germanit và sphalerit. Cục Khảo sát Địa chất Hoa Kỳ (USGS)
ước tính trữ lượng gali dựa trên hàm lượng 50ppm theo trọng lượng trong
Page 318 of 970
cáctrữ lượng bôxít và quặng kẽm đã biết. Một số bụi khói từ quá trình cháy
của than đá cũng chứa lượng nhỏ gali, thông thường dưới 1% theo trọng
lượng.[3][4][5][6]
Phần lớn gali được tách ra từ dung dịch hiđrôxít nhôm thô trong công nghệ
Bayer để sản xuất nhôm và ôxít nhôm. Các pin thủy ngân dùng trong điện
phân và thủy phân hỗn hống với hiđrôxít natri (NaOH) dẫn tới galat natri.
Quá trình điện phân tiếp theo sinh ra gali kim loại. Để dùng làm chất bán dẫn,
quá trình làm tinh khiết tiếp theo được thực hiện theo phương pháp nóng
chảy khu vực hoặc tách tinh thể đơn từ gali nóng chảy (công nghệ
Czochralski). Độ tinh khiết tới 99,9999% cũng đã thu được và có sẵn ở quy
mô thương mại.
Giá hiện tại của 1 gam gali độ tinh khiết 99,9999% vào khoảng cỡ $1,886. Có
bán hộp 15g Gali 99,9999% khoảng 27,99$
Ứng dụng
Trong công nghiệp bán dẫn và điện tử nó được sử dụng khá rộng rãi do giá
thành của kim loại có độ tinh khiết cao (99,9999+%) là không quá cao.
 Thành phần trong chất bán dẫn asenua gali, trong các mạch tích hợp (IC)
và trong các thiết bị quang điện như điốt laze và đèn LED.
 Gali được sử dụng rộng rãi như là chất liệu thêm vào các chất bán dẫn để
sản xuất các thiết bị như transistor.
 Gali là thành phần hiếm nhất trong các phức chất quang điện mới như
(sulfua/selenua) đồng (indi/gali) [Cu(In, Ga)(Se, S)2], mới được các nhà
khoa học Nam Phi thông báo gần đây để sử dụng trong các tấm pin mặt
trời như là giải pháp thay thế cho silic tinh thể hiện tại không đủ nguồn
cung cấp.
Trong vai trò tác nhân thấm ướt và cải thiện tính chất của hợp kim:
 Do tính chất thấm ướt thủy tinh hặc đồ sứ nển gali có thể sử dụng để tạo ra
các gương rất rõ nét.
 Gali dễ dàng tạo ra hợp kim với phần lớn các kim loại, đã từng được sử
dụng trong việc sản xuất các hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp. Plutoni
Page 319 of 970

dùng trong các lõi của vũ khí hạt nhân được gia công bằng cách tạo hợp
kim với gali để ổn định các thù hình của nó.
 Gali được thêm vào tới 2% trong các loại que hàn để cải thiện tính thấm
ướt và khả năng nóng chảy.
Cơ chế lưu trữ năng lượng:
Nhôm là kim loại có độ hoạt động hóa học đủ mạnh để khử nước thành hiđrô
và bị ôxi hóa thành ôxít nhôm. Tuy nhiên, ôxít nhôm tạo thành lớp mỏng trên
bề mặt nhôm có tính năng bảo vệ không cho nhôm bị ôxi hóa tiếp. Khi gali
được thêm vào để tạo hợp kim với nhôm thì lớp vỏ bảo vệ không được tạo ra,
vì thế hợp kim có thể là tiềm năng trong việc tạo ra nguồn cung cấp ở dạng
rắn cho hiđrô dùng trong các mục đích vận tải, nó có thể là thuận tiện hơn so
với việc nén hiđrô trong các bình chứa. Việc nấu chảy lại ôxít nhôm và hỗn
hợp gali thành nhôm và gali kim loại và tái tạo chúng thành các điện cực có
thể chiếm phần lớn năng lượng đầu vào cho hệ thống, trong khi điện năng sản
xuất bởi các tế bào nhiên liệu hiđrô chiếm phần lớn năng lượng đầu ra.[7][8]
Hiệu quả nhiệt động lực học của quá trình nấu chảy nhôm là khoảng 50%. Vì
thế, không quá một nửa năng lượng cần để nấu chảy nhôm có thể được phục
hồi lại từ các tế bào nhiên liệu.
Hợp kim lỏng:
 Người ta cũng gợi ý rằng hợp kim lỏng của gali với thiếc có thể sử dụng
để làm mát các chip máy tính thay cho nước. Nó dẫn nhiệt cao hơn nước
tới khoảng 65 lần và vì thể khả năng làm mát của nó cũng cao hơn, điều
này làm cho nó trở thành một chất làm mát có ưu thế hơn. [1]
 Gali lỏng còn dùng trong một số nhiệt kế đo nhiệt độ cao.
Ứng dụng y sinh học:


Hợp kim có điểm eutecti lỏng thấp của gali, indi, thiếc được sử dụng rộng
rãi trong một số nhiệt kế y học để thay thế cho nhiệt kế thủy ngân. Hợp
Page 320 of 970

kim này, với tên thương mại Galinstan (với "-stan" để chỉ thiếc), có nhiệt
độ nóng chảy/đông đặc là −20°C.

Các muối của gali như citrat gali và nitrat gali đã từng được dùng như là
tác nhân dược phẩm phóng xạ trong chiếu chụp y học hạt nhân. Trong các
ứng dụng này, đồng vị phóng xạ như Ga67 được sử dụng. Cơ thể con người
tích tụ ion Ga3+ tương tự như việc tích tụ sắt, và vì thế nó tích lũy trong
các khu vực viêm nhiễm hay khu vực có sự phân chia tế bào nhanh. Điều
này cho phép khu vực đó được chụp lại nhờ các kỹ thuật chụp cắt lớp hạt
nhân. Xem thêm bài Chụp cắt lớp bằng gali. Việc sử dụng này đã được
thay thế phần lớn bằng florodeoxyglucoza (FDG) trong chụp cắt lớp bằng
bức xạ positron (chụp cắt lớp "PET").

Nitrat gali, bằng đường miệng và đường da, được dùng trong điều trị viêm
khớp.[9]

Phần lớn các nghiên cứu đều khuyến cáo bêb dùng các hợp kim của gali
để thay thế cho hỗn hống nha khoa chứa thủy ngân, nhưng các hợp kim
này vẫn chưa được dùng rộng rãi.

Các nghiên cứu đang được tiến hành để xác định xem liệu gali có thể sử
dụng được hay không trong phòng chống nhiễm khuẩn ở những người bị
xơ nang. Gali về kích thước là tương tự như sắt, thành phần dinh dưỡng
cốt yếu cho hô hấp. Khi vi khuẩn, như Pseudomonas, hấp thụ nhầm phải
gali thì khả năng hô hấp của chúng bị cản trở và chúng bị tiêu diệt. Cơ chế
đằng sau điều này là sắt là nguyên tố hoạt hóa về mặt ôxi hóa - khử, cho
phép nó vận chuyển các electron trong quá trình hô hấp, trong khi gali lại
là nguyên tố không hoạt hóa về mặt ôxi hóa-khử.[10][11]
Khác:
 Gallat magiê chứa tạp chất (như ion Mn2+), được sử dụng trong bột
phốtpho hoạt hóa cực tím.
 Phát hiện neutrino. Có lẽ lượng gali nguyên chất lớn nhất được chứa đựng
tại một chỗ là máy dò neutrino GALLEX, hoạt động từ đầu thập niên 1990
tại một đường hầm trong núi tại Italia. Cỗ máy này chứa 12,2 tấn gali - 71
lỏng. Các neutrino từ Mặt Trời có thể làm cho một số nguyên tử Ga-71 trở
thành Ge-71 có tính phóng xạ và từ đó phát hiện được sự có mặt của
chúng. Luồng neutrino Mặt Trời được suy ra từ đó hụt so với lý thuyết tới
Page 321 of 970

40%. Điều này vẫn chưa giải thích được cho đến khi người ta chế ra các
máy dò neutrino mặt trời tốt hơn và/hoặc xây dựng các lý thuyết mới. [2]
 Làm nguồn ion kim loại lỏng cho chùm ion hội tụ.
Phòng ngừa
Trong khi được coi là không độc hại, nhưng các dữ liệu về gali là chưa đưa ra
kết luận cuối. Một số nguồn cho rằng nó có thể gây ra viêm da do phơi nhiễm
kéo dài; nhưng các thử nghiệm khác lại không có phản ứng dương tính.
Giống như phần lớn các kim loại khác, gali dạng bột cực mịn mất độ bóng
láng của mình mà có màu xám.
 Tóm tắt:
Gali, 31Ga
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Gali, Ga
Phiên âm /ˈɡæliəm/ GAL-ee-əm
Hình dạng Ánh kim bạc trắng
Gali trong bảng tuần hoàn

Al
↑
Ga
↓
Page 322 of 970

In
Kẽm ← Gali → Gecmani
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s2 3d10 4p1
mỗi lớp 2, 8, 18, 3

Màu sắc Ánh kim bạc trắng
Nhiệt độ sôi 2477 K (2204 °C, 3999 °F)
Mật độ 5,91 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1310 1448 1620 1838 2125 2518
Page 323 of 970


Trạng thái ôxy hóa 3, 2, 1 Lưỡng tính
hóa trị
Waals
Thông tin khác


Độ dẫn nhiệt 40.6 W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20 °C: 270 n Ω·m
Mô đun Young 9.8 GPa
Mohs
Brinell

69 69
Ga 60.11% Ga ổn định với 38 neutron
71 71
Ga 39.89% Ga ổn định với 40 neutron
Page 324 of 970

32. Gecmani (Ge)

Gecmani là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Ge và số
nguyên tử 32. Nó là một á kim màu trắng bạc, cứng, bóng, về mặt hóa học là
tương tự như thiếc. Gecmani tạo ra một lượng lớn các hợp chất hữu cơ kim
loại và là vật liệu bán dẫn quan trọng được sử dụng để sản xuất transistor. Nó
được đặt tên theo tên gọi của Đức trong tiếng La tinh là Germania.
Các đặc trưng
Một khối Gecmani

Gecmani là một nguyên tố màu trắng ánh xám,
cứng có nước bóng kim loại và cấu trúc tinh thể
tương tự như kim cương. Ngoài ra, một điều quan
trọng cần lưu ý là gecmani là chất bán dẫn, với các
tính chất điện nằm giữa các kim loại và các chất
cách điện. Ở trạng thái nguyên chất, á kim này là
chất kết tinh, giòn và duy trì độ bóng trong không
khí ở nhiệt độ phòng. Các kỹ thuật tinh chế khu vực đã dẫn tới việc sản xuất
gecmani kết tinh cho ngành công nghiệp bán dẫn với hàm lượng tạp chất chỉ
ở cấp độ 10−10. Cùng với gali, bitmut, antimoan và nước, nó là một trong các
chất giãn nở ra khi đóng băng. Dạng ôxít, điôxít gecmani, cũng có tính chất
bất thường như có chiết suất cao đối với ánh sáng nhìn thấy, nhưng lại là
trong suốt với ánh sáng hồng ngoại.
Lịch sử
Năm 1871, gecmani (tiếng La tinh germania để chỉ Đức) là một trong các
nguyên tố mà Dmitri Ivanovich Mendeleev dự báo là tồn tại như là nguyên tố
tương tự nhưng còn thiếu của nhóm silic (Mendeleev gọi nó là "eka-silicon").
Sự tồn tại của nguyên tố này được Clemens Winkler chứng minh năm 1886.
Page 325 of 970
Sự phát hiện này là sự khẳng định quan trọng cho ý tưởng về tính tuần hoàn nguyên tố của
Mendeleev.
Tính chất Ekasilicon Gecmani
Nguyên tử lượng 72 72,59
Tỷ trọng (g/cm³) 5,5 5,35
Điểm sôi (°C) Cao 947
Màu Xám Xám
Sự phát triển của các transistor bằng gecmani đã mở ra vô vàn ứng dụng của
điện tử học trạng thái rắn. Từ năm 1950 cho tới đầu thập niên 1970, lĩnh vực
này đã tạo ra một thị trường ngày càng tăng cho gecmani, nhưng sau đó silic
độ tinh khiết cao đã bắt đầu thay thế gecmani trong các loại transistor, đi ốt
và chỉnh lưu. Silic có các tính chất điện học tốt hơn, nhưng đòi hỏi độ tinh
khiết cao hơn - một độ tinh khiết mà con người không thể đạt được ở quy mô
thương mại trong giai đoạn đầu. Trong khi đó, nhu cầu về gecmani trong các
mạng liên lạc viễn thông bằng cáp quang, các hệ thống quan sát ban đêm
bằng hồng ngoại và các xúc tác polyme hóa đã gia tăng một cách mạnh mẽ.
Các ứng dụng này chiếm tới 85% nhu cầu tiêu thụ gecmani toàn thế giới vào
năm 2000. Gecmani khác với silic ở chỗ việc cung cấp silic bị hạn chế bởi
năng lực sản xuất trong khi việc cung cấp gecmani bị hạn chế bởi sự hạn chế
các nguồn có thể khai thác.
Ứng dụng
Không giống như phần lớn các chất bán dẫn khác, gecmani có vùng cấm nhỏ,
cho phép nó phản ứng rất hiệu quả với ánh sáng hồng ngoại. Vì thế nó được
sử dụng trong các kính quang phổ hồng ngoại và các thiết bị quang học khác
trong đó đòi hỏi các thiết bị phát hiện cực kỳ nhạy với tia hồng ngoại. Chiết
suất của ôxít gecmani và thuộc tính tán sắc của nó làm cho gecmani là hữu
ích trong các thấu kính camera góc rộng và trong kính vật của các kính hiển
vi.
Các transistor từ gecmani vẫn còn được sử dụng trong một số hộp dậm chân
của các nhạc công muốn tái tạo các đặc trưng âm khác biệt cho âm "fuzz" từ
thời kỳ ban đầu của rock and roll, đáng chú ý có Fuzz Face của Dallas
Arbiter.
Page 326 of 970

Gecmani là vật liệu quang học hồng ngoại có tầm quan trọng cao và có thể dễ
dàng cắt, đánh bóng thành các thấu kính hay cửa sổ. Cụ thể, nó được sử dụng
như là thấu kính vật trong các camera nhiệt làm việc trong khoảng bước sóng
8-14 micron chụp hình nhiệt thụ động và cho hot - spot detection in military
and fire fighting applications. Vật liệu này có chiết suất rất cao (4,0) và vì thế
cần được bọc lót chống phản xạ. Cụ thể, lớp bọc lót chống phản xạ đặc biệt
rất cứng như cacbon tựa kim cương (DLC) (chiết suất 2,0) là phù hợp tốt nhất
và sản sinh ra bề mặt cứng như kim cương có thể chống chịu được các tác
động môi trường khác nhau.
Hợp kim gecmanua silic (hay "silic - gecmani", SiGe) rất nhanh chóng trở
thành vật liệu bán dẫn quan trọng, dùng trong các mạch IC tốc độ cao. Các
mạch IC dùng các tính chất của kết nối Si-SiGe có thể nhanh hơn nhiều so
với các mạch chỉ dùng silic.
Một chiếc bát làm từ gecmani

Ứng dụng khác:
 Tác nhân trong sản xuất hợp kim.

 Phosphor trong các đèn huỳnh quang.
 Chất xúc tác.
 Các thiết bị phát hiện dùng một tinh thể
gecmani độ tinh khiết cao có thể nhận
dạng chính xác nguồn bức xạ (ví dụ
trong an ninh hàng không)
 Các đĩa bán dẫn với nền là gecmani cho
các tế bào quang điện hiệu suất cao đa
kết nối trong các ứng dụng cho tàu vũ
trụ.
Một vài hợp chất của gecmani có độc tính thấp đối với động vật có vú, nhưng
lại có độc tính cao đối với một vài loại vi khuẩn nào đó. Tính chất này làm
cho chúng trở thành có ích như là các tác nhân chữa trị bằng hóa chất.
Page 327 of 970

Các tinh thể gecmani độ tinh khiết cao được dùng trong các máy dò cho kính
quang phổ gamma.
Nghiên cứu của FDA đưa ra kết luận rằng gecmani, khi sử đụng như là chất
bổ sung dinh dưỡng, "thể hiện một số nguy hiểm tiềm tàng cho sức khỏe con
người".[3]
Trong những năm gần đây gecmani được gia tăng sử dụng trong các hợp kim
của các kim loại quý. Ví dụ, trong hợp kim bạc sterling, nó được thêm vào để
giảm vết bẩn màu, tăng chống xỉn màu, và làm tăng phản ứng của hợp kim
đối với xơ cứng kết tủa.
Phổ biến
Quặng Renierite
Nguyên tố này được tìm thấy trong argyrodit
(sulfua của gecmani và bạc); than đá; germanit;
quặng kẽm; và một số khoáng vật khác.
Ở quy mô thương mại, gecmani thu được từ
quặng kẽm nhờ xử lý bụi quặng nóng chảy cũng
như từ các phụ phẩm sau cháy của một vài dạng
than đá. Vì thế nguồn dự trữ lớn của gecmani
chính là các nguồn than đá.
Á kim này có thể tách ra từ các kim loại khác bằng cách chưng cất phân đoạn
tetraclorua dễ bay hơi của nó. Kỹ thuật này cho phép sản xuất gecmani cực
kỳ tinh khiết.
Giá cả
Năm 1998 giá thành của gecmani vào khoảng 1,70$/gam. Tuy nhiên, giá
thành này liên tục giảm kể từ đó[4][5][6][7][8]:
Page 328 of 970
1999.....$1.400/kilôgam ($1,40/gam) 2003.....$380/kilôgam ($0,38/gam)

2000.....$1.250/kilôgam ($1,25/gam) 2004.....$600/kilôgam ($0,60/gam)
2001.....$890/kilôgam ($0,89/gam) 2005.....$660/kilôgam ($0,66/gam)
2002.....$620/kilôgam ($0,62/gam) 2006.....$880/kilôgam ($0,88/gam)
Hợp chất
Một số hợp chất vô cơ của gecmani như gecman (tetrahiđrua gecmani
(GeH4), tetraclorua gecmani (GeCl4), và điôxít gecmani (gecmania) (GeO2).
Một số hợp chất hữu cơ của gecmani như tetrametylgecman hay tetrametyl
gecmani, (Ge(CH3)4), và tetraetylgecman hay tetraetyl gecmani, (Ge(C2H5)4).
Hợp chất hữu cơ mới của gecmani gần đây (isobutylgecman
((CH3)2CHCH2GeH3), đã được thông báo là chất lỏng ít nguy hại hơn để thay
thế cho khí gecman độc hại trong các ứng dụng bán dẫn.
Tính chất
Gecmani nguyên chất được biết đến với việc sinh ra một cách tự phát các
biến vị xoắn rất dài, còn gọi là râu gecmani. Sự phát triển của các râu này là
một trong các nguyên nhân chính trong các hỏnh hóc của các điốt và
transistor cũ sản xuất từ gecmani, do phụ thuộc vào việc chúng kết thúc chạm
vào đâu mà điều đó có thể dẫn tới đoản mạch.
 Tóm tắt:
Gecmani, 32Ge
Page 329 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Gecmani, Ge
Phiên âm /dʒərˈmeɪniəm/
jər-MAY-nee-əm
Hình dạng Ánh kim xám trắng
Gecmani trong bảng tuần hoàn
Si
↑
Ge
↓
Sn
Gali ← Gecmani → Asen
chuẩn (Ar)
Phân loại á kim
Chu kỳ Chu kỳ 4
Page 330 of 970

Cấu hình electron [Ar] 3d10 4s2 4p2

mỗi lớp 2, 8, 18, 4

Màu sắc Ánh kim xám trắng
Nhiệt độ sôi 3106 K (2833 °C, 5131 °F)
Mật độ 5,323 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1644 1814 2023 2287 2633 3104

Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2, -3, -4 Lưỡng tính
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 762 kJ·mol−1
Thứ ba: 3302,1 kJ·mol−1
Bán kính liên kết cộng 122 pm
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Lập phương kim cương
Page 331 of 970
Vận tốc âm thanh que mỏng: 5400 m·s−1 (ở 20 °C)

Độ giãn nở nhiệt 6,0 µm·m−1·K−1
Điện trở suất ở 20 °C: 1 Ω·m
Mô đun Young 103[2] GPa
Mô đun cắt 41[2] GPa
Mô đun nén 75[2] GPa
Hệ số Poisson 0,26[2]
Mohs

68 68
Ge Tổng hợp 270,8 ngày ε - Ga
70 70
Ge 21,23% Ge ổn định với 38 neutron
71 71
Ge Tổng hợp 11,26 ngày ε - Ga
72 72
73 73
74 74
76
Ge 7,44% 1,78×1021năm β−β− - 76
Se
33. Asen (As)

Asen hoặc arsen là một nguyên tố hóa học có ký hiệu As và số nguyên tử 33.
Asen lần đầu tiên được Albertus Magnus (Đức) viết về nó vào năm 1250[5].
Khối lượng nguyên tử của nó bằng 74,92. Vị trí của nó trong bảng tuần hoàn
được đề cập ở bảng mé bên phải. Asen là một á kim gây ngộ độc và có nhiều
dạng thù hình: màu vàng (phân tử phi kim) và một vài dạng màu đen và xám
(á kim) chỉ là số ít mà người ta có thể nhìn thấy. Ba dạng có tính kim loại của
asen với cấu trúc tinh thể khác nhau cũng được tìm thấy trong tự nhiên (các
Page 332 of 970
khoáng vật asen sensu stricto và hiếm hơn là asenolamprit cùng

parasenolamprit), nhưng nói chung nó hay tồn tại dưới dạng các hợp chất
asenua và asenat. Vài trăm loại khoáng vật như thế đã được biết tới. Asen và
các hợp chất của nó được sử dụng như là thuốc trừ dịch hại, thuốc trừ cỏ,
thuốc trừ sâu và trong một loạt các hợp kim.
Trong tiếng Việt, asen thường bị gọi nhầm là thạch tín (chữ Hán: 石信) -
vốn là từ chỉ quặng oxit của nó - asen trioxit (As2O3), cũng là chất độc như
asen. Nhưng thạch tín là Arsenolit, một dạng khác của asen và có độc, hình
thành thứ cấp như là sản phẩm phong hóa (oxi hóa) của các khoáng vật sulfua
chứa asen trong các mạch nhiệt dịch.
Trạng thái ôxi hóa phổ biến nhất của nó là -3 (asenua: thông thường trong các
hợp chất liên kim loại tương tự như hợp kim), +3 (asenat (III) hay asenit và
phần lớn các hợp chất asen hữu cơ), +5 (asenat (V): phần lớn các hợp chất vô
cơ chứa ôxy của asen ổn định). Asen cũng dễ tự liên kết với chính nó, chẳng
hạn tạo thành các cặp As-As trong sulfua đỏ hùng hoàng (α - As4S4) và các
ion As43- vuông trong khoáng coban asenua có tên skutterudit. Ở trạng thái
ôxi hóa +3, tính chất hóa học lập thể của asen chịu ảnh hưởng bởi sự có mặt
của cặp electron không liên kết.
Cần phân biệt giữa asen vô cơ và asen hữu cơ, trong khi arsen vô cơ có độc
tính mạnh, arsen hữu cơ có nguồn gốc tự nhiên từ sự phân hủy các loài cá,
hải sản, không có độc tính và đào thải nhanh chóng khỏi cơ thể con người.[6]
[7]
Đặc trưng đáng chú ý
Mẫu Asen trong ống nghiệm

Asen về tính chất hóa học rất giống với nguyên
tố đứng trên nó là phốtpho. Tương tự như
phốtpho, nó tạo thành các ôxít kết tinh, không
Page 333 of 970

màu, không mùi như As2O3 và As2O5 là những chất hút ẩm và dễ dàng hòa

tan trong nước để tạo thành các dung dịch có tính axít. Axít asenic (V), tương
tự như axít phốtphoric, là một axít yếu. Tương tự như phốtpho, asen tạo
thành hiđrua dạng khí và không ổn định, đó là arsin (AsH3). Sự tương tự lớn
đến mức asen sẽ thay thế phần nào cho phốtpho trong các phản ứng hóa sinh
học và vì thế nó gây ra ngộ độc. Tuy nhiên, ở các liều thấp hơn mức gây ngộ
độc thì các hợp chất asen hòa tan lại đóng vai trò của các chất kích thích và
đã từng phổ biến với các liều nhỏ như là các loại thuốc chữa bệnh cho con
người vào giữa thế kỷ 18.
Khi bị nung nóng trong không khí, nó bị ôxi hóa để tạo ra triôxít asen; hơi từ
phản ứng này có mùi như mùi tỏi. Mùi này cũng có thể phát hiện bằng cách
đập các khoáng vật asenua như asenopyrit bằng búa. Asen (và một số hợp
chất của asen) thăng hoa khi bị nung nóng ở áp suất tiêu chuẩn, chuyển hóa
trực tiếp thành dạng khí mà không chuyển qua trạng thái lỏng. Trạng thái
lỏng xuất hiện ở áp suất 20 átmốtphe trở lên, điều này giải thích tại sao điểm
nóng chảy lại cao hơn điểm sôi[8]. Asen nguyên tố được tìm thấy ở nhiều dạng
thù hình rắn: dạng màu vàng thì mềm, dẻo như sáp và không ổn định, và nó
làm cho các phân tử dạng tứ diện As4 tương tự như các phân tử của phốtpho
trắng. Các dạng màu đen, xám hay “kim loại” hơi có cấu trúc kết tinh thành
lớp với các liên kết trải rộng khắp tinh thể. Chúng là các chất bán dẫn cứng
với ánh kim. Tỷ trọng riêng của dạng màu vàng là 1,97g/cm³; dạng “asen
xám” hình hộp mặt thoi nặng hơn nhiều với tỷ trọng riêng 5,73g/cm³; các
dạng á kim khác có tỷ trọng tương tự.
Lịch sử
Biểu tượng giả kim thuật cho asen
Từ asen là vay mượn từ tiếng Ba Tư ‫زرنيخ‬ Zarnikh nghĩa là "opiment vàng"

(tức thư hoàng). Zarnikh được vay mượn sang tiếng Hy Lạp thành arsenikon,
nghĩa là đàn ông hay hiệu nghiệm. Asen đã được biết đến và sử dụng tại Ba
Tư và một vài nơi khác từ thời cổ đại. Do các triệu chứng ngộ độc asen là hơi
mập mờ, nên nó thường được sử dụng để giết người cho tới tận khi phát hiện
ra thử nghiệm Marsh, một thử nghiệm hóa học rất nhạy để phát hiện sự tồn
Page 334 of 970

tại của nó. Thử nghiệm ít nhạy hơn nhưng phổ biến hơn là thử nghiệm
Reinsch. Do việc sử dụng nó bởi giai cấp cầm quyền để sát hại lẫn nhau cũng
như hiệu lực và tính kín đáo của nó, nên asen được gọi là thuốc độc của các
vị vua và vua của các thuốc độc.
Trong thời kỳ đồ đồng, asen thường được đưa vào trong đồng thiếc để làm
cho hợp kim trở thành cứng hơn (gọi là "đồng thiếc asen").
Albertus Magnus (1193-1280) được coi là người đầu tiên cô lập được asen
nguyên tố vào năm 1250[5]. Năm 1649, Johann Schröder công bố hai cách
điều chế asen.
Ở Anh, trong thời đại Victoria, 'asen' ('asen trắng' không màu, kết tinh, hòa
tan) được trộn lẫn với dấm và đá phấn và phụ nữ ăn nó để cải thiện nước da
mặt của họ, làm cho da mặt của họ trở thành nhạt màu hơn để thể hiện họ
không làm việc ngoài đồng. Asen cũng được cọ xát vào mặt và tay phụ nữ để
“cải thiện nước da”. Việc sử dụng ngẫu nhiên asen trong làm giả thực phẩm
đã dẫn tới ngộ độc kẹo Bradford năm 1858, gây ra cái chết của khoảng 20
người và làm khoảng 200 người khác bị bệnh do ngộ độc asen.
Một tên Hán Việt của asen đó là thạch tín (石信), hay còn gọi là nhân ngôn,
do chữ tín 信 bao gồm bộ nhân đứng 亻 ghép với chữ ngôn 言. Tuy nhiên,
chữ thạch tín thường được dùng để chỉ khoáng vật có thành phần chủ yếu là
asen trioxit (As2O3).
Phổ biến
Một mẫu lớn chứa asen tự nhiên
Năm 2005, Trung Quốc là nhà sản xuất asen trắng hàng

đầu, chiếm gần 50% sản lượng thế giới. Sau đó là Chile
và Peru, theo báo cáo của Khảo sát Địa chất Vương
quốc Anh.
Asenopyrit một cách không chính thức gọi là mispickel (FeAsS) là khoáng
vật chứa asen phổ biến nhất. Khi bị nung nóng trong không khí, asen thăng
hoa ở dạng ôxít asen (III) để lại các ôxít sắt.
Các hợp chất quan trọng nhất của asen là ôxít asen (III), As2O3, (“asen
trắng”), opiment sulfua vàng (hay thư hoàng) (As2S3) và hùng hoàng đỏ
Page 335 of 970
(As4S4), lục Paris, asenat canxi, asenat hiđrô chì. Ba hợp chất cuối cùng từng
được sử dụng trong nông nghiệp làm thuốc trừ sâu và thuốc độc. Thư hoàng
và hùng hoàng trước đây được dùng làm thuốc màu trong hội họa, hiện nay
đã bị bỏ do độc tính và khả năng phản ứng của chúng. Mặc dù asen đôi khi
được tìm thấy như là asen tự nhiên trong thiên nhiên nhưng nguồn kinh tế
chính của nó là khoáng vật asenopyrit nói trên đây; nó cũng tìm thấy trong
các asenua kim loại như bạc, côban (cobaltit: CoAsS và skutterudit: CoAs3)
hay niken, hay như là các sulfua, và ôxi hóa như là các khoáng vật asenat
như mimetit, Pb5(AsO4)3Cl và erythrit, Co3(AsO4)2. 8H2O, và hiếm hơn là các
asenit ('arsenit' = asenat (III), AsO33- chứ không phải asenat (V), AsO43-).
Ngoài các dạng vô cơ như nói trên, asen cũng tồn tại trong nhiều dạng hữu cơ
trong môi trường. Asen vô cơ và các hợp chất của nó, khi đi vào chuỗi thức
ăn, được trao đổi tích cực thành dạng ít độc hơn của asen thông qua quá trình
methyl hóa. Ví dụ, Scopulariopsis brevicaulis, một loài nấm mốc sinh ra một
lượng đáng kể trimethylarsin nếu asen vô cơ tồn tại. Hợp chất hữu cơ
asenobetain tìm thấy trong một số hải sản như cá và tảo, cũng như trong nấm
ăn với hàm lượng lớn. Trung bình một người tiếp nhận khoảng 10 -
50µg/ngày. Giá trị khoảng 1.000µg không phải là bất thường sau khi tiêu thụ
cá và nấm nhưng ở đây có rất ít nguy hiểm trong việc ăn cá do hợp chất asen
trong cá là gần như không độc hại.[9]
Ứng dụng
Asenat hiđrô chì đã từng được sử dụng nhiều trong thế kỷ 20 làm thuốc trừ
sâu cho các loại cây ăn quả. Việc sử dụng nó đôi khi tạo ra các tổn thương
não đối với những người phun thuốc này. Ở nửa cuối thế kỷ 20, asenat
methyl mononatri (MSMA), một dạng hợp chất hữu cơ ít độc hại hơn của
asen đã thay thế cho vai trò của asenat hiđrô chì trong nông nghiệp.
Lục Scheele hay asenat đồng, được sử dụng trong thế kỷ 19 như là tác nhân
tạo màu trong các loại bánh kẹo ngọt.
Ứng dụng có nhiều e ngại nhất đối với cộng đồng có lẽ là trong xử lý gỗ bằng
asenat đồng crôm hóa, còn gọi là CCA hay tanalith. Gỗ xẻ xử lý bằng CCA
vẫn còn phổ biến ở nhiều quốc gia và nó được sử dụng nhiều trong nửa cuối
thế kỷ 20 như là vật liệu kết cấu và xây dựng ngoài trời. Nó được sử dụng khi
khả năng mục nát hay phá hoại của côn trùng là cao. Mặc dù việc sử dụng gỗ
Page 336 of 970

xẻ xử lý bằng CCA đã bị cấm tại nhiều khu vực sau khi các nghiên cứu chỉ ra
rằng asen có thể rò rỉ từ gỗ vào trong đất cận kề đó, một rủi ro khác là việc
đốt các loại gỗ cũ đã xử lý bằng CCA. Việc hấp thụ trực tiếp hay gián tiếp tro
do việc đốt cháy gỗ xử lý bằng CCA có thể gây ra tử vong ở động vật cũng
như gây ra ngộ độc nghiêm trọng ở người; liều gây tử vong ở người là
khoảng 20 gam tro. Các mẩu thừa của gỗ xử lý bằng CCA từ các khu vực xây
dựng hay bị phá huỷ cũng có thể bị sử dụng một cách vô ý tại các lò sưởi
thương mại hay tại nhà ở.
Trong các thế kỷ 18, 19 và 20, một lượng lớn các hợp chất của asen đã được
sử dụng như là thuốc chữa bệnh, như arsphenamin (bởi Paul Ehrlich) và
triôxít asen (bởi Thomas Fowler). Arsphenamin cũng như neosalvarsan được
chỉ định trong điều trị giang mai và bệnh trùng mũi khoan, nhưng đã bị loại
bỏ bởi các thuốc kháng sinh hiện đại. Triôxít asen đã được sử dụng theo
nhiều cách khác nhau trong suốt 200 năm qua, nhưng phần lớn là trong điều
trị ung thư. Cục Thực phẩm và Dược phẩm Hoa Kỳ (FDA) vào năm 2000 đã
cho phép dùng hợp chất này trong điều trị cho các bệnh nhân với bệnh bạch
cầu cấp tính tiền myelin và kháng lại ATRA.[10] Nó cũng được sử dụng như là
dung dịch Fowler trong bệnh vẩy nến.[11]
Axetoasenit đồng được sử dụng như là thuốc nhuộm màu xanh lục dưới nhiều
tên gọi khác nhau, như “Lục Paris” hay “lục ngọc bảo”. Nó gây ra nhiều dạng
ngộ độc asen.
Các ứng dụng khác:
 Nhiều loại thuốc trừ sâu, chất độc trong nông nghiệp.

 Sử dụng trong nuôi dưỡng động vật, cụ thể là tại Hoa Kỳ như là phương
pháp ngăn ngừa bệnh và kích thích phát triển.
 Asenua gali là một vật liệu bán dẫn quan trong, sử dụng trong các mạch
tích hợp (IC). Các mạch tích hợp này nhanh hơn (nhưng cũng đắt tiền
hơn) so với các mạch dùng silic. Không giống như silic, nó là khe hở năng
lượng trực tiếp, và vì thế có thể sử dụng trong các điốt laze và LED để
trực tiếp chuyển hóa điện thành ánh sáng.
 Cũng được sử dụng trong kỹ thuật mạ đồng và pháo hoa.
Độc tính
Page 337 of 970

Asen và nhiều hợp chất của nó là những chất độc cực kỳ độc.
Asen phá vỡ việc sản xuất ATP thông qua vài cơ chế. Ở cấp độ
của chu trình axít citric, asen ức chế pyruvat dehydrogenaza và
bằng cách cạnh tranh với phốtphat nó tháo bỏ phốtphorylat hóa
ôxi hóa, vì thế ức chế quá trình khử NAD+ có liên quan tới năng lượng, hô
hấp của ti thể và tổng hợp ATP. Sản sinh của perôxít hiđrô cũng tăng lên,
điều này có thể tạo thành các dạng ôxy hoạt hóa và sức căng ôxi hóa. Các can
thiệp trao đổi chất này dẫn tới cái chết từ hội chứng rối loạn chức năng đa cơ
quan (xem ngộ độc asen) có lẽ từ cái chết tế bào do chết hoại, chứ không phải
do chết tự nhiên của tế bào. Khám nghiệm tử thi phát hiện màng nhầy màu đỏ
gạch, do xuất huyết nghiêm trọng. Mặc dù asen gây ngộ độc nhưng nó cũng
có vai trò là một chất bảo vệ.[12].
Asen nguyên tố và các hợp chất của asen được phân loại là "độc" và "nguy
hiểm cho môi trường" tại Liên minh châu Âu theo chỉ dẫn 67/548/EEC.
IARC công nhận asen nguyên tố và các hợp chất của asen như là các chất gây
ung thư nhóm 1, còn EU liệt kê triôxít asen, pentôxít asen và các muối asenat
như là các chất gây ung thư loại 1.
Asen gây ra ngộ độc asen do sự hiện diện của nó trong nước uống, "chất phổ
biến nhất là asenat [HAsO42-; As (V)] và asenit [H3AsO3; As (III)]". Khả năng
của asen tham gia phản ứng ôxi hóa-khử để chuyển hóa giữa As (III) và As
(V) làm cho khả năng nó có mặt trong môi trường là hoàn toàn có thể. Theo
Croal và ctv thì "việc hiểu về điều gì kích thích ôxi hóa As (III) và / hoặc hạn
chế khử As (V) có liên quan tới xử lý sinh học các khu vực ô nhiễm. Nghiên
cứu các tác nhân ôxi hóa As (III) tự dưỡng thạch hóa học và các tác nhân khử
As (V) dị dưỡng có thể giúp hiểu về ôxi hóa và/hoặc khử asen.[13]
Phơi nhiễm nghề nghiệp

Phơi nhiễm asen ở mức cao hơn trung bình có thể diễn ra ở một số nghề
nghiệp. Các ngành công nghiệp sử dụng asen vô cơ và các hợp chất của nó
bao gồm bảo quản gỗ, sản xuất thủy tinh, các hợp kim phi sắt và sản xuất bán
dẫn điện tử. Asen vô cơ cũng tìm thấy trong khói tỏa ra từ các lò cốc gắn liền
với công nghiệp nấu kim loại.[14]
Asen trong nước uống

Page 338 of 970
Nhiễm bẩn asen trong nước ngầm đã dẫn tới đại dịch ngộ độc asen tại
Bangladesh[15] và các nước láng giềng. Người ta ước tính khoảng 57 triệu
người đang sử dụng nước uống là nước ngầm có hàm lượng asen cao hơn tiêu
chuẩn của Tổ chức Y tế Thế giới là 10 phần tỷ. Asen trong nước ngầm có
nguồn gốc tự nhiên và nó được giải phóng ra từ trầm tích vào nước ngầm do
các điều kiện thiếu ôxy của lớp đất gần bề mặt. Nước ngầm này bắt đầu được
sử dụng sau khi các tổ chức phi chính phủ (NGO) phương Tây hỗ trợ chương
trình làm các giếng nước lớn để lấy nước uống vào cuối thế kỷ 20. Chương
trình này được đề ra nhằm ngăn ngừa việc uống nước từ nước bề mặt bị
nhiễm khuẩn, nhưng lại không chú trọng tới kiểm định asen trong nước
ngầm. Nhiều quốc gia và khu vực khác ở Đông Nam Á, như Việt Nam,
Campuchia, Tây Tạng, Trung Quốc, được coi là có các điều kiện địa chất
tương tự giúp cho quá trình tạo nước ngầm giàu asen. Ngộ độc asen đã được
báo cáo tại Nakhon Si Thammarat, Thái Lan năm 1987, và asen hòa tan trong
sông Chao Phraya bị nghi là chứa hàm lượng cao asen nguồn gốc tự nhiên,
nhưng đã không có vấn đề gì với sức khỏe công cộng do việc sử dụng nước
đóng chai.[16]
Miền bắc Hoa Kỳ, bao gồm các phần thuộc Michigan, Wisconsin, Minnesota
và Dakota cũng có hàm lượng asen trong nước ngầm khá cao. Mức độ ung
thư da cao hơn gắn liền với phơi nhiễm asen tại Wisconsin, mặc dù ở mức
thấp hơn tiêu chuẩn 10 phần tỷ của nước uống.[17]
Chứng cứ dịch tễ học từ Chile chỉ ra mối liên hệ phụ thuộc liều lượng giữa
phơi nhiễm asen kinh niên và các dạng ung thư khác nhau, cụ thể là khi các
yếu tố rủi ro khác, như hút thuốc, cũng tồn tại. Các hiệu ứng này được chứng
minh là tồn tại dưới 50 phần tỷ.[18]
Nghiên cứu về tỷ lệ ung thư tại Đài Loan[19] gợi ý rằng sự gia tăng đáng kể
trong tử suất do ung thư dường như chỉ ở mức trên 150 phần tỷ.
Phân tích các nghiên cứu dịch tễ học nhiều nguồn về phơi nhiễm asen vô cơ
gợi ý rằng rủi ro nhỏ nhưng có thể đo được tăng lên đối với ung thư bàng
quang ở mức 10 phần tỷ.[20]Theo Peter Ravenscroft từ khoa Địa trường Đại
học Cambridge [21] khoảng 80 triệu người trên khắp thế giới tiêu thụ khoảng
10 tới 50 phần tỷ asen trong nước uống của họ. Nếu họ tiêu thụ chính xác 10
phần tỷ asen trong nước uống của mình thì phân tích dịch tễ học đa nguồn
trích dẫn trên đây phải dự báo 2.000 trường hợp bổ sung về ung thư bàng
quang. Điều này thể hiện sự ước tính quá thấp rõ nét về ảnh hưởng tổng thể,
Page 339 of 970
do nó không tính tới ung thư phổi và da. Những người chịu phơi nhiễm asen
ở mức cao hơn tiêu chuẩn hiện tại của WHO nên cân nhắc tới chi phí và lợi
ích của các biện pháp giải trừ asen.
Asen có thể được loại bỏ ra khỏi nước uống thông qua đồng ngưng kết các
khoáng vật sắt bằng ôxi hóa và lọc nước. Khi cách xử lý này không đem lại
kết quả mong muốn thì các biện pháp hút bám để loại bỏ asen có thể cần phải
sử dụng. Một vài hệ thống hút bám đã được chấp thuận cho các điểm dịch vụ
sử dụng trong nghiên cứu do Cục Bảo vệ Môi trường (EPA) và Quỹ Khoa
học Quốc gia (NSF) Hoa Kỳ tài trợ.
Việc tách asen ra bằng từ trường ở các gradient từ trường cực thấp đã được
chứng minh ở các máy lọc nước tại điểm sử dụng với diện tích bề mặt lớn và
các tinh thể nano manhếtit đồng nhất kích thước (Fe3O4). Sử dụng diện tích
bề mặt riêng lớn của các tinh thể nano Fe3O4 thì khối lượng chất thải gắn liền
với loại bỏ asen từ nước đã giảm đáng kể.[22]
Hợp chất
 Axít asenic (H3AsO4)  Arsin (Trihiđrua asen AsH3)

 Axít asenơ (H3AsO3)  Asenua cadmi (Cd3As2)
 Triôxít asen (As2O3)  Asenua gali (GaAs)
 Asenat hiđrô chì (PbHAsO4)
Asen cũng xuất hiện trong trạng thái ôxi hóa II, nhưng chỉ trong cation As24+,
As (II) không tìm thấy ở dạng khác.[23]
Đồng vị
Asen được đề xuất như là vật liệu làm giàu uranium cho vũ khí hạt nhân
(côban là vật liệu khác được biết đến nhiều hơn). Một bìa As75, được rọi bằng
luồng nơtron mãnh liệt có năng lượng cao từ vũ khí nhiệt hạch đang nổ, có
thể chuyển hóa thành đồng vị phóng xạ As76 với chu kỳ bán rã 1,0778 ngày
và sinh ra khoảng 1,13MeV bức xạ gama, làm gia tăng đáng kể năng lực
phóng xạ của bụi phóng xạ của vũ khí trong vài giờ.
Page 340 of 970

 Tóm tắt:
Asen, 33As
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Asen, As
Phiên âm /ˈɑrsənɪk/ AR-sə-nik,
also /ɑrˈsɛnɪk/ ar-SEN-ik when attributive
Asen trong bảng tuần hoàn
P
↑
As
↓
Sb
Gecmani ← Asen → Selen
Số nguyên 33
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại á kim
Nhóm, phân 15, p
lớp
Page 341 of 970
Chu kỳ Chu kỳ 4

Cấu hình [Ar] 4s2 3d10 4p3
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 5

vật chất
Nhiệt độ 887 K (615 °C, 1137 °F)
thăng hoa
Mật độ 5,727 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
lỏng
Điểm ba 1090 K, 3628 [1] kPa
trạng thái
Điểm tới hạn 1673 K, ? MPa
Nhiệt lượng (xám) 24,44 kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi ? 34,76 kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 553 596 646 706 781 874

Trạng thái 5, 3, 2, 1,[2] -3 Axít nhẹ
ôxy hóa
ion hóa Thứ hai: 1798 kJ·mol−1
Page 342 of 970

Bán kính thực nghiệm: 119 pm
cộng hoá trị
Bán kính liên 119±4 pm
kết cộng hóa
trị
Bán kính van 185 pm
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Ba phương[3]
thể [[Tập tin:Ba phương[3]|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Ba phương[3] của Asen|
Cấu trúc tinh thể Ba phương[3] của Asen]]
Mô đun 8 GPa
Young
Độ cứng theo 3,5
thang Mohs
thang Brinell
CAS

73 73
As Tổng hợp 80,3 ngày ε - Ge
γ 0.05D, 0.01D, e -
74 74
As Tổng hợp 17,78 ngày ε - Ge
β+ 0.941 74
Ge
γ 0.595, 0.634 -
β− 1.35, 0.717 74
Se
75 75
As 100% As ổn định với 42 neutron
Page 343 of 970

34. Selen (Se)

Selen là một nguyên tố hóa học với số nguyên tử 34 và ký hiệu hóa học Se.
Nó là một phi kim, về mặt hóa học rất giống với lưu huỳnh và telua, và trong
tự nhiên rất hiếm thấy ở dạng nguyên tố. Đối với sinh vật, nó là độc hại khi ở
liều lượng lớn, nhưng khi ở liều lượng dấu vết thì nó là cần thiết cho chức
năng của tế bào trong phần lớn, nếu như không là tất cả, các động vật, tạo
thành trung tâm hoạt hóa của các enzym glutathion peroxidaza và thioredoxin
reductaza (gián tiếp khử các phân tử bị ôxi hóa nhất định trong động vật và
một số thực vật) và ba enzym deiodinaza đã biết (chuyển hóa các hoóc môn
tuyến giáp lẫn nhau). Nhu cầu về selen ở thực vật phụ thuộc tùy theo loài, với
một số thực vật dường như không cần nó.[3]
Selen được cô lập tồn tại dưới vài dạng khác nhau, ổn định nhất trong số đó
là dạng bán kim loại (bán dẫn) màu xám ánh tía và nặng, về mặt cấu trúc là
chuỗi polyme tam giác. Nó dẫn điện dưới ánh sáng tốt hơn trong bóng tối và
được sử dụng trong các tế bào quang điện (xem phần thù hình dưới đây).
Selen cũng tồn tại trong nhiều dạng không dẫn điện: thù hình màu đen tương
tự như thủy tinh, cũng như một vài dạng kết tinh màu đỏ được tạo ra từ các
phân tử vòng 8 nguyên tử, tương tự như người chị em nhẹ hơn là lưu huỳnh.
Selen được tìm thấy ở lượng có giá trị kinh tế trong các quặng sulfua như
pyrit, trong đó nó thay thế phần nào cho lưu huỳnhtrong chất nền của quặng.
Các khoáng vật chứa selenua hay selenat cũng đã được biết tới nhưng chúng
khá hiếm.
Phổ biến
Selen có mặt tự nhiên trong một số dạng hợp chất vô cơ, bao gồm selenua,
selenat và selenit. Trong đất, selen thông thường nhất hay xuất hiện trong các
dạng hòa tan như selenat (tương tự như sulfat), và bị thẩm thấu rất dễ dàng
vào các con sông do nước chảy.
Selen có vai trò sinh học và được tìm thấy trong các hợp chất hữu cơ như
dimethyl selenua, selenomethionin, selenocystein và methylselenocystein.
Trong các hợp chất này selen đóng vai trò tương tự như lưu huỳnh.
Page 344 of 970

Selen được sản xuất phổ biến nhất từ selenua trong nhiều loại quặng sulfua,
chẳng hạn từ các khoáng vật của đồng, bạc hay chì. Nó thu được như là phụ
phẩm của quá trình chế biến các loại quặng này, từ bùn anôt trong tinh lọc
đồng và bùn từ các buồng chì trong các nhà máy sản xuất axít sulfuric. Các
loại bùn này có thể được xử lý bằng nhiều cách để thu được selen tự do.
Các nguồn tự nhiên chứa selen bao gồm các loại đất giàu selen, và selen
được tích lũy sinh học bởi một số thực vật có độc như các loài cây họ Đậu
trong các chi Oxytropis hay Astragalus. Các nguồn chứa selen do con người
tạo ra có việc đốt cháy than cũng như khai thác và nung chảy các loại quặng
sulfua.[4]
Đồng vị
Selen có 6 đồng vị tồn tại trong tự nhiên, năm trong số này là ổn định: Se74,
Se76, Se77, Se78, Se80. Ba đồng vị cuối cùng này cũng có trong sản phẩm của
quá trình phân rã hạt nhân, cùng với Se79 là đồng vị phóng xạ với chu kỳ bán
rã là 295.000 năm, và Se82 có chu kỳ bán rã rất dài (cỡ khoảng 1020 năm, bị
phân rã nhờ phân rã beta kép thành Kr82) và đối với các mục đích thực tế có
thể coi là ổn định. 23 đồng vị không ổn định khác cũng được nêu đặc trưng.
Lịch sử và nhu cầu toàn cầu

Selen (tiếng Hy Lạp σελήνη selene nghĩa là "Mặt Trăng") được Jöns Jakob
Berzelius phát hiện năm 1817, ông tìm thấy nguyên tố này gắn liền với telua
(đặt tên theo Trái Đất).
Sự tăng trưởng trong nhu cầu tiêu thụ selen theo dòng lịch sử là do sự phát
triển dần dần của các sử dụng mới, bao gồm các ứng dụng trong pha trộn cao
su, tạo hợp kim thép và các bộ lọc (nắn dòng) điện dùng selen. Vào năm
1970, selen trong các bộ lọc điện đã được thay thay thế phần lớn bằng silic và
việc sử dụng nó như là chất quang dẫn trong các máy photocopy đã trở thành
ứng dụng hàng đầu của nó. Trong thập niên 1980, ứng dụng chất quang dẫn
bị suy giảm (mặc dù nó vẫn còn ở quy mô lớn) do ngày càng nhiều máy
photocopy sử dụng các chất quang dẫn hữu cơ được sản xuất ra. Hiện nay, sử
dụng lớn nhất của selen trên toàn thế giới là trong sản xuất thủy tinh, tiếp
theo là các sử dụng trong hóa chất và chất nhuộm. Sử dụng trong lĩnh vực
Page 345 of 970

điện tử, mặc dù còn một số ứng dụng tiếp diễn, nhưng vẫn tiếp tục suy giảm.
[5]
Năm 1996, nghiên cứu hiện còn tiếp diễn chỉ ra mối tương quan thực giữa
nhu cầu bổ sung selen và sự ngăn ngừa ung thư ở người, nhưng ứng dụng
trực tiếp đại trà của phát hiện quan trọng này cũng không bổ sung một cách
đáng kể vào nhu cầu selen do người ta chỉ dùng các liều nhỏ. Vào cuối thập
niên 1990, việc sử dụng selen (thường cùng với bitmut) như là chất bổ sung
vào công nghệ hàn chì cho các dạng đồng thau để đạt được các tiêu chuẩn
môi trường không chứa chì đã trở thành quan trọng. Hiện tại, tổng sản lượng
selen toàn thế giới vẫn tiếp tục tăng một cách khiêm tốn.
Selen và sức khỏe

Mặc dù có độc khi dùng liều lượng lớn, nhưng selen lại là chất vi dinh dưỡng
thiết yếu cho động vật. Ở thực vật, nó có như là khoáng chất đứng ngoài
cuộc, đôi khi với tỷ lệ gây độc trong cỏ cho gia súc (một số loài thực vật có
thể tích lũy selen như là phương tiện phòng ngự chống lại việc động vật ăn
chúng, nhưng các loài thực vật khác như các loài nói trên đây lại cần selen và
sự tăng trưởng của chúng chỉ ra sự hiện diện của selen trong đất).[6] Nó là
thành phần hợp thành của các axít amin bất thường như selenocystein và
selenomethionin. Ở người, selen là chất dinh dưỡng dấu vết với chức năng
của phụ phối tử cho việc khửcác enzym chống ôxi hóa như các glutathion
peroxidaza và một vài dạng nhất định của thioredoxin reductaza tìm thấy ở
động vật và một số thực vật (enzym này có trong mọi sinh vật sống, nhưng
không phải mọi dạng của nó trong thực vật đều cần selen).
Glutathion peroxidaza (GSH-Px) xúc tác cho một số phản ứng nhất định
trong đó loại bỏ các dạng ôxy hoạt hóa như perôxít:
2GSH + H2O2-GSH-Px → GSSG + 2H2O
Selen cũng đóng vai trò trong chức năng của tuyến giáp bằng cách tham dự
như là phụ phối tử cho ba hoóc môn tuyến giáp đã biết là các deiodinaza.[7]
Selen cho dinh dưỡng đến từ các loại quả hạch, ngũ cốc, thịt, cá và trứng.
Quả hạch Brasil (Bertholletia excelsa) là nguồn dinh dưỡng thông thường
giàu selen nhất (mặc dù nó phụ thuộc vào kiểu đất, do quả hạch Brasil không
đòi hỏi nhiều selen cho nhu cầu của chính nó). Các hàm lượng cao có trong
Page 346 of 970

nhiều dạng thực phẩm như thận, cua và tôm hùm, theo trật tự như đã đề cập.
[8]
Độc tính
Mặc dù selen là chất vi dinh dưỡng thiết yếu nhưng nó lại có độc tính nếu
dùng thái quá. Việc sử dụng vượt quá giới hạn trên của DRI là 400
microgam/ngày có thể dẫn tới ngộ độc selen.[9] Các triệu chứng ngộ độc selen
bao gồm mùi hôi của tỏi trong hơi thở, các rối loạn đường tiêu hóa, rụng tóc,
bong, tróc móng tay chân, mệt mỏi, kích thích và tổn thương thần kinh. Các
trường hợp nghiêm trọng của ngộ độc selen có thể gây ra bệnh xơ gan, phù
phổi và tử vong.[10]
Selen nguyên tố và phần lớn các selenua kim loại có độc tính tương đối thấp
do hiệu lực sinh học thấp của chúng. Ngược lại, các selenat và selenit lại cực
độc hại, và có các tác động tương tự như của asen. Selenua hiđrô là một chất
khí có tính ăn mòn và cực kỳ độc hại.[11] Selen cũng có mặt trong một số hợp
chất hữu cơ như dimethyl selenua, selenomethionin, selenocystein và
methylselenocystein, tất cả các chất này đều có hiệu lực sinh học cao và độc
hại khi ở liều lượng lớn. Selen kích thước nano có hiệu lực tương đương,
nhưng độc tính thấp hơn nhiều.[12][13][14][15][16][17][18]
Ngộ độc selen từ các hệ thống cung cấp nước có thể xảy ra khi các dòng chảy
của các hệ thống tưới tiêu mới trong nông nghiệp chảy qua các vùng đất
thông thường là khô cằn và kém phát triển. Quá trình này làm thẩm thấu các
hợp chất selen tự nhiên và hòa tan trong nước (như các selenat) vào trong
nước, chúng sau đó có thể tích lũy đậm đặc hơn trong các vùng "đất ẩm ướt"
mới khi nước bay hơi đi. Nồng độ selen cao sinh ra theo kiểu này đã được tìm
thấy như là nguyên nhân gây ra một số rối loạn bẩm sinh nhất định ở chim
sống trong các vùng đất ẩm ướt.[19]
Thiếu hụt
Thiếu hụt selen là tương đối hiếm ở các cá nhân có chế độ dinh dưỡng đầy
đủ. Nó có thể xảy ra ở các bệnh nhân với chức năng ruột bị tổn thương
nghiêm trọng hay ở những người phải trải qua chế độ dinh dưỡng ngoài ruột
tổng thể. Ngoài ra, những người phụ thuộc vào thực phẩm gieo trồng trên các
vùng đất thiếu hụt selen cũng có thể có rủi ro này. Tại Hoa Kỳ, DPI cho
Page 347 of 970
người lớn là 55µg/ngày. Tại Vương quốc Anh nó là 75µg/ngày cho đàn ông
và 60µg/ngày cho đàn bà. Khuyến cáo 55µg/ngày dựa trên sự thể hiện đầy đủ
của glutathion peroxidaza huyết tương. Selenoprotein P[20] là chỉ thị tốt hơn
về tình trạng dinh dưỡng selen, và sự thể hiện đầy đủ của nó đòi hỏi trên
66µg/ngày.[21]
Thiếu hụt selen có thể dẫn tới bệnh Keshan, là bệnh có tiềm năng gây tử
vong. Thiếu hụt selen cũng góp phần (cùng thiếu hụt iốt) vào bệnh Kashin-
Beck.[10] Triệu chứng chính của bệnh Keshan là chết hoại cơ tim, dẫn tới sự
suy yếu của tim. Bệnh Kashin-Beck tạo ra sự teo dần đi, thoái hóa và chết
hoại của các mô chất sụn.[22] Bệnh Keshan cũng làm cho cơ thể dễ bị mắc các
bệnh tật do các nguồn gốc dinh dưỡng, hóa sinh học hay nhiễm trùng. Các
bệnh này chủ yếu phổ biến ở một số vùng tại Trung Quốc nơi mà đất thiếu
hụt selen nghiêm trọng. Các nghiên cứu tại tỉnh Giang Tô đã chỉ ra sự suy
giảm trong việc mắc các bệnh này nhờ cung cấp selen bổ sung.
Selen cũng là cần thiết để chuyển hóa hoóc môn tuyến giáp thyroxin (T4)
thành dạng hoạt hóa hơn là triiodothyronin, và vì thế thiếu hụt selen có thể
sinh ra các triệu chứng của giảm hoạt động tuyến giáp, bao gồm cực kỳ mệt
mỏi, trì độn tinh thần, bệnh bướu cổ, chứng ngu độn và sẩy thai hồi quy.[10]
Các hiệu ứng sức khỏe mâu thuẫn:
Ung thư
Một vài nghiên cứu cho rằng có liên kết giữa ung thư và thiếu hụt selen.[23][24]
[25][26][27][28][29]
Một nghiên cứu được thực hiện về hiệu ứng của bổ trợ selen đối
với sự tái phát của ung thư da không chứng minh có tần suất suy giảm của sự
tái phát ung thư da, nhưng thể hiện sự xảy ra suy giảm đáng kể của ung thư
tổng thể.[30] Selen dinh dưỡng ngăn ngừa kích thích về mặt hóa học cho các
tác nhân gây ung thư trong nhiều nghiên cứu ở động vật gặm nhấm. [31] Trong
các nghiên cứu này, các hợp chất hữu cơ chứa selen có hiệu lực cao hơn và ít
độc hại hơn so với các muối selen (ví dụ selenoxyanat, selenomethionin, quả
hạch Brasil giàu selen, tỏi hay cải bông xanh làm giàu selen). Selen cũng có
thể giúp ngăn ngừa ung thư bằng tác động như là chất chống ôxi hóa hay
bằng cách gia tăng hoạt động miễn dịch. Không phải mọi nghiên cứu đều
đồng ý về tác động chống ung thư của selen. Một nghiên cứu về mức selen có
tự nhiên trong trên 60.000 người đồng ý tham gia đã không chỉ ra mối tương
Page 348 of 970
quan đáng kể giữa các mức này với ung thư.[32] Nghiên cứu
SU.VI.MAX[33] kết luận rằng sự bổ sung liều thấp (với 120mg axít ascorbic,
30mg vitamin E, 6mg beta caroten, 100µg selen, 20mg kẽm) tạo ra sự sụt
giảm 31% trong tỷ lệ bị ung thư và sự sụt giảm 37% trong mọi nguyên nhân
gây tử vong ở đàn ông, nhưng không tạo ra kết quả đáng kể nào đối với đàn
bà.[34] Nghiên cứu SELECT[35] hiện tại đang điều tra về tác động của bổ trợ
selen và vitamin E đối với tỷ lệ mắc ung thư tuyến tiền liệt. Tuy nhiên, selen
đã được chứng minh là có hỗ trợ hóa học trị liệu bằng cách gia tăng tính hiệu
lực của phép điều trị, làm giảm độc tính của các loại thuốc hóa học trị liệu và
ngăn ngừa sức đề kháng của cơ thể với thuốc.[36] Một trong các nghiên cứu[37]
chỉ ra rằng chỉ trong vòng 72 giờ thì hiệu lực của điều trị bằng các loại thuốc
hóa học trị liệu, như Taxol và Adriamycin, cùng với selen là cao hơn đáng kể
so với điều trị chỉ dùng mỗi thuốc. Kết quả thu được thể hiện trong nhiều tế
bào ung thư (vú, phổi, ruột non, ruột già, gan).
HIV/AIDS
Một vài nghiên cứu chỉ ra có liên quan về mặt địa lý giữa các khu vực có đất
thiếu hụt selen với tỷ lệ cao của khả năng nhiễm HIV / AIDS. Ví dụ, phần lớn
khu vực châu Phi hạ Sahara có đất chứa tỷ lệ thấp selen, tuy nhiên Senegal lại
không như thế và cũng có mức thấp hơn đáng kể trong tỷ lệ nhiễm AIDS so
với phần còn lại của châu lục này. AIDS dường như làm cho có sự sụt giảm
chậm nhưng tăng dần lên đối với mức selen trong cơ thể. Sự sụt giảm trong
mức selen trong cơ thể có phải là kết quả trực tiếp của quá trình sao chép của
HIV[38] hoặc liên quan chung hơn với sự hấp thụ bất thường tổng thể các chất
dinh dưỡng ở bệnh nhân AIDS hay không vẫn còn là đề tài gây tranh cãi.
Mức selen thấp ở các bệnh nhân AIDS có tương quan trực tiếp với sự suy
giảm số lượng các tế bào miễn dịch và tiến triển bệnh cùng rủi ro tử vong gia
tăng.[39] Selen thông thường đóng vai trò của chất chống ôxi hóa, vì thế mức
selen thấp có thể gia tăng sức căng ôxi hóa đối với hệ miễn dịch, dẫn tới sự
suy giảm nhanh hơn của hệ miễn dịch. Những người khác lại cho rằng HIV
mã hóa selenoenzym glutathion peroxidaza ở người, điều này tiêu hao hết
selen ở nạn nhân. Mức selen bị hao kiệt dẫn tới sụt giảm các tế bào T hỗ trợ
CD4, tiếp tục làm suy yếu hệ miễn dịch.[40]
Không phụ thuộc vào nguyên nhân làm hao kiệt selen ở các bệnh nhân AIDS,
các nghiên cứu chỉ ra rằng thiếu hụt selen có liên quan mạnh tới tiến triển của
bệnh và rủi ro tử vong.[41][42][43] Bổ trợ selen có thể giúp giảm nhẹ các triệu
Page 349 of 970
chứng của AIDS và làm giảm rủi ro tử vong. Cần lưu ý rằng chứng cứ cho tới
nay không gợi ý rằng selen có thể giảm rủi ro nhiễm hay tần suất lan truyền
của AIDS, mà chỉ có thể điều trị các triệu chứng của những người đã nhiễm
HIV.
Đái đường
Một nghiên cứu được kiểm soát tốt chỉ ra rằng selen có liên quan tích cực với
rủi ro phát triển bệnh đái đường típ II. Do mức selen cao trong huyết thanh có
liên quan tích cực với sự phát triển của bệnh đái đường và do thiếu hụt selen
là khá hiếm nên việc bổ trợ không được khuyến cáo cho những người có dinh
dưỡng đầy đủ.[44]
Sản xuất và các thù hình

Selen là phụ phẩm phổ biến trong tinh luyện đồng hay trong sản xuất axít
sulfuric.[45][46][47] Việc cô lập selen thường phức tạp do sự có mặt của các hợp
chất và các nguyên tố khác. Nói chung sản xuất bắt đầu bằng tác dụng với
cacbonat natri để sản xuất selenit natri. Selenit natri sau đó bị axít hóa bằng
axít sulfuric để tạo ra axít selenơ. Axít selenơ cuối cùng tác dụng với điôxít
lưu huỳnh để tạo ra selen nguyên tố vô định hình có màu đỏ.
Selen được sản xuất theo các phản ứng hóa học này là chất bột có màu đỏ
gạch, vô định hình, không hòa tan trong nước được nấu chảy nhanh sẽ tạo
thành dạng như thủy tinh có màu đen, thông thường được bán trong công
nghiệp dưới dạng bánh.
Ứng dụng phi sinh học
Hóa học
Selen là chất xúc tác trong nhiều phản ứng hóa học và được sử dụng rộng rãi
trong nhiều phản ứng tổng hợp hóa học trong công nghiệp lẫn trong phòng thí
nghiệm. Nó cũng được sử dụng rộng rãi trong xác định cấu trúc của các
protein hay axít nucleic bằng tinh thể học tia X.
Sản xuất và vật liệu

Ứng dụng lớn nhất của selen trên toàn thế giới là sản xuất thủy tinh và vật
liệu gốm, trong đó nó được dùng để tạo ra màu đỏ cho thủy tinh, men thủy
Page 350 of 970

tinh và men gốm cũng như để loại bỏ màu từ thủy tinh bằng cách trung hòa
sắc xanh lục do các tạp chất sắt (II) tạo ra.
Selen được sử dụng cùng bitmut trong hàn chì cho đồng thau để thay thế
cho chì độc hại hơn. Nó cũng được dùng trong việc cải thiện sức kháng mài
mòn của cao su lưu hóa.
Công nghiệp điện tử

Do các tính chất quang voltaic và quang dẫn nên selen được sử dụng trong kỹ
thuật photocopy, các tế bào quang điện, thiết bị đo độ sáng và tế bào năng
lượng mặt trời. Nó đã từng được sử dụng rộng rãi trong các bộ nắn dòng. Các
ứng dụng này phần lớn đã bị thay thế bằng các thiết bị dùng silic hay trong
quá trình bị thay thế. Ngoại lệ đáng chú ý nhất là trong các thiết bị bảo vệ
điện, trong đó khả năng truyền tải dòng điện cường độ lớn của các bộ triệt
dòng dùng selen làm cho nó đáng giá hơn so với các điện trở biến thiên dùng
ôxít kim loại.
Nhiếp ảnh
Selen được dùng trong kỹ thuật tạo sắc thái trong nhiếp ảnh, và nó được bán
như là chất tạo sắc thái bởi nhiều nhà sản xuất giấy ảnh như Kodak và
Fotospeed.
Ứng dụng sinh học

Y học
Chát gọi một cách lỏng lẻo là sulfua selen, SeS2, thực tế là disulfua selen hay
sulfua selen (IV), là thành phần hoạt hóa trong một vài loại dầu gội đầu
chống gàu.[48] Hiệu ứng của thành phần hoạt hóa là giết chết nấm da đầu
Malassezia. Thành phần hoạt hóa này cũng được dùng trong mỹ phẩm dùng
cho da để điều trị nấm da Tinea do nhiễm các loài nấm chi Malassezia.[49]
Dinh dưỡng
Selen được sử dụng rộng rãi trong điều chế vitamin và các chất bổ sung dinh
dưỡng khác, với liều nhỏ (thường là từ 50 tới 200 microgam trên ngày cho
người lớn). Một ài loại cỏ làm thức ăn cho gia súc cũng được tăng cường
selen.
Page 351 of 970

Hợp chất
 Selenua gali indi đồng  Axít selenic (H2SeO4)

Cu(Ga,In)Se2  Axít selenơ (H2SeO3)
 Selenua thủy ngân (HgSe)  Các sulfua selen: Se4S4, SeS2,
 Selenua hiđrô (H2Se) Se2S6
 Selenua chì (II) (PbSe)  Selenit natri (Na2SeO3)
 Điôxít selen (SeO2)  Selenua kẽm (ZnSe)
Selen cũng tồn tại ở trạng thái ôxi hóa +3, nhưng chỉ trong dạng cation Se412+;
các hợp chất Se (III) kiểu khác vẫn chưa được biết đến.[50]
 Tóm tắt:
Selen, 34Se
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Selen, Se
Phiên âm /sɪˈliːniəm/ si-LEE-nee-əm
Hình dạng Có ba màu ánh kim đen, xám và đỏ đục
Selen trong bảng tuần hoàn

S
↑
Se
↓
Te
Page 352 of 970

Asen ← Selen → Brôm
Khối lượng nguyên tử 78,96
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình electron [Ar] 4s2 3d10 4p4
mỗi lớp 2, 8, 18, 6

Màu sắc Có ba màu đen, xám và đỏ
Nhiệt độ sôi 958 K (685 °C, 1265 °F)
Mật độ (xám) 4,81 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
(tam giác) 4,39 g·cm−3
(tinh thể) 4,28 g·cm−3
Điểm tới hạn 1766 K, 27,2 MPa
Nhiệt lượng nóng (xám) 6,69 kJ·mol−1
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
Page 353 of 970

ở T (K) 500 552 617 704 813 958

Trạng thái ôxy hóa 6, 4, 2, 1,[1] -2
Axít mạnh
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (vô định hình) 37 µm·m−1·K−1(ở 25 °C)
Độ dẫn nhiệt (vô định hình) 0,519 W·m−1·K−1
Mô đun cắt 3,7 GPa
Mô đun nén 8,3 GPa
Mohs
Brinell

Page 354 of 970

72 72
Se Tổng hợp 8,4 ngày ε - As
γ 0.046 -
74 74
Se 0.87% Se ổn định với 40 neutron
75 75
Se Tổng hợp 119,779 ngày ε - As
γ 0.264, 0.136, 0.279 -
76 76
77 77
78 78
79
Se Tổng hợp 3.27×105năm β− 0.151 79
Br
80 80
82
Se 8.73% 1,08×1020năm β−β− 2.995 82
Kr
35. Brom (Br)

Brom là nguyên tố hóa học thứ 3 thuộc nhóm Halogen (bao gồm flo, clo,
brom, iốt, astatin), có ký hiệu Br và số nguyên tử 35. Cả nhóm Halogen
thuộc nhóm VIIA trong bảng hệ thống tuần hoàn.
Brom là một chất lỏng bốc khói màu nâu đỏ ở nhiệt độ phòng. Nó bốc hơi dễ
dàng để hình thành chất khí màu tương tự. Thuộc tính của brom là trung gian
giữa clo và iốt. Brom được phát hiện độc lập bởi hai nhà hóa học Carl Jacob
Löwig (năm 1825) và Antoine Jérôme Balard (năm 1826). Tên của nó bắt
nguồn từ tiếng Hy Lạp cổ đại βρῶμος nghĩa là "mùi hôi thối".
Brom nguyên chất có tính phản ứng rất mạnh và do đó không tồn tại brom ở
dạng tự do trong tự nhiên. Nó chủ yếu tồn tại trong các dạng muối halogen
khoáng tinh thể hòa tan không màu, tương tự như muối ăn. Trong khi brom
khá hiếm trong vỏ trái đất, độ hòa tan cao của các ion bromua (Br-) đã khiến
cho tích lũy của nó trong các đại dương là khá lớn. Có thể dễ dàng tách brom
từ các hồ nước muối, chủ yếu ở Hoa Kỳ, Israel và Trung Quốc. Trữ lượng
của brom trong các đại dương là khoảng 1/300 trữ lượng của clo.
Lịch sử
Brom được hai nhà hóa học Antoine Balard[2] và Carl Jacob Löwig[3] phát
hiện độc lập với nhau năm 1825 và 1826[4].
Page 355 of 970
Balard tìm thấy các muối bromua trong tro của tảo biển từ các đầm lầy nước
mặn ở Montpellier năm 1826. Tảo biển được sử dụng để sản xuất iốt, nhưng
cũng chứa brom. Balard chưng cất brom từ dung dịch của tro tảo biển được
bão hòa bằng clo. Các tính chất của chất thu được là tương tự như của chất
trung gian giữa clo và iốt, với các kết quả này ông cố gắng để chứng minh
chất đó là monoclorua iot (ICl), nhưng sau khi thất bại trong việc chứng minh
điều đó ông đã tin rằng mình đã tìm ra một nguyên tố mới và đặt tên nó là
muride, có nguồn gốc từ tiếng Latinh muria để chỉ nước mặn[2].
Carl Jacob Löwig đã cô lập brom từ suối nước khoáng tại quê hương ông ở
thị trấn Bad Kreuznach năm 1825. Löwig sử dụng dung dịch của muối
khoáng này được bão hòa bằng clo và tách brom bằng dietylête. Sau khi cho
bốc hơi ete thì một chất lỏng màu nâu còn đọng lại. Với chất lỏng này như
một mẫu vật cho công việc của mình ông đã xin một vị trí tại phòng thí
nghiệm của Leopold Gmelin tại Heidelberg. Sự công bố các kết quả bị trì
hoãn và Balard đã công bố các kết quả của mình trước[3].
Sau khi các nhà hóa học Pháp là Louis Nicolas Vauquelin, Louis Jacques
Thénard và Joseph-Louis Gay-Lussac đã xác nhận các thực nghiệm của dược
sĩ trẻ Balard, các kết quả được thể hiện trong bài thuyết trình của Académie
des Sciencesvà công bố trong Annales de Chimie et Physique[5]. Trong bài
công bố của mình Balard thông báo rằng ông đổi tên từ muride thành brome
theo đề nghị của M. Anglada. Các nguồn khác lại cho rằng nhà hóa học và
nhà vật lý Pháp Joseph - Louis Gay - Lussac đã gợi ý tên gọi brome do mùi
đặc trưng của hơi của chất này[6]. Brom đã không được sản xuất ở lượng cần
thiết cho tới tận năm 1860.
Sử dụng thương mại đầu tiên, ngoài các ứng dụng nhỏ trong y học, là sử dụng
brom trong daguerreotype. Năm 1840 người ta phát hiện ra rằng brom có một
số ưu thế so với hơi iốt được sử dụng trước đó để tạo ra lớp halua bạc nhạy
sáng trong daguerreotype[7].
Bromua kali và bromua natri từng được sử dụng như là thuốc chống co giật
và giảm đau vào cuối thế kỷ 19 và đầu thế kỷ 20, cho tới khi chúng dần dần
bị thay thế bởi chloral hydrat và sau đó là bằng các barbiturat[8].
Trạng thái tự nhiên
Page 356 of 970

Brom tồn tại trong tự nhiên chủ yếu ở dạng hợp chất, màu đỏ nâu, hầu hết là
muối bromua của kali, natri và magie. Hàm lượng brom trong tự nhiên ít hơn
so với clo và flo. Bromua kim loại có trong nước biển và nước hồ. Brom và
hơi brom rất độc. Brom rơi vào da gây bỏng nặng.
Đồng vị
Brom có 2 đồng vị ổn định: Br79 (50,69 %) và Br81 (49,31%) và ít nhất là 23[9]
đồng vị phóng xạ đã biết là tồn tại. Nhiều đồng vị của brom là các sản phẩm
phân hạch hạt nhân. Một vài đồng vị nặng của brom từ phân hạch là các
nguồn bức xạ nơtron trễ. Tất cả các đồng vị phóng xạ của brom đều có thời
gian tồn tại tương đối ngắn. Chu kỳ bán rã dài nhất thuộc về đồng vị nghèo
nơtron Br77 là 2,376 ngày. Chu kỳ bán rã dài nhất bên nhóm giàu nơtron
thuộc Br82 là 1,471 ngày. Một loạt các đồng vị của brom thể hiện các trạng
thái đồng phân giả ổn định. Đồng vị ổn định Br79 cũng có trạng thái đồng
phân phóng xạ có chu kỳ bán rã 4,86 giây. Nó phân rã bởi chuyển tiếp đồng
phân tới trạng thái nền ổn định[10].
Điều chế
Nguồn chính điều chế brom là nước biển. Sau khi đã lấy muối ăn (NaCl) ra
khỏi nước biển, phần còn lại chứa nhiều muối bromua của kali và natri. Sau
đó, sục khí clo qua dung dịch, ta có phản ứng hóa học sau:
2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

Sau đó, chưng cất dung dịch, brom sẽ bay hơi rồi ngưng tụ lại.
Tính chất
Brom là chất oxy hóa mạnh nhưng kém clo. Brom phản ứng với hydro khi
0
đun nóng (không gây nổ như clo): H2 (k) + Br2 (l) 
t
 2HBr(k)
Brom oxy hoá được ion I-: Br2 + 2NaI → 2NaBr + I2
Brom tác dụng được với nước nhưng khó khăn hơn Clo:

Br2 + H2O → HBr + HBrO
Page 357 of 970

Brom còn thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxy hóa mạnh:
Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl
Ứng dụng
Brom dùng để chế tạo một số dược phẩm, phẩm nhuộm,.... Nó cũng được
dùng chế tạo AgBr (bromua bạc) là chất nhạy với ánh sáng để tráng lên phim
ảnh, chế tạo Sky-er
 Tóm tắt:
Brom, 35Br
Brom nguyên chất 99,8% trong khối lập phương thủy tinh hữu cơ
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Brom, Br
Phiên âm /ˈbroʊmiːn/ BROH-meen
or /ˈbroʊmɪn/ BROH-min
Hình dạng Màu đỏ nâu khi ở thể khí và lỏng, sẽ có thêm ánh kim khi ở thể rắn.
Page 358 of 970

Brom trong bảng tuần hoàn
Cl
↑
Br
↓
I
Selen ← Brom → Krypton
Số nguyên 35
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 17, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình [Ar] 4s2 3d10 4p5
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 7

Màu sắc Đỏ nâu
Trạng thái vật Chất lỏng
chất
Nhiệt độ nóng 265,8 K (-7,2 °C, 19 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 332,0 K (58,8 °C, 137,8 °F)
Mật độ (Br2, thể lỏng) 3,1028 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 359 of 970


Nhiệt lượng (Br2) 10.571 kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi (Br2) 29.96 kJ·mol−1
Nhiệt dung (Br2)
75.69 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 185 201 220 244 276 332

Trạng thái ôxy 7, 5, 4, 3, 1, -1
hóa Axít mạnh
hoá trị
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Trực thoi
thể
Vận tốc âm (20 °C) 206 m·s−1

thanh
Điện trở suất ở 20 °C: 7,8×1010 Ω·m
Page 360 of 970
CAS

79 79
Br 50.69% Br ổn định với 44 neutron
81 81
Br 49.31% Br ổn định với 46 neutron
36. Krypton (Kr)

Krypton là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Kr và số nguyên tử bằng 36.
Là một khí hiếm không màu, krypton có mặt trong khí quyển Trái Đất dưới
dạng dấu vết và được cô lập bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng,
và nó thường được sử dụng cùng các khí hiếm khác trong các đèn huỳnh
quang. Krypton là trơ trong phần lớn các ứng dụng thực tế nhưng người ta đã
biết rằng nó tạo ra hợp chất với flo. Krypton cũng có thể tạo ra các mắt lưới
với nước khi các nguyên tử của nó bị mắc kẹt lại trong lưới các phân tử nước.

Krypton, trước đây được gọi là một khí trơ do có độ hoạt động hóa học rất
yếu, được đặc trưng bởi quang phổ màu xanh lục và da cam rực rỡ. Nó là một
trong các sản phẩm phân rã hạt nhân của urani. Krypton ở dạng rắn là chất
kết tinh màu trắng với cấu trúc tinh thể là hình lập phương tâm mặt, đây cũng
là tính chất chung của mọi "khí hiếm".
Lịch sử
Krypton (tiếng Hy Lạp kryptos có nghĩa là "ẩn") được William Ramsay và
Morris Travers phát hiện năm 1898 trong phần còn lại của không khí lỏng khi
cho bay hơi gần hết mọi thành phần. Neon được phát hiện bằng cách tương tự
trong cùng một công trình chỉ vài tuần sau đó.[4] William Ramsay được trao
giải Nobel hóa học năm 1904 vì phát hiện ra các nguyên tố thuộc nhóm khí
hiếm. Năm 1960 một thỏa thuận quốc tế đã xác định độ dài của mét theo
thuật ngữ của bước sóng ánh sáng phát ra từ một đồng vị của krypton. Thỏa
Page 361 of 970
thuận này đã thay thế cho mét tiêu chuẩn cũ được đặt ở Paris – là một thanh
kim loại được làm từ hợp kim platin-iridi (mét cũ này được ước lượng bằng
một phần mười triệu của một phần tư chu vi Trái Đất tính theo hai cực).
Vào tháng 10 năm 1983 thì tiêu chuẩn krypton này cũng đã được Bureau
International des Poids et Mesures (Ủy ban đo lường quốc tế) thay thế. Mét
hiện nay được định nghĩa như là khoảng cách mà ánh sáng có thể vượt qua
trong chân không trong 1/299.792.458s.[5][6][7]
Sự phổ biến
Trái Đất lưu giữ tất cả khí hiếm kể từ khi nó có mặt lúc Trái Đất hình thành
trừ heli. Nồng độ của khí này trong khí quyển Trái Đất là khoảng 1ppm. Nó
có thể tách ra từ không khí hóa lỏng bằng chưng cất phân đoạn.[8] Lượng
krypton trong không gian thì chưa chắc chắn và có nguồn gốc từ hoạt động
của thiên thạch và từ gió Mặt Trời. Các đo đạc đầu tiên cho rằng krypton rất
phong phú trong không gian.[9]
Hợp chất
Giống như các khí hiếm khác, krypton nói chung được coi là trơ về mặt hóa
học. Tuy nhiên, các nghiên cứu từ năm 1962 trở đi đã khám phá ra một số
hợp chất hóa học của krypton. Điflorua krypton đã được tạo ra với khối
lượng tính bằng gam và có thể sản xuất bằng một số cách khác nhau. Các
florua và muối khác của ôxôaxít krypton cũng đã được tìm thấy. Các phân tử
- ion ArKr+ và KrH+cũng đã được nghiên cứu và có chứng cứ cho thấy sự tồn
tại của KrXe hay KrXe+.
Đồng vị
Krypton nguồn gốc tự nhiên bao gồm 5 đồng vị ổn định và 1 đồng vị phóng
xạ nhẹ. Vạch quang phổ của krypton dễ dàng được tạo ra với một số đường
rất sắc nét. Kr81 là sản phẩm của các phản ứng trong khí quyển của các đồng
vị nguồn gốc tự nhiên khác của krypton. Nó là đồng vị phóng xạ với chu kỳ
bán rã 250.000 năm. Giống như xenon, krypton rất dễ bay hơi khi nó gần với
nước bề mặt và vì thế Kr81 được sử dụng để xác định niên đại của nước ngầm
cổ (50.000 – 800.000 năm). Kr85 là đồng vị phóng xạ với chu kỳ bán rã 10,76
Page 362 of 970

năm, được tạo ra bằng các phản ứng phân rã hạt nhân của uran và pluton. Các
nguồn tạo ra nó bao gồm các thử nghiệm bom nguyên tử, lò phản ứng hạt
nhân và sự giải phóng Kr85 trong quá trình tái chế các thanh nhiên liệu từ các
lò phản ứng hạt nhân. Người ta cũng ghi nhận là có sự chênh lệch về nồng độ
của Kr85 ở Bắc cực và Nam cực là khoảng 30%. Ở Bắc cực nồng độ này cao
hơn do một thực tế là phần lớn đồng vị này được tạo ra ở Bắc bán cầu và sự
hòa trộn không khí giữa hai bán cầu diễn ra tương đối chậm.
Laser florua krypton

Một trong các ứng dụng chính của krypton là laser florua krypton. Một lượng
năng lượng nhất định được truyền vào để làm cho khí krypton phản ứng với
khí flo để tạo ra florua krypton (KrF2).
Hợp chất bị phân hủy ngay sau khi việc cung cấp năng lượng bị ngừng lại.
Trong quá trình phân hủy, lượng năng lượng dư thừa được lưu trữ trong hợp
chất sẽ được thoát ra dưới dạng năng lượng laser mạnh.
 Tóm tắt:
Krypton, 36Kr
Quang phổ vạch của Krypton
Tính chất chung

Page 363 of 970
Tên, ký hiệu Krypton, Kr

Phiên âm /ˈkrɪptɒn/ KRIP-ton
Hình dạng Khí không màu, phát sáng với ánh sáng trắng khi ở thể plasma
Krypton trong bảng tuần hoàn
Ar
↑
Kr
↓
Xe
Brôm ← Krypton →
Số nguyên 36
tử (Z)
Khối lượng 83,798
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân 18, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 4
Cấu hình [Ar] 3d10 4s2 4p6
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 8

chất
Page 364 of 970

Nhiệt độ nóng 115,79 K (-157,36 °C, -251,25 °F)

chảy
Nhiệt độ sôi 119,93 K (-153,22 °C, -244,12 °F)
Mật độ 3,749 g/L (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ sôi: 2.413[1] g·cm−3
lỏng
Điểm ba trạng 115.775 K, 73,2 kPa [2]
thái
Điểm tới hạn 209,41 K, 5,50 MPa
nóng chảy
Nhiệt dung 5R/2 = 20.786 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 59 65 74 120

Trạng thái ôxy 2
hóa
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

thể
Page 365 of 970

Vận tốc âm (Khí, 23 °C) 220, (Lỏng) 1120 m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 9.43x10-3 W·m−1·K−1
CAS

78 78
Kr 0.35% Kr ổn định với 42 neutron
79 79
Kr Tổng hợp 35,04 giờ ε - Br
β+ 0.604 79
Br
γ 0.26, 0.39, 0.60 -
80 80
81
Kr Tổng hợp 2,29×105năm ε - 81
Br
γ 0,281 -
82 82
83 83
84 84
Kr 57% Kr ổn định với 48 neutron
85
Kr Tổng hợp 10,756 năm β− 0.687 85
Rb
86 86
37. Rubiđi (Rb)

Rubidi (hay rubiđi) là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký
hiệu Rb và số nguyên tử bằng 37. Rubidi là một nguyên tố kim loại màu
trắng bạc, mềm trong nhóm các kim loại kiềm. Rubidi trong tự nhiên là hỗn
hợp của hai đồng vị: 85Rb, là đồng vị bền duy nhất chiếm 72%. Đồng vị còn
lại chiếm 28% và có tính phóng xạ là 87Rb có chu kỳ bán rã 49 tỉ năm - gấp 3
lần tuổi ước tính của vũ trụ. Rubidi rất mềm và có độ hoạt động hóa học cao,
Page 366 of 970
với các tính chất tương tự như các nguyên tố khác trong nhóm 1, chẳng hạn
nhanh chóng bị ôxi hóa trong không khí.
Các nhà hóa học người Đức Robert Bunsen và Gustav Kirchhoff đã phát hiện
ra rubidi năm 1861 bằng một phương pháp mới phát triển là quang phổ ngọn
lửa.
Lịch sử
Rubidi (từ tiếng Latinh rubidus, đỏ thẫm) được Robert Bunsen và Gustav
Kirchhoff phát hiện năm 1861 trong khoáng vật lepidolitbằng cách sử dụng
phương pháp phân tích quang phổ. Do nó cho ra các vạch đỏ tươi trong
quang phổ phát xạ của nó, chúng được chọn tên có nguồn gốc từ tiếng Latinh
rubidus, nghĩa là "đỏ thẫm".[2][3]
Rubidi có mặt với lượng nhỏ trong lepidolit. Kirchhoff và Bunsen đã xử lý
150kg lepidolit nhưng chỉ chứa 0,24% rubidi ôxít (Rb2O). Cả kali và rubidi
đều tạo thành các muối không tan với axit cloroplatinic, nhưng các muối này
thể nhiệt mức độ hòa tan hơi khác nhau trong nước nóng. Vì thế, rubidi
hexachloroplatinat (Rb2PtCl6) ít tan hơn có thể thu được bằng kết tinh phân
đoạn. Sau khi khử hexachloroplatinat với hydro, quá trình này tạo ra 0,51
gram rubidi clorua cho các nghiên cứu tiếp theo. Việc cô lập các hợp chất
caesi và rubidi quy mô lớn đầu tiên được tiến hành trên 44.000 lít nước
khoáng được thực hiện bởi Bunsen và Kirchhoff, tạo ra 7,3 gram caesi clorua,
9,2 gram rubidi clorua.[2][3] Rubidi là nguyên tố thứ hai, sau caesi được phát
hiện trong quang phổ, chỉ một năm sau khi phát minh ra kính quang phổ bởi
Bunsen và Kirchhoff.[4]
Hai nhà khoa học đã sử dụng rubidi clorua thu được để ước tính khối lượng
nguyên tử của nguyên tố mới là 85,36 (giá trị hiện nay được chấp nhận là
85,47).[2] Họ đã cố gắng tạo ra rubidi nguyên tố bằng cách điện phân nóng
chảy rubidi clorua, nhưng thay vì ra được kim loại thì họ nhận được một chất
đồng nhất màu xanh theo đó "nhìn bằng mắt thường hoặc kính hiển vi cũng
không thấy kim loại ở dạng vết." Họ đặt cho nó là một subchlorua (Rb2Cl);
tuy nhiên, sản phẩm này có thể là một hỗn hợp colloid của kim loại và rubidi
clorua.[5] Lần thử thứ hai để tạo ra kim loại rubidi, Bunsen đã có thể khử
rubidi bằng cách nung cháy rubidi tartrat. Mặc dù rubidi được chưng cất là
một pyrophoric, nên có thể xác định tỷ trọng và điểm nóng chảy của rubidi.
Page 367 of 970

Chất lượng của nghiên cứu được thực hiện trọng thập niên 1860 có thể được
thẩm định bởi sự thật rằng tỉ trọng được xác định của chúng khác nhau dưới
0,1g/cm3 và điểm nóng chảy nhỏ hơn 1°C theo giá trị hiện được chấp nhận.[6]
Tính phóng xạ nhẹ của rubidi đã được phát hiện năm 1908, trước khi lý
thuyết về đồng vị được xác lập vào thập niên 1910 và hoạt tính thấp là do chu
kỳ bán rã dài của nó trên 1010 năm nên việc giải đoán trở nên phức tạp. Phân
rã 87Rb hiện nay được chứng minh đối với cặp đồng vị bền 87Sr qua quá trình
phân rã beta vẫn được thảo luận vào cuối thập niên 1940.[7][8]
Tuy nhiên, nguyên tố này chỉ có các ứng dụng công nghiệp tối thiểu cho tới
tận thập niên 1920.[9] Kể từ đó, ứng dụng quan trọng nhất của rubidi là trong
nghiên cứu và phát triển, chủ yếu là các ứng dụng hóa và điện tử. Năm 1995,
rubidi-87 đã được sử dụng để tạo ra ngưng tụ Bose-Einstein,[10] với những
phát hiện này, Eric Allin Cornell, Carl Edwin Wieman và Wolfgang Ketterle
đã giành giải Nobel vật lý năm 2001.[11]
Đặc trưng
Rubiđi Hóa lỏng trên tay người
Rubidi là một kim loại màu trắng bạc, mềm và
dẻo.[12] Rubidi là nguyên tố có độ âm điện đứng
hàng thứ hai trong số các kim loại kiềm ổn định
(sau xêzi, do franxi là nguyên tố phóng xạ) và nó
bị hóa lỏng ở nhiệt độ 39,3°C (102,7°F). Giống
như các nguyên tố nhóm 1 khác, kim loại này phản
ứng dữ dội với nước để sinh ra hiđrô, tạo ra các hỗn hống với thủy ngân và
tạo hợp kim với vàng, sắt, xesi, natri, và kali, nhưng không tạo hợp kim với
liti (mặc dù rubidi và liti cùng một nhóm).[13] Giống như kali và xêzi, phản
ứng này tỏa nhiệt rất dữ dội, đủ để kích cháy hiđrô mới sinh ra. Người ta
cũng thông báo rằng rubidi bị kích cháy tự phát trong không khí.[12] Rubidi có
năng lượng ion hóa rất thấp, chỉ khoảng 406kJ/mol.[14] Rubidi và kali khi
cháy có màu tím rất giống nhau, do đó cần phải thực hiện các phép thử bằng
quang phổ để phân biệt chúng.
Hợp chất
Ô mạng Rb9O2
Page 368 of 970
Rubidi clorua (RbCl) có lẽ là hợp chất được sử dụng phổ biến nhất của
rubidi; nó được sử dụng trong sinh hóa để làm cho các tế bào bắt DNA và
chất sinh học đánh dấu vì nó sẵn sàng giữ và thay thế kali, và có mặt ở một
lượng nhỏ trong sinh vật sống. Các hơp chất phổ biến khác của rubidi
như rubidi hydroxit ăn mòn (RbOH), vật liệu ban đầu cho hầu hết các quá
trình hóa học gốc rubidi; rubidi carbonat (Rb2CO3), được sử dụng trong một
số thủy tinh quang học, và rubidi đồng sunphat, Rb2SO4·CuSO4·6H2O. Rubidi
bạc iodua(RbAg4I5) là chất bán dẫn ở nhiệt độ phòng cao nhất trong bất
kỳ thủy tinh ion đã được biết, một giá trị được khai thác trong các pin film
mỏng và các ứng dụng khác.[15][16]
Rubidi có nhiều ôxít như rubidi monoxit (Rb2O), Rb6O và Rb9O2, được tạo
thành khi kim loại rubidi tiếp xúc với không khí; rubidi trong môi trường có
nhiều ôxy tạo thành superôxit RbO2. Rubidi tạo thành các muối halua như
rubidi florua, rubidi clorua, rubidi bromua, và rubidi iodua.
Đồng vị
Rubidi có 24 đồng vị đã biết với rubidi nguồn gốc tự nhiên chỉ là hỗn hợp của
2 đồng vị là Rb85 (72,2%) và Rb87 (27,8%, có tính phóng xạ).[17] Hỗn hợp
thông thường của rubidi có tính phóng xạ nhẹ (khoảng 670Bq/g), đủ để làm
mờ các cuộn phim trong khoảng thời gian 110 ngày.[18][19]
Rb87 có chu kỳ bán rã là 4,88×1010 năm, gấp 3 lần tuổi của vũ trụ,[20]. Nó dễ
dàng thay thế cho kali trong các khoáng vật, và vì thế là tương đối phổ biến.
Rb đã từng được sử dụng nhiều trong xác định niên đại đá; Rb87 phân rã
thành stronti87 ổn định bằng cách bức xạ một hạt beta âm. Trong kết tinh phân
đoạn, stronti có xu hướng tích lũy trong plagioclase, để lại rubidi trong pha
lỏng. Vì vậy, tỷ lệ Rb / Sr trong macma còn sót lại có thể tăng lên theo thời
gian, tạo ra trong các loại đá với các tỷ lệ Rb / Sr tăng lên, phụ thuộc vào sự
phân dị mácma. Các tỷ lệ cao (10 hay hơn thế) có trong pecmatit. Nếu như
lượng stronti ban đầu là đã biết hay có thể ngoại suy ra được thì niên đại của
đá có thể xác định bằng cách đo hàm lượng Rb và Sr cũng như tỷ lệ của Sr87 /
Sr86. Niên đại chỉ có thể chỉ ra chính xác tuổi của khoáng vật nếu như đá đó
không bị biến đổi sau này.
Phổ biến
Page 369 of 970

Nguyên tố này được coi là đứng thứ 23 trong số các nguyên tố phổ biến nhất
trong lớp vỏ Trái Đất.[23] Trong tự nhiên, nó có mặt trong các khoáng vật như
leucit, pollucit và zinnwaldit, trong đó có chứa tới 1% ôxít của nó. Lepidolit
chứa khoảng 0,3% đến 3,5% rubidi và đây là nguồn thương mại của nguyên
tố này.[24] Một số khoáng vật của kali và clorua kali cũng chứa rubidi với khối
lượng đáng kể về mặt thương mại.[25] Nước biển chứa trung bình125µg/L
rubidi cao hơn nhiều so với kali 408mg/L và thấp hơn giá trị của casei
0,3µg/L.[26]
Do có bán kính ion lớn nên rubidi là một nguyên tố không tương hợp."[27]
Trong quá trình kết tinh phân đoạn mácma, rubidi tập hợp cùnh với nguyên tố
tương đồng và nặng hơn nó là caesi trong pha lỏng và kết tinh sau cùng. Do
vậy, các mỏ rubidi và caesi lớn nhất là các thân quặng trong đới pecmatit
được làm giàu qua quá trình này. Do rubidi thay thế vị trí của kali trong kết
tinh mácma, quá trình làm giàu ít ảnh hưởng đến trường hợp của caesi. Các
thân quặng trong đới pegmatit chứa một lượng khoáng vật caesi ở dạng
pollucit hay các khoáng vật liti như lepidolit, loại này là một sản phẩm phụ
cung cấp rubidi.[23]
Hai nguồn nguồn rubidi đáng chú ý là trong các trầm tích của pollucit tại hồ
Bernic, Manitoba, Canada, và rubiclin ((Rb,K)AlSi3O8) được tìm thấy ở dạng
tạp chất trong pollucit trên đảo Elba của Ý, với hàm lương rubidi đạt 17,5%.
[28]
Cả hai nguồn này cũng là nguồn cung cấp caesi.
Sản xuất
Mặc dù rubidi phong phú trong vỏ trái đất hơn caesium, các ứng dụng hạn
chế của nó và thiếu các nguồn quặng giàu rubidi nên việc sản xuất rubidi rất
hạn chế, chỉ đạt khoảng 2 đến 4 tấn mỗi năm.[23] Nhiều phương pháp hiện đã
được áp dụng để tách rubidi, kali và caesi. Kết tinh phân đoạn của rubidi và
caesi (Cs,Rb)Al(SO4)2·12H2O tải qua sau 30 bước để có rubidi tinh khiết. Hai
phương pháp khác cũng đã được xem xét là clorostannat và ferrocyanua.[23][29]
Trong nhiều năm trong khoảng thập niên 1950 đến 1960, một sản phẩm phụ
trong khai thác kali được gọi là Alkarb là một nguồn cung cấp rubidi chính.
Alkarb chứa 21% rubidi, với phần còn lại là kali và một tỉ lệ nhỏ caesi.[30]
Ngày ngay các nhà sản xuất caesi lớn nhất như Tanco Mine, Manitoba,
Canada, sản xuất ra rubidi ở dạng sản phẩm phụ từ pollucit.[23]
Page 370 of 970

Sử dụng
Các sử dụng hiện tại hay tiềm năng của rubidi là:
 Trong ngưng tụ Bose - Einstein.

 Chất lưu hoạt động trong các tua bin hơi.
 Chất thu khí trong các ống chân không.
 Thành phần của tế bào quang điện.
 Thành phần cộng hưởng trong các đồng hồ nguyên tử.
 Thành phần trong một vài loại thủy tinh đặc biệt.
 Sản xuất superoxit bằng cách đốt cháy trong ôxy.
 Trong nghiên cứu các kênh ion kali trong sinh học.
 Hơi rubidi được sử dụng làm từ kế nguyên tử. Rb87 hiện tại được sử dụng,
cùng các kim loại kiềm khác, trong phát triển một dạng từ kế là SERF
(spin - exchange relaxation - free: trao đổi spin hồi phục tự do) [1].
Rubidi rất dễ bị ion hóa, vì thế nó được xem xét để sử dụng trong các động
cơ ion cho tàu vũ trụ (nhưng xêzi và xenon có hiệu quả cao hơn cho mục đích
này).
Các hợp chất của rubidi đôi khi cũng được sử dụng trong pháo hoa để tạo cho
nó màu tím.
RbAg4I5 có độ dẫn điện ở nhiệt độ phòng là cao nhất trong số các tinh thể ion
đã biết. Thuộc tính này có thể là hữu ích trong các loại pin màng mỏng và
trong các ứng dụng điện khác.
Rubidi cũng được xem xét để sử dụng trong các máy phát điện dựa trên hiện
tượng nhiệt điện sử dụng nguyên lý từ thủy động lực học, trong đó các ion
rubidi được tạo ra bằng cách đốt nóng ở nhiệt độ cao và cho di chuyển qua từ
trường. Các ion này dẫn điện và đóng vai trò tương tự như của phần ứng điện
trong máy phát điện, vì thế sinh ra dòng điện.
Rubidi, cụ thể là Rb87, trong dạng hơi, là một trong các dạng nguyên tử được
sử dụng rộng rãi nhất trong làm mát laser và ngưng tụ Bose - Einstein. Các
đặc trưng mong muốn của nó cho các ứng dụng này bao gồm khả năng sẵn có
để dùng của ánh sáng diod laser không đắt tiền ở bước sóng thích hợp cũng
như nhiệt độ vừa phải cần phải có để thu được các áp suất hơi đáng kể.
Page 371 of 970

Rubidi cũng đã từng được dùng để phân cực He3 (nghĩa là tạo ra một thể tích
của khí He3 đã từ hóa, với các spin hạt nhân hướng về phía một hướng cụ thể
nào đó trong không gian, thay vì ngẫu nhiên). Hơi rubidi được kích thích
quang học bởi laser và Rb đã phân cực sẽ phân cực He3 bằng tương tác
hyperfine [2], các tế bào He3 phân cực spin đang trở thành phổ biến cho các
phép đo sự phân cực nơtron cũng như để sản xuất các chùm nơtron phân cực
cho các mục đích khác [3].
Cảnh báo và hiệu ứng sinh học

Rubidi phản ứng mạnh với nước và có thể gây cháy. Để đảm bảo an toàn và
độ tinh khiết của nó, rubidi cần được bảo quản trong dầu khoáng khô, trong
chân không hay trong môi trường của các khí trơ. Rubidi tạo thành các
peroxit khi tiếp xúc với một lượng không khí nhỏ khi khuếch tán vào trong
dầu, và do đó những cảnh báo về peroxit tương tự như lưu trữ kim loại kali.
[31]
Rubidi, tương tự như natri và kali, gần như luôn luôn có trạng thái ôxi hóa
+1. Cơ thể người có xu hướng coi các ion Rb+ như là các ion kali, và vì thế
tích lũy rubidi trong chất điện giải của cơ thể.[32] Các ion rubidi nói chung là
không độc hại; một người cân nặng 70kg pchứa trung bình khoảng 0,36g
rubidi, và giá trị này tăng lên 50 đến 100 lần không thể hiện các hiệu ứng tiêu
cực ở những người tham gia thử nghiệm.[33] Chu kỳ bán rã sinh học của rubidi
ở người là 31 – 46 ngày.[34] Mặc dù một phần bị thay thế kali bởi rubidi là có
khả năng, những con chuột có hơn 50% kali bị thay thế trong các tế bào thì bị
chết.[35][36]
 Tóm tắt:
Rubiđi, 37Rb
Page 372 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Rubiđi, Rb
Phiên âm /rʉˈbɪdiəm/ roo-BID-ee-əm
Hình dạng Xám trắng
Rubiđi trong bảng tuần hoàn
K
↑
Rb
↓
Cs
Krypton ← Rubiđi → Stronti
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 5s1
mỗi lớp 2, 8, 18, 8, 1
Page 373 of 970


Màu sắc Xám trắng
Nhiệt độ sôi 961 K (688 °C, 1270 °F)
Mật độ 1,532 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Điểm tới hạn (Ngoại suy) 2093 K, 16 MPa
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 434 486 552 641 769 958

hóa trị
Bán kính van der Waals 303 pm
Thông tin khác

Page 374 of 970


Mô đun Young 2,4 GPa
Mohs
Độ cứng theo thang 0,216 MPa
Brinell

83 83
Rb Tổng hợp 86,2 ngày ε - Kr
γ 0.52, 0.53, 0.55 -
84 84
Rb Tổng hợp 32,9 ngày ε - Kr
+ 84
β 1.66, 0.78 Kr
γ 0.881 -
β− 0.892 84
Sr
85 85
Rb 72.168% Rb ổn định với 48 neutron
86
Rb Tổng hợp 18,65 ngày β− 1.775 86
Sr
γ 1.0767 -
87
Rb 27.835% 4,88×1010năm β− 0.283 87
Sr
38. Stronti (Sr)

Stronti (tiếng Anh: Strontium) là một nguyên tố kim loại kiềm thổ có ký hiệu
là Sr và số nguyên tử 38. Là một kim loại kiềm thổ, stronti là một kim loại có
màu vàng hoặc trắng bạc và có độ hoạt động hóa học cao. Kim loại chuyển
sang màu vàng khi tiếp xúc với không khí. Nó có mặt trong tự nhiên trong
các khoáng Celestin và strontianit. Đồng vị 90Sr thể hiện tính phóng xạ và có
chu kỳ bán rã 28,90 năm. Cả stronti và strontianit đều được đặt theo tên một
ngôi làng Strontian ở Scotland gần mỏ khoáng mà nó được khai thác đầu tiên.
Page 375 of 970
Tính chất
Stronti bị ôxy hóa dạng cành cây
Stronti là kim loại có màu xám, bạc mềm hơn
canxi và thậm chí rất hoạt động trong nước. Nó
phản ứng mạnh với nước tạo ra stronti hydroxit và
khí hydro. Nó cháy trong không khí tạo ra hai loại
stronti oxit và stronti nitrit, nhưng vì nó không
phản ứng với nitơ dưới 380°C, nên ở nhiệt độ
phòng nó chỉ tạo thành oxit tự phát.[2]
Do nó hoạt động mạnh với ôxy và nước nên
nguyên tố này chỉ tồn tại ở dạng hợp chất với các
nguyên tố khác, các chất khoáng như strontianit và
celestin. Nó được bảo quản trong hydrocacbon
lỏng như dầu khoáng hay kerosene để chống sự ôxy hóa; khi tiếp xúc với
không khí kim loại stronti chuyển sang màu vàng ở dạng ôxit. Bột kim loại
stronti sẽ tự bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ phòng. Các muối stronti ở
dạng hơi có màu đỏ sáng đến màu ngọn lửa, và các muối này được sử dụng
làm pháo hoa và các chất phát sáng. Stronti tự nhiên là hỗn hợp của 4 đồng vị
bền.[2]
Lịch sử
Stronti được đặt theo tên của làng Strontian ở Scotland, (Gaelic Sron an t-
Sithein), nó đã được phát hiện trong các quặng lấy từ mỏ chì.[3] Năm 1790,
Adair Crawford là một bác sĩ tham gia vào việc điều chế bari, ông đã nhận ra
rằng các quặng ở Strontian thể hiện các tính chất khác nhau so với cách thông
thường mà ông đã từng thấy với các nguồn "spat nặng" khác.[4] Điều này cho
phép ông kết luận "... nó thực sự có thể là khoáng vật scotch là một loại đất
mới cho đến nay vẫn được xem xét đầy đủ". Khoáng vật mới được đặt tên là
strontites năm 1793 bởi Thomas Charles Hope, ông là giáo sư hóa học ở Đại
học Glasgow.[5][6] Nguyên tố này thực chất đã được tách ra bởi Sir Humphry
Davy năm 1808 bằng phương pháp điện phân hỗn hợp gồm stronti clorua
và thủy ngân ôxít, và được ông công bố trong bài thuyết trình của mình cho
hiệp hội Hoàng gia Anh (Royal Society) ngày 30 tháng 6 năm 1808.[7] Để phù
Page 376 of 970

hợp với cách đặt tên nguyên tố kiềm thổ khác, ông đã đổi tên nó thành
strontium.[8][9][10][11]
Ứng dụng quy mô lớn đầu tiên của stronti là sản xuất đường từ củ cải đường.
Mặc dù quá trình kết tinh sử dụng stronti hydroxit đã được cấp bằng phát
minh cho Augustin-Pierre Dubrunfaut năm 1849[12] việc ứng dụng với quy
mô lớn với những cải tiến của công nghệ được thực hiện vào đầu thập niên
1870. Công nghiệp đường của Đức đã sử dụng công nghệ này rất tốt trong
thế kỷ 20. Trước chiến tranh Thế giới thứ nhất ngành công nghiệp từ củ cải
đường đã sử dụng 100.000 đến 150.000 tấn stronti hydroxit để xử lý mỗi
năm.[13] Stronti hydroxit đã được tái sử dụng trong quy trình này, nhưng nhu
cầu để bổ sung lượng thất thoát trong quá trình sản xuất tạo ra cao đến mức
phải tiến hành khai thác mỏ strontianit ở Münsterland. Việc khai thác mỏ
strontianite ở Đức kết thúc khi các mỏ celestite bắt đầu được khai thác ở
Gloucestershire.[14] Các mỏ mới này cung cấp hầu hết lượng stronti trên thế
giới trong giai đoạn từ 1884 đến 1941 [15]
Phân bố
Sản lượng Stronti năm 2005
Stronti có mặt phổ biến trong tự nhiên, và là
nguyên tố phổ biến thứ 15 trên Trái Đất, trung
bình chiếm 0,034% trong tất cả các đá mác-ma
và được tìm thấy chủ yếu ở dạng khoáng vật
sulfat celestite (SrSO4) và carbonat strontianit (SrCO3). Trong số 2 khoáng
vật này, celestite có mặt nhiều hơn trong các mỏ trầm tích với kích thước đủ
để khai thác công nghiệp. Do stronti được sử dụng nhiều nhất ở dạng
carbonat, strontianit có lẽ là loại hữu ích hơn trong số 2 khoáng vật phổ biến
nêu trên, nhưng có ít mỏ đã được phát hiện có đủ điều kiện để khai thác.[16]
Hàm lượng stronti trung bình trong nước biển là 8mg/l.[17][18] Với nồng độ
stronti trong khoảng 82 đến 90µmol/l thì được xem là thấp hơn đáng kể so
với nồng độ canxi (khoảng 9,6 đến 11,6mmol/l).[19][20]
Sản xuất
Page 377 of 970

Theo Cục Khảo sát Địa chất Anh, Trung Quốc là quốc gia sản xuất stronti
hàng đầu năm 2007 chiếm hơn 2/3 thị trường thế giới, theo sau là Tây Ban
Nha, Mexico, Thổ Nhĩ Kỳ, Agentina, và Iran.[21]
Kim loại stronti có thể được điều chế bằng phương pháp điện phân stronti
clorua nóng chảy trộn với kali clorua:
Sr2+ + 2e⁻ → Sr
2Cl− → Cl2 (g) + 2e⁻
Ngoài ra, có thể tạo ra stronti kim loại bằng cách khử stronti oxit với nhôm
trong chân không ở nhiệt độ mà stronti chưng cất.
Có 3 đồng hình của stronti kim loại với điểm chuyển tiếp ở 235 và 540°C.
Đồng vị
Stronti có 4 đồng vị bền trong tự nhiên: 84Sr (0.56%), 86Sr (9.86%), 87Sr
(7.0%) và 88Sr (82.58%). Chỉ có 87Sr sinh ra từ phân rã phóng xạ; nó được tạo
ra bằng cách phân rã kim loại kiềm phóng xạ 87Rb, loại có chu kỳ bán rã
4,88×1010 năm. Do đó, có 2 nguồn 87Sr trong bất kỳ vật liệu nào: thứ nhất là
nó được hình thành trong các ngôi sao cùng với các đồng vị 84Sr, 86Sr, và 88Sr;
và thứ hai là nó được hình thành bằng các phân rã phóng xạ 87Rb. Tỉ lệ 87Sr /
86
Sr là chỉ số đặc trưng trong khảo sát địa chất; các tỉ lệ này trong khoáng vật
và trong các đá dao động từ khoảng 0.7 đến lớn hơn 4.0. Vì stronti có bán
kính nguyên tử tương tự như của canxi nên nó sẵn sàng thay thế canxi trong
các khoáng vật.
Có 16 đồng vị phóng xạ của stronti tồn tại. Trong đó, quan trọng nhất là 90Sr
với chu kỳ bán rã là 28,78 năm và 89Sr có chu kỳ bán rã 50,5 ngày. 90Sr là sản
phẩm phụ trong phân hạch hạt nhân được tìm thấy trong các vụ nổ hạt nhân
và gây ra các vấn đề sức khỏe vì nó thay thế canxi trong xương, chống lại sự
đào thải ra khỏi cơ thể. Đồng vị này là một trong những tác nhân phát xạ beta
năng lượng cao và tồn tại lâu, và được sử dụng trong các thiết bị SNAP
(Systems for Nuclear Auxiliary Power). Các thiết bị này hứa hẹn sử dụng
trong phi thuyền không gia, các trạm đo thời tiết từ xa, vv., nơi mà cần có
nguồn năng lượng điện hạt nhân hoạt động trong thời gian dài và khối lượng
nhẹ. Thảm họa hạt nhân Chernobyl 1986 gây ô nhiễm 90Sr trên diện rộng. 90Sr
được đặt bên trong một mẫu bạc lõm được sử dụng để điều trị cắt mộng thị ở
mắt.[2]
Page 378 of 970
89
Sr là đồng vị tổng hợp có thời gian sống ngắn, được dùng để chữa bệnh ung
thư xương. Trong các trường hợp khi mà ung thư phát triển và di căn sang
đau xương, sử dụng 89Sr trực tiếp (phát xạ beta) lên vùng xương bị bệnh.89Sr
được sản xuất từ ở dạng muối clorua (hòa tan), và khi được hòa tan trong
muối thường thì có thể bơm vào tĩnh mạch.
Hợp chất
Màn hình máy tính dùng ống phóng điện tử
được làm từ thủy tinh chứa hỗn hợp ôxít stronti
và bari
Ứng dụng chủ yếu của các hợp chất stronti là
trong thủy tinh ống phóng điện tử của tivi màu
để ngăn phát xạ tia X.[22][23] Tất cả các phần của
ống phóng điện tử này phải hấp thụ các tia X. Ở
cổ và phễu của ống, thủy tinh chì được sử dụng
cho mục đích này, nhưng loại thủy tinh này cho
mặt trước của ống thì nó gây ra các hiệu ứng
nâu do phản ứng của các tia X với thủy tinh. Do vậy, tấm thủy tinh phía trước
phải sử dụng một hỗn hợp thủy tinh khác mà trong đó stronti và bari là các
vật liệu hấp thụ tia X. Giá trị trung bình của hỗn hợp thủy tinh được xác định
trong một nghiên cứu về tái sử dụng thủy tinh năm 2005 là 8,5% stronti ôxít
và 10% bari ôxít.[24]
Ứng dụng
Stronti carbonat hoặc các muối stronti khác được sử dụng để sản xuất pháo
hoa, vì chúng tạo ra màu đỏ đậm của pháo.[25][26][27][28][29][30]
Kim loại stronti được dùng ở dạng hợp kim: hợp kim stronti 90% - nhôm
10% của hợp phần eutectic trong việc hỗ trợ gia công hợp kim nhôm - silic.
[31]
AJ62 là một hợp kim magiê bền, chống rão được sử dụng trong các động
cơ của ôtô và xe gắn máy của hãng BMW, loại hợp kim này chứa 2% khối
lượng stronti.[32]
Stronti được sử dụng trong các nghiên cứu khoa học về giải phóng dẫn truyền
thần kinh của nơron. Giống như canxi, các chức năng của stronti synaptic
vesicle dung hợp với màng giao điện. Nhưng khác với canxi ở chỗ stronti gây
Page 379 of 970
ra túi nhiệt hạch không đồng bộ. Do đó, sự thay thế canxi trong môi trường
nuôi cấy bằng stronti cho phép các nhà khoa học đo lường tác động của sự
kiện tổng hợp từng túi riêng lẻ, ví dụ như kích thước phản ứng hậu giao điện
gây ra bởi hàm lượng chất chuyển hóa thần kinh của từng túi riêng biệt.[33][34]
Vai trò sinh học

Acantharea là một nhóm liên quan đến các sinh vật biển radiolaria protozoa
tạo ra khu xương khoáng được cấu tạo bởi stronti sulfat.[35] Trong các hệ sinh
học, canxi được thay thế một phần nhỏ bởi stronti.[36] Trong cơ thể con người,
hầu hết stronti được hấp thụ thì tích tụ trong xương. Tỉ lệ stronti / canxi trong
cơ thể người dao động trong khoảng 1:1000 và 1:2000, tỉ lệ này cũng gần
tương tự như trong huyết thanh.[37]
Ảnh hưởng đến cơ thể con người

Cơ thể người hấp thụ stronti giống như canxi. Do sự tương đồng về đặc điểm
hóa học của các nguyên tố này, các dạng ổn định của stronti có thể không gây
nguy hại đánh kể đối với sức khỏe trong thực tế, các mức hàm lượng stronti
được tìm thấy trong tự nhiên thực sự là có thể có lợi - nhưng đồng vị phóng
xạ 90Sr có thể gây ra những rối loạn về xương khác nhau, như ung thư xương.
Đơn vị stronti được sử dụng để đo mức độ phóng xạ từ việc hấp thụ 90Sr.
Một nghiên cứu trong ống nghiệm gần đây được tiến hành ở Đại học khoa
học Nha NY (NY College of Dental Sciences) sử dụng stronti trên tế bào
xương cho thấy sự cải thiện đáng kể về sự hình thành xương của các tế bào
xương.[38]
Thuốc stronti ranelate, được chế tạo bằng cách kết hợp stronti với axit
ranelic, loại axit được tìm thấy trong quá trình hỗ trợ phát triển của xương,
làm tăng mật độ xương, và làm giảm gãy xương cột sống, ngoại vi và hông.
[39][40]
Lịch sử nghiên cứu dược ứng dụng stronti đã bắt đầu từ thập niên 1950. Các
nghiên cứu cho thấy thiếu các tác dụng phụ không mong muốn.[41] [42][43] [44] [45]
 Tóm tắt:
Page 380 of 970

Stronti, 38Sr
Page 381 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Stronti, Sr
Phiên âm /ˈstrɒnʃiəm/
STRON-shee-əm;
/ˈstrɒntiəm/
STRON-tee-əm;
/ˈstrɒnʃəm/ STRON-shəm
Stronti trong bảng tuần hoàn
Ca
↑
Sr
↓
Ba
Rubiđi ← Stronti → Yttri
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 5s2
Page 382 of 970
mỗi lớp 2, 8, 18, 8, 2

Nhiệt độ sôi 1655 K (1382 °C, 2520 °F)
Mật độ 2,64 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 796 882 990 1139 1345 1646

Trạng thái ôxy hóa 2, 1[1] Bazơ mạnh
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Page 383 of 970


Mohs

82 82
Sr Tổng hợp 25,36 ngày ε - Rb
83 83
Sr syn 1.35 d ε - Rb
β+ 1.23 83
Rb
γ 0.76, 0.36 -
84 84
Sr 0.56% Sr ổn định với 46 neutron
85 85
Sr Tổng hợp 64,84 ngày ε - Rb
γ 0.514D -
86 86
87 87
88 88
89 89
Sr Tổng hợp 50,52 ngày ε 1.49 Rb
β− 0.909D 89
Y
90
Sr Tổng hợp 28,90 năm β− 0.546 90
Y
39. Yttri (Y)
Yttri là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Y và số nguyên tử 39. Là một kim
loại chuyển tiếp màu trắng bạc, yttri khá phổ biến trong các khoáng vật đất
hiếm và hai trong số các hợp chất của nó được sử dụng làm lân quang màu đỏ
Page 384 of 970

trong các ống tia âm cực, chẳng hạn trong các ống dùng cho truyền hình.
Nguyên tố này thông thường không tìm thấy trong cơ thể người và không
đóng một vai trò sinh học nào cả.
Đặc trưng
Yttri tương đối ổn định trong không khí, trông khá giống scandi ở bề ngoài
và về tính chất hóa học thì tương tự như các nguyên tố nhóm Lantan, khi bị
phơi ra ngoài ánh sáng có ánh hơi hồng. Các mảnh vụn hay phoi bào của kim
loại này có thể bắt cháy trong không khí khi nhiệt độ cao trên 400°C. Khi
yttri bị chia cắt mịn thì nó rất không ổn định trong không khí. Kim loại này
có tiết diện nơtron thấp để bắt giữ hạt nhân. Trạng thái ôxi hóa phổ biến nhất
của yttri là +3.
Ứng dụng
Ôxít yttri (III) là hợp chất quan trọng nhất và được sử dụng rộng rãi để tạo ra
các chất lân quang YVO4:Eu và Y2O3:Eu để tạo ra màu đỏ trong các ống tia
âm cực dùng cho truyền hình màu. Các ứng dụng khác có:
 Ôxít yttri dùng chế tạo các dạng ngọc hồng lựu yttri sắt làm các bộ lọc vi
sóng hiệu suất cao.
 Các loại ngọc hồng lựu yttri sắt, nhôm, gadolini (ví dụ Y3Fe5O12 và
Y3Al5O12) có các tính chất từ tính rất đáng chú ý. Ngọc hồng lựu yttri sắt
có hiệu suất cao trong vai trò của bộ chuyển năng và truyền dẫn năng
lượng âm thanh. Ngọc hồng lựu yttri nhôm có độ cứng 8,5 và cũng được
sử dụng như là đá quý (kim cương giả).
 Các lượng nhỏ của yttri (0,1 tới 0,2%) đã từng được sử dụng để giảm kích
thước hạt của crom, molypden, titan, zirconi. Nó cũng được dùng để tăng
sức bền của các hợp kim nhôm và magiê.
 Được dùng làm chất xúc tác cho quá trình polyme hóa etylen.
 Ngọc hồng lựu yttri nhôm, Y2O3, florua yttri liti, vanadat yttri được dùng
trong tổ hợp với các tác nhân kích thích (dopant) như neodymi, erbi,
ytterbi trong các laze cận - hồng ngoại[2][3]. Các dạng tinh thể và gốm của
chúng đều được sử dụng.
 Nó được sử dụng tại các điện cực của một số loại bu gi hiệu suất cao.
Page 385 of 970
 Nó được dùng để khử ôxi cho vanadi hay các kim loại phi sắt khác.

 Yttri cũng được dùng trong sản xuất măng sông cho các đèn măng sông
dùng propan, thay thế cho thori là chất hơi có tính phóng xạ.
 Các tinh thể ngọc hồng lựu yttri nhôm kích thích bằng xeri (YAG:Ce)
được dùng làm chất lân quang để làm các LED phát ánh sáng trắng.
 Các vi cầu Yttri-90 có tiềm năng được dùng trong điều trị ung thư biểu mô
gan không thể cắt bỏ.
 Yttri được dùng như là nguyên tố "bí mật" trong chất siêu dẫn YBCO phát
triển tại Đại học Houston, YBaCuO. Chất siêu dẫn này làm việc trên
90°K, đáng chú ý vì nó là trên điểm sôi của nitơ lỏng (77,1°K).
(Y1,2Ba0,8CuO4). Vật liệu được tạo ra là khoáng vật đa tinh thể đa pha, có
màu đen và lục.
 Yttri được nghiên cứu để tìm kiếm khả năng sử dụng như là tác nhân tạo
hòn trong sản xuất gang mềm với độ mềm dẻo của gang tăng lên (graphit
tạo thành các hòn rắn chắc thay vì các mảnh như bông để tạo ra gang
mềm). Về tiềm năng, yttri có thể sử dụng trong sản xuất gốm và thủy tinh,
do ôxít yttri có điểm nóng chảy cao và sức kháng va chạm cao cùng hệ số
giãn nở nhiệt thấp.
 Ôxít yttri cũng được dùng để ổn định dạng hình hộp của zirconia để sử
dụng trong nghề kim hoàn.
 Yttria (Ôxít yttri (III)) được dùng như là phụ gia kết dính trong sản xuất
nitrua silic xốp.
 Yttri-90 được dùng trong Zevalin, là một loại thuốc trị liệu hệ miễn dịch -
phóng xạ được chỉ định trong điều trị một vài loại ung thư bạch huyết phi -
Hodgkin.
Lịch sử
Yttri (đặt tên theo Ytterby, một làng ở Thụy Điển gần Vaxholm) được nhà
hóa học, nhà vật lý kiêm nhà khoáng vật học người Phần Lan là Johan
Gadolin phát hiện ra năm 1794. Năm 1828, Friedrich Wöhler đã cô lập nó
như là chất chiết ra không tinh khiết từ yttria thông qua phản ứng khử clorua
yttri khan (YCl3) bằng kali. Yttria (Y2O3) là ôxít của yttri, được Johan
Gadolin phát hiện năm 1794 trong khoáng vật gadolinit lấy từ Ytterby.
Page 386 of 970

Năm 1843, nhà hóa học người Thụy Điển Carl Mosander đã chứng minh rằng
yttria có thể chia ra thành các ôxít (hay các loại đất) của ba nguyên tố khác
nhau. "Yttria" là tên gọi được giữ lại cho ôxít có tính bazơ nhất (chiếm
khoảng 2/3), còn các ôxít kia được đổi tên thành ecbia và tecbia. Muộn hơn
trong thế kỷ 19, cả hai loại "ôxít" kia cũng được chứng minh là phức tạp, mặc
dù các tên gọi vẫn được giữ lại cho thành phần có tính chất đặc trưng nhất
của loại "đất" đó.)
Mỏ khai thác cạnh làng Ytterby sản sinh nhiều khoáng vật không bình
thường chứa các nguyên tố đất hiếm cùng các nguyên tố khác. Các nguyên tố
ecbi, tecbi, yttecbi và yttri tất cả đều được đặt tên theo tên gọi của làng nhỏ
này.
Phổ biến
Một mẫu Yttri
Nguyên tố này được tìm thấy gần như trong mọi
loại khoáng vật đất hiếm cũng như trong các loại
quặng urani nhưng không tìm thấy ở dạng tự do
trong tự nhiên. Nó được sản xuất ở quy mô thương
mại bằng cách khử florua yttri (YF3) với canxi kim
loại nhưng cũng có thể được sản xuất bằng các kỹ
thuật khác. Nó rất khó tách ra từ các nguyên tố đất
hiếm khác và khi tách được thì nó là chất bột màu
xám sẫm.
"Đất hiếm" ceria (1803) và yttria (1794) nguyên
bản phản ánh sự phân chia địa hóa học lớn diễn ra giữa các nguyên tố nhóm
lantan nhẹ hơn và nặng hơn do "sự teo lại lantan". Các nguyên tố nhóm
lantan nhẹ hơn, với bán kính nguyên tử lớn hơn, tham dự vào các khoáng vật
tại các vị trí với số phối hợp cao hơn (ví dụ monazit), trong khi các nguyên tố
nhóm lantan nặng hơn nhưng bán kính nguyên tử nhỏ hơn lại ưa thích các số
phối hợp thấp hơn (như trong xenotim). Các nguyên tố nhóm lantan nhẹ hơn
cũng tương đối phổ biến hơn trong lớp vỏ Trái Đất khi so với các nguyên tố
nhóm nặng, tương xứng với sự phổ biến trong các vẫn thạch chondrit, do sự
phân đoạn kích thước. Yttri rơi vào khoảng trung bình về kích thước của
nhóm nặng và vì thế chắc chắn có mặt cùng chúng trong các khoáng vật này,
Page 387 of 970

trong đó nó chiếm khoảng hai phần ba hỗn hợp các ôxít theo trọng lượng.
Thành phần như vậy là điển hình của gadolinit, xenotim và một vài dạng đất
sét hấp thụ ion.
Các mẫu đá Mặt Trăng thu được từ chương trình Apollo có hàm lượng yttri
tương đối cao.
Đồng vị
Yttri tự nhiên chỉ bao gồm một đồng vị (Y89). Các đồng vị phóng xạ ổn định
nhất là Y88 có chu kỳ bán rã 106,65 ngày và Y91 với chu kỳ bán rã 58,51
ngày. Tất cả các đồng vị khác có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 1 ngày, ngoại trừ Y87
với chu kỳ bán rã 79,8 giờ. Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị
dưới Y89 là bắt điện tử còn phương thức chủ yếu của các đồng vị trên Y89 là
bức xạ beta. Hai mươi sáu đồng vị không ổn định đã được nêu đặc trưng.
Y90 tồn tại trong cân bằng muôn thuở với đồng vị cha của nó Sr90, là sản
phẩm của các vụ nổ hạt nhân.
Phòng ngừa
Các hợp chất chứa nguyên tố này hiếm khi được bắt gặp, nhưng nên hết sức
cẩn thận do chúng có độc tính cao. Các muối của yttri có thể có khả năng gây
ung thư.
 Tóm tắt:
Yttri, 39Y
Hai mẫu Yttri bên khối hộp 1cm3
Page 388 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Yttri, Y
Phiên âm /ˈɪtriəm/ IT-ree-əm
Hình dạng Bạc trắng
Yttri trong bảng tuần hoàn
Sc
↑
Y
↓
Lu
Stronti ← Yttri → Zirconi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 4d1 5s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 9, 2

Màu sắc Bạc trắng
Nhiệt độ sôi 3609 K (3336 °C, 6037 °F)
Page 389 of 970

Mật độ 4,472 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)

Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1883 2075 (2320) (2627) (3036) (3607)

Trạng thái ôxy hóa 3, 2, 1 Bazơ yếu
hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (α, poly)
10,6 µm·m−1·K−1
Điện trở suất (r.t.) (α, poly) 596 n Ω·m
Page 390 of 970

Brinell

87 87
Y Tổng hợp 3,35 ngày ε - Sr
γ 0.48, 0.38D -
88 88
Y Tổng hợp 106,6 ngày ε - Sr
γ 1.83, 0.89 -
89 89
Y 100% Y ổn định với 50 neutron
90
Y Tổng hợp 2,67 ngày β− 2.28 90
Zr
γ 2.18 -
91 − 91
Y Tổng hợp 58,5 ngày β 1.54 Zr
γ 1.20 -
40. Zirconi (H)

Zirconi là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Zr và số nguyên tử 40. Nó là
một kim loại chuyển tiếp màu trắng xám bóng láng, tương tự như titan.
Zirconi được sử dụng như là một tác nhân tạo hợp kim do khả năng cao trong
chống ăn mòn của nó. Nó không bao giờ được tìm thấy như là một kim loại
tự nhiên mà thu được chủ yếu từ khoáng vật zircon, chất có thể được làm tinh
khiết nhờ clo. Zirconi lần đầu tiên được Berzelius cô lập từ dạng không tinh
khiết vào năm 1824.
Zirconi không có vai trò sinh học nào đã biết. Nó tạo thành các hợp chất hữu
cơ và vô cơ, như điôxít zirconi và đibrômua zirconocen. Nó có 5 đồng vị
nguồn gốc tự nhiên, ba trong số này là ổn định. Phơi nhiễm ngắn hạn với bột
zirconi có thể gây ra các kích thích dị ứng nhẹ còn việc hít thở phải các hợp
chất zirconi có thể gây ra u hạt da và phổi.
Đặc trưng
Page 391 of 970

Một thanh tinh thể Zirconi

Zirconi là một kim loại mềm, dẻo và dễ uốn, ở
trạng thái rắn khi có nhiệt độ phòng. Khi độ tinh
khiết thấp thì nó trở nên cứng và giòn hơn.[4][5] Ở
dạng bột thì zirconi rất dễ cháy nhưng ở dạng khối rắn thì nó khó bắt lửa hơn.
[6]
Zirconi có khả năng chống ăn mòn bởi các chất kiềm, axít, nước muối và
các tác nhân khác rất cao.[7] Tuy nhiên, nó sẽ hòa tan trong các axít như axít
clohiđric và axít sulfuric, đặc biệt là khi có mặt flo.[8] Các hợp kim của nó với
kẽm sẽ có từ tính khi nhiệt độ dưới 35°K.[9]
Điểm nóng chảy của zirconi là 1855°C, và điểm sôi là 4409°C.[10] Zirconi có
độ âm điện bằng 1,33 (theo thang Pauling). Trong số các nguyên tố khối d,
zirconi có độ âm điện thấp hàng thứ tư sau yttri, luteti, hafni.[11]
Ứng dụng
Do khả năng chống ăn mòn tốt của zirconi nên nó thường được sử dụng như
là tác nhân tạo hợp kim trong các vật liệu phải chịu tác động của môi trường
có tính ăn mòn cao, chẳng hạn như các loại vòi,[12] các dụng cụ phẫu thuật,
kíp nổ, các chất thu khí và các sợi của ống chân không. Điôxít zirconi (ZrO2)
được sử dụng trong các nồi nấu phòng thí nghiệm, lò luyện kim, cũng như là
vật liệu chịu lửa.[9] Zircon (ZrSiO4) được cắt thành đá quý để sử dụng trong
ngành kim hoàn. Cacbonat zirconi ngậm nước (3ZrO2•CO2•H2O) từng được
dùng trong mỹ phẩm dành cho da để trị tác động của sơn độc, nhưng đã bị
loại bỏ do nó gây ra một số phản ứng làm hại da trong một số trường hợp.[4]
Khoảng 90% lượng zirconi sản xuất ra được dùng trong các lò phản ứng hạt
nhân do nó có tiết diện bắt nơtron thấp và khả năng chống ăn mòn cao.[5] [10]
Các hợp kim của zirconi cũng được dùng chế tạo một số bộ phận của tàu vũ
trụ do khả năng chịu nhiệt của nó.[13]
Tinh chế
Một thanh zirconi
Sau khi được thu thập từ nước biển vùng duyên hải,
khoáng vật rắn zircon được tinh chế bằng các thiết bị cô
đặc xoắn ốc để loại bỏ cát sỏi dư thừa và bằng thiết bị
tách từ trường để loại bỏ ilmenit và rutile. Các phụ phẩm
Page 392 of 970
sau đó có thể đổ vào môi trường một cách an toàn do chúng đều là thành
phần tự nhiên của cát bãi biển. Zircon đã tinh lọc sau đó được tinh chế thành
zirconi tinh khiết bằng khí clo hay các tác nhân khác rồi được nung kết dính
cho đến khi đủ mềm đối với nghề luyện kim.[5] Zirconi và hafni đều có mặt
trong zircon và chúng cực kỳ khó tách ra khỏi nhau do chúng có các tính chất
hóa học rất tương tự.[13][14]
Lịch sử
Khoáng vật zircon chứa zirconi hay các biến thể của nó (như jargoon,
hyacinth, jacinth, ligure), được đề cập tới trong các văn bản của Kinh Thánh.
[10][13]
Khoáng vật này đã không được biết như là có chứa một nguyên tố mới
cho tới tận khi Klaproth phân tích mẫu jargoon từ đảo Ceylon ở Ấn Độ
Dương. Ông đặt tên cho ngyên tố mới này là Zirkonerde (zirconia).[7] [10]
Humphry Davy đã cố gắng cô lập nguyên tố mới này vào năm 1808 bằng
điện phân, nhưng thất bại.[4] Zirconi (từ tiếng Syriac zargono,[15] tiếng Ả Rập
zarkûn từ tiếng Ba Tư zargûn ‫زرگون‬ nghĩa là "giống như vàng")[13] lần đầu
tiên được Berzelius cô lập ở dạng không tinh khiết vào năm 1824 bằng cách
nung nóng hỗn hợp kali và florua zirconi-kali để phân hủy trong ống sắt.[7][10]
Phương pháp thanh kết tinh (hay phương pháp Iodua) do Anton Eduard van
Arkel và Jan Hendrik de Boer phát minh năm 1925 là phương pháp công
nghiệp đầu tiên để sản xuất ở quy mô thương mại zirconi kim loại nguyên
chất. Phương pháp này diễn ra với sự phân hủy bằng nhiệt của tetraiodua
zirconi (ZrI4). Nó bị thay thế vào năm 1945 bằng phương pháp Kroll rẻ tiền
hơn do William Justin Kroll phát minh, trong đó tetraclorua zirconi bị phá
hủy bằng magiê.[5][16]
Zirconi chất lượng thương mại cho phần lớn ứng dụng vẫn còn chứa 1 - 3%
hafni.[17]
Phổ biến
Địa chất
Xu hướng sản xuất khoáng vật zirconi cô đặc
toàn thế giới
Page 393 of 970

Zirconi có hàm lượng khoảng 130mg/kg trong lớp vỏ Trái Đất và khoảng
0,026μg/L trong nước biển,[18] mặc dù không bao giờ ở dạng kim loại tự
nhiên. Nguồn thương mại chủ yếu chứa zirconi là khoáng vật silicat zirconi
là zircon (ZrSiO4),[4][14] chủ yếu có ở Australia, Brasil, Ấn Độ, Nga, Nam Phi,
Hoa Kỳ, cũng như ở dạng trầm tích với trữ lượng nhỏ hơn nhiều khắp thế
giới.[5] 80% lượng zircon khai thác tại Australia và Nam Phi. [4] Ước tính trữ
lượng zircon toàn cầu là trên 60 triệu tấn[19] và tổng sản lượng hàng năm là
khoảng 900.000 tấn.[18]
Zircon là phụ phẩm trong khai thác và chế biến các khoáng vật titan như
ilmenit và rutile, cũng như trong khai thác thiếc.[20] Giai đoạn từ năm 2003 tới
năm 2007, giá của zircon đã tăng dần từ 360USD tới 840USD một tấn.[19]
Zirconi cũng có trong trên 140 loại khoáng vật đã biết khác, như baddeleyit
hay kosnarit.[21]
Nguyên tố này tương đối phổ biến trong các ngôi sao loại S, và nó cũng đã
được phát hiện là có trong Mặt Trời cùng các thiên thạch. Các mẫu đá Mặt
Trăng thu được từ chương trình Apollo có hàm lượng ôxít zirconi rất cao so
với các loại đá trên Trái Đất.[7][14]
Sinh học
Zirconi không có vai trò sinh học nào đã biết, mặc dù các muối zirconi có độc
tính thấp. Cơ thể người trung bình chứa không quá 1 miligam zirconi, và nhu
cầu mỗi ngày chỉ khoảng 50μg. Hàm lượng zirconi trong máu người thấp ở
mức 10 phần tỷ. Các thực vật thủy sinh dễ dàng hấp thụ zirconi hòa tan
nhưng nó khá hiếm ở thực vật trên đất liền. 70% thực vật không chứa zirconi,
còn những loài có chứa nó thì cũng không vượt quá 5 phần tỷ.[4]
Hợp chất
Là một kim loại chuyển tiếp, zirconi tạo thành nhiều hợp chất vô cơ, như
điôxít zirconi (ZrO2). Hợp chất này còn gọi là zirconia, có khả năng chống
đứt gãy hiếm có và khả năng chống ăn mòn cao, đặc biệt là khi ở dạng hình
hộp.[22] Các tính chất này làm cho zirconia là hữu ích khi làm lớp che phủ cản
nhiệt,[23] và nó cũng là vật liệu thay thế phổ biến cho kim cương.[22] Tungstat
zirconi là một loại vật chất bất thường ở chỗ nó co lại khi bị nung nóng thay
vì giãn nở ra như ở các vật liệu khác.[10] Các hợp chất vô cơ khác của zirconi
Page 394 of 970
còn có hiđrua zirconi (II), nitrua zirconi, tetraclorua zirconi (ZrCl4), được

dùng trong phản ứng Friedel-Crafts.[24][25]
Các hợp chất hữu cơ của zirconi thường được sử dụng như là chất xúc tác
cho quá trình polyme hóa. Chất đầu tiên như thế là đibrômua zirconocen,
được John M. Birmingham tại Đại học Harvard điều chế năm 1952.[26] Tác
nhân Schwartz, do P. C. Wailes và H. Weigold điều chế năm 1970,[27] là một
metallocene ((C5R5)2M) dùng trong tổng hợp hữu cơ để biến đổi các anken và
ankyn.[28]
Đồng vị
Zirconi nguồn gốc tự nhiên có 5 đồng vị. Zr90, Zr91, Zr92 là ổn định. Zr94 có
chu kỳ bán rã 1,10×1017 năm. Zr96 có chu kỳ bán rã 2,4×1019năm, là đồng vị
tồn tại lâu dài nhất của zirconi. Trong số các đồng vị tự nhiên này thì Zr90 là
phổ biến nhất, chiếm trên 51,45% khối lượng zirconi. Zr96 là ít phổ biến nhất,
chỉ chiếm 2,80% zirconi.[29]
28 đồng vị nhân tạo của zirconi cũng đã được tổng hợp, có khối lượng
nguyên tử từ 78 tới 110. Zr93 là đồng vị nhân tạo tồn tại lâu nhất, có chu kỳ
bán rã 1,53×106 năm. Zrr110, đồng vị nhân tạo nặng nhất của zirconi, cũng là
đồng vị tồn tại ngắn nhất, với chu kỳ bán rã chỉ là 30 miligiây. Các đồng vị
phóng xạ với khối lượng nguyên tử từ 93 trở lên phân rã theo β-, trong khi các
đồng vị có khối lượng từ 89 trở xuống phân rã theo β+. Ngoại lệ duy nhất là
Zr88, phân rã theo kiểu ε.[29]
Zirconi cũng có 6 đồng phân hạt nhân, Zr83m, Zr85m, Zr89m, Zr90m1, Zr90m2, Zr91m.
Trong số này thì Zr90m2 có chu kỳ bán rã ngắn nhất, chỉ 131 nanogiây còn
Zr89m là tồn tại lâu nhất với chu kỳ bán rã 4,161 phút.[29]
Độc tính
Việc ăn hay hít thở phải Zr93, một đồng vị phóng xạ, có thể gây ra sự gia tăng
trong khả năng phát triển ung thư.[18] Phơi nhiễm ngắn hạn với bột zirconi có
thể gây ra dị ứng, nhưng chỉ khi tiếp xúc với mắt mới cần theo dõi y tế.[30]
Việc hít thở phải các hợp chất zirconi có thể gây ra u hạt da và phổi. Hơi
zirconi có thể gây ra u hạt phổi. Phơi nhiễm kinh niên đối với tetraclorua
zirconi có thể làm tăng tỷ lệ chết ở chuột nhắt và chuột lang cũng như làm
Page 395 of 970

giảm hemoglobin máu và hồng cầu ở chó. OSHA khuyến cáo giới hạn phơi

nhiễm trung bình 5mg/m3 và 10mg/m3 cho giới hạn phơi nhiễm ngắn hạn.[31]
 Tóm tắt:
Zirconi, 40Zr
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Zirconi, Zr
Phiên âm /zərˈkoʊniəm/ zər-KOH-ni-əm
Zirconi trong bảng tuần hoàn
Ti
↑
Zr
↓
Hf
Yttri ← Zirconi → Niobi
Số nguyên 40
tử (Z)
nguyên tử
Page 396 of 970

chuẩn (Ar)
Nhóm, phân 4, d
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình [Kr] 5s2 4d2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 10, 2

vật chất
Nhiệt độ 2128 K (1855 °C, 3371 °F)
nóng chảy
Nhiệt độ sôi 4682 K (4409 °C, 7968 °F)
Mật độ 6,52 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
lỏng
Nhiệt lượng 14 kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay 573 kJ·mol−1
hơi
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2639 2891 3197 3575 4053 4678

Trạng thái 4, 3, 2, 1,[1] Lưỡng tính
Page 397 of 970

ôxy hóa
cộng hoá trị
Bán kính 175±7 pm
liên kết cộng
hóa trị
Thông tin khác

Cấu trúc Lục phương kết chặt
tinh thể [[Tập tin:Lục phương kết chặt|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Lục phương kết
chặt của Zirconi|Cấu trúc tinh thể Lục phương kết chặt của Zirconi]]
Vận tốc âm que mỏng: 3800 m·s−1 (ở 20 °C)
thanh
Độ giãn nở 5,7 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Điện trở ở 20 °C: 421 n Ω·m
suất
Mô đun 88 GPa
Young
Hệ số 0,34
Poisson
Độ cứng 5,0
theo thang
Mohs
Độ cứng 903 MPa
theo thang
Vickers
Độ cứng 650 MPa
theo thang
Brinell
Page 398 of 970
CAS

88 88
Zr Tổng hợp 83,4 ngày ε - Y
γ 0.392D -
89 89
Zr Tổng hợp 78,4 giờ ε - Y
β+ 0.902 89
Y
γ 0.909D -
90 90
Zr 51.45% Zr ổn định với 50 neutron
91 91
92 92
93
Zr Tổng hợp 1,53×106năm β− 0.060 93
Nb
94 17 − − 94
Zr 17.38% >1,1×10 năm ββ 1.144 Mo
96
Zr 2.8% 2,0×1019năm[3] β−β− 3.348 96
Mo
41. Niobi (Nb)

Niobi hay columbi (phiên từ tên gọi của nguyên tố tại Hoa Kỳ) là tên gọi của
một nguyên tố hóa học có ký hiệu Nb và số nguyên tử41. Là một kim loại
chuyển tiếp mềm, dễ uốn, màu xám và hiếm, niobi được tìm thấy trong
pyrochlore và columbit. Nó được phát hiện lần đầu tiên trong khoáng vật thứ
hai vừa đề cập và vì thế ban đầu được gọi là columbi; vì thế hiện nay khoáng
vật đó còn được gọi là "niobit". Niobi được sử dụng trong việc sản xuất các
hợp kim thép đặc biệt cũng như trong hàn, công nghiệp hạt nhân, công
nghiệp điện tử, quang học và ngành kim hoàn.
Đặc trưng
Niobi là kim loại mềm màu xám nhưng có ánh lam khi bị phơi ra ngoài
không khí ở nhiệt độ phòng trong một thời gian dài. Các tính chất hóa học
của niobi là gần giống như của tantali, nguyên tố nằm ngay dưới niobi trong
bảng tuần hoàn.
Page 399 of 970

Khi cần làm việc với niobi ở nhiệt độ hơi cao thì nó cần được đặt trong môi
trường có bảo vệ. Kim loại này bắt đầu bị ôxi hóa trong không khí ở nhiệt độ
200°C; trạng thái ôxi hóa phổ biến nhất của nó là +3, +5, mặc dù các trạng
thái khác cũng tồn tại.
Ứng dụng
Niobi có nhiều ứng dụng: nó là thành phần của một vài loại thép không gỉ và
hợp kim của các kim loại phi sắt khác. Nó cũng là thành phần bổ sung rất
quan trọng cho thép HSLA, được sử dụng rộng rãi làm thành phần cấu trúc
cho các ô tô ngày nay. Các hợp kim này rất bền và thường được dùng làm các
đường ống. Các ứng dụng khác có:

Kim loại này có tiết diện bắt nơtron thấp đối với các nơtron nhiệt và vì thế
có ứng dụng trong công nghiệp hạt nhân.

Được dùng trong các que hàn hồ quang cho một số cấp ổn định của thép
không gỉ.

Lượng thích hợp niobi trong dạng ferroniobi và niken niobi độ tinh khiết
cao được sử dụng trong các siêu hợp kim gốc niken, coban, sắt trong các
ứng dụng như chế tạo các bộ phận của động cơ phản lực, tên lửa và các
thiết bị chịu nhiệt.

Niobi được lượng giá như là vật liệu thay thế cho tantali trong các tụ điện.

Do niobi và một số hợp kim của niobi là trơ về mặt sinh lý (và vì thế ít gây
dị ứng), chúng được sử dụng trong ngành kim hoàn và trong các thiết bị y
tế như máy điều hòa nhịp tim. Niobi được xử lý bằng hiđrôxít natri tạo ra
các lớp xốp hỗ trợ cho kỹ thuật cấy ghép xương.[1]

Cùng với titan, tantali, nhôm, niobi cũng có thể được đốt nóng và anôt
hóa bằng điện để tạo ra một mảng các màu sử dụng phương pháp gọi là
anôt hóa kim loại phản ứng. Điều này làm cho nó trở nên hấp dẫn để sử
dụng trong ngành kim hoàn.

Niobi cũng được bổ sung vào thủy tinh để thu được chiết suất cao hơn,
một tính chất được sử dụng trong công nghiệp quang học để chế tạo các
loại kính điều hòa mỏng hơn.

Năm 2005, Sierra Leone làm đồng tiền để tưởng nhớ Giáo hoàng John
Paul II có chứa một đĩa vàng 24 cara (100%) được bọc bằng một vòng
niobi màu tía.
Page 400 of 970
Niobi trở thành chất siêu dẫn khi hạ nhiệt độ xuống dưới điểm sinh hàn. Ở áp
suất thường, nhiệt độ tới hạn cao nhất của nó để có tính siêu dẫn là 9,3°K.
Niobi có hiệu ứng Meissner lớn nhất trong số mọi nguyên tố đã biết. Ngoài
ra, nó là một trong ba nguyên tố có tính siêu dẫn kiểu II (cùng vanadi và
tecneti). Hợp kim niobi - thiếc và niobi-titan được sử dụng như là dây cuốn
cho các nam châm siêu dẫn có khả năng tạo ra từ trường cực mạnh. Niobi
cũng được sử dụng ở dạng tinh khiết để làm các cấu trúc gia tốc siêu dẫn cho
các máy gia tốc hạt.
Lịch sử
Niobi (nguồn gốc từ tên gọi một vị thần Hy Lạp là Niobe, con gái của
Tantalus) được Charles Hatchett phát hiện năm 1801.[2]Hatchett tìm thấy
niobi trong một mẫu quặng được John Winthrop gởi từ Anh đến
Massachusetts, Hoa Kỳ năm 1734[3] và đã đặt tên khoáng vật là columbite và
nguyên tố mới là columbium theo tên Columbia.[4] Columbium được Hatchett
phát hiện có thể là một hỗn hợp của nguyên tố mới với tantali.[4] Đã có một số
nhầm lẫn đáng kể[5] về các khác biệt giữa niobi và tantali có quan hệ gần gũi.
Năm 1809, Nhà hóa học Anh William Hyde Wollaston đã so sánh cả hai ôxit
của columbi - columbit, có mật độ 5,918g/cm3, và tantali - tantalit, với mật độ
7,935g/cm3, và kết luận rằng đó là 2 ôxít khác nhau đáng kể về mật độ, và do
đó ông giữ tên gọi tantali.[5] Kết luận này bị phản đối bởi nhà hóa học
Đức Heinrich Rose năm 1846, ông cho rằng có hai nguyên tố khác nhau
trong mẫu tantalit, và đặt tên chúng theo tên đứa con của Tantalus: niobium
(theo Niobe), và pelopium (theo Pelops).[6][7] Nhầm lẫn này xuất phát từ sự
khác biệt được quan sát rất ít giữa tantali và niobi. Cả tantali và niobi phản
ứng với clo và các vết của ôxy, bao gồm cả hàm lượng trong khí quyển, với
niobi tạo thành hai hợp chất: niobi pentaclorua (NbCl5) dễ bay hơi màu trắng
và niobi oxyclorua (NbOCl3) không bay hơi. Các nguyên tố mới được công
bố là pelopium, ilmenium và dianium[8] thực chất là niobi hoặc các hỗn hợp
của niobi và tantali.[9]
Sự khác biệt giữa tantalum and niobium được chứng minh rõ ràng năm 1864
bởi Christian Wilhelm Blomstrand,[9] và Henri Etienne Sainte - Claire
Deville, cũng như Louis J. Troost, họ đã xác định các công thức của một số
hợp chất vào năm 1865[9][10] và cuối cùng bởi nhà hóa học Thụy Sĩ Jean
Charles Galissard de Marignac[11] năm 1866, tất cả họ đã chứng minh rằng chỉ
Page 401 of 970
có 2 nguyên tố. Các phát hiện này đã không ngăn các nhà khoa học dùng
trong các bài báo được xuất bản mãi cho đến năm 1871.[12] năm 1864, De
Marignac là người đầu tiên điều chế niobi nguyên chất khi ông khử niobi
clorua bằng cách nung nóng nó trong môi trường hiđrô.[13]
Mặc dù de Marignac đã có thể điều chế niobi nguyên chất với quy mô lớn
vào năm 1866, mãi cho đến đầu thế kỷ 20 niobi mới được dùng trong thương
mại, trong sợi tóc đèn dây tóc.[10] Ứng dụng này nhanh chóng lỗi thời khi
niobi bị thay thế bởi tungsten, do nguyên tố này có điểm nóng chảy cao hơn
và đó là một lợi thế trong việc sử dụng làm dây tóc bóng đèn. Việc phát hiện
ra niobi có khả năng làm tăng độ bền của thép được thực hiện vào thập niên
1920, và vẫn được sử dụng cho đến ngày nay.[10] Năm 1961, nhà vật lý người
Mỹ Eugene Kunzler và các cộng sự tại Bell Labs phát hiện ra rằng niobi -
kẽm thể hiện tính siêu dẫn trong các dòng điện và từ trường mạnh.[14]
Columbium (ký hiệu Cb[15]) là tên gọi ban đầu Hatchett đặt cho nguyên tố,
nhưng IUPAC đã chính thức công nhận tên gọi "niobium" như là tên cho
nguyên tố số 41 vào năm 1950 sau khoảng 100 năm tranh chấp. Đây là một
kiểu thỏa hiệp[16] do IUPAC chấp nhận tên gọi tungsten thay cho tên gọi
wolfram để chiều theo cách gọi tại Bắc Mỹ cho nguyên tố số 74; và niobium
thay vì columbium để chiều theo cách gọi tại châu Âu cho nguyên tố số 41.
Tuy nhiên, không phải là ai cũng đồng ý với điều này và trong khi nhiều hiệp
hội hóa chất hàng đầu cũng như các tổ chức chính phủ đề cập tới nguyên tố
này bằng tên gọi chính thức của IUPAC thì vẫn còn nhiều hiệp hội kim loại,
các nhà luyện kim hàng đầu khác, và phần lớn các nhà sản xuất thương mại
hàng đầu tại Hoa Kỳ vẫn dùng tên gọi "columbium".[17][18]
Phổ biến
Niobi
Nguyên tố này không tồn tại ở dạng tự do trong
thiên nhiên mà trong các khoáng vật như
columbit ((Fe,Mn)(Nb,Ta)2O6), columbit -
tantalit hay coltan ((Fe,Mn)
(Ta,Nb)2O6), pyrochlore ((Na,Ca)2Nb2O6OH,F)
hay euxenit ((Y,Ca,Ce,U,Th)(Nb,Ta,Ti)2O6).
Page 402 of 970
Các khoáng vật chứa niobi thường cũng chứa tantali. Một lượng lớn trầm tích
của niobi được phát hiện gắn liền với cacbonatit (các dạng đá lửa cacbon -
silicat) và như là thành phần hợp thành của pyrochlore. Brasil và Canada là
các nhà sản xuất hàng đầu về khoảng vật niobi cô đặc và các nguồn quặng dự
trữ lớn còn có Nigeria, Cộng hòa dân chủ Congo, Nga. Công ty sản xuất lớn
nhất tại Brasil là CBMM nằm tại Araxá, Minas Gerais.
Đồng vị
Niobi nguồn gốc tự nhiên chỉ bao gồm 1 đồng vị ổn định (Nb93). Các đồng vị
phóng xạ ổn định nhất có Nb92 với chu kỳ bán rã 34,7 triệu năm, Nb94 (20.300
năm), Nb91(680 năm). Nb93 có dạng đồng phân hạt nhân (Nb93m) với đường
năng lượng gama ở 31 keV và chu kỳ bán rã 16,13 năm. Hai mươi ba đồng vị
phóng xạ khác cũng đã được nêu đặc trưng. Phần lớn trong số này có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 2 giờ, ngoại trừ Nb95 (35 ngày), Nb96 (23,4 giờ) và Nb90 (14,6
giờ). Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn Nb93 là bắt điện
tử còn phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nặng hơn Nb93 là bức xạ
beta với một số bức xạ nơtron diễn ra trong phương thức đầu tiên của hai
phương thức phân rã đối với Nb104, Nb109 và Nb110.
Chỉ có Nb95 (35 ngày) và Nb97 (72 phút) và các đồng vị nặng (chu kỳ bán rã
chỉ tính bằng giây) là các sản phẩm phân hạch với lượng đáng kể, do các
đồng vị khác bị lu mờ bởi các đồng vị rất ổn định hay chu kỳ bán rã rất dài
(như Zr93) của nguyên tố zirconi đứng ngay trước nó từ sản phẩm sinh ra
thông qua phân rã beta của các mảnh phân rã giàu nơtron. Nb95 là sản phẩm
phân rã của Zr95 (64 ngày), vì thế sự biến mất của Nb95 trong nhiên liệu hạt
nhân đã qua sử dụng là chậm hơn so với có thể dự kiến từ chu kỳ bán rã 35
ngày của chính nó. Các lượng nhỏ của các đồng vị khác cũng có thể sinh ra
như là các sản phẩm phân hạch trực tiếp.
Phòng ngừa
Các hợp chất chứa niobi là tương đối hiếm gặp, nhưng một số trong chúng có
độc tính và cần cẩn thận khi tiếp xúc. Niobi không có vai trò sinh học đã biết
nào. Bụi niobi kim loại là tác nhân gây kích thích mắt và da cũng như chứa
đựng nguy hiểm cháy. Tuy nhiên, niobi kim loại (không phải bụi) lại là trơ về
mặt sinh lý và vô hại. Nó thường được sử dụng trong nghề kim hoàn.
Page 403 of 970
 Tóm tắt:
Niobi, 41Nb
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Niobi, Nb
Phiên âm /naɪˈoʊbiəm/
nye-OH-bee-əm;
alternatively, /kəˈlʌmbiəm/
kə-LUM-bee-əm
Hình dạng Ánh kim xám, chuyển thành màu xanh dương nhạt khi bị oxy hóa
Niobi trong bảng tuần hoàn
V
↑
Nb
↓
Ta
Zirconi ← Niobi → Molypden
Số nguyên 41
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Page 404 of 970


Nhóm, phân 5, d
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình [Kr] 4d4 5s1
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 12, 1

Trạng thái vật Chất rắn
chất
Nhiệt độ nóng 2750 K (2477 °C, 4491 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 5017 K (4744 °C, 8571 °F)
Mật độ 8,57 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng 30 kJ·mol−1
nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2942 3207 3524 3910 4393 5013

Trạng thái ôxy 5, 4, 3, 2, -1 Axít nhẹ
hóa
Page 405 of 970

hoá trị
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

thể

thanh
Độ giãn nở 7,3 µm·m−1·K−1
nhiệt
Mô đun 105 GPa
Young
thang Mohs
thang Vickers
thang Brinell
Số đăng ký ngày 1 tháng 3 năm 7440
CAS

91
Nb Tổng hợp 6.8×102năm ε - 91
Zr
91m 91
Nb Tổng hợp 60,86 ngày IT 0.104e Nb
92 92
Nb Tổng hợp 10,15 ngày ε - Zr
Page 406 of 970
γ 0.934 -
92
Nb Tổng hợp 3,47×107năm ε - 92
Zr
γ 0.561, 0.934 -
93 93
Nb 100% Nb ổn định với 52 neutron
93m 93
Nb Tổng hợp 16,13 năm IT 0.031e Nb
94 4 − 94
Nb Tổng hợp 2,03×10 năm β 0.471 Mo
γ 0.702, 0.871 -
95
Nb Tổng hợp 34,991 ngày β− 0.159 95
Mo
γ 0.765 -
95m 95
Nb Tổng hợp 3,61 ngày IT 0.235 Nb
42. Molypden (Mo)

Molypden (tiếng La tinh: molybdenum, từ tiếng Hy Lạp molybdos nghĩa là
"giống như chì", trong tiếng Việt được đọc là Mô lip đen), là một nguyên tố
hóa học thuộc nhóm 6 với ký hiệu Mo và số nguyên tử 42. Nó có điểm nóng
chảy cao hàng thứ 6 trong số mọi nguyên tố đã biết và vì thế thường được sử
dụng trong các loại hợp kim thép có sức bền cao. Molypden được tìm thấy ở
dạng dấu vết trong thực vật và động vật, mặc dù sự dư thừa molypden thái
quá có thể gây độc hại cho một số động vật. Molypden được Carl Wilhelm
Scheele phát hiện năm 1778 và lần đầu tiên được Peter Jacob Hjelm cô lập
năm 1781.
Lịch sử
Molypdenit (từ tiếng Hy Lạp Μόλυβδος molybdos, nghĩa là chì),[3] loại quặng
chính mà hiện nay người ta dùng để sản xuất molypden, trước đây gọi là
molypdena. Molypdena từng bị nhầm lẫn và thường được dùng như thể nó là
graphit (than chì). Ngay cả khi hai loại quặng này có thể phân biệt thì
molypdena cũng đã từng được coi là quặng chì.[4] Năm 1754, Bengt Qvist đã
khảo sát khoáng vật và xác định rằng nó không chứa chì.[5]
ICho tới tận năm 1778 thì nhà hóa học người Thụy Điển là Carl Wilhelm
Scheele mới nhận thấy molypdena không phải chì mà cũng chẳng phải
graphit.[6][7] Ông và các nhà hóa học khác sau đó giả định chính xác rằng nó là
Page 407 of 970

quặng của nguyên tố mới khác biệt, đặt tên là molybdenum cho khoáng vật
mà trong đó nó được phát hiện ra. Peter Jacob Hjelm đã thành công trong
việc cô lập molypden bằng cách sử dụng cacbon và dầu lanh vào năm 1781.
[4][8]
Trong một khoảng thời gian dài đã không có ứng dụng công nghiệp nào
từ molypden. Công ty Schneider Electrics của Pháp đã sản xuất hợp kim thép
molypden lần đầu tiên vào năm 1894 dưới dạng các tấm giáp sắt. Cho tới
Chiến tranh thế giới thứ nhất phần lớn các xí nghiệp sản xuất giáp sắt khác
cũng sử dụng thép hợp kim molypden. Trong Chiến tranh thế giới thứ nhất,
một số xe tăng của Anh được bảo vệ bằng các tấm mangan dày tới 75mm,
nhưng nó tỏ ra không hiệu quả. Các tấm mangan sau đó được thay thế bằng
các tấm molypden dày 25 mm. Điều này cho phép đạt được tốc độ cao hơn,
khả năng thao diễn lớn hơn và mặc dù mỏng hơn nhưng lại có sự bảo vệ tốt
hơn.[4] Nhu cầu lớn về molypden trong Chiến tranh thế giới thứ nhất và Đại
chiến thế giới lần thứ hai cùng sự giảm sút mạnh sau chiến tranh có ảnh
hưởng lớn tới giá cả và sản lượng molypden.
Phổ biến
Molypden trong thạch anh
Các nhà sản xuất molypden hàng đầu thế giới là
Hoa Kỳ, Canada, Chile, Nga và Trung Quốc.[4][9]
Mặc dù molypden được tìm thấy trong các khoáng
vật như wulfenit (PbMoO4) và powellit
(CaMoO4), nhưng nguồn thương mại chính chứa
molypden là molypdenit (MoS2). Molypden được
khai thác như là loại quặng chính cũng như được phục hồi từ phụ phẩm trong
khai thác đồng và vonfram.[3] Các mỏ lớn tại Colorado (Climax) và British
Columbia chứa molypdenit, trong khi nhiều trầm tích porphyry đồng như mỏ
Chuquicamata ở miền bắc Chile lại sản xuất molypden như là phụ phẩm của
khai thác đồng. Mỏ Knaben ở miền nam Na Uy mở cửa năm 1885 và là mỏ
molypden đầu tiên trên thế giới. Nó còn duy trì hoạt động tới năm 1973.
Molypden là nguyên tố phổ biến hàng thứ 42 trong vũ trụ và thứ 25 trong
lòng đại dương của Trái Đất, với trung bình khoảng 10,8 tấn/km³.[10] Tàu
Luna 24 của Nga đã phát hiện ra một hạt chỉ chứa molypden (kích thước
1×0,6µm) trong mẩu đá pyroxen thu được từ Mare Crisium trên Mặt Trăng.
[11]
Page 408 of 970

Phụ phẩm trong khai thác molypden là rheni. Do nó luôn có mặt với lượng
nhỏ trong molypdenit nên nguồn thương mại duy nhất của rheni chính là các
mỏ molypden.
Đặc trưng
Molypden là một kim loại chuyển tiếp với độ âm điện 1,8 trên thang Pauling
và nguyên tử lượng 95,9g/mol.[12] Nó không phản ứng với ôxy hay nước ở
nhiệt độ phòng. Ở nhiệt độ cao hơn, triôxít molypden được tạo ra theo phản
ứng:
0 [13]
2Mo + 3O2 
t
 2MoO3
Ở dạng kim loại nguyên chất, molypden có màu xám trắng bạc và rất cứng,
mặc dù nó hơi mềm hơn vonfram. Dạng bột màu xám sẫm hoặc đen, nó có
điểm nóng chảy là 2.623°C, cao hàng thứ sáu trong số các nguyên tố đã biết,
và chỉ có cacbon cùng các kim loại như vonfram, rheni, osmi và tantali là có
nhiệt độ nóng chảy cao hơn, theo trật tự như trên đây.[3] Molypden bắt cháy ở
nhiệt độ trên 600°C.[10] Nó cũng có hệ số giãn nở nhiệt thấp nhất trong số các
kim loại sử dụng ở quy mô thương mại (4,8µm/m•K ở 25°C).[4]
Molypden có giá trị vào khoảng 65.000USD mỗi tấn vào ngày 4 tháng 5 năm
2007. Nó duy trì mức giá khoảng 10.000USD/tấn suốt trong giai đoạn từ năm
1997 tới năm 2002 và đạt đỉnh cao ở mức 103.000USD/tấn vào tháng 6 năm
2005.[14]
Đồng vị
Người ta đã biết 35 đồng vị của molypden với nguyên tử lượng trong khoảng
từ 83 tới 117, cũng như bốn đồng phân hạt nhân. Bảy đồng vị có nguồn gốc
tự nhiên, với nguyên tử lượng là 92, 94, 95, 96, 97, 98 và 100. Trong số này
có 5 đồng vị ổn định (nguyên tử lượng từ 94 tới 98). Tất cả các đồng vị
không ổn định của molypden phân rã thành các đồng vị của niobi, tecneti,
rutheni.[15]
Mo92 và Mo100 là hai đồng vị tự nhiên không ổn định. Mo100 có chu kỳ bán rã
khoảng 1×1019 năm và trải qua phân rã beta képthành Ru100. Mo98 là đồng vị
phổ biến nhất, chiếm 24,14% khối lượng tất cả các đồng vị molypden. Các
Page 409 of 970

đồng vị molypden với nguyên tử lượng từ 111 tới 117 đều có chu kỳ bán rã ở
mức 15μs.[15]
Hợp chất
Molypden có một số trạng thái ôxi hóa phổ biến là +2, +3, +4, +5 và +6.
Trạng thái ôxi hóa cao nhất là phổ biến trong ôxít molypden (VI) (MoO3)
trong khi hợp chất với lưu huỳnh thông thường nhất là đisulfua molypden
(MoS2). Khoảng rộng các trạng thái ôxi hóa thuộc về các clorua của
molypden:
 Clorua molypden (II) MoCl2 (chất rắn màu vàng).

 Clorua molypden (III) MoCl3 (chất rắn màu đỏ sẫm).
 Clorua molypden (V) MoCl5 (chất rắn màu lục sẫm).
 Clorua molypden (VI) MoCl6 (chất rắn màu nâu).
Giống như crom và một số kim loại chuyển tiếp khác, molypden có khả năng
tạo ra các liên kết bậc bốn.
Vai trò sinh học

Vai trò quan trọng nhất của các nguyên tử molypden trong các sinh vật sống
là các nguyên tử dị-kim loại trong khu vực hoạt hóa của một số enzym nhất
định. Trong cố định nitơ ở một số loài vi khuẩn, enzym nitrogenaza tham gia
vào bước cuối cùng để khử phân tử nitơ thường chứa molypden trong khu
vực hoạt hóa (mặc dù thay thế Mo bằng sắt hay vanadi cũng có).
Tháng Ba năm 2008, các nhà nghiên cứu đã thông báo rằng họ tìm thấy
chứng cứ mạnh cho giả thiết rằng sự khan hiếm molypden trong lòng đại
dương của Trái Đất thời kỳ đầu đã là yếu tố hạn chế sự tiến hóa tiếp theo của
sinh vật nhân chuẩn (bao gồm toàn bộ động và thực vật) do các sinh vật nhân
chuẩn không thể cố định nitơ và phải thu nhận nó từ các vi khuẩn nhân sơ.[16]
[17]
Sự khan hiếm molypden tạo ra do sự thiếu hụt tương đối của ôxy trong đại
dương thời kỳ đầu. Ôxy hòa tan trong nước biển là cơ chế chính để hòa tan
molypden từ các chất khoáng dưới đáy biển.
Mặc dù molypden tạo ra một số hợp chất với một số phân tử hữu cơ, như các
cacbohyđrat và axít amin, nhưng nó được vận chuyển trong cơ thể người
Page 410 of 970
dưới dạng MoO42-.[18] Molypden có mặt trong khoảng 20 enzym ở động vật,

bao gồm anđehyt oxidaza, sulfit oxidaza, xanthin oxidaza.[4] Ở một số động
vật, sự ôxi hóa xanthin thành axít uric, một quá trình dị hóa purin, được xúc
tác bằng xanthin oxidaza, một enzym chứa molypden. Hoạt động của xanthin
oxidaza tỷ lệ thuận với khối lượng molypden trong cơ thể. Tuy nhiên, nồng
độ cực cao của molypden lại đảo ngược xu hướng này và có thể tác động như
là tác nhân ức chế cả dị hóa purin lẫn các quy trình khác. Nồng độ molypden
cũng ảnh hưởng tới tổng hợp protein, trao đổi chất, và sự phát triển.[18] Các
enzym này ở thực vật và động vật xúc tác phản ứng của ôxy trong các phân
tử nhỏ, như là một phần của sự điều chỉnh các chu trình nitơ, lưu huỳnh và
cacbon.
Ở người nặng 70kg có khoảng 9,3mg molypden, chiếm 0,00001% trọng
lượng cơ thể.[19] Nó có nồng độ cao hơn ở gan và thận còn nồng độ thấp hơn
ở xương sống.[10] Molypden cũng tồn tại trong men răng của người và có thể
hỗ trợ việc ngăn ngừa sâu răng.[20] Gan lợn, cừu và bê chứa khoảng 1,5 phần
triệu molypden. Các nguồn dinh dưỡng khác chứa đáng kể molypden là đậu
xanh, trứng, hạt hướng dương, bột mì, đậu lăng và một vài loại lương thực
khác.[4]
Nhu cầu hấp thụ trung bình mỗi ngày đối với molypden là khoảng 0,3mg.
Hấp thụ trên 0,4mg có thể gây ngộ độc.[4] Thiếu hụt molypden, gây ra do hấp
thụ dưới 0,05mg/ngày,[4] có thể gây ra còi cọc, giảm ngon miệng và giảm khả
năng sinh sản.[21] Tungstat natri là tác nhân kìm hãm và ức chế molypden.
Vonfram trong thức ăn làm giảm nồng độ molypden trong các mô của cơ thể.
[10]
Đối kháng đồng - molypden

Một lượng lớn molypden có thể gây cản trở sự hấp thụ đồng của cơ thể, bằng
sự ngăn chặn các protein của huyết tương trong việc liên kết đồng cũng như
gia tăng lượng đồng bị bài tiết theo đường nước tiểu. Các động vật nhai lại
nếu tiêu thụ lượng lớn molypden sẽ phát sinh các triệu chứng như tiêu chảy,
còi cọc, bệnh thiếu máu và mất sắc tố ở lông. Các triệu chứng này có thể
giảm đi bằng cách chỉ định thêm đồng vào khẩu phần ăn cũng như bằng cách
tiêm.[22] Tình trạng này có thể trầm trọng thêm nếu dư thừa cả lưu huỳnh.[10]
Page 411 of 970

Ứng dụng
Khả năng của molypden trong việc chịu đựng được nhiệt độ cao mà không có
sự giãn nở hay mềm đi đáng kể làm cho nó là hữu ích trong các ứng dụng có
sức nóng mãnh liệt, bao gồm sản xuất các bộ phận của máy bay, tiếp điểm
điện, động cơ công nghiệp và dây tóc đèn.[4][23] Molypden cũng được sử dụng
trong các hợp kim vì khả năng chống ăn mòn cũng như khả năng hàn được
khá cao của nó.[10][24] Phần lớn các hợp kim thép sức bền cao chứa khoảng
0,25% tới 8% molypden.[3] Mặc dù chỉ sử dụng ở những tỷ lệ thấp như vậy,
nhưng trên 43.000 tấn molypden đã được sử dụng như là tác nhân tạo hợp
kim mỗi năm trong sản xuất thép không gỉ, thép công cụ, gang cùng các siêu
hợp kim chịu nhiệt.[10]
Do có trọng lượng riêng nhỏ hơn cùng giá cả ổn định hơn so với vonfram,
nên molypden được bổ sung vào vị trí của vonfram.[10] Molypden có thể được
bổ sung trong vai trò của cả tác nhân tạo hợp kim lẫn làm vật liệu phủ chịu
nhiệt cho các kim loại khác. Mặc dù điểm nóng chảy của nó là 2.623°C,
nhưng molypden nhanh chónh bị ôxi hóa ở nhiệt độ trên 760°C, làm cho nó
phù hợp tốt hơn để sử dụng trong môi trường chân không.[23]
Mo99 được sử dụng như là đồng vị phóng xạ gốc để tạo ra đồng vị phóng xạ
Tc99, được sử dụng trong nhiều ứng dụng y học.
Disulfua molypden (MoS2) được sử dụng làm chất bôi trơn và tác nhân. Nó
tạo thành các màng mỏng trên bề mặt kim loại có khả năng chịu được nhiệt
độ và áp suất cao. Molypdat chì đồng ngưng tự cùng với cromat chì và sulfat
chì là một chất màu vàng cam sáng, được sử dụng trong chế tạo gốm và chất
dẻo.[25] Triôxít molypden (MoO3) được dùng làm chất kết dính giữa men và
kim loại.[6] Bột molypden cũng đôi khi được dùng làm phân bón cho một số
loài thực vật, chẳng hạn súp lơ.[10]
Nó cũng được sử dụng trong các thiết bị phân tích NO, NO2, NOx tại các nhà
máy điện để kiểm soát ô nhiễm. Ở 350°C, nó đóng vai trò của chất xúc tác
cho NO2 / NOx để tạo ra chỉ các phân tử NO để có thể đọc ổn định bằng tia
hồng ngoại.
Phòng ngừa
Page 412 of 970

Bụi và hơi molypden sinh ra do khai thác và chế biến là không độc hại.
Người ta chưa thấy các tác động dài hạn gắn liền với phơi nhiễm molypden;
tuy nhiên, phơi nhiễm kéo dài có thể gây ra kích thích mắt và da. Nên tránh
việc hít thở hay nuốt trực tiếp molypden.[26] Các quy định của OSHA Hoa Kỳ
về giới hạn phơi nhiễm cho phép tối đa molypden trong 8 giờ mỗi ngày là
5mg/m³. Phơi nhiễm kinh niên tới 60 – 600mg Mo/m³ có thể gây ra các triệu
chứng như mệt mỏi, đau đầu và đau khớp.[27]
Cung và cầu
Mặc dù sản lượng hiện tại của molypden đáp ứng được nhu cầu, nhưng người
ta dự báo sản lượng này sẽ không đáp ứng được nhu cầu trong giai đoạn 2009
- 2015.
Các lò nung chế biến quặng molypden thành dạng bột mịn, viên nhỏ hay các
dạng khác. Tổng năng lực các lò nung trên thế giới hiện tại khoảng 145.000
tấn (320 triệu pao) mỗi năm, vừa đủ cho nhu cầu. Hiện tại không còn công
suất dư thừa trong khi chưa thấy có các lò nung mới nào được phép hoạt
động. Với năng lực đã tới hạn có thể thấy dự báo về thiếu hụt trong tương lai
là rõ nét. Các dữ liệu này dựa trên giả thiết là các mỏ còn có thể tăng công
suất đầu ra.
Nhu cầu về molypden tại phương Tây gia tăng mỗi năm khoảng 3% và nhu
cầu của Trung Quốc cùng SNG tăng khoảng 10% mỗi năm, làm gia tăng tổng
thể trong nhu cầu toàn cầu khoảng 4,5% mỗi năm. Nhu cầu gia tăng có thể là
do hai yếu tố chính như sau. Thứ nhất, các chất xúc tác cho chế biến dầu thô
bằng hiđrô càng ngày càng trở thành thiết yếu. Thứ hai là sự gia tăng trong
việc xây dựng các lò phản ứng hạt nhân. Ước tính sẽ có thêm 48 lò phản ứng
hạt nhân nữa được xây dựng cho tới năm 2013 và khoảng 100 lò vào năm
2020. Hiệp hội Molypden Quốc tế (IMOA) cho rằng trung bình mỗi lò phản
ứng hạt nhân cần dùng khoảng 160.000 mét (520.000ft) thép không gỉ. Một
số lò lớn chứa trên 305.000 mét (1 triệu ft) thép không gỉ. Trừ khi sản xuất
molypden có những bước tiến nhảy vọt còn không thì sự thiếu hụt trong cung
cấp kim loại này được ước tính sẽ xảy ra vào năm 2009.[28]
 Tóm tắt:
Page 413 of 970

Molypden, 42Mo
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Molypden, Mo
Phiên âm /ˌmɒlɪbˈdiːnəm/ MOL-ib-DEE-nəm
or /məˈlɪbdɪnəm/ mə-LIB-di-nəm
Molypden trong bảng tuần hoàn
Cr
↑
Mo
↓
W
Niobi ← Molypden → Tecneti
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 5s1 4d5
Page 414 of 970

mỗi lớp 2, 8, 18, 13, 1

Nhiệt độ sôi 4912 K (4639 °C, 8382 °F)
Mật độ 10,28 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2742 2994 3312 3707 4212 4879

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1[1], -1, -2 Axít mạnh
hóa trị
Thông tin khác


Page 415 of 970

Mohs
Vickers
Brinell

92 92
Mo 14.84% Mo ổn định với 50 neutron
93 3 93
Mo Tổng hợp 4×10 năm ε - Nb
94 94
95 95
96 96
97 97
98 98
99
Mo Tổng hợp 65,94 giờ β− 0.436, 1.214 99m
Tc
γ 0.74, 0.36, 0.14 -
100 18 − − 100
Mo 9.63% 7.8×10 y ββ 3.04 Ru
43. Tecneti (Tc)
Tecneti (tiếng La tinh: Technetium) là nguyên tố hóa học có nguyên tử
lượng và số nguyên tử nhỏ nhất trong số các nguyên tố không có đồng vị ổn
định nào. Trên Trái Đất, nó là nguyên tố được con người phát hiện ra nhờ
tổng hợp. Nó có số nguyên tử 43 và ký hiệu Tc. Các tính chất hóa học của
kim loại chuyển tiếp màu xám bạc và kết tinh này là trung gian giữa rheni
Page 416 of 970
và mangan. Đồng phân hạt nhân bức xạ gama và có chu kỳ sống ngắn Tc99m

được sử dụng trong y học hạt nhân cho nhiều loại thử nghiệm chẩn đoán lâm
sàng. Tc99 được sử dụng như là nguồn chứa các hạt beta không chứa tia gama.
Các ion pertecnetat (TcO4-) có thể được sử dụng như là tác nhân ức chế mạnh
sự ăn mòn anôt cho thép mềm trong các hệ thống làm lạnh khép kín.
Trước khi nguyên tố này được phát hiện thì nhiều tính chất của nguyên tố số
43 đã được D.I Mendeleev dự báo. Mendeleev nhận thấy có lỗ hổng trong
bảng tuần hoàn của ông và gọi nguyên tố ở vị trí này là ekamangan. Năm
1937, đồng vị Tc97 trở thành nguyên tố chủ yếu là nhân tạo đầu tiên được sản
xuất, vì thế mà có tên gọi của nó (từ tiếng Hy Lạp τεχνητός nghĩa là "nhân
tạo"). Phần lớn tecneti sản xuất trên Trái Đất là phụ phẩm của phân hạch U235
trong các lò phản ứng hạt nhân và được giải phóng từ các thanh nhiên liệu hạt
nhân. Không có đồng vị nào của tecneti có chu kỳ bán rã dài hơn 4,2 triệu
năm (Tc98), vì thế sự phát hiện ra nó trong các sao đỏ khổng lồ vào năm 1952
đã hỗ trợ cho học thuyết cho rằng các ngôi sao có thể sản sinh ra các nguyên
tố nặng. Trên Trái Đất, tecneti có ở dạng dấu vết nhưng có thể đo đạc được
như là sản phẩm của phân hạch ngẫu nhiên trong quặng urani hay do bắt
nơtron trong các quặng molypden.
Đặc trưng
Tecneti là một kim loại màu xám bạc có tính phóng xạ với bề ngoài tương tự
như bạch kim. Tuy nhiên, nói chung nó hay thu được dưới dạng bột màu
xám. Vị trí của nó trong bảng tuần hoàn là trung gian giữa rheni và mangan
và theo như dự báo bởi luật tuần hoàn thì các tính chất của nó cũng là trung
gian giữa hai nguyên tố này. Tecneti là bất thường trong số các nguyên tố nhẹ
và trung bình ở chỗ nó không có đồng vị ổn định nào. Chỉ có tecneti và
promethi (số 61) là không có đồng vị ổn định trong số các nguyên tố mà
trước và sau chúng có các nguyên tố với các đồng vị ổn định.
Tecneti vì thế là cực kỳ hiếm trên Trái Đất. Tecneti không đóng vai trò sinh
học tự nhiên gì và thông thường không tìm thấy trong cơ thể người.
Dạng kim loại của tecneti bị mờ xỉn chậm trong không khí ẩm. Các ôxít của
nó là TcO2, Tc2O7. Trong các điều kiện ôxi hóa thì tecneti (VII) sẽ tồn tại như
là các ion pertecnetat (TcO4-).[3] Các trạng thái ôxi hóa phổ biến là 0, +2, +4,
+5, +6 và +7.[4] Tecneti sẽ cháy trong ôxy khi ở dạng bột.[5] Nó hòa tan trong
Page 417 of 970

nước cường toan, axít nitric và axít sulfuric đậm đặc, nhưng không hòa tan
trong axít clohiđric. Nó có các vạch quang phổ đặc trưng ở 363, 403, 410,
426, 430 và 485nm.[6]
Dạng kim loại của nó là hơi thuận từ, nghĩa là các lưỡng cực từ của nó hướng
theo từ trường bên ngoài, mặc dù tecneti không là chất có từ tính thông
thường.[7] Cấu trúc tinh thể của tecneti kim loại là lục giác gắn kín. Tecneti
kim loại tinh khiết đơn tinh thể sẽ trở thành chất siêu dẫn kiểu II ở 7,46°K;
các tinh thể không đều và các tạp chất ở dạng dấu vết nâng nhiệt độ này lên
11,2°K đối với bột tecneti độ tinh khiết 99,9%.[8] Dưới nhiệt độ này tecneti
có hiệu ứng Meissner rất cao, lớn thứ hai trong số các nguyên tố, sau niobi.[9]
Tecneti được sản xuất bằng phân hạch hạt nhân và lan truyền dễ dàng hơn so
với nhiều nuclit phóng xạ khác. Nó dường như có độc tính hóa học thấp, mặc
dù chứng cứ thực nghiệm là rất hiếm. Độc tính X-quang học của nó (trên đơn
vị khối lượng) là hàm số của kiểu hợp chất, kiểu bức xạ của đồng vị đang
xem xét và chu kỳ bán rã của đồng vị. Tc99m là đáng quan tâm trong các ứng
dụng y học, do bức xạ từ đồng vị này là tia gama với bước sóng tương tự như
các tia X dùng trong các ứng dụng chẩn đoán tia X thông thường trong y học,
tạo cho nó có sự thâm nhập thích hợp trong khi gây ra tổn thương tối thiểu
đối với lượng tử gama. Điều này cùng với chu kỳ bán rã cực ngắn của đồng
phân hạt nhân này, kèm theo là chu kỳ bán rã tương đối dài của đồng vị được
sinh ra (Tc99) cho phép nó được loại bỏ ra khỏi cơ thể trước khi nó phân rã.
Điều này dẫn tới các liều lượng tương đối thấp của chiếu xạ chỉ định trong
các lượng liều tương đương về mặt sinh học đối với các chiếu chụp hạt nhân
dựa trên Tc99m điển hình.[8]
Cần phải cẩn thận khi tiếp xúc với mọi đồng vị của tecneti. Đồng vị phổ biến
nhất, Tc99, là nguồn bức xạ beta yếu; bức xạ của nó có thể bị ngăn chặn lại
bởi thành của các thiết bị bằng thủy tinh trong phòng thí nghiệm. Các tia X
mềm được sinh ra khi các hạt beta bị chặn lại, nhưng nếu cơ thể cách xa trên
30cm thì các tia X này nói chung không gây ra vấn đề. Nguy hiểm chính khi
làm việc với tecneti là hít thở phải bụi của nó; do nhiễm bẩn phóng xạ trong
phổi có thể nâng cao độ rủi ro bị ung thư. Đối với phần lớn công việc thì mũ
trùm chống hơi là vừa đủ; găng tay không thực sự cần thiết.[8]
Ứng dụng
Y học hạt nhân
Page 418 of 970

Tc99m được sử dụng trong các thử nghiệm y học dùng đồng vị phóng xạ,
chẳng hạn như là tác nhân dò vết phóng xạ mà các thiết bị y tế có thể phát
hiện trong cơ thể người[10] Nó thích hợp với vai trò này do nó bức xạ các tia
gama có thể phát hiện được ở ngưỡng 140 keV, và chu kỳ bán rã của nó là
6,01 giờ (nghĩa là khoảng 87,5% khối lượng của nó bị phân rã thành Tc99
trong 24 giờ).[11] Cuốn Technetium của Klaus Schwochau liệt kê 31 dược
phẩm phóng xạ dựa trên Tc99m cho các nghiên cứu chiếu chụp và chức năng
về não, cơ tim, tuyến giáp, phổi, gan, túi mật, thận, cột sống, máu và các khối
u.[8]
Chụp nhấp nháy miễn dịch đưa Tc99m vào trong kháng thể nhân bản đơn
(moAb hay mAb) một protein hệ miễn dịch có khả năng liên kết với các tế
bào ung thư. Vài giờ sau khi tiêm, thiết bị y tế được dùng để phát hiện các tia
gama do Tc99m bức xạ; các mật độ cao chỉ ra nơi có khối u. Kỹ thuật này hữu
ích để phát hiện các chỗ ung thư khó phát hiện, chẳng hạn những vùng liên
quan tới ruột. Các kháng thể đã biến đổi này được công ty của Đức là
Hoechst (hiện nay thuộc Sanofi-Aventis) bán dưới tên gọi "Scintium".[12]
Khi Tc99m kết hợp với hợp chất thiếc nó liên kết với hồng cầu và vì thế có thể
sử dụng để lập bản đồ các rối loạn trong hệ tuần hoàn. Nó thường được dùng
để phát hiện các chỗ bị chảy máu trong hệ tiêu hóa. Các ion pyrophốtphat với
Tc99m bám vào canxi tích lũy trong cơ tim bị tổn thương, làm cho nó trở thành
có ích để phán đoán tổn thương sau khi bị nhồi máu cơ tim.[13] Chất keo của
Tc99m chứa lưu huỳnh được lá lách lọc sạch, làm cho nó là tiềm năng để chiếu
chụp cấu trúc của lá lách.[14]
Phơi nhiễm phóng xạ do xử lý lâm sàng bằng Tc99m có thể giữ ở mức thấp.
Do Tc99m có chu kỳ bán rã ngắn và bức xạ các tia gama cao năng lượng nên
nó dễ dàng phân rã thành Tc99 ít phóng xạ hơn, tạo ra liều phóng xạ tổng thể
tương đối ít hơn cho bệnh nhân trên một đơn vị hoạt hóa ban đầu sau khi chỉ
định. Trong dạng được chỉ định trong các thử nghiệm y học này (thường là
pertecnetat) cả hai đồng vị đều bị loại trừ nhanh chóng từ cơ thể, nói chung
trong phạm vi vài ngày.[13]
Tecnetimcho các mục đích y học hạt nhân thông thường được tách ra từ các
máy sinh tecneti-99m. Tc95m với chu kỳ bán rã 61 ngày, được sử dụng như là
tác nhân dò vết phóng xạ để nghiên cứu chuyển động của tecneti trong môi
trường và trong động, thực vật.[8]
Page 419 of 970

Công nghiệp / Hóa chất

Tc99 phân rã gần như hoàn toàn bằng phân rã beta, bức xạ ra các hạt beta với
năng lượng thấp, khá ổn định và không kèm theo tia gama. Ngoài ra, chu kỳ
bán rã dài của nó nghĩa là bức xạ này giảm rất chậm theo thời gian. Nó cũng
có thể được chiết tách thành dạng có độ tinh khiết hóa học và đồng vị cao từ
các chất thải phóng xạ. Vì lý do này, nó là nguồn bức xạ beta tiêu chuẩn của
NIST Hoa Kỳ, được dùng trong các thiết bị định cỡ.[8]
Tc99 cũng được đề xuất sử dụng trong các pin hạt nhân quang điện và thang
độ nano.[15]
Giống như rheni và paladi, tecneti có thể dùng làm chất xúc tác. Đối với một
số phản ứng nhất định, chẳng hạn khử hiđrô của rượu isopropyl, nó là chất
xúc tác có hiệu quả cao hơn so với cả rheni lẫn paladi. Tuy nhiên, tính phóng
xạ của nó là vấn đề chính trong tìm kiếm các ứng dụng an toàn.[8]
Trong một số điều kiện nhất định, nồng độ nhỏ (cỡ 5×10−5mol/L) ion
pertecnetat trong nước có thể bảo vệ sắt và thép cacbon không bị ăn mòn. Vì
lý do này, pertecnetat có thể được sử dụng như là chất ức chế ăn mòn anôt
cho thép, mặc dù tính phóng xạ của tecneti gây ra các vấn đề các ứng dụng
hóa chất như thế. Trong khi CrO42− cũng có thẻ gây ức chế như thế nhưng nó
cần nồng độ cao gấp 10 lần. Cơ chế mà pertecnetat ngăn chặn ăn mòn vẫn
chưa được hiểu rõ, nhưng dường như nó tham gia vào quá trình hình thành
thuận nghịch một lớp mỏng trên bề mặt. Một giả thuyết cho rằng pertecnetat
phản ứng với bề mặt thép để tạo ra một lớp ôxít tecneti có tác dụng ngăn
ngừa ăn mòn sau đó; hiệu ứng tương tự cũng giải thích tại sao bột sắt lại có
thể sử dụng để loại bỏ pertecnetat từ nước. (Cacbon hoạt hóa cũng có thể sử
dụng với hiệu ứng tương tự.) Hiệu ứng biến mất rất nhanh nếu nồng độ của
pertecnetat thấp hơn nồng độ tối thiểu hay nồng dộ quá cao của các ion khác
được thêm vào.
Bản chất phóng xạ của tecneti (3MBq mỗi lít ở các nồng độ yêu cầu) làm cho
sự bảo vệ chống ăn mòn là gần như không thực tế trong nhiều tình huống.
Tuy nhiên, sự bảo vệ chống ăn mòn như thế đã được đề xuất (nhưng không
được chấp nhận) để sử dụng trong các lò phản ứng hạt nhân nước sôi.[8]
Lịch sử
Tìm kiếm nguyên tố 43
Page 420 of 970
Dmitri Ivanovich Mendeleev dự báo các tính

chất của tecneti trước khi phát hiện ra nó
Trong nhiều năm đã tồn tại khoảng trống trong
bảng tuần hoàn giữa molypden (số 42) và
rutheni (số 44). Nhiều nhà nghiên cứu thời kỳ
đầu đã cố gắng để có thể là người đầu tiên tìm
thấy và đặt tên cho nguyên tố còn bị bỏ sót này;
vị trí của nó trong bảng tuần hoàn gợi ý rằng
việc tìm kiếm nó phải dễ dàng hơn so với các
nguyên tố chưa được phát hiện khác. Lần đầu
tiên người ta cho rằng đã tìm thấy nó trong
quặng platin vào năm 1828. Khi đó nó được đặt
tên là polonium nhưng hóa ra nó chỉ là iridi không tinh khiết. Sau đó vào năm
1846 nguyên tố ilmenium được tuyên bố là đã tìm thấy nhưng lại được xác
nhận là niobi không tinh khiết. Sai lầm này lặp lại vào năm 1847 với "sự phát
hiện" ra pelopium.[16] Dmitri Ivanovich Mendeleev dự báo rằng nguyên tố còn
bỏ sót này, như một phần trong các dự đoán khác, về mặt hóa học phải tương
tự như mangan và đặt tên cho nó là ekamangan.
Năm 1877, nhà hóa học Nga là Serge Kern thông báo về việc phát hiện ra
nguyên tố còn sót này trong quặng platin. Kern đặt tên cho nó là davyum,
theo tên nhà hóa học người Anh Humphry Davy, nhưng sau đó nó được xác
định là hỗn hợp của iridi, rhodi và sắt. Một ứng cử viên khác, lucium, thông
báo vào năm 1896 nhưng được xác định chính là yttri. Năm 1908, nhà hóa
học Nhật Bản là Masataka Ogawa tìm thấy chứng cứ trong khoáng vật
thorianit mà ông cho rằng chỉ ra sự tồn tại của nguyên tố 43. Ogawa đặt tên
cho nó là nipponium, theo tên gọi của Nhật Bản (là Nippon trong tiếng Nhật).
Năm 2004, H. K Yoshihara sử dụng "bản ghi phổ tia X của mẫu nipponium
của Ogawa từ thorianit chứa trong một tấm kính ảnh do gia đình ông lưu giữ.
Phổ được đọc và chỉ ra sự hiện diện của nguyên tố số 43 và sự hiện diện của
nguyên tố số 75 (rheni)."[17]
Các nhà hóa học Đức là Walter Noddack, Otto Berg và Ida Tacke (sau này là
bà Noddack) thông báo về phát hiện ra nguyên tố số 75 và nguyên tố số 43
năm 1925 và đặt tên cho nguyên tố 43 là masurium (theo tên gọi Masuria ở
miền đông Phổ, hiện nay thuộc Ba Lan, khu vực là quê hương của gia đình
Walter Noddack).[18] Nhóm này sử dụng phương pháp tấn công columbit bằng
Page 421 of 970
một luồng điện tử nguyên tố 43 được suy diễn ra là tồn tại nhờ kiểm tra
các ảnh phổ nhiễu xạ tia X. Bước sóng của tia X sinh ra có liên quan với số
nguyên tử theo công thức mà Henry Moseley đưa ra năm 1913. Nhóm này
cho rằng đã phát hiện tín hiệu tia X mờ nhạt tại bước sóng sinh ra bởi nguyên
tố số 43. Các thực nghiệm đương thời đã không thể lặp lại phát kiến này và
trên thực tế nó đã bị gạt bỏ trong nhiều năm như là có sai sót.[19][20]
Năm 1998, John T. Armstrong của Viện Tiêu chuẩn và Công nghệ Quốc gia
Hoa Kỳ (NIST) chạy các "giả lập máy tính" cho thực nghiệm năm 1925 và
thu được các kết quả rất gần với các kết quả mà nhóm của Noddack đã thông
báo. Ông cho rằng điều này cũng được hỗ trợ thêm bởi công trình do David
Curtis từ Phòng thí nghiệm quốc gia Los Alamos công bố khi đo đạc sự phổ
biến tự nhiên (nhỏ) của tecneti.[19][21] Tuy nhiên, các kết quả thực nghiệm của
Noddack không bao giờ có thể tái tạo lại và họ đã không thể cô lập được bất
kỳ cái gì có thể gọi là nguyên tố số 43. Tranh cãi vẫn còn diễn ra về việc
nhóm Noddack có thực sự tìm ra nguyên tố 43 vào năm 1925 hay không.
Phát hiện chính thức và lịch sử sau đó

Sự phát hiện ra nguyên tố 43 cuối cùng được xác nhận trong thực nghiệm
năm 1937 tại Đại học Palermo ở Sicilia do Carlo Perrier và Emilio Segrè tiến
hành. Mùa hè năm 1936, Segrè và vợ ông thăm Hoa Kỳ, đầu tiên tới New
York ở Đại học Columbia, nơi ông đã tới vào mùa hè năm trước, và sau đó
tới Berkeley thăm phòng thí nghiệm phóng xạ của Ernest O. Lawrence. Ông
đã thuyết phục nhà phát minh ra cyclotron (Lawrence) cho phép ông lấy một
vài bộ phận của cyclotron đã bỏ đi và có tính phóng xạ. Đầu năm 1937,
Lawrence gửi cho ông một lá molypden từng là một phần của bộ làm lệch từ
trong cyclotron. Segrè tranh thủ nhà hóa học giàu kinh nghiệm (đồng thời là
đồng nghiệp của ông) là Perrier để cố gắng chứng minh thông qua hóa học so
sánh rằng molypden hoạt hóa trên thực tế có Z = 43, một nguyên tố không
tồn tại trong tự nhiên do tính không ổn định của nó trước phân rã hạt nhân.
Với khó khăn to lớn đáng kể họ cuối cùng đã thành công trong việc cô lập 3
chu kỳ phân rã khác biệt (90, 80, 50 ngày) mà cuối cùng hóa ra là hai đồng
vị, Tc95 và Tc97, của tecnetium, tên gọi mà sau đó Perrier và Segrè đặt cho
nguyên tố đầu tiên do con người tạo ra.[22] Các quan chức của Đại học
Palermo muốn họ đặt tên cho phát kiến của mình là panormium, theo tên gọi
trong tiếng Latinh của Palermo là Panormus. Tuy nhiên, các nhà nghiên cứu
Page 422 of 970

đã đặt tên cho nguyên tố số 43 theo từ trong tiếng Hy Lạp τεχνητός, nghĩa là

"nhân tạo", do nó là nguyên tố đầu tiên được sản xuất nhân tạo.[16][18] Segrè
trở lại Berkeley và ngay lập tức tìm Glenn T. Seaborg. Họ đã cô lập được
đồng vị Tc99m mà hiện nay được sử dụng trong khoảng 10 triệu thử nghiệm
chẩn đoán y học mỗi năm.[23]
Năm 1952, nhà thiên văn Paul W. Merrill tại California phát hiện tín hiệu
quang phổ của tecneti (cụ thể là ánh sáng tại 403,1nm, 423,8nm, 426,8nm và
429,7nm) trong ánh sáng từ các sao đỏ khổng lồ kiểu S.[8] Các ngôi sao khổng
lồ này ở giai đoạn gần cuối cuộc đời của mình rất giàu nguyên tố có chu trình
sống ngắn này, nghĩa là các phản ứng hạt nhântrong ngôi sao phải sinh ra nó.
Chứng cứ này được sử dụng để ủng hộ cho giả thuyết khi đó chưa được
chứng minh cho rằng các ngôi sao là nơi tổng hợp nhân của các nguyên tố
nặng hơn diễn ra.[24] Gần đây, các quan sát như vậy đã cung cấp chứng cứ cho
thấy các nguyên tố được tạo ra bởi bắt nơtron trong tiến trình s.[8]
Kể từ sau phát hiện ra nó, đã có nhiều tìm kiếm trong các vật chất trên Trái
Đất để tìm các nguồn tự nhiên cho tecneti. Năm 1962, Tc99 được cô lập và
nhận dạng trong pitchblend lấy từ Congo thuộc Bỉ với khối lượng cực nhỏ
(khoảng 0,2ng/kg);[8] trong đó nó tồn tại như là sản phẩm từ phân hạch ngẫu
nhiên của U238. Phát hiện này do B.T. Kenna và P.K. Kuroda thực hiện.[25]
Cũng có chứng cứ cho thấy lò phân hạch hạt nhân tự nhiên ở Oklo, Gabon
sinh ra một lượng đáng kể Tc99, để sau đó nó phân rã tiếp thành Ru99.[8]
Phổ biến và sản xuất

Do tecneti không ổn định, chỉ tồn tại ở dạng dấu vết rất nhỏ một cách tự
nhiên trong lớp vỏ Trái Đất như là sản phẩm phân hạch ngẫu nhiên của urani.
Năm 1999, David Curtis ước tính rằng mỗi kilôgam urani chứa khoảng 1
nanogam (1×10−9g) tecneti.[26] Tecneti ngoài Trái Đất được tìm thấy trong
một vài ngôi sao đỏ khổng lồ (kiểu S, M, N) mà vạch hấp thụ trong quang
phổ của chúng chỉ ra sự hiện diện của nguyên tố này.[27]
Page 423 of 970

Sản phẩm phân hạch
sống lâu
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA
Tính chất: tHỌC
½
Sản phẩm Q* βγ
Đơn vị: (Ma) (%) (KeV) *
99
Tc 0,211 6,0507 294β
Sn126 0,230 0,0236 4050 βγ
Sản xuất Tc-99 như phụ phẩm trong 79
Se 0,295 0,0508 151β
rác thải phân hạch 93
Zr 1,53 6,2956 91 βγ
Trái với sự cực kỳ khan hiếm trong tự Cs135 2,3 6,3333 269β
99
nhiên, khối lượng lớn Tc được sản xuất Pd107 6,5 0,1629 33β
mỗi năm từ các thanh nhiên liệu hạt 129
I 15,7 0,6576 194 βγ
nhân đã qua sử dụng, chứa nhiều loại sản
phẩm phân hạch. Sự phân hạch của 1 gam U235 trong các lò phản ứng hạt
nhân sinh ra 27mg Tc99, làm cho tecneti có hiệu suất sinh sản phẩm phân
hạch là 6,1%.[28] Các đồng vị khác của tecneti do phân hạch cũng được sinh ra
tương tự,[8] chẳng hạn 4,9% từ U233 hay 6,21% từ Pu239.
Người ta ước tính cho tới năm 1994 khoảng 49.000TBq (78 tấn) tecneti đã
được sản xuất trong các lò phản ứng hạt nhân và đây cũng là nguồn chủ lực
trong cung cấp tecneti trên Trái Đất.[29] Tuy nhiên, chỉ một phần nhỏ được sử
dụng về mặt thương mại. Vào năm 2005, Tc99 có thể được bán cho những ai
có giấy phép của ORNL với giá 83USD/g cộng với chi phí đóng gói.[30]
Do Tc99 là sản phẩm từ phân hạch hạt nhân của cả U235 lẫn Pu239 với khối
lượng vừa phải nên nó tồn tại trong rác thải hạt nhân của các lò phân hạch và
được sản xuất khi bom hạt nhân nổ. Khối lượng tecneti sản xuất nhân tạo
trong môi trường vượt xa sự tồn tại tự nhiên của nó. Điều này là do sự giải
phóng bởi thử nghiệm hạt nhân trong khí quyển cùng với sự loại bỏ và chế
biến các rác thải hạt nhân giàu tính phóng xạ. Do sản lượng sinh ra từ phân
hạch lớn và chu kỳ bán rã tương đối dài nên Tc99 là một trong những thành
phần chính của rác thải hạt nhân. Sự phân rã của nó, được đo theo becquerel
trên khối lượng nhiên liệu đã dùng, chủ yếu ở mức khoảng 104 tới 106 năm
sau khi có sự hình thành của rác thải hạt nhân.[29]
Ước tính khoảng 160TBq (khoảng 250kg) Tc99 được các thử nghiệm hạt nhân
trong khí quyển giải phóng vào môi trường cho tới năm 1994.[29] Khối lượng
Tc99 từ các lò phản ứng hạt nhân giải phóng vào môi trường cho tới năm 1986
là ở ngưỡng 1000TBq (khoảng 1.600kg), chủ yếu là do tái chế nhiên liệu hạt
nhân; phần lớn trong số này bị thải vào biển. Trong những năm gần đây, các
phương pháp tái chế đã được cải tiến để giảm bức xạ, nhưng vào năm 2005
nguồn xả Tc99 chính vào môi trường là nhà máy Sellafield, đã giải phóng
khoảng 550TBq (khoảng 900kg) từ năm 1995 tới năm 1999 vào trong biển
Page 424 of 970

Ailen. Từ năm 2000 trở đi khối lượng đã bị hạn chế theo quy định ở mức
90TBq (khoảng 140kg) mỗi năm.[31]
Như là kết quả của tái chế nhiên liệu hạt nhân, tecneti được thải vào biển ở
một số khu vực và một số hải sản chứa tecneti ở lượng rất nhỏ nhưng có thể
đo đạc được. Ví dụ, tôm hùm châu Âu từ miền tây Cumbria chứa một lượng
nhỏ tecneti.[32] Các vi khuẩn kỵ khí, tạo nội bào trong chi Clostridium có khả
năng khử Tc (VII) thành Tc (IV). Vi khuẩn Clostridia đóng vai trò trong khử
sắt, mangan và urani, vì thế có ảnh hưởng tới độ hòa tan của các nguyên tố
này trong đất và trong các trầm tích. Khả năng của chúng trong khử tecneti có
thể xác định một phần lớn độ linh động của tecneti trong các rác thải công
nghiệp và các môi trường cận kề bề mặt khác.[33]
Chu kỳ bán rã dài của Tc99 và khả năng của nó tạo ra các dạng anion làm cho
nó (cùng với I129) là các mối e ngại chính khi xem xét tới sự xử lý dài hạn các
rác thải có mức phóng xạ cao. Ngoài ra, nhiều quy trình được thiết kế để xử
lý các sản phẩm phân hạch từ các luồng quy trình hoạt hóa trung bình trong
các nhà máy tái chế được thiết kế để loại bỏ các dạng cation như xezi (chẳng
hạn, Cs137) và stronti (chẳng hạn, Sr90). Vì thế pertecnetat có thể thoát khỏi
các biện pháp của các quy trình xử lý này. Các tùy chọn loại bỏ phế thải hiện
tại ưa dùng việc chôn cất trong các tầng đá ổn định về mặt địa chất. Nguy
hiểm chính với việc làm này là chất thải có thể sẽ tiếp xúc với nước và nó có
thể làm rò rỉ các chất ô nhiễm phóng xạ vào trong môi trường. Các anion
pertecnetat và iodua ít có khả năng bị hấp thụ vào bề mặt của các khoáng vật
vì thế chúng có thể có độ linh động cao.
Để so sánh, có thể thấy plutoni, urani, xezi có khả năng liên kết với các hạt
đất tốt hơn. Vì lý do này, hóa học môi trường về tecneti là lĩnh vực tích cực
trong các nghiên cứu. Biện pháp xử lý chất thải khác, chuyển hóa hạt nhân,
đã chứng minh tại CERN cho Tc99. Quy trình chuyển hóa này là cách thức
trong đó tecneti (Tc99 như một mục tiêu kim loại) bị tấn công bằng các nơtron
để tạo ra Tc100 có chu kỳ sống ngắn (chu kỳ bán rã 16 giây) và nó bị phân rã
theo phân rã beta để tạo ra rutheni (Ru100). Nếu sự phục hồi rutheni có thể sử
dụng được là mục đích thì cần phải có mục tiêu tecneti cực kỳ tinh khiết; nếu
các dấu vết của các nguyên tố nhóm actinid phụ, chẳng hạn americi và curi
có mặt trong mục tiêu, chúng có thể trải qua quá trình phân hạch và tạo ra
nhiều sản phẩm phân hạch làm tăng độ phóng xạ của mục tiêu bị chiếu rọi.
Sự hình thành Ru106 (chu kỳ bán rã 374 ngày) từ phân hạch sạch có thể làm
Page 425 of 970

tăng độ hoạt hóa của rutheni kim loại cuối cùng và nó đòi hỏi thời gian làm
nguội dài hơn sau chiếu rọi, trước khi rutheni có thể sử dụng được.
Sản xuất thực tế của Tc99 từ nhiên liệu hạt nhân đã qua sử dụng là một quy
trình dài. Trong tái chế nhiên liệu, nó xuất hiện trong dạng chất thải lỏng có
tính phóng xạ cao. Sau khi để vài năm, độ phóng xạ giảm xuống tới điểm
trong đó việc tách ra các đồng vị tồn tại lâu, bao gồm Tc99, trở thành khả thi.
Một vài phương pháp chiết tách hóa học được sử dụng để sản xuất Tc99 kim
loại có độ tinh khiết cao.[8]
Kích hoạt nơtron cho molypden hay các nguyên tố khác

Đồng vị đồng phân hạt nhân (trạng thái khi hạt nhân bị kích thích) Tc99m được
sinh ra như là sản phẩm phân hạch từ phân hạch urani hay plutoni trong các
lò phản ứng hạt nhân. Do nhiên liệu hạt nhân đã qua sử dụng được để lại
trong vài năm trước khi tái chế, cả Mo99 và Tc99m sẽ bị phân rã theo thời gian
mà các sản phẩm phân hạch được tách ra từ các nguyên tố nhóm actini chính
trong tái chế hạt nhân thông thường. PUREX raffinate sẽ chứa hàm lượng cao
tecneti như là TcO4- nhưng gần như tất cả nó sẽ là Tc99. Phần lớn Tc99m sử
dụng trong y học được tạo ra từ Mo99 do kích hoạt nơtron của Mo98. Mo99 có
chu kỳ bán rã 67 giờ, vì thế Tc99m tồn tại ngắn ngủi (chu kỳ bán rã 6 giờ, như
là kết quả phân rã của Mo99), liên tục được tạo ra.[34] Các bệnh viện sau đó
tách tecneti ra khỏi dung dịch bằng cách dùng thiết bị sinh tecneti - 99m
("con bò tecneti", hay đôi khi còn gọi là "con bò molypden").
Con bò tecneti thông thường là cột alumina chứa Mo98; do nhôm có tiết diện
bắt nơtron nhỏ, nên nó là thuận tiện để các cột alumina chứa Mo98 không hoạt
hóa được chiếu rọi bằng các nơtron để tạo ra cột Mo99 phóng xạ cho con bò
tecneti.[35] Làm việc theo cách này, không cần thiết phải có các bước hóa học
phức tạp để tách molypden ra khỏi hỗn hợp sản phẩm phân hạch. Phương
pháp thay thế này đòi hỏi phải có mục tiêu urani đã làm giàu được chiếu rọi
bằng các nơtron để tạo ra Mo99 như là sản phẩm phân hạch rồi sau đó tách ra.
[36]
Các đồng vị khác của tecneti không được sinh ra với lượng đáng kể do phân
hạch; khi cần thiết chúng được sản xuất bằng cách chiếu rọi nơtron của các
đồng vị cha (ví dụ Tc97 có thể tạo ra bằng chiếu rọi nơtron cho Ru96).
Page 426 of 970

Đồng vị
Tecneti là một trong hai nguyên tố (trong số 82 nguyên tố đầu tiên) không có
đồng vị ổn định (trên thực tế nó là nguyên tố có số nguyên tử thấp nhất chỉ
tồn tại ở dạng các đồng vị phóng xạ); nguyên tố kia là promethi.[37] Các đồng
vị phóng xạ ổn định nhất là Tc98 (chu kỳ bán rã 4,2 triệu năm), Tc97 (2,6 triệu
năm) và Tc99 (211.100 năm).[38]
Hai mươi hai đồng vị khác cũng được nêu đặc trưng với nguyên tử lượng từ
87,933 (Tc88) tới 112,931 (Tc113). Phần lớn trong số này có chu kỳ bán rã nhỏ
hơn 1 giờ; các ngoại lệ là Tc93 (2,75 giờ), Tc94 (4,883 giờ), Tc95 (20 giờ), Tc96
(4,28 ngày).[38]
Tecneti cũng có nhiều đồng phân hạt nhân. Tc97m là ổn định nhất, với chu kỳ
bán rã 90,1 ngày (0,097MeV). Tiếp theo là Tc95m (61 ngày, 0,038MeV) và
Tc99m (6,01 giờ, 0,143MeV). Tc99m chỉ bức xạ tia gama, sau đó phân rã thành
Tc99.[38]
Đối với các đồng vị nhẹ hơn đồng vị ổn định nhất (Tc98) thì phương thức
phân rã chủ yếu là bắt điện tử tạo ra molypden. Đối với các đồng vị nặng hơn
đồng vị ổn định nhất thì phương thức phân rã chủ yếu là bức xạ beta tạo ra
rutheni, với ngoại lệ là Tc100 có thể phân rã bằng cả bức xạ beta lẫn bắt điện
tử.[38][39]
Tc99 là đồng vị phổ biến nhất và dễ có nhất, do nó là sản phẩm chính của
phân hạch U235. Một gam Tc99 sinh ra 6,2×108 phân rã trong một giây (nghĩa
là 0,62GBq/g).[40]
Độ ổn định của các đồng vị tecneti

Tecneti và promethi là các nguyên tố nhẹ bất thường ở chỗ chúng không có
đồng vị ổn định. Nguyên nhân cho điều này khá phức tạp.[41]
Sử dụng mô hình giọt lỏng cho hạt nhân nguyên tử, người ta có thể rút ra
công thức bán kinh nghiệm cho năng lượng liên kết của hạt nhân. Công thức
này dự báo "thung lũng của độ ổn định beta" mà theo đó các nuclit không trải
qua phân rã beta. Các nuclit nằm "trên tường" của thung lũng có xu hướng
phân rã bằng phân rã beta về phía tâm (bằng cách bức xạ một electron, bức
xạ một positron hay bắt một electron).
Page 427 of 970

Đối với số nucleon A cố định và lẻ, đồ thị của năng lượng liên kết theo số
nguyên tử (số lượng proton) có hình dạng tương tự như parabol (hình chữ U),
với nuclit ổn định nhất ở đáy. Một bức xạ beta hay bắt điện tử sẽ chuyển đổi
một nuclit của khối lượng A thành nuclit kế tiếp hay trước đó, nếu sản phẩm
có năng lượng liên kết thấp hơn và sai khác trong năng lượng là đủ để dẫn tới
phương thức phân rã. Khi chỉ có một parabol thì cũng chỉ có một đồng vị ổn
định nằm trên parabol này.
Đối với số nucleon A cố định và chẵn, đồ thị có dạng răng cưa và tốt nhất
được hình dung như là hai parabol tách biệt cho các số nguyên tử chẵn và lẻ,
do các đồng vị với số chẵn proton và số chẵn nơtron là ổn định hơn so với
các đồng vị với số lẻ các nơtron và số lẻ các proton.
Khi có hai parabol, nghĩa là khi số nucleon là chẵn, một điều có thể xảy ra
(hiếm) là có hạt nhân ổn định vởi số lẻ các nơtron và số lẻ các proton (mặc dù
chỉ có 4 ví dụ ổn định thật sự đối lại với tồn tại rất lâu: các hạt nhân nhẹ:
H2, Li6, B10, N14). Tuy nhiên, nếu điều đó xảy ra, thì cũng có thể không có
đồng vị ổn định với số chẵn các nơtron và số chẵn các proton.
Đối với tecneti (Z = 43), thung lũng ổn định beta có tâm ở khoảng 98
nucleon. Tuy nhiên, đối với mọi số nucleon từ 95 tới 102, đã có ít nhất một
nuclit ổn định của hoặc là molypden (Z = 42) hoặc là của rutheni (Z = 44).
Đối với các đồng vị với số lẻ các nucleon, nó ngay lập tức loại trừ đồng vị ổn
định của tecneti, do chỉ có thể có duy nhất 1 nuclit ổn định với số lẻ cố định
các nucleon. Đối với các đồng vị với số chẵn các nucleon, do tecneti có số lẻ
các proton, nên bất kỳ đồng vị nào cũng phải có số lẻ các nơtron. Trong
trường hợp như thế, sự hiện diện của nuclit ổn định có cùng số các nucleon
và số chẵn các proton bác bỏ khả năng về hạt nhân ổn định.[42]
 Tóm tắt:
Tecneti, 43Tc
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Tecneti, Tc
Phiên âm /tɛkˈniːʃiəm/
Page 428 of 970

tek-NEE-shee-əm
Hình dạng Ánh kim xám bóng
Tecneti trong bảng tuần hoàn
Mn
↑
Tc
↓
Re
Molypden ← Tecneti → Rutheni
Khối lượng nguyên tử 98(0)
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
mỗi lớp 2, 8, 18, 13, 2

Màu sắc Ánh kim xám bóng
Nhiệt độ sôi 4538 K (4265 °C, 7709 °F)
Mật độ 11 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng nóng chảy 33.29 kJ·mol−1
Page 429 of 970

Áp suất hơi (Ngoại suy)

P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2727 2998 3324 3726 4234 4894

Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3[1], 2, 1[2], -1, -3 Axít mạnh
hóa trị
Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 16.200 m·s−1(ở 20 °C)


95m 95
Tc Tổng hợp 61 ngày ε - Mo
γ 0.204, 0.582, 0.385 -
95
IT 0.0389, e Tc
96 96
Tc Tổng hợp 4,3 ngày ε - Mo
γ 0.778, 0.849, 0.812 -
97
Tc Tổng hợp 2,6×106năm ε - 97
Mo
Page 430 of 970

97m 97
Tc Tổng hợp 91 ngày IT 0.965, e Tc
98
Tc Tổng hợp 4,2×106năm β− 0.4 98
Ru
γ 0.745, 0.652 -
99
Tc Tổng hợp 2,111×105năm β− 0.294 99
Ru
99m 99
Tc Tổng hợp 6,01 giờ IT 0.142, 0.002 Tc
γ 0.140 -
43. Rutheni (Ru)

Rutheni (tiếng Latinh: Ruthenium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Ru
và số nguyên tử 44. Là một kim loại chuyển tiếp trong nhóm platin của bảng
tuần hoàn, rutheni được tìm thấy trong các quặng platin và được sử dụng như
là chất xúc tác trong một số hợp kim platin.
Lịch sử
Rutheni được nhà khoa học Nga là Karl Klaus phát hiện và cô lập năm 1844
tại Đại học Kazan, Kazan. Klaus chỉ ra rằng ôxít rutheni chứa một kim loại
mới và thu được 6 gam rutheni từ phần platin thô không hòa tan trong nước
cường toan.
Jöns Berzelius và Gottfried Osann gần như đã phát hiện ra rutheni năm 1827.
Hai người này đã kiểm tra phần cặn bã còn lại sau khi hòa tan platin thô từ
dãy núi Ural trong nước cường toan. Berzelius không tìm thấy bất kỳ kim
loại không thông thường nào nhưng Osann thì cho rằng ông đã tìm ra ba kim
loại mới và đặt tên một trong ba kim loại này là ruthenium (cùng pluranium
và polinium).
Tên gọi có nguồn gốc từ Ruthenia, một từ La tinh để chỉ Rus, một khu vực
lịch sử mà ngày nay là miền tây Nga, Ukraina, Belarus, một phần Slovakia
và Ba Lan. Karl Klaus đặt tên cho nguyên tố như vậy để vinh danh quê
hương ông, do ông sinh ra tại Tartu, Estonia, khi đó là một phần của đế quốc
Nga.
Cũng có thể là nhà hóa học Ba Lan Jędrzej Śniadecki đã cô lập được nguyên
tố số 44 (ông gọi là vestium) từ quặng platin vào năm 1807. Tuy nhiên, công
trình của ông đã không bao giờ được xác nhận và sau đó ông đã tự rút yêu
cầu về phát kiến của mình.
Page 431 of 970
Đặc trưng
Một thanh Rutheni bị gãy

Là một kim loại màu trắng, cứng, nhiều hóa trị,
rutheni là thành viên của nhóm platin, có 4 biến
thể kết tinh và không bị xỉn đi ở nhiệt độ bình
thường, nhưng bị ôxi hóa dễ dàng trong không
khí để tạo thành tetraôxít rutheni (RuO4), một
tác nhân ôxi hóa mạnh với các tính chất tương tự
như của tetraôxít osmi. Rutheni hòa tan trong kiềm nóng chảy, không bị các
axít ăn mòn nhưng bị các halogen ăn mòn ở nhiệt độ cao. Một lượng nhỏ
rutheni có thể làm tăng độ cứng của platin và paladi. Khả năng chống ăn mòn
của titan tăng lên đáng kể nhờ bổ sung một lượng nhỏ rutheni.
Kim loại này có thể mạ thông qua mạ điện hay bằng các phương pháp phân
hủy nhiệt. Một hợp kim của rutheni với molypden có tính siêu dẫn ở 10,6°K.
Các trạng thái ôxi hóa của rutheni nằm trong khoảng từ +1 tới +8, và trạng
thái -2 cũng đã được biết đến, mặc dù các trạng thái +2, +3 và +4 là phổ biến
nhất.
Phổ biến
Khai thác thông thường
Nguyên tố này nói chung được tìm thấy trong các loại quặng với các kim loại
khác thuộc nhóm platin trong khu vực dãy núi Ural cũng như ở Bắc và Nam
Mỹ. Những lượng nhỏ nhưng có tầm quan trọng thương mại cũng được tìm
thấy trong pentlandit tách ra ở Sudbury, Ontario, Canada và trong các trầm
tích pyroxenit ở Nam Phi.
Rutheni là cực hiếm và nó đứng thứ 74 về độ phổ biến trong số các kim loại
trên Trái Đất[3]. Khoảng 12 tấn rutheni được khai thác mỗi năm với tổng trữ
lượng toàn thế giới khoảng 5000 tấn[3].
Kim loại này được cô lập ở quy mô thương mại thông qua công nghệ hóa học
phức tạp trong đó hiđrô được dùng để khử ammonirutheni clorua để sinh ra
một chất bột. Chất bột đó được làm đặc chắc bằng các kỹ thuật luyện kim bột
hay bằng hàn hồ quang agon.
Page 432 of 970
Từ nhiên liệu hạt nhân đã sử dụng

Cũng có thể tách ra rutheni từ nhiên liệu hạt nhân đã sử dụng. Mỗi kilôgam
các sản phẩm phân hạch của U235 chứa khoảng 63,44 gam các đồng vị rutheni
với chu kỳ bán rã dài hơn 1 ngày. Do nhiên liệu hạt nhân đã sử dụng điển
hình chứa khoảng 3% các sản phẩm phân hạch nên 1 tấn nhiên liệu hạt nhân
đã sử dụng chứa khoảng 1,9kg rutheni. Ru103 và Ru106 sẽ làm cho rutheni phân
hạch có tính phóng xạ cao. Nếu như sự phân hạch diễn ra ngay lập tức thì
rutheni được tạo thành từ đó sẽ có độ hoạt hóa cho Ru103 là 109TBq g−1 và
cho Ru106 là 1,52TBq g−1. Ru103 có chu kỳ bán rã khoảng 39 ngày nghĩa là
trong phạm vi 390 ngày thì nó sẽ phân rã gần như tới trạng thái nền, đủ tốt để
cho việc tái chế có thể diễn ra. Ru106 có chu kỳ bán rã khoảng 373 ngày, nghĩa
là nếu nhiên liệu đã qua sử dụng để nguội trong 5 năm trước khi tái chế thì
chỉ còn khoảng 3% lượng ban đầu còn đọng lại, phần còn lại đã phân rã tới
trạng thái nền.
Độ phóng xạ tính
theo MBq trên gam
mỗi kim loại nhóm
platin được tạo ra từ
phân hạch urani.
Trong số các kim loại
thể hiện, rutheni có
tính phóng xạ
nhất. Paladi có độ
phóng xạ gần như ổn
định do chu kỳ bán rã
rất dài của Pd107
trong khi rhodi là ít
phóng xạ nhất.
Hợp chất
Các hợp chất của rutheni thường tương tự về tính chất như các hợp chất của
osmi và thể hiện ít nhất 8 trạng thái ôxi hóa, nhưng các trạng thái +2, +3, +4
là phổ biến nhất. Các ví dụ là ôxít rutheni (IV) (Ru(IV)O2, trạng thái ôxi hóa
+4), ruthenat dikali (K2Ru(VI)O4, +6), perruthenat kali (KRu(VII)O4, +7)
Page 433 of 970
và tetrôxít rutheni (Ru(VIII)O4, +8). Các hợp chất của rutheni với clo là
clorua rutheni (II) (RuCl2) và clorua rutheni (III) (RuCl3).
Đồng vị
Rutheni nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 7 đồng vị. Đồng vị phóng xạ ổn
định nhất là Ru106 với chu kỳ bán rã 373,59 ngày, Ru103 với chu kỳ bán rã
39,26 ngày và Ru97 có chu kỳ bán rã 2,9 ngày.
Mười lăm đồng vị phóng xạ khác cũng được nêu đặc trưng với nguyên tử
lượng nằm trong khoảng từ 89,93 (Ru90) tới 114,928 (Ru115). Phần lớn trong
số này có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5 phút, ngoại trừ Ru95 (1,643 giờ) và Ru105
(4,44 giờ).
Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn đồng vị phổ biến nhất
(Ru102) là bắt điện tử còn phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nặng
hơn là bức xạ beta. Sản phẩm phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn Ru102
là tecneti còn sản phẩm phân rã chủ yếu của các đồng vị nặng hơn là rhodi.
Hóa hữu cơ kim loại

Rutheni là kim loại rất linh hoạt, có thể dễ dàng tạo ra các hợp chất với các
liên kết cacbon - rutheni, do vậy các hợp chất này có xu hướng sẫm màu hơn
và phản ứng nhanh hơn so với các hợp chất của osmi. Gần đây, Anthony Hill
và đồng nghiệp đã tạo ra các hợp chất của rutheni trong đó các nguyên tử bo
liên kết với nguyên tử kim loại[4].
Hợp chất hữu cơ kim loại của rutheni dễ dàng tạo ra là RuHCl(CO)(PPh3)3.
Hợp chất này có 2 dạng (màu vàng và màu hồng) là đồng nhất khi chúng hòa
tan nhưng khác biệt khi ở trạng thái rắn.
Hợp chất hữu cơ kim loại tương tự như ruthenocen, bis(2,4 -
dimethylpentadienyl) rutheni, dễ dàng tổng hợp ở khối lượng gần định lượng
được và có ứng dụng trong ngưng đọng rutheni kim loại pha hơi cũng như
trong xúc tác, bao gồm tổng hợp Fischer - Tropsch đê tạo ra nhiên liệu lỏng
cho ngành vận tải từ mônôxít cacbon và hiđrô.
Các chất xúc tác quan trọng dựa trên rutheni là xúc tác Grubbs và phức chất
Roper.
Page 434 of 970

Ngưng đọng hơi hóa học rutheni

Thách thức duy nhất phát sinh trong cố gắng phát triển các màng rutheni tinh
khiết để làm chất xúc tác. Rutheni kim loại hoạt hóa các liên kết C-H và C-C,
hỗ trợ sự phân cắt liên kết C-H và C-C. Nó tạo ra con đường phân hủy xúc
tác tiềm năng cho mọi tiền chất ngưng đọng hơi hóa học (CVD) hữu cơ kim
loại mà có thể nhất dẫn tới sự hợp nhất cacbon đáng kể. Platin, một chất xúc
tác tương tự về mặt hóa học, xúc tác quá trình khử hiđrô của các hydrocacbon
mạch vòng 5- và 6-thành viên thành benzen.[5] Các dải d của rutheni nằm cao
hơn các dải d của platin, nói chung dự báo các liên kết hút bám - rutheni
mạnh hơn so với platin. Vì thế, rất có thể là rutheni cũng xúc tác cho quá
trình khử hiđrô của các vòng hydrocacbon 5- và 6- thành viên thành benzen.
Benzen bị khử hiđrô tiếp trên bề mặt rutheni thành các đoạn hydrocacbon
tương tự như những gì tạo thành bởi axetylen và ethen trên bề mặt rutheni. [6]
[7]
Ngoài benzen, axetylen và ethen thì pyridin cũng bị phân hủy trên bề mặt
rutheni, để lại các đoạn đã liên kết trên bề mặt.[7]
Rutheni cũng được nghiên cứu kỹ trong khoa học bề mặt và trong các tài liệu
về xúc tác do tầm quan trọng của nó như là một chất xúc tác trong công
nghiệp. Có nhiều nghiên cứu về hành vi của các phân tử đơn lẻ trên rutheni
trong khoa học bề mặt. Tuy nhiên, việc hiểu bản chất hành vi của mỗi phối
thể một cách riêng lẻ không tương đương với việc hiểu bản chất hành vi của
chúng khi đồng hút bám với nhau và cùng với tiền chất. Trong khi không có
khác biệt về áp suất một cách đáng kể giữa các nghiên cứu khoa học bề mặt
và CVD, nhưng thường có khoảng trống nhiệt độ giữa các nhiệt độ được báo
cáo trong các nghiên cứu khoa học bề mặt và nhiệt độ phát triển CVD. Mặc
cho các phức tạp này, rutheni là ứng viên tiềm năng cho việc hiểu CVD và
thiết kế tiền chất của các màng xúc tác.
Các phối thể là các hợp chất ổn định theo đúng nghĩa, thời gian tiếp xúc phối
thể-rutheni ngắn và nhiệt độ chất nền vừa phải giúp tối thiểu hóa sự phân hủy
phối thể không mong muốn trên bề mặt.[8][9][10] Sự hoạt hóa liên kết C-H và C-
C là phụ thuộc nhiệt độ. Sự khử hút thấm bề mặt của sản phẩm cũng phụ
thuộc nhiệt độ, nếu như sản phẩm không liên kết vào bề mặt rutheni. Điều
này gợi ý rằng có một nhiệt độ tối ưu nào đó, mà tại đó phần lớn các phối thể
ổn định độc lập có vừa đủ năng lượng nhiệt để khử hút thấm từ bề mặt màng
rutheni trước khi sự hoạt hóa C-H có thể xảy ra. Ví dụ, benzen bắt đầu phân
Page 435 of 970

hủy trên bề mặt rutheni ở 87°C. Tuy nhiên, phản ứng khử hiđrô không dẫn tới
phân đoạn cho đến khi đạt 277°C và sự phân đoạn trọn vẹn không quan sát
thấy ở các độ bao phủ bề mặt thấp. Điều này gợi ý rằng các phân tử benzen
hút bám đã cung cấp là không gần với nhau trên bề mặt và khi nhiệt độ dưới
277°C thì phần lớn các phân tử benzen có thể không góp phần vào sự hợp
nhất cacbon trên màng xúc tác. Vì thế, lưu ý cơ bản trong phát triển các màng
xúc tác kim loại cho CVD, như rutheni, là sự kết hợp của thiết kế phân tử và
các khía cạnh động lực học của sự phát triển theo cách thức thuận lợi nhất.
Trước khi các tiền chất hữu cơ-kim loại được khảo sát, trirutheni
dodecacacbonyl (Ru3(CO)12) đã được thử nghiệm như là tiền chất CVD.[11][12]
Trong khi tiền chất này tạo ra các màng chất lượng tốt thì áp suất hơi lại kém,
làm phức tạp hóa việc sử dụng trên thực tế của nó trong công nghệ CVD.
Ruthenocen[13][14] và bis(ethylcyclopentadienyl)rutheni (II) [15][16][17][18] và beta -
diketonat rutheni (II)[19][20][21] đã được khảo sát tương đối kỹ. Mặc dù các tiền
chất này cũng có thể tạo ra các màng tinh khiết với suất kháng thấp khi phản
ứng với ôxy, nhưng tốc độ phát triển lại rất thấp hay không được thông báo.
Một tiền chất phát triển nhanh, cyclopentadienyl -
propylcyclopentadienylrutheni (II) (RuCp(i-PrCp)), đã được nhận dạng.[22]
RuCp(i-PrCp đạt được tốc độ phát triển từ 7,5nm/phút tới 20nm/phút cũng
như có suất kháng thấp. Tuy nhiên, nó không tạo nhân trong các ôxít, loại bỏ
việc sử dụng nó trong mọi ứng dụng, ngoại trừ trong các lớp hoạt động nối
liền nhau bằng đồng.
Một mô hình thiết kế tiền chất nguồn đơn lẻ mới, hóa trị 0 đã được Schneider
và ctv đề ra với (1,5-cyclooctadien)(toluen)Ru(0) ((1,5-COD)(toluen)Ru)[9] và
(1,3-cyclohexadien)(benzen)Ru(0) ((1,3-CHD)(benzen)Ru)[8], cũng được thử
nghiệm độc lập bởi Choi và ctv.[23] Sử dụng (1,5-COD)(toluen)Ru, Schneider
phát hiện thấy các liên kết C-H dễ dàng hoạt hóa trong 1,5-COD. Mặc dù
mức hợp nhất cacbon là thấp (1 - 3%), nhưng tốc độ phát triển chỉ ở mức
khoảng 0,28nm/phút khi tốt nhất. Sử dụng (1,3-CHD)(benzen)Ru thì 1,3 -
CHD bị khử hiđrô thành benzen như dự kiến, nhưng sự đa dạng lớn của các
phản ứng bề mặt có thể với sự tham dự của 2 phối thể được tạo ra trong cửa
sổ quy trình hẹp, trong đó hàm lượng cacbon là thấp.
Ứng dụng
Do khả năng làm cứng platin và paladi nên rutheni được dùng trong các hợp
kim platin và paladi để chế tạo các tiếp điểm điện chống mài mòn. Đôi khi nó
Page 436 of 970
được tạo hợp kim với vàng trong nghề kim hoàn. 0,1% rutheni được bổ sung
vào titan để cải thiện khả năng chống ăn mòn của nó lên hàng trăm lần.[24]
Rutheni cũng được sử dụng trong một số các siêu hợp kim đơn tinh thể chịu
nhiệt độ cao, với các ứng dụng như các cánh của tuabin trong các động cơ
phản lực.
Ngòi của bút máy cũng hay được bịt đầu bằng hợp kim chứa rutheni. Từ năm
1944 trở đi, bút máy Parker 51 có ngòi làm bằng "RU", là ngòi bằng vàng
14K với mũi bịt hợp kim chứa 96,2% rutheni và 3,8% iridi.
Rutheni cũng là chất xúc tác đa năng. Sulfua hiđrô có thể bị phân tách bằng
ánh sáng với xúc tác là thể vẩn lỏng chứa các hạt CdS cùng điôxít rutheni.
Điều này có thể là có ích để loại bỏ H2S từ các thiết bị tinh lọc dầu mỏ và từ
các quy trình công nghệ khác trong công nghiệp.
Rutheni là thành phần của các anôt ôxít kim loại hỗn hợp (MMO) được dùng
để bảo vệ catôt cho các kết cấu ngầm dưới nước hay dưới đất và cho các điện
cực điện phân trong các công nghệ sản xuất hóa chất như clo từ nước muối.
Các phức chất kim loại hữu cơ của rutheni như cacben và allenyliden gần đây
được phát hiện như là các chất xúc tác hiệu suất cao cho hoán vị olefin với
các ứng dụng quan trọng trong hóa hữu cơ và hóa dược phẩm.
Một vài phức chất rutheni hấp thụ ánh sáng trong cả dải phổ nhìn thấy và
đang được nghiên cứu tích cực trong nhiều công nghệ tiềm năng trong năng
lượng mặt trời. Các chất nhuộm gốc rutheni được sử dụng như là nguồn tạo
điện tử trong các tế bào năng lượng mặt trời nhạy thuốc nhuộm, một hệ
thống tế bào năng lượng mặt trời mới đầy triển vọng với giá thành thấp.
Sự phát huỳnh quang của một vài phức chất gốc rutheni bị ôxy làm tắt, vì thế
chúng được dùng làm các bộ phận trong thiết bị cảm biến quang học nhận
diện ôxy.
Rutheni đỏ, [(NH3)5Ru-O-Ru(NH3)4-O-Ru(NH3)5]6+, là chất biến màu sinh
học được sử dụng để biến màu các phân tử nhiều anion như pectin và các axít
nucleic cho kính hiển vi quang và kính hiển vi điện tử.
Đồng vị phân rã beta 106 của rutheni được sử dụng trong liệu pháp phóng xạ
đối với các khối u mắt, chủ yếu là u ác tính hắc tố của lớp phủ màng mạch.
Các phức chất tâm rutheni đang được nghiên cứu để tìm kiếm các tính chất
chống ung thư.[25] Các phức chất này của rutheni, khác với các phức chất
Page 437 of 970
truyền thống của platin, thể hiện sự kháng lại thủy phân cao hơn và tác động
chọn lọc hơn đối với các khối u. NAMI-A và KP1019 là hai loại dược phẩm
đang được thử nghiệm và đánh giá lâm sàng về tác đụng chống các khối u di
căn và ung thư ruột già.
Ứng dụng của màng mỏng rutheni trong vi điện tử

Gần đây, rutheni được gợi ý như là vật liệu có thể thay thế hữu ích cho các
kim loại khác và các silicit trong các thành phần vi điện tử. Tetrôxít rutheni
(RuO4) dễ bay hơi, giống như triôxít rutheni (RuO3).[26] Bằng cách ôxi hóa
rutheni (ví dụ bằng dòng ôxy plasma) thành các ôxít dễ bay hơi, rutheni có
thể dễ dàng tạo ra các khuôn mẫu.[27][28][29][30] Các tính chất của các ôxít thông
thường của rutheni làm cho nó là kim loại tương thích với các kỹ thuật xử lý
bán dẫn cần thiết để sản xuất các loại thiết bị vi điện tử.
Nhằm tiếp tục thu nhỏ kích thước của thiết bị vi điện tử, các vật liệu mới là
cần thiết do có sự thay đổi về kích thước. Có ba ứng dụng chính cho các
màng rutheni mỏng trong vi điện tử học.
Thứ nhất là sử dụng các màng mỏng rutheni như là các điện cực ở cả hai bên
của pentôxít tantal (Ta2O5) hay titanat stronti bari ((Ba, Sr)TiO3, còn gọi là
BST) trong các thế hệ sau của bộ nhớ truy cập ngẫu nhiên động (DRAM) ba
chiều.[15][31][32] Các điện cực màng mỏng rutheni cũng có thể được phủ trên
zirconat titanat chì (Pb(ZrxTi1-x)O3, hay PZT) trong kiểu khác của RAM, bộ
nhớ truy cập ngẫu nhiên sắt từ (FeRAM).[33][34] Platin cũng được sử dụng như
là các điện cực trong RAM trong các môi trường phòng thí nghiệm, nhưng rất
khó tạo khuôn mẫu. Rutheni về mặt hóa học rất giống với platin, bảo tồn các
chức năng của RAM, nhưng ngược lại với Pt ở chỗ dễ tạo khuôn mẫu hơn.
Thứ hai là sử dụng các màng mỏng rutheni như là các cổng kim loại trong
các transitor hiệu ứng trường kim loại - ôxít - bán dẫn kích thích kiểu p (p-
MOSFET).[35] Khi thay thế cho các cổng silicit bằng các cổng kim loại trong
các MOSFET, tính chất quyết định của kim loại là hàm số công của nó. Hàm
số công cần phù hợp với các vật liệu bao quanh. Đối với các p-MOSFET,
hàm số công của rutheni là thuộc tính vật liệu tốt nhất phù hợp với các vật
liệu bao quanh như HfO2, HfSiOx, HfNOx, HfSiNOx, để thu được các tính
chất điện học mong muốn.
Page 438 of 970

Ứng dụng ở thang độ lớn thứ ba của màng rutheni là làm tác nhân hoạt hóa tổ
hợp bám dính và lớp mầm mạ điện giữa TaN và Cu trong quy trình nạm đồng
đối ngẫu.[36][37][38][39][40] Đồng có thể mạ trực tiếp trên rutheni[41], trái ngược với
nitrua tantal (TaN). Đồng cũng bám dính kém với TaN, nhưng tốt với Ru.
Bằng cách trầm lắng một lớp rutheni trên lớp cản TaN, sự kết dính của đồng
có thể được cải thiện và sự lắng đọng của lớp mầm đồng sẽ không còn là cần
thiết.
Cũng có những ứng dụng khác. Năm 1990, các nhà khoa học của IBM phát
hiện thấy một lớp mỏng các nguyên tử rutheni tạo ra sự móc nối phản song
song mạnh giữa các lớp sắt từ cận kề, mạnh hơn so với bất kỳ nguyên tố tạo
lớp không gian phi từ nào khác. Vì thế lớp rutheni đã được dùng trong thành
phần đọc từ điện trở khổng lồ đầu tiên cho các đĩa cứng. Năm 2001, IBM
thông báo một lớp dày 3 nguyên tử của rutheni, một cách không chính thức
gọi là bụi yêu tinh, có thể cho phép tăng gấp 4 lần mật độ lưu trữ dữ liệu của
các thiết bị đĩa cứng hiện tại.[42]
Phòng ngừa
Hợp chất tetrôxít rutheni (RuO4), tương tự như tetrôxít osmi, là dễ bay hơi, có
độc tính cao và có thể gây nổ nếu như nó tiếp xúc được với các vật liệu dễ
cháy.[43] Rutheni không đóng vai trò sinh học gì nhưng có thể làm sạm màu
da người, và có thể là chất gây ung thư[44] và tích lũy sinh học trong xương.
 Tóm tắt:
Rutheni, 44Ru
Page 439 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Rutheni, Ru
Phiên âm /ruːˈθiːniəm/
roo-THEE-nee-əm
Rutheni trong bảng tuần hoàn
Fe
↑
Ru
↓
Os
Tecneti ← Rutheni → Rhodi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
mỗi lớp 2, 8, 18, 15, 1

Nhiệt độ sôi 4423 K (4150 °C, 7502 °F)
Page 440 of 970

Mật độ 12,45 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)

chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2588 2811 3087 3424 3845 4388

Trạng thái ôxy hóa 8, 7, 6, 4, 3, 2, 1,[1], -2 Axít trung bình
hóa trị
Thông tin khác


Page 441 of 970

Mohs
Brinell

96 96
Ru 5.52% Ru ổn định với 52 neutron
97 97
Ru Tổng hợp 2,9 ngày ε - Tc
γ 0.215, 0.324 -
98 98
99 99
100 100
101 101
102 102
103
Ru Tổng hợp 39,26 ngày β− 0.226 103
Rh
γ 0.497 -
104 104
106
Ru Tổng hợp 373,59 ngày β− 3.54 106
Rh
45. Rhodi (Rh)

Rhodi (tiếng La tinh: Rhodium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Rh và
số nguyên tử 45. Là kim loại chuyển tiếp cứng màu trắng bạc khá hiếm đồng
thời là thành viên của họ platin, rhodi được tìm thấy trong quặng platin và
được sử dụng trong các hợp kim với platin và như là một chất xúc tác. Nó
thuộc về nhóm những kim loại quý đắt tiền nhất[3], nhưng giá cả dao động
mạnh, phụ thuộc vào nhu cầu thị trường.
Đặc trưng
Rhodi là một kim loại màu trắng bạc, cứng và bền, có hệ số phản xạ[4] cao.
Rhodi kim loại thông thường không tạo ra ôxít, ngay cả khi bị nung nóng.
Page 442 of 970
Ôxy bị hấp thụ từ khí quyển ở điểm nóng chảy của rhodi, nhưng khi hóa rắn
thì ôxy lại được giải phóng.[5] Rhodi có điểm nóng chảy cao hơn nhưng tỷ
trọng riêng thấp hơn của platin. Nó không bị phần lớn các axít ăn mòn: nó
hoàn toàn không hòa tan trong axít nitric và chỉ hòa tan một chút trong nước
cường toan. Hiện tượng tan hoàn toàn của rhodi ở dạng bột chỉ thu được
trong axít sulfuric.
Ứng dụng
Ứng dụng chủ yếu của rhodi là làm tác nhân tạo hợp kim để làm cứng platin
và paladi. Các hợp kim này được dùng trong các trục cuốn và ống lót của lò
luyện để sản xuất các sợi thủy tinh, các thành phần của cặp nhiệt điện, các
điện cực cho bu gi của tàu bay và các nồi nấu trong phòng thí nghiệm. Các
ứng dụng khác có:
 Dùng làm vật liệu chế tạo tiếp điểm điện do điện trở thấp, điện trở tiếp xúc
thấp và ổn định cùng khả năng chống ăn mòn cao của nó.
 Lớp mạ rhodi (do mạ điện hay phủ hơi rhodi) rất cứng và được dùng cho
các thiết bị quang học.
 Kim loại này cũng được dùng trong ngành kim hoàn và dùng trang trí. Nó
được mạ điện trên vàng trắng[6] để tạo ra cho chúng bề mặt trắng có tính
phản chiếu ánh sáng. Trong nghề kim hoàn người ta gọi nó là lóe sáng
rhodi. Nó cũng có thể được dùng để che phủ bạc mười[7] nhằm giúp cho
kim loại không bị xỉn màu, do có hợp chất đồng trong bạc mười.
 Đóng vai trò chất xúc tác hữu ích của nhiều quy trình công nghiệp (đáng
chú ý là nó được sử dụng trong hệ thống xúc tác của các bộ chuyển đổi
xúc tác trong ô tô và để cacbonyl hóa có xúc tác của metanol nhằm sản
xuất axít axetic theo quy trình Monsanto). Nó cũng xúc tác bổ sung cho
các hydrosilan để tạo liên kết đôi, một quy trình quan trọng trong sản xuất
một vài dạng cao su silic nhất định.
 Phức chất của ion rhodi với BINAP tạo ra chất xúc tác bất đối xứng sử
dụng rộng rãi trong tổng hợp bất đối xứng, như trong tổng hợp menthol.
 Làm bộ lọc trong các hệ thống chụp chiếu ngực do các tia X đặc trưng mà
nó sinh ra.
Page 443 of 970

 Tạo ra các loại bút mực chất lượng rất cao, sản xuất với số lượng giới hạn.
Nổi tiếng với các hiệu: Graf von Faber-Castell, Caran D'ache và
Montblanc.
Lịch sử
Rhodi (tiếng Hy Lạp rhodon nghĩa là "hoa hồng") được William Hyde
Wollaston phát hiện năm 1803,[8] ngay sau khi ông phát hiện ra paladi. Ông
thực hiện tìm kiếm này tại Anh, sử dụng quặng platin thô mà có lẽ ông đã thu
được từ Nam Mỹ.
Trình tự công việc của ông là hòa tan quặng trong nước cường toan, trung
hòa dung dịch bằng hiđrôxít natri (NaOH). Sau đó ông kết tủa platin dưới
dạng cloroplatinat amoni bằng cách cho thêm clorua amoni (NH4Cl). Nguyên
tố paladi được loại bỏ dưới dạng xyanua paladi sau khi xử lý dung dịch bằng
xyanua thủy ngân. Vật chất còn lại là clorua rhodi (III) có màu đỏ (vì thế mà
có tên gọi): rhodi kim loại được cô lập thông qua việc khử bằng khí hiđrô.
Phổ biến
Khai thác thông thường
Việc chiết tách công nghiệp của rhodi là phức tạp do kim loại này có trong
các quặng hỗn hợp với các kim loại khác như paladi, bạc, platin, vàng. Nó
được tìm thấy trong quặng platin và thu được ở dạng tự do như là một kim
loại trơ màu trắng rất khó nóng chảy. Các nguồn chủ yếu của nguyên tố này
nằm tại Nam Phi, trong cát bãi sông ven dãy núi Ural, ở Bắc và Nam Mỹ
cũng như trong khu vực khai thác sulfua đồng - niken ở Sudbury, Ontario.
Mặc dù sản lượng ở Sudbury là rất nhỏ, nhưng một lượng lớn quặng niken
được chế biến làm cho sự phục hồi rhodi là hiệu quả về mặt giá thành. Các
nhà xuất khẩu rhodi chính là Nam Phi (>80%), sau đó là Nga. Sản lượng toàn
thế giới mỗi năm khoảng 25 tấn và có rất ít các khoáng vật rhodi. Nói chung
rất khó xác định nó nếu mẫu đá có chứa các nguyên tố khác cũng thuộc nhóm
platin. Vào tháng 4 năm 2008, giá của cùng lượng rhodi khoảng 9 lần cao
hơn vàng, 500 lần cao hơn bạc. Giá của rhodi trong quá khứ chỉ ở ngưỡng
khoảng 1.000USD/troy oz (31,1034768 gam),[9] nhưng gần đây đã tăng tới
khoảng $9.000/troy oz.[10]
Page 444 of 970

Như là sản phẩm phân hạch

Độ phóng xạ tính
theo MBq trên gam
mỗi kim loại nhóm
platin được hình
thành từ phân hạch
urani. Rutheni là
phóng xạ mạnh
nhất, paladi có độ
phóng xạ gần như
ổn định do chu kỳ
bán rã rất dài của
Pd107, trong khi
rhodi là ít phóng
xạ nhất
Cũng có thể tách rhodi từ nhiên liệu hạt nhân đã sử dụng, trong đó có chứa
rhodi (1 kg các sản phẩm phân hạch của U235 chứa khoảng 13,3 gam Rh103.
Do nhiên liệu đã sử dụng điển hình chứa khoảng 3% là các sản phẩm phân
hạch theo trọng lượng nên trong 1 tấn nhiên liệu đã sử dụng sẽ chứa khoảng
400 gam rhodi). Đồng vị phóng xạ tồn tại lâu nhất của rhodi là Rh102m có chu
kỳ bán rã 2,9 năm, trong khi trạng thái nền (Rh102) có chu kỳ bán rã 207 ngày.
Mỗi kilôgam rhodi phân hạch sẽ chứa 6,62ng Rh102 và 3,68ng Rh102m. Do
Rh102 phân rã theo phương thức phân rã beta để tạo ra hoặc là Ru102 (80%,
một số bức xạ positron sẽ xảy ra) hoặc là thành Pd102 (20%, một số photon tia
gama với năng lượng khoảng 500keV được sinh ra) và trạng thái kích thích
phân rã theo phương thức phân rã beta (bắt điện tử) để thành Ru102 (một số
photon tia gama với năng lượng 1MeV được sinh ra). Nếu như sự phân hạch
diễn ra ngay lập tức thì 13,3 gam rhodi sẽ chứa 67,1MBq (1,81mCi) Rh102 và
10,8MBq (291μCi) Rh102m. Do thông thường người ta để nhiên liệu hạt nhân
đã sử dụng trong khoảng 5 năm trước khi tái chế nên phần lớn hoạt động này
sẽ phân rã mất, chỉ để lại 4,7MBq Rh102 và 5,0MBq Rh102m. Nếu như rhodi
kim loại này được để lại tới 20 năm sau khi phân hạch thì 13,3 gam rhodi kim
loại chỉ chứa 1,3kBq Rh102 và 500kBq Rh102m. Thoạt nhìn thì rhodi có thể bổ
sung vào giá trị tài nguyên của rác thải phân hạch tái chế, nhưng giá thành
của việc tách rhodi ra khỏi các kim loại khác cần phải được lưu ý.
Page 445 of 970
Đồng vị
Một lá và một sợi rhodi
Rhodi nguồn gốc tự nhiên chỉ chứa một đồng vị
(Rh103). Các đồng vị phóng xạ ổn định nhất là
Rh101 với chu kỳ bán rã 3,3 năm, Rh102 (207
ngày), Rh102m (2,9 năm) và Rh99 (16,1 ngày). Hai
mươi đồng vị phóng xạ khác cũng đã được nêu
đặc trưng, với nguyên tử lượng trong khoảng từ
92,926 (Rh93) tới 116,925 (Rh117). Phần lớn
trong số này có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 1 giờ,
ngoại trừ Rh (20,8 giờ) và Rh105 (35,36 giờ). Nó cũng có một số đồng phân
100
hạt nhân, ổn định nhất là Rh102m (0,141MeV, 207 ngày) và Rh101m (0,157MeV,
4,34 ngày).
Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn Rh103 là bắt điện tử còn
phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nặng hơn Rh103 là bức xạ
beta. Sản phẩm phân rã chủ yếu trước Rh103 là rutheni còn sản phẩm phân rã
chủ yếu sau Rh103 là paladi.
Phòng ngừa
Rhodi kim loại là một kim loại quý và trơ về mặt hóa học. Tuy nhiên, khi nó
có liên kết hóa học thì lại hoạt hóa. Các hợp chất của rhodi thông thường ít
khi bắt gặp nhưng nó có độc tính và có khả năng gây ung thư. Liều gây tử
vong (LD50) cho chuột cống là 12,6mg/kg clorua rhodi (RhCl3). Các hợp
chất này cũng có thể làm sạm màu da người mặc dù nó không đóng vai trò
sinh học nào ở người. Ở dạng kim loại thì nó không độc hại gì.
Biểu tượng
Rhodi đã từng được sử dụng như là biểu tượng cho danh dự hay sự giàu có,
khi các kim loại quý khác được sử dụng phổ biến hơn như bạc, vàng hay
platin được coi là chưa đủ. Năm 1979, Guinness Book of World Records tặng
Paul McCartney một đĩa mạ rhodi vì họ coi ông là nhạc sĩ sáng tác bài hát
cũng như là nghệ sĩ có lượng bài hát được bán nhiều nhất mọi thời đại.
Page 446 of 970

Guinness cũng ghi nhận các đồ như "bút đắt tiền nhất" hay "bàn cờ đắt tiền
nhất" thế giới đều là những vật chứa rhodi.
 Tóm tắt:
Rhodi, 45Rh
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Rhodi, Rh
Phiên âm /ˈroʊdiəm/ ROH-dee-əm
Rhodi trong bảng tuần hoàn
Co
↑
Rh
↓
Ir
Rutheni ← Rhodi → Paladi
chuẩn (Ar)
Page 447 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 5

mỗi lớp 2, 8, 18, 16, 1

Nhiệt độ sôi 3968 K (3695 °C, 6683 °F)
Mật độ 12,41 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2288 2496 2749 3063 3405 3997

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1[1], -1 Lưỡng tính
hóa trị
Thông tin khác

Page 448 of 970


Mohs
Vickers
Brinell

99 99
Rh Tổng hợp 16,1 ngày ε - Ru
γ 0.089, 0.353, 0.528 -
101m 101
Rh Tổng hợp 4,34 ngày ε - Ru
101
IT 0.157 Rh
γ 0.306 0.545
-
101 101
Rh Tổng hợp 3,3 năm ε - Ru
γ 0.127, 0.198, 0.325 -
102m 102
Rh Tổng hợp 2,9 năm ε - Ru
γ 0.475, 0.631, 0.697, 1.046 -
102 102
Rh Tổng hợp 207 ngà - Ru
ε
Page 449 of 970

β+ 0.826, 1.301 102

Ru
β− 1.151 102
Pd
γ 0.475, 0.628 -
103 103
Rh 100% Rh ổn định với 58 neutron
105
Rh Tổng hợp 35,36 giờ β− 0.247, 0.260, 0.566 105
Pd
γ 0.306, 0.318 -
47. Paladi (Pd)

Paladi (tiếng La tinh: Palladium) là một kim loại hiếm màu trắng bạc và
bóng, được William Hyde Wollaston phát hiện năm 1803, ông cũng là người
đặt tên cho nó là palladium theo tên gọi của Pallas, một tiểu hành tinh được
đặt tên theo tên gọi tượng trưng của nữ thần Athena, có được sau khi vị nữ
thần này giết chết thần khổng lồ Pallas. Ký hiệu cho paladi là Pd và số
nguyên tử của nó là 46. Paladi cùng với platin, rhodi, rutheni, iridi và osmi
tạo thành một nhóm các nguyên tố gọi chung là các kim loại nhóm platin
(PGM). Các PGM chia sẻ các tính chất hóa học tương tự, nhưng paladi là kim
loại có điểm nóng chảy thấp nhất và nhẹ nhất trong số các kim loại quý này.
Đặc biệt, ở nhiệt độ phòng và áp suất khí quyển, paladi có thể hấp thụ hiđrô
tới 900 lần thể tích của nó, điều này làm cho paladi là chất lưu trữ hiệu quả và
an toàn cho hiđrô và các đồng vị của hiđrô. Paladi cũng chống xỉn màu tốt,
dẫn điện ổn định và khả năng chống ăn mòn hóa học cao cùng chịu nhiệt tốt.
Lịch sử
Paladi được William Hyde Wollaston phát hiện năm 1803.[2][3] Nguyên tố này
được Wollaston đặt tên năm 1804 theo tên gọi của tiểu hành tinh Pallas, được
phát hiện hai năm trước đó.[4]
Wollaston tìm thấy paladi trong quặng platin thô từ Nam Mỹ bằng cách hòa
tan quặng trong nước cường toan, trung hòa dung dịch bằng hiđrôxít natri và
kết tủa platin dưới dạng cloroplatinat amoni bằng clorua amoni. Ông bổ sung
xyanua thủy ngân để tạo ra hợp chất xyanua paladi, rồi nung nóng nó để tách
riêng kim loại paladi ra.
Page 450 of 970

Đặc trưng
Paladi là kim loại màu trắng bạc và mềm, trông tương tự như platin. Nó có tỷ
trọng riêng nhỏ nhất và điểm nóng chảy thấp nhất trong số các kim loại nhóm
platin. Nó mềm và dễ uốn khi tôi và tăng sức bền cũng như độ cứng lên rất
nhiều khi gia công nguội. Paladi hòa tan chậm trong axít sulfuric, axít nitric
và axít clohiđric.[4] Kim loại này không phản ứng với ôxy ở nhiệt độ bình
thường và vì thế nó không bị xỉn màu khi ở trong không khí. Paladi nung
nóng tới 800°C sẽ sinh ra một lớp ôxít paladi (II) (PdO). Nó bị xỉn màu nhẹ
trong không khí ẩm có chứa lưu huỳnh.
Kim loại này có khả năng bất thường trong việc hút bám hiđrô tới trên 900
lần thể tích của nó khi ở nhiệt độ phòng. Người ta cho rằng có thể nó tạo ra
hiđrua paladi (PdH2) nhưng vẫn chưa rõ ràng là nó có phải là hợp chất hóa
học thật sự hay không.[4]
Khi paladi hấp thụ một lượng lớn hiđrô, kích thước của nó sẽ giãn nở một
chút.[5] Ái lực của paladi với hiđrô làm cho nó đóng vai trò then chốt trong
thực nghiệm Fleischmann - Pons năm 1989, còn gọi là nhiệt hạch lạnh.
Các trạng thái ôxi hóa phổ biến của paladi là 0, +1, +2 và +4. Mặc dù ban đầu
thì trạng thái +3 đã được coi là một trong các trạng thái ôxi hóa nền tảng của
paladi, nhưng không có chứng cứ nào cho thấy paladi tồn tại ở trạng thái ôxi
hóa +3; điều này được kiểm tra qua nhiễu xạ tia X cho một loạt các hợp chất,
chỉ ra cho thấy thực chất chúng chỉ là chất nhị trùng của paladi (II) và paladi
(IV) mà thôi. Gần đây, các hợp chất với trạng thái ôxi hóa +6 đã được tổng
hợp.
Phổ biến
Các trầm tích quặng của paladi và các PGM khác khá hiếm và trầm tích rộng
lớn nhất là trong dải norit ở phức hệ đá lửa Bushveld tại Transvaal thuộc
Nam Phi, phức hệ Stillwater ở Montana, Hoa Kỳ, Sudbury ở Ontario, Canada
và phức hệ Norilsk ở Nga. Ngoài việc khai thác mỏ, tái chế cũng là nguồn
cung cấp paladi, chủ yếu từ các bộ chuyển đổi xúc tác đã bỏ đi. Hàng loạt các
ứng dụng và nguồn cung cấp hạn chế của paladi tạo ra cho nó như một lĩnh
vực đầu tư đáng quan tâm.
Page 451 of 970

Paladi có thể tìm thấy như là kim loại tự do tạo hợp kim với vàng và các kim
loại khác của nhóm platin trong các trầm tích thuộc dãy núi Ural, Australia,
Ethiopia, Nam và Bắc Mỹ. Nó được sản xuất ở quy mô thương mại từ trầm
tích niken - đồng tìm thấy ở Nam Phi, Ontario và Siberi; một lượng lớn
quặng được chế biến làm cho việc chiết tách paladi đem lại lợi nhuận cho dù
nó chỉ chiếm một tỷ lệ nhỏ trong các quặng này. Nhà sản xuất paladi lớn nhất
thế giới là GMK Norilski Nikel (ГМК Норильский Никель), sản xuất nó từ
trầm tích niken ở Norilsk – Talnakh. Mạch quặng Merensky của phức hệ đá
lửa Bushveld ở Nam Phi chứa một lượng paladi đáng kể cùng các nguyên tố
nhóm platin khác. Phức hệ đá lửa Stillwater ở Montana cũng chứa paladi ở
hàm lượng có thể khai thác.
Paladi cũng được sản sinh ra từ các lò phản ứng phân hạch hạt nhân và có thể
chiết tách ra từ nhiên liệu hạt nhân đã qua sử dụng, mặc dù sản lượng thu
được là không đáng kể.
Paladi được tìm thấy trong các khoáng vật hiếm như cooperit và polarit.
Đồng vị
Paladi nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 6 đồng vị. Các đồng vị phóng xạ ổn
định nhất là Pd107 với chu kỳ bán rã 6,5 triệu năm, Pd103 với chu kỳ bán rã 17
ngày và Pd100 với chu kỳ bán rã 3,63 ngày. Mười tám đồng vị phóng xạ khác
cũng được nêu đặc trưng với nguyên tử lượng trong khoảng từ 92,936 (Pd93)
tới 119,924 (Pd120). Phần lớn trong số này cí chu kỳ bán rã nhỏ hơn nửa giờ,
ngoại trừ Pd101 (8,47 giờ), Pd109 (13,7 giờ) và Pd112 (21 giờ).
Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nhẹ hơn Pd106 là bắt điện tử tạo
ra rhodi còn phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị nặng hơn Pd106 là
phân rã beta tạo ra bạc.
Ag107 do phóng xạ sinh ra là sản phẩm phân rã của Pd107 và lần đầu tiên được
phát hiện trong vẫn thạch tại Santa Clara, California năm 1978.[6] Các nhà
phát hiện cho rằng the sự hợp nhất và phân chia của các hành tinh nhỏ có lõi
sắt có thể xảy ra khoảng 10 triệu năm sau sự kiện tổng hợp hạt nhân. Các mối
tương quan giữa Pd107 và Ag được ghi nhận trong các thiên thạch, rõ ràng đã
nóng chảy kể từ khi phát triển dần lên của hệ Mặt Trời, phải phản ánh sự hiện
diện của các nuclit tồn tại ngắn trong hệ Mặt Trời thời kỳ đầu.[7]
Page 452 of 970

Sản xuất và nhu cầu

1 giọt Paladi
Năm 2005, Nga là nhà sản xuất paladi hàng đầu
thế giới, chiếm trên 50% thị phần, tiếp theo là
Nam Phi, Hoa Kỳ và Canada, theo báo cáo của
Cục địa chất Anh.
Cho tới năm 2000, việc cung cấp paladi của Nga
ra thị trường thế giới luôn bị trì hoãn và hủy bỏ[8]
do hạn mức xuất khẩu luôn không được cấp đúng lúc vì các lý do chính trị.
Điều này làm cho giá cả của paladi trên thị trường cao tới 1.100USD mỗi oz
vào tháng 1 năm 2001.[9]Trong khoảng thời gian này, Ford Motor Company,
do e ngại việc sản xuất ô tô có thể bị phá vỡ do thiếu hụt paladi, nên đã tiến
hành dự trữ một lượng lớn kim loại này bằng việc mua ở mức giá gần như
cao nhất. Do giá cả sau đó giảm xuống nên Ford đã thua thiệt khoảng 1 tỷ
USD.
Nhu cầu thế giới về paladi tăng từ 100 tấn năm 1990 tới gần 300 tấn vào năm
2000. Sản lượng paladi do khai thác quặng là khoảng 222 tấn vào năm 2006,
theo dữ liệu của USGS.[10] Phần lớn paladi được dùng trong các bộ chuyển
đổi xúc tác của công nghiệp sản xuất ô tô.[11]
Ứng dụng
Các tính chất độc đáo của paladi và các PGM khác giải thích cho sử dụng
rộng rãi của chúng. Khoảng một phần tư hàng hóa sản xuất ngày nay hoặc là
chứa PGM hoặc là có PGM đóng vai trò quan trọng trong quá trình sản xuất
ra chúng. Trên một nửa nguồn cung cấp paladi và platin được dùng cho các
bộ chuyển đổi xúc tác, trong đó chúng chuyển hóa tới 90% các khí độc hại từ
khói ô tô (các hydrocacbon, mônôxít cacbon và các ôxít nitơ) thành các chất
ít độc hại hơn (nitơ, điôxít cacbon và hơi nước). Chất lượng kim loại quý của
paladi và bề ngoài của nó tạo ra một sự tiêu thụ đáng kể trong ngành kim
hoàn. Paladi được tìm thấy trong nhiều đồ điện tử như máy tính, điện thoại di
động, tụ điện gốm nhiều lớp, mạ hợp thành, tiếp điểm điện áp thấp, và ti vi
SED / OLED / LCD. Paladi cũng được sử dụng trong nha khoa, y học, tinh
chế hiđrô, các ứng dụng hóa học, xử lý nước ngầm và đóng vai trò quan trọng
Page 453 of 970
trong công nghệ sử dụng cho các tế bào nhiên liệu, trong đó kết hợp hiđrô và
ôxy để phát điện, nhiệt và nước.
Paladi được sử dụng trong nha khoa,[12][13] chế tạo đồng hồ, các que thử đường
trong máu, trong bu gi tàu bay và để sản xuất các dụng cụ phẫu thuật và
các tiếp điểm điện.
Clorua paladi đã từng có thời được chỉ định như là vị thuốc điều trị bệnh lao
với liều lượng 0,065g mỗi ngày (khoảng 1 miligam trên mỗi kilôgam trọng
lượng cơ thể). Việc điều trị này có nhiều tác động phụ tiêu cực vì thế sau này
nó đã bị thay thế bằng các loại thuốc khác có hiệu quả hơn.
Ngành điện tử
Ứng dụng lớn nhất của paladi trong ngành điện tử là sản xuất tụ gốm nhiều
lớp.[14] Paladi (và các hợp kim paladi - bạc) được sử dụng như là các điện cực
trong các tụ điện gốm nhiều lớp.[12] Paladi (đôi khi tạo hợp kim với niken)
được sử dụng trong các lớp mạ kết nối trong các đồ điện tử tiêu dùng.
Nó cũng được dùng trong việc mạ các thành phần của đồ điện tử và trong các
vật liệu hàn. Riêng bộ phận điện tử tiêu thụ khoảng 1,07 triệu troy oz paladi
(khoảng 33 tấn) vào năm 2006, theo như báo cáo của Johnson Matthey.[15]
Công nghệ
Hiđrô dễ dàng khuếch tán qua paladi bị đốt nóng; vì thế, nó cung cập một
cách thức để tinh chế khí này.[4] Các lò phản ứng có màng với màng lọc bằng
paladi vì thế được sử dụng để sản xuất hiđrô.
Nó cũng là một phần của điện cực paladi-hiđrô trong các nghiên cứu điện hóa
học. Clorua paladi (II) có thể hấp thụ một lượng lớn khí mônôxít cacbon, và
được dùng trong các thiết bị dò mônôxít cacbon.
Xúc tác
Khi được phân chia thành các hạt rất mịn, chẳng hạn như trong paladi trên
cacbon, paladi tạo thành một chất xúc tác tốt và được dùng để tăng tốc cho
các phản ứng hiđrô hóa và khử hiđrô, cũng như trong cracking dầu mỏ. Một
lượng lớn các phản ứng hình thành liên kết cacbon - cacbon trong hóa hữu cơ
Page 454 of 970

(như phản ứng Heck và phản ứng Suzuki) được tiến hành thuận lợi bằng xúc
tác của các hợp chất chứa paladi. Ứng dụng lớn nhất của paladi hiện nay là
trong các bộ chuyển đổi xúc tác.[12]
Paladi cũng là kim loại đa năng trong xúc tác đồng nhất. Nó được sử dụng kết
hợp với nhiều dạng phối thể cho các phản ứng chuyển hóa hóa học có tính
chọn lọc cao.
Lưu trữ hiđrô

Hiđrua paladi là paladi kim loại có chứa một lượng đáng kể hiđrô trong lưới
tinh thể của nó. Ở nhiệt độ phòng và áp suất khí quyển, paladi có thể hấp thụ
lượng hiđrô tới 935 lần thể tích của chính nó theo một phản ứng thuận
nghịch. Tính chất này được nghiên cứu tỉ mỉ do việc lưu trữ hiđrô là đáng
quan tâm và để hiểu rõ hơn điều gì xảy ra ở cấp độ phân tử nhằm có thể dò ra
manh mối để tạo ra các hiđrua kim loại cải tiến. Tuy nhiên, việc lưu giữ hiđrô
trên cơ sở paladi là quá đắt tiền, do giá thành cao của kim loại này.[16]
Kim hoàn
Lớp paladi mạ trên khóa thắt lưng
Paladi đôi khi được sử dụng trong ngành kim hoàn như
là một kim loại quý, để thay thế cho platin hay vàng
trắng. Điều này là do tính chất có màu trắng tự nhiên của
nó nên không cần thiết phải mạ rhodi. Nó hơi trắng hơn,
nhẹ hơn nhiều và cứng hơn khoảng 12%. Tương tự như vàng, paladi có thể
rèn thành các lá mỏng với độ dày cỡ 100nm (1/250.000 inch).[4] Tương tự
như platin, nó sẽ phát triển một lớp gỉ mờ theo thời gian. Tuy nhiên, không
giống như platin, paladi bị đổi màu ở các nhiệt độ cao trong quá trình hàn, nó
trở nên cứng hơn khi bị nung nóng và làm nguội lặp đi lặp lại và sẽ phản ứng
với các axít mạnh.
Nó cũng có thể được dùng để thay thế cho niken trong sản xuất vàng trắng.
Paladi là một trong số ba kim loại hay được sử dụng nhất để tạo hợp kim với
vàng trong sản xuất vàng trắng.[12] (Niken và bạc cũng có thể được dùng) Hợp
kim paladi - vàng đắt tiền hơn so với hợp kim niken - vàng nhưng nó ít gây dị
ứng hơn và giữ màu trắng cũng tốt hơn.
Page 455 of 970

Tại Hoa Kỳ, khi platin được công bố là nguồn chiến lược của nhà nước trong
thời gian diễn ra Đại chiến thế giới lần thứ hai, nhiều vật dụng kim hoàn được
làm bằng paladi. Gần đây, như vào tháng 9 năm 2001,[17] paladi là đắt tiền
hơn platin và ít sử dụng trong kim hoàn cũng như do các rào cản kỹ thuật
trong đúc khuôn. Tuy nhiên, các vấn đề đúc đã được giải quyết và việc sử
dụng nó trong ngành kim hoàn đã tăng lên do giá của platin lại tăng và giá
của paladi lại giảm.[18]
Cho tới năm 2004, sử dụng cơ bản của paladi trong ngành kim hoàn là trong
vai trò của hợp kim để sản xuất đồ trang sức bằng vàng trắng, nhưng kể từ
đầu năm 2004 khi giá của vàng và platin tăng nhanh chóng thì các nhà sản
xuất đồ trang sức tại Trung Quốc đã bắt đầu chế tạo một lượng đáng kể đồ
trang sức paladi. Johnson Matthey ước tính rằng, trong năm 2004 với sự giới
thiệu đồ trang sức bằng paladi tại Trung Quốc thì nhu cầu về paladi cho sản
xuất đồ trang sức là 920.000oz, hay khoảng 14% tổng nhu cầu về paladi cho
năm 2004, và tăng gần 700.000oz so với năm 2003. Sự phát triển này còn
tiếp tục trong năm 2005, với nhu cầu về paladi cho trang sức toàn thế giới
được ước tính là khoảng 1,4 triệu oz, hay gần 21% sự cung cấp paladi ròng
và nhu cầu lớn nhất vẫn tập trung tại Trung Quốc.
Nhiếp ảnh
Với công nghệ in ấn in platin, các nhà nhiếp ảnh có thể tạo ra các bản in đen
trắng mang tính nghệ thuật cao bằng cách sử dụng các muối platin hay paladi.
Thông thường được dùng cùng với platin, paladi là một thay thế cho bạc.[19]
Nghệ thuật
Các lá paladi là một trong vài sự thay thế cho các lá bạc được dùng trong các
bản thảo viết tay trang kim (sơn son thiếp vàng). Việc sử dụng các lá bạc gây
ra một số vấn đề do khuynh hướng bị xỉn màu của nó. Các lá nhôm là sự thay
thế không đắt tiền, tuy nhiên nhôm khó gia công hơn nhiều so với vàng hay
bạc và tạo ra các kết quả ít tối ưu hơn khi sử dụng các kỹ thuật tạo lá kim loại
truyền thống và vì thế các lá paladi được coi là sự thay thế tốt nhất mặc dù
giá thành khá cao của nó. Các lá platin cũng có thể dùng để tạo ra các hiệu
ứng tương tự như các lá paladi, nhưng nó khó kiếm hơn.[20][21]
Page 456 of 970

 Tóm tắt:
Paladi, 46Pd
Tinh thể Paladi
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Paladi, Pd 44
Phiên âm /pəˈleɪdiəm/
pə-LAY-dee-əm
Paladi trong bảng tuần hoàn
Ni
↑
Pd
44
↓
Pt
Rhodi ← Paladi → Bạc
chuẩn (Ar)
Page 457 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 4d10
mỗi lớp 2, 8, 18, 18

Nhiệt độ nóng chảy 1828.05 K (1554.9 °C, 2830.82 °F)
Nhiệt độ sôi 3236 K (2963 °C, 5365 °F)
Mật độ 12,023 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1721 1897 2117 2395 2753 3234

Trạng thái ôxy hóa 0, +1, +2, +4, +6 Bazơ nhẹ
cộng hóa trị
Page 458 of 970
Waals
Thông tin khác


Mohs
Vickers
Brinell
Số đăng ký CAS ngày 3 tháng 5 năm 7440

100 100
Pd Tổng hợp 3,63 ngày ε - Rh
γ 0.084, 0.074, 0.126 -
102 102
Pd 1.02% Pd ổn định với 56 neutron
103 103
Pd Tổng hợp 16,991 ngày ε - Rh
104 104
105 105
106 106
107
Pd Tổng hợp 6,5×106năm β− 0.033 107
Ag
Page 459 of 970

108 108
110 110
47. Bạc (Ag)

Bạc là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu
Ag và số hiệu nguyên tử bằng 47. Là một kim loại chuyển tiếp màu trắng,
mềm, nó có tính dẫn điện cao nhất trong bất kỳ nguyên tố nào và có độ dẫn
nhiệt cao nhất trong tất cả kim loại. Kim loại bạc xuất hiện trong tự nhiên ở
dạng nguyên chất, như bạc tự sinh, và ở dạng hợp kim với vàng và các kim
loại khác, và ở trong các khoáng vật như argentit và chlorargyrit. Hầu hết bạc
được sản xuất là một sản phẩm phụ của điều chế đồng, vàng, chì, và kẽm.
Bạc là kim loại quý có giá trị lâu dài, được sử dụng làm đồng tiền xu, đồ
trang sức, chén đũa và các đồ dùng trong gia đình và như một khoản đầu tư ở
dạng tiền xu và nén. Kim loại bạc được dùng trong công nghiệp làm chất dẫn
va tiếp xúc, trong gương và trong điện phân của các phản ứng hóa học. Các
hợp chất của nó được dùng trong phim ảnh và bạc nitrat pha loãng được dùng
làm chất tẩy khuẩn. Trong khi nhiều ứng dụng kháng sinh y hoc của bạc đã
được thay thế bởi kháng sinh sinh học, nghiên cứu lâm sàng sâu hơn vẫn
đang tiếp tục thực hiện.
Thuộc tính
Bạc được tạo ra từ các nguyên tố nhẹ hơn trong Vũ trụ qua quá trình r, một
dạng của phản ứng phân hạch hạt nhân được cho là đã diễn ra trong những
thời điểm nhất định của các vụ nổ siêu tân tinh. Quá trình này tạo ra nhiều
nguyên tố nặng hơn sắt trong đó có bạc.[1]
Bạc là kim loại mềm, dẻo, dễ uốn (cứng hơn vàng một chút), có hóa trị một,
để đúc tiền, có màu trắng bóng ánh kim nếu bề mặt có độ đánh bóng cao. Bạc
có độ dẫn điện tốt nhất trong các kim loại, cao hơn cả đồng, nhưng do giá
thành cao nên nó không được sử dụng rộng rãi để làm dây dẫn điện như
đồng. Một ngoại lệ là trong kỹ thuật tần số radio, đặc biệt ở dải VHF và cao
hơn, bạc mạ được sử dụng để tăng tính dẫn điện của một số bộ phận như dây
dẫn. Trong chiến tranh thế giới thứ hai ở Hoa Kỳ, 13.540 tấn bạc được sử
dụng trong điện từ dùng để làm giàu urani, chủ yếu là do thời chiến khan
hiếm đồng.[2][3][4]
Page 460 of 970
Bạc nguyên chất có độ dẫn nhiệt cao nhất, màu trắng nhất, độ phản quang cao
nhất (mặc dù nó là chất phản xạ tia cực tím rất kém),[5] và điện trở thấp nhất
trong các kim loại. Các muối halogen của bạc nhạy sáng và có hiệu ứng rõ
nét khi bị chiếu sáng. Kim loại này ổn định trong không khí sạch và nước,
nhưng bị mờ xỉn đi trong ôzôn, axít clohydrit, hay không khí có chứa lưu
huỳnh. Trạng thái ôxi hóa ổn định nhất của bạc là +1 (chẳng hạn như nitrat
bạc: AgNO3); ít gặp hơn là một số hợp chất trong đó nó có hóa trị +2 (chẳng
hạn như florua bạc (II): AgF2) và +3 (chẳng hạn như tetrafluoroargentat kali:
K[AgF4]).[6]
Phổ biến
Sản lượng bạc theo thời gian
Bạc được tìm thấy ở dạng tự nhiên,
liên kết với lưu huỳnh, asen, antimon,
hay clo trong các loại khoáng chất
như argentit (Ag2S) và silver horn
(AgCl). Các nguồn cơ bản của bạc là
các khoáng chất chứa đồng, đồng -
niken, vàng, chì và chì - kẽm có ở
Canada, México, Peru, Úc và Mỹ.
Peru, Bolivia và Mexico đã và đang khai thác bạc từ năm 1546, và vẫn là các
nước sản xuất bạc lớn trên thế giới. Các mỏ bạc lớn như Cannington (Úc),
Fresnillo (Mexico), San Cristobal (Bolivia), Antamina (Peru), Rudna (Ba
Lan), và Penasquito(Mexico).[7] Các dự án phát triển mỏ ngắn hạn đến năm
2015 là Pascua Lama (Chile), Navidad (Argentina), Jaunicipio (Mexico),
Malku Khota (Bolivia),[8] và Hackett River (Canada).[7] Ở Trung Á, mỏ
Tajikistan ]] được biết là một trong những nơi có lượng bạc lớn nhất trên thế
giới.[9]
Bạc cũng được sản xuất trong quá trình làm tinh khiết đồng bằng điện phân.
Các loại bạc trong thương mại có độ tinh khiết ít nhất 99,9% và cũng có khi
cao hơn 99,999%. Mexico là nước sản xuất nhiều bạc nhất. Theo số liệu của
Bộ Kinh tế Mexico, năm 2000 nước này sản xuất 2.747 tấn, khoảng 15% của
sản lượng thế giới hàng năm. Năm 2011, Mexico là nước sản xuất bạc lớn
nhất (4.500 tấn chiếm 19% sản lượng thế giớil), theo sau là Peru (4.000 t) và
Trung Quốc (4.000 t)[10]
Page 461 of 970
Đồng vị
Bạc trong tự nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị ổn định Ag107 và Ag109 với
Ag107 là phổ biến nhất (51,839%). Các đồng vị của bạc hầu hết có sự phong
phú như nhau, là một điều rất hiếm đối với các nguyên tố trong bảng tuần
hoàn. Khối lượng nguyên tử của bạc là 107,8682(2)g/mol.[11][12] 28 đồng vị
phóng xạ đã được tìm thấy với đồng vị ổn định nhất là Ag109 với chu kỳ bán
rã 41,29 ngày, Ag111 với chu kỳ bán rã 7,45 ngày, và Ag112 với chu kỳ bán rã
3,13 giờ. Mọi đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã không quá 1 giờ và
thông thường là dưới 3 phút. Nguyên tố này cũng có một loạt các trạng thái
đồng phân của nguyên tử với ổn định nhất là Agm-128 (t* 418 năm), Agm-110 (t*
249,79 ngày) và Agm-107 (t* 8,28 ngày).
Các đồng vị của bạc nằm trong khoảng khối lượng nguyên tử từ 93,943 amu
Ag94 tới 126,936 amu Ag124.[13] Chế độ phân rã cơ bản trước khi có đồng vị ổn
định nhất, Ag107, là chiếm giữ điện tử và chế độ cơ bản sau đó là bức xạ beta.
Các sản phẩm cơ bản của phân rã trước Ag107 là các đồng vị của palađi (số
46) và sản phẩm cơ bản của phân rã sau là các đồng vị của cadmi (số 48).
Đồng vị palađi Pd109 phân rã bằng bức xạ beta thành Ag107 với chu kỳ bán rã
6,5 triệu năm. Các thiên thạch chứa sắt là các vật thể duy nhất với tỷ lệ Pd /
Ag đủ cao để tính toán các tham số có thể đo được trong tính sự phổ biến của
Ag107. Ag107 do phóng xạ sinh ra lần đầu tiên được phát hiện ở thiên thạch ở
Santa Clara năm 1978.[14] Những người phát hiện cho rằng sự hợp nhất và
phân biệt của lõi sắt của các tiểu hành tinh có thể diễn ra 10 triệu năm sau các
kết quả tổng hợp hạt nhân. Các tương quan Pd107 trên Ag được quan sát trong
các thiên thể, mà nó đã bị nung chảy rõ ràng kể từ sự lớn dần lên của hệ Mặt
Trời, phải phản ánh sự hiện diện của các hạt nhân có chu kỳ sống ngắn trong
thời kỳ đầu của hệ Mặt Trời.[15]
Hợp chất
Kim loại bạc dễ dàng hòa tan trong axít nitric (HNO3) tạo ra bạc nitrat
(AgNO3), một chất rắn kết tinh trong suốt nhạy sáng và dễ hòa tan trong
nước. Bạc nitrat được dùng làm chất khởi đầu trong việc tổng hợp các hợp
chất bạc khác như khử trùng, và tạo màu vàng cho thủy tinh của kính màu.
Kim loại bạc không phản ứng với axít sulfuric, nên axit này được dùng trong
Page 462 of 970

làm đồ trang sức để làm sạch và loại bỏ đồng ôxit từ các vòng bằng bạc sau
khi hàn bạc hoặc ủ. Bạc dễ dàng phản ứng với lưu huỳnh hoặc hydro sulfua
H2S tạo ra bạc sulfua, một hợp chất màu tối tương tự như xỉn của các đồng xu
bạc và các vật liệu bằng bạc khác. Bạc sulfua Ag2S cũng tạo ra râu bạc khi
công - tắc điện bằng bạc được sử dụng trong không khí giàu hydro sulfua.
4Ag + O2 + 2H2S → 2Ag2S↓ + 2H2O
Bạc clorua (AgCl) được kết tủa từ các dung dịch bạc nitrat với sự có mặt của
các ion clorua, và các muối bạc halua khác được dùng trong sản xuất nhũ
tương phim cũng làm bằng cách tương tự, dùng các muối bromua hoặc iodua.
Bạc clorua được dùng làm điện cực thủy tinh trong thử nghiệm pH và đo
potentiometric, và làm xi-măng không màu cho thủy tinh. Bạc iodua từng
được dùng trong việc gây mưa nhân tạo. Các bạc halua không có tính hòa tan
trong các dung dịch gốc nước và được dùng trong các phương pháp phân tích
trọng lực.
Bạc oxít (Ag2O) được tạo ra khi các dung dịch bạc nitrat cho phản ứng với
bazơ, nó được dùng làm điện cực dương (anốt) trong pin đồng hồ. Bạc
cacbonat (Ag2CO3) được kết tủa khi cho bạc nitrat phản ứng với natri
cacbonat (Na2CO3).[16]
2AgNO3 + 2OH− → Ag2O↓ + H2O + 2NO3−
2AgNO3 + Na2CO3 → Ag2CO3↓ + 2NaNO3
Bạc fulminat (AgONC), một chất nổ rất mạnh khi chạm vào được dùng trong
kíp nổ được tạo ra bằng phản ứng giữa bạc kim loại với axít nitric với xúc tác
etanol (C2H5OH). Các hợp chất nổ bằng bạc nguy hiểm khác như bạc azua
(AgN3), được tạo ra bằng phản ứng giữa bạc nitrat với natri azua (NaN3),[17]
và bạc acetylua, được tạo ra khi bạc phản ứng với khí acetylen.
Latent image được tạo ra khi các tinh thể bạc halua được phát triển bằng các
cho phản ứng với các dung dịch kiềm làm tác nhân ôxy hóa như
hydroquinone, metol (4-(methylamino)phenol sulfat) hoặc ascorbat, làm ôxy
hóa halua thành kim loại bạc. Các dung dịch kiềm của bạc nitrat có thể bị khử
thành bạc kim loại bằng các loại đường khử như glucose, và phản ứng này
được dùng trong tráng gương bạc và kính trang trí giáng sinh. Các loại bạc
halua hòa tan trong các dung dịch natri thiosulfat (Na2S2O3) loại này được
dùng làm tác nhân cố định ảnh, để loại bỏ lượng bạc halua thừa trong nhũ
tương ảnh sau khi rửa phim.[16]
Page 463 of 970

Kim loại bạc bị ôxy hóa mạnh bởi các chất ôxy hóa như kali permanganat
(KMnO4) và kali dichromat (K2Cr2O7), và có mặt của kali bromua (KBr); các
hợp chất này được sử dụng trong nhiếp ảnh để tẩu các hình ảnh gây ra bởi
bạc, chuyển chúng thành bạc halua mà có thể được cố định bằng thiosulfat
hoặc tái phát triển để tăng cường ảnh gốc. Bạc hình thành các dạng phức
cyanua (bạc cyanua) là dạng hòa tan trong nước với sự có mặt của các ion
cyanua dư. Các dung dịch bạc cyanua được dùng trong mạ điện bạc.[16]
Mặc dù bạc thường có trạng thái ôxy hóa +1 trong các hợp chất, các trạng
thái ôxy hóa khác cũng được biết đến như +3 trong AgF3, được tạo ra bằng
phản ứng của bạc nguyên tố hoặc bạc fluorua với krypton difluorua.[18]
Ứng dụng
Một thỏi bạc
Ứng dụng cơ bản nhất của bạc là như một kim

loại quý và các muối halôgen. Đặc biệt bạc
nitrat được sử dụng rộng rãi trong phim ảnh
(đây là ứng dụng nhiều nhất của bạc). Các ứng
dụng khác còn có:

Các sản phẩm điện và điện tử, trong đó cần có tính dẫn điện cao của bạc,
thậm chí ngay cả khi bị xỉn. Ví dụ, các bảng mạch in được làm từ sơn bạc,
bàn phím máy tính sử dụng các tiếp điểm bằng bạc. Bạc cũng được sử
dụng trong các tiếp điểm điện cao áp vì nó là kim loại duy nhất không
đánh hồ quang ngang qua các tiếp điểm, vì thế nó rất an toàn.

Các loại gương cần tính phản xạ cao của bạc đối với ánh sáng được làm từ
bạc như là vật liệu phản xạ ánh sáng. Các loại gương phổ biến có mặt sau
được mạ nhôm.

Bạc được sử dụng để đúc tiền từ năm 700 TCN bởi người Lydia, trong
dạng hợp kim của vàng và bạc. Muộn hơn, bạc được làm tinh khiết và đúc
tiền trong dạng nguyên chất. Các từ "bạc" và "tiền" là có cùng ý nghĩa
trong ít nhất 14 ngôn ngữ.
Page 464 of 970


Kim loại này được chọn vì vẻ đẹp của nó trong sản xuất đồ trang sức và
đồ bạc, thông thường làm từ hợp kim của bạc được xem như là bạc đủ
tuổi, chứa 92,5% bạc.

Tính dễ uốn, không độc và vẻ đẹp của bạc làm cho nó có lợi trong nha
khoa để làm răng giả.

Thuộc tính xúc tác của bạc làm cho nó thành lý tưởng để sử dụng như một
chất xúc tác trong các phản ứng ôxi hóa - khử; ví dụ, việc sản xuất
fomanđêhít từ mêtanol và không khí bằng các tấm lọc bằng bạc hay các
chất kết tinh chứa tối thiểu 99,95% bạc theo trọng lượng.

Bạc được sử dụng để làm que hàn, công tắc điện và các loại pin dung tích
lớn như pin bạc - kẽm hay bạc - cadmi.

Sulfua bạc, còn được biết đến như bạc Whiskers, được tạo thành khi các
tiếp điểm điện bằng bạc được sử dụng trong khí quyển giàu sulfua hiđrô.

Fulminat bạc là một chất nổ mạnh.

Clorua bạc có tính trong suốt và được sử dụng như chất kết dính cho các
loại kính.

Iốtđua bạc được sử dụng nhằm tụ mây để tạo mưa nhân tạo.

Trong truyền thuyết, bạc thông thường được coi là có hại cho các loài vật
siêu nhiên như người sói và ma cà rồng. Việc sử dụng bạc trong các viên
đạn cho súng là các ứng dụng phổ biến.

Ôxít bạc được sử dụng làm cực dương (anos) trong các pin đồng hồ.

Bạc được dùng làm chất khử trùng nước. Chỉ cần 10ppb thì đủ để khử
trùng. Ứng dụng này đã được biết từ thời cổ đại, và có thể giải thích tại
sao người ta thường thấy nhiều đồng bạc ở dưới các giếng nước.[19]
Lịch sử
Ký hiệu giả kim thuật của bạc giống hình Mặt Trăng
Ký hiệu của bạc là Ag có nguồn gốc từ chữ Argentum trong
tiếng Latinh. Bạc đã được biết đến từ thời tiền sử, nó được nhắc
tới trong cuốn Chúa sáng tạo ra thế giới (quyển đầu của Cựu
Ước), các đống xỉ chứa bạc đã được tìm thấy ở Tiểu Á và trên
các đảo thuộc biển Aegean chứng minh rằng bạc đã được tách
ra khỏi chì từ thiên niên kỷ thứ 4 TCN.[20][21] Bạc được sử dụng
trong hàng nghìn năm để trang trí và như đồ dùng gia đình, để
Page 465 of 970

buôn bán và làm cơ sở cho nhiều hệ thống tiền tệ. Trong một thời gian dài nó
được coi là kim loại quý thứ hai sau vàng.
Sự ổn định của tiền La Mã dựa vào một mức độ cao của việc cung cấp các
thỏi bạc, mà các thợ mỏ La Mã sản xuất ra trên quy mô chưa từng có trước
khi phát hiện ra Tân Thế giới. Lúc đỉnh đạt 200 tấn/năm, ước tính khoảng
10.000t được xoay vòng trong nền kinh tế La Mã vào giữa thế kỷ 2, lớn hơn 5
đến 10 lần tổng lượng bạc có được vào thời Trung cổ châu Âu và Caliphate
vào khoảng năm 800.[22][23]
Các mỏ được khai thác từ thời Laureion năm 483 TCN.[24]
Trong mối liên quan với Mặt Trăng cũng như với đại dương và các nữ thần
Mặt Trăng, kim loại này đã được các nhà giả kim thuật nhắc đến với tên
Luna. Một trong những ký hiệu của giả kim thuật để chỉ bạc là trăng lưỡi
liềm với phần lưỡi về phía bên trái. Thủy ngân đã từng được cho là một loại
hình của bạc, mặc dù hai nguyên tố này là không có liên quan gì xét theo
phương diện hóa học; tên gọi của nó hydrargyrum ("bạc lỏng") và từ tiếng
Anh quicksilver chứng thực điều đó. Trong phù hiệu học, màu bạc (argent
hay silver), cũng có thể là màu trắng. Rio de la Plata đã được đặt tên theo bạc
(trong tiếng Tây Ban Nha là plata), và nó đã được vay mượn ý nghĩa để chỉ
tên của Argentina. Khác với nhiều nguyên tố khác được đặt tên theo một địa
danh (nơi được khám phá hay là quê hương của người khám phá), bạc là
nguyên tố duy nhất có một quốc gia được đặt theo tên nó.[25]
Người châu Âu đã tìm thấy rất nhiều bạc ở Tân Thế giới ở Zacatecas và
Potosí, nó đã tạo ra một thời kỳ lạm phát ở châu Âu. Ở châu Mỹ, công nghệ
bạc - chì nhiệt độ cao đã được phát triển trong các nền văn minh tiền Inca vào
khoảng năm 60 – 120.[26]
Giá
Lịch sử giá bạc giai đoạn 1960 –
2011
Đến 26 tháng 8 năm 2013, giá bạc là
773USD/kg (24,04USD/ounce[27].
tương đương khoảng 1/58 giá vàng.
Page 466 of 970

Giá các thỏi bạc cao hơn bạc lá, với số tiền đổi tăng khai nhu cầu cao và thị
trường địa phương khan hiếm.[28]
Năm 1980, giá bạc tăng đến đỉnh trong thời kỳ hiện đại là 49,45USD per
ounce (ozt) do lũng đoạn thị trường của Nelson Bunker Hunt và Herbert
Hunt. Điều chỉnh lạm phát theo năm 2012, giá này tương đương 138
USD/ounce. Đôi lúc sau ngày thứ bảy Bạc, giá giảm xuống còn 10USD/ozt.
[29]
Từ 2001 đến 2010, giá tăng từ 4,37 pound lên 20,19 pound (trung bình
London US$/oz).[30] Theo Viện nghiên cứu bạc, sự gia tăng gần đây do bắt
nguồn rất nhiều từ sự gia tăng lợi ích nhà đầu tư và sự gia tăng nhu cầu chế
tạo.[30] Vào cuối tháng 4 năm 2011, bạc tăng lên mức $49.76/ozt.
Thời kỳ trước đây, bạc có giá cao hơn nhiều. Vào đầu thế kỷ 15, giá bạc ước
khoảng hơn $1.200 một ounce, theo giá đô la năm 2011.[31] Việc phát hiện ra
nhiều mỏ bạc trong Tân Thế giới trong các thế kỷ sau đó đã làm cho giá bạc
giảm xuống nhiều.
Giá bạc quan trọng trong luật Do thái. Giá này được cố định ở 0,025 gam
(0,00088 oz) đối với bạc nguyên chất, không tinh chế ở giá thị trường. Trong
truyền thống Do Thái, vẫn tiếp tục ngày hôm nay, vào ngày sinh nhật đầu tiên
của con trai đầu lòng, cha mẹ phải trả năm đồng tiền bạc ròng
cho Kohen (linh mục). Ngày nay cơ quan đúc tiền Israel cố định các đồng
tiền ở mức 117 gam (4,1 oz) bạc. Kohen sẽ trả lại lượng tiền bạc này như một
món quà cho đứa bé.[32]
Ảnh hưởng sức khỏe và phòng ngừa

Trong y học, bạc được đưa vào băng vết thương và được sử dụng như một
lớp phủ kháng sinh trong các thiết bị y tế. Vết thương băng chứa bạc
sulfadiazine hoặc bạc vật liệu nano được sử dụng để điều trị nhiễm trùng bên
ngoài. Bạc cũng được sử dụng trong một số ứng dụng y tế, chẳng hạn như
ống thông niệu (nếu có bằng chứng dự kiến cho thấy nó làm giảm ống thông
liên quan đến nhiễm trùng đường tiết niệu ) và trong ống thở nội khí quản
(nếu có bằng chứng cho thấy nó giảm liên quan máy thở viêm phổi). [56][57] các
bạc ion (Ag +) Là hoạt tính sinh học và đủ nồng độ sẵn sàng giết chết vi
khuẩn trong ống nghiệm . Bạc và bạc hạt nano được sử dụng như một kháng
sinh trong một loạt các công nghiệp, y tế, và các ứng dụng.
Page 467 of 970

 Tóm tắt:
Bạc, 47Ag
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Bạc, Ag
Hình dạng Ánh kim trắng bóng
Bạc trong bảng tuần hoàn
Cu
↑
Ag
↓
Au
Paladi ← Bạc → Cadmi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Page 468 of 970
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 1

Màu sắc Ánh kim trắng bóng
Nhiệt độ sôi 2435 K (2162 °C, 3924 °F)
Mật độ 10,49 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1283 1413 1575 1782 2055 2433

cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Page 469 of 970


Độ tản nhiệt 174 mm2/s (ở 300 K)
Mohs
Vickers
Brinell

105 105
Ag Tổng hợp 41,2 ngày ε - Pd
γ 0.344, 0.280, 0.644, 0.443 -
106m 106
Ag Tổng hợp 8,28 ngày ε - Pd
γ 0.511, 0.717, 1.045, 0.450 -
107 107
Ag 51.839% Ag ổn định với 60 neutron
108m 108
Ag Tổng hợp 418 năm ε - Pd
108
IT 0.109 Ag
γ 0.433, 0.614, 0.722 -
109 109
Ag 48.161% Ag ổn định với 62 neutron
111
Ag Tổng hợp 7,45 ngày β− 1.036, 0.694 111
Cd
γ 0.342 -
Page 470 of 970

48. Cadimi (Cd)

Cadimi là nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn các nguyên tố có ký hiệu
Cd và số nguyên tử bằng 48. Là một kim loại chuyển tiếp tương đối hiếm,
mềm, màu trắng ánh xanh và có độc tính, cadimi tồn tại trong các quặng kẽm
và được sử dụng chủ yếu trong các loại pin.
Các đặc tính nổi bật

Cadimi là kim loại mềm, dẻo, dễ uốn, màu trắng ánh xanh, có hóa trị 2, rất dễ
cắt bằng dao. Nó tương tự về nhiều phương diện như kẽm nhưng có xu
hướng tạo ra các hợp chất phức tạp hơn.
Trạng thái ôxi hóa phổ biến nhất của cadimi là +2, nhưng có thể tìm thấy các
hợp chất mà nó có hóa trị +1.
Ứng dụng
Khoảng 3/4 cadimi sản xuất ra được sử dụng trong các loại pin (đặc biệt là
pin Ni - Cd) và phần lớn trong 1/4 còn lại sử dụng chủ yếu trong các chất
màu, lớp sơn phủ, các tấm mạ kim và làm chất ổn định cho plastic. Các sử
dụng khác bao gồm:
 Trong một số hợp kim có điểm nóng chảy thấp.

 Trong các hợp kim làm vòng bi hay gối đỡ do có hệ số ma sát thấp và khả
năng chịu mỏi cao.
 6% cadimi sử dụng trong mạ điện.
 Nhiều loại que hàn chứa kim loại này.
 Lưới kiểm soát trong các lò phản ứng hạt nhân.
 Các hợp chất chứa cadimi được sử dụng trong các ống hình của ti vi đen
trắng hay ti vi màu (phốt pho đen, trắng, lam và lục).
 Cadimi tạo ra nhiều loại muối, trong đó sulfua cadimi là phổ biến nhất.
Sulfua này được sử dụng trong thuốc màu vàng.
 Một số vật liệu bán dẫn như sulfua cadimi, selenua cadimi và telurua
cadimi thì nó dùng trong các thiết bị phát hiện ánh sáng hay pin mặt trời.
HgCdTe nhạy cảm với tia hồng ngoại.
Page 471 of 970
 Một số hợp chất của cadimi sử dụng trong PVC làm chất ổn định.

 Sử dụng trong thiết bị phát hiện nơtrino đầu tiên.
Lịch sử
Cadimi kẽm cacbonat (Cadimi smithsonite)
Cadimi (tiếng Latinh: cadimia, tiếng Hy Lạp:
kadmeia có nghĩa là "calamin") được phát hiện
bởi Friedrich Strohmeyer tại Đức năm 1817.
Strohmeyer đã tìm thấy nguyên tố mới trong tạp
chất của cacbonat kẽm (calamin) và trong
khoảng 100 năm sau đó thì Đức là nước sản
xuất lớn duy nhất của kim loại này. Kim loại
này được đặt tên theo từ Latinh để chỉ calamin
do nó được tìm thấy trong quặng chứa hợp chất
này của kẽm. Strohmeyer thông báo rằng một
số mẫu quặng chứa tạp chất của calamin bị đổi màu khi nung nóng nhưng
calamin tinh chất thì không.
Mặc dù cadimi và các hợp chất của nó có độc tính cao, nhưng British
Pharmaceutical Codex (BPC) từ năm 1907 đã thông báo rằng iốtua cadimi
được sử dụng làm thuốc trong y tế để điều trị các bệnh "khớp, tràng nhạc và
cước".
Năm 1927, SI đã định nghĩa lại mét theo vạch quang phổ đỏ của cadimi (1m
= 1.553.164,13 bước sóng). Định nghĩa này sau đó đã được thay thế.
Phổ biến
Cadimi kim loại

Các quặng chứa cadimi rất hiếm và khi phát
hiện thấy thì chúng chỉ có một lượng rất nhỏ.
Greenockit (CdS), là khoáng chất duy nhất của
cadimi có tầm quan trọng, gần như thường
xuyên liên kết với sphalerit (ZnS). Do vậy,
Page 472 of 970
cadimi được sản xuất chủ yếu như là phụ phẩm từ việc khai thác, nấu chảy và
tinh luyện các quặng sulfua kẽm, và ở mức độ thấp hơn là từ
quặng chì và đồng. Một lượng nhỏ cadimi, khoảng 10% mức tiêu thụ, được
sản xuất từ các nguồn thứ cấp, chủ yếu từ bụi sinh ra khi tái chế phế
thải sắt và thép. Việc sản xuất tại Mỹ bắt đầu từ năm 1907 nhưng cadimi đã
không được sử dụng rộng rãi cho đến tận sau khi Đại chiến thế giới 1 kết
thúc.
Đồng vị
Cadimi nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 6 đồng vị ổn định. 27 đồng vị
phóng xạ đã được phát hiện với ổn định nhất là Cd113 có chu kỳ bán rã là 7,7
triệu tỷ năm, Cd109 có chu kỳ bán rã 462,6 ngày, và Cd115 có chu kỳ bán rã
53,46 giờ. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 2,5
giờ và phần lớn trong chúng có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5 phút. Nguyên tố này
có 8 trạng thái đồng phân với ổn định nhất là Cd113m (t½ 14,1 năm), Cd115m
(t½ 44,6 ngày) và Cd117m (t½ 3,36 giờ).
Các đồng vị cadimi có nguyên tử lượng từ 96,935 amu (Cd97) tới 129,934amu
(Cd130). Phương thức phóng xạ chủ yếu trước khi có đồng vị ổn định phổ biến
thứ hai (Cd112) là bắt điện tử và phương thức chủ yếu sau khi có nó là bức xạ
beta. Sản phẩm phân rã chủ yếu trước Cd112 là nguyên tố số 47 (Ag) và sản
phẩm chủ yếu sau khi có Cd112 là nguyên tố 49 (indi).
Phòng ngừa
Cadimi là một trong rất ít nguyên tố không có ích lợi gì cho cơ thể con người.
Nguyên tố này và các dung dịch các hợp chất của nó là những chất cực độc
thậm chí chỉ với nồng độ thấp, và chúng sẽ tích lũy sinh học trong cơ thể
cũng như trong các hệ sinh thái. Một trong những lý do có khả năng nhất cho
độc tính của chúng là chúng can thiệp vào các phản ứng của các enzime chứa
kẽm. Kẽm là một nguyên tố quan trọng trong các hệ sinh học, nhưng cadimi,
mặc dù rất giống với kẽm về phương diện hóa học, nói chung dường như
không thể thay thể cho kẽm trong các vai trò sinh học đó. Cadimi cũng có thể
can thiệp vào các quá trình sinh học có chứa magiê và canxi theo cách thức
tương tự.
Page 473 of 970

Hít thở phải bụi có chứa cadimi nhanh chóng dẫn đến các vấn đề đối với hệ
hô hấp và thận, có thể dẫn đến tử vong (thông thường là do hỏng thận). Nuốt
phải một lượng nhỏ cadimi có thể phát sinh ngộ độc tức thì và tổn thương gan
và thận. Các hợp chất chứa cadimi cũng là các chất gây ung thư. Ngộ độc
cadimi là nguyên nhân của bệnh itai-itai, tức "đau đau" trong tiếng Nhật.
Ngoài tổn thương thận, người bệnh còn chịu các chứng loãng xương và
nhuyễn xương.
Khi làm việc với cadimi một điều quan trọng là phải sử dụng tủ chống khói
trong các phòng thí nghiệm để bảo vệ chống lại các khói nguy hiểm. Khi sử
dụng các que hàn bạc (có chứa cadimi) cần phải rất cẩn thận. Các vấn đề ngộ
độc nghiêm trọng có thể sinh ra từ phơi nhiễm lâu dài cadimi từ các bể mạ
điện bằng cadimi.
 Tóm tắt:
Cadimi, 48Cd
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Cadimi, Cd
Phiên âm /ˈkædmiəm/ KAD-mee-əm
Hình dạng Ánh kim bạc hơi xanh xám
Cadimi trong bảng tuần hoàn

Zn
↑
Cd
↓
Hg
Page 474 of 970

Bạc ← Cadimi → Indi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 2

Màu sắc Ánh kim bạc hơi xanh xám
Nhiệt độ sôi 1040 K (767 °C, 1413 °F)
Mật độ 8,65 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 530 583 654 745 867 1040

Page 475 of 970
Trạng thái ôxy hóa 2, 1 Bazơ nhẹ

cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác


Điện trở suất (22 °C) 72,7 n Ω·m
Mohs
Brinell

106
Cd 1,25% >9.5×1017năm εε2ν - 106
Pd
107 107
Cd Tổng hợp 6,5 giờ ε 1.417 Ag
108
Cd 0,89% >6.7×1017năm εε2ν - 108
Pd
Page 476 of 970
109 109
Cd Tổng hợp 462,6 ngày ε 0.214 Ag
110 110
Cd 12.49% Cd ổn định với 62 neutron
111 111
112 112
113
Cd 12,22% 7,7×1015năm β− 0.316 113
In
113m − 113
Cd Tổng hợp 14,1 năm β 0.580 In
113
IT 0.264 Cd
114
Cd 28,73% >9.3×1017năm ββ2ν - 114
Sn
115
Cd Tổng hợp 53,46 giờ β− 1.446 115
In
116
Cd 7,49% 2,9×1019năm ββ2ν - 116
Sn
49. Indi (In)

Indi (tiếng Latinh: Indium) là một nguyên tố hóa học với ký hiệu In và số
nguyên tử 49. Nó là một kim loại yếu hiếm, mềm, dễ uốn và dễ dàng nóng
chảy, về mặt hóa học là tương tự như nhôm và gali, nhưng tương tự nhiều
hơn với kẽm (các quặng kẽm cũng là nguồn chủ yếu chứa kim loại này). Ứng
dụng chủ yếu của nó hiện nay là để tạo ra các điện cực trong suốt từ ôxít thiếc
indi (tức Indium tin oxide (ITO)) dùng trong các màn hình tinh thể lỏng
(LCD). Nó cũng được sử dụng rộng rãi trong các màng mỏng để tạo ra các
lớp bôi trơn (trong Đại chiến thế giới lần thứ hai nó được sử dụng nhiều để
che phủ các vòng bi trong một số loại tàu bay). Nó cũng được dùng để tạo
một số hợp kim cụ thể có nhiệt độ nóng chảy thấp và là thành phần trong một
vài dạng thiếc hàn không chứa chì.
Đặc trưng
Indi nóng chảy
Indi là một kim loại thật sự, tương đối hiếm, rất
mềm, màu trắng hay xám bạc với ánh sáng màu.
Khi ở dạng kim loại nguyên chất và bị uốn cong
thì nó phát ra các tiếng kêu răng rắc, tựa như
thiếc. Cả gali và indi đều có thể làm ướt thủy
tinh.
Page 477 of 970

Một tính chất bất thường của indi là phần lớn các đồng vị thông thường của
nó đều có tính phóng xạ nhẹ; nó phân rã rất chậm theo bức xạ beta để trở
thành thiếc. Tính phóng xạ này không bị coi là nguy hiểm, chủ yếu là do chu
kỳ bán rã rất dài của nó (4,41×1014 năm hay 441 nghìn tỷ năm), cao khoảng
gấp 10.000 lần tuổi của vũ trụ và gần 50.000 lần lâu dài hơn của thori tự
nhiên. Không giống như nguyên tố chu kỳ 5 cận kề là cadmi, indi không phải
là chất độc tích lũy nguy hiểm trong cơ thể.
Ứng dụng
Ứng dụng quy mô lớn đầu tiên của indi là làm lớp bôi trơn cho các vòng bi
của một số tàu bay trong thời kỳ Đại chiến thế giới lần thứ hai. Sau đó, sản
xuất indi dần dần tăng lên các ứng dụng mới được tìm thấy trong các hợp kim
dễ nóng chảy, thiếc hàn và trong ngành điện tử. Trong thập niên 1950, các
hạt indi nhỏ được dùng làm cực phát và cực thu của các tranzito biên hợp kim
kiểu PNP. Vào giữa và cuối thập niên 1980, sự phát triển các chất bán dẫn từ
phốtphua indi và các màng mỏng từ ôxít thiếc indi cho LCD đã gây ra nhiều
sự chú ý. Vào năm 1992, ứng dụng màng mỏng đã trở thành ứng dụng lớn
nhất của indi. Các ứng dụng khác có:

Để sản xuất các hợp kim có điểm nóng chảy thấp. Hợp kim chứa 24% indi
và 76% gali là một chất lỏng ở nhiệt độ phòng.

Một số hợp chất của indi như antimonua indi, phốtphua indi, nitrua indi là
các chất bán dẫn với các tính chất hữu ích.

Là thành phần bắt buộc trong tổng hợp chất bán dẫn selenua gali indi đồng
(CIGS), được sử dụng trong sản xuất các màng mỏng cho các tế bào năng
lượng mặt trời.

Sử dụng trong các điốt quang (LED) và các điốt laze (LD) dựa trên các
chất bán dẫn phức hợp được sản xuất nhờ công nghệ mọc ghép pha hơi
hữu cơ kim loại (MOVPE).

Các chất hữu cơ kim loại siêu tinh khiết của indi, cụ thể là trimethylindi
(TMI) độ tinh khiết cao được sử dụng làm tiền chất trong các chất bán dẫn
phức hợp nhóm nguyên tố III - V, trong khi nó cũng được sử dụng làm tác
nhân kích thích chất bán dẫn trong các chất bán dẫn phức hợp nhóm
nguyên tố II -VI.[2]
Page 478 of 970


Có thể được mạ vào các kim loại hay cho bốc hơi vào thủy tinh để tạo ra
các gương tốt như như các gương sử dụng bạc nhưng có khả năng chóng
ăn mòn tốt hơn.

Ôxít indi (III) (In2O3) được sử dụng như là chất nền thủy tinh dẫn điện
trong suốt trong sản xuất các tấm phát quang điện.

Sử dụng làm bộ lọc ánh sáng trong các đèn hơi natri áp suất thấp.

Điểm đông đặc của indi (429,7485°K hay 156,5985°C) là điểm cố định
định nghĩa trên thang nhiệt độ quốc tế ITS-90.

Tiết diện bắt nơtron cao của indi đối với các nơtron nhiệt làm cho nó trở
thành phù hợp để sử dụng trong các thanh kiểm soát trong các lò phản ứng
hạt nhân, thông thường ở dạng hợp kim chứa 80% bạc, 15% indi và 5%
cadmi.

Trong công nghệ hạt nhân, các phản ứng (n,n') của In113 và In115 được sử
dụng để xác định thông lượng của luồng nơtron.

In111 bức xạ gama và được sử dụng trong chiếp chụp hạt nhân, một kỹ
thuật của chiếu chụp y học. Chiếu chụp hạt nhân có nhiều ứng dụng, bao
gồm các pha đầu của phát triển thuốc hay kiểm soát độ hoạt động của các
tế bào bạch cầu. Một thử nghiệm máu được thực hiện đối với bệnh nhân,
các tế bào bạch cầu được lấy ra và dán nhãn bằng In111 phóng xạ, sau đó
truyền trở lại vào bệnh nhân. Hình ảnh gama sẽ phát hiện bất kỳ khu vực
nào mà các tế bào bạch cầu có hoạt động cao, như các chỗ bị áp xe.

Một lượng rất nhỏ được dùng trong hợp kim nhôm với anôt mòn dần
(trong các ứng dụng môi trường nước mặn) để ngăn chặn thụ động hóa
nhôm.

Trong dạng sợi dây, nó được dùng như là xi chân không trong các ứng
dụng sinh hàn.

Sử dụng như là vật liệu định cỡ cho các thiết bị phân tích trọng lượng
nhiệt.
Lịch sử
Indi (đặt tên theo vạch chàm trong phổ bức xạ nguyên tử của nó, trong tiếng
Đức từ indigo là để chỉ màu chàm) được hai nhà hóa học người Đức là
Ferdinand Reich và Hieronymous Theodor Richter phát hiện năm 1863 khi
họ kiểm tra quặng kẽm bằng quang phổ kế để nghiên cứu tali. Richter cô lập
được kim loại này năm 1867.
Page 479 of 970
Phổ biến và tiêu thụ
Một sợi dây indi mềm

Indi đứng thứ 61 về độ phổ biến trong lớp vỏ
Trái Đất ở hàm lượng khoảng 0,25ppm [3],
nghĩa là nó có nhiều gấp ba lần bạc (hàm
lượng 0,075ppm)[4]. Cho tới năm 1924, chỉ có
khoảng 1 gam indi đã cô lập được trên Trái
Đất. Indi được sản xuất chủ yếu từ các cặn bã
còn lại sau khi tinh chế quặng kẽm, nhưng nó
cũng có trong các quặng sắt, chì và đồng.
Canada là nhà sản xuất hàng đầu về indi. Nhà máy tinh chế của Công ty khai
thác mỏ Teck Cominco ở Trail (British Columbia) là nơi cung cấp lớn nhất,
với sản lượng là 32,5 tấn năm 2005, 41,8 tấn năm 2004 và 36,1 tấn năm
2003.
Lượng indi được tiêu thụ chủ yếu trong sản xuất LCD khắp thế giới. Sản
lượng toàn thế giới hiện nay khoảng 476 tấn/năm từ khai thác mỏ và 650
tấn/năm từ tái chế [5]. Nhu cầu sử dụng indi đã gia tăng nhanh chóng trong
những năm gần đây với sự phổ biến của màn hình máy tính / ti vi bằng LCD,
hiện tại chiếm tới 50% lượng indi được tiêu thụ[6]. Hiệu suất sản xuất tăng lên
cùng tái chế (đặc biệt tại Nhật Bản) giúp duy trì sự cân bằng tạm thời giữa
cung và cầu. Nhu cầu thì tăng lên do sử dụng trong LCD, còn cung thì giảm
do một số công ty khai thác mỏ tại Trung Quốc đã dừng việc chiết tách indi
từ căn bã quặng kẽm. Năm 2002, giá của indi trên thị trường là 94USD
mỗi kilôgam, nhưng các thay đổi gần đây trong cung - cầu đã làm giá của
indi tăng lên và dao động mạnh, trong giai đoạn từ năm 2005 tới năm 2007
giá của nó nằm trong khoảng 700 - 1.000USD/kg[7]. Nhu cầu về indi có thể
còn tiếp tục gia tăng với việc sản xuất ở quy mô lớn các màng mỏng dựa trên
CIGS trong công nghệ năng lượng mặt trời do một số công ty, như Nanosolar
và Miasole, bắt đầu triển khai trong năm 2008.
Dựa trên hàm lượng indi trong các nguồn dự trữ quặng kẽm thì dự trữ toàn
thế giới là khoảng 6.000 tấn indi có thể khai thác quy mô thương mại [7]. Điều
này cho thấy, với tốc độ tiêu thụ như hiện tại thì chỉ còn đủ indi cho 13
Page 480 of 970
năm[8]. Tuy nhiên, ước tính như vậy thường được coi như là gieo hoang mang
hay phao tin đồn nhảm[9]. Indium Corporation, nhà chế biến indi lớn nhất, cho
rằng dựa trên cơ sở của hiệu suất phục hồi đang tăng lên trong quá trình chiết
tách, sự phục hồi từ khoảng rộng hơn các kim loại cơ sở (như trầm tích thiếc,
đồng và các trầm tích đa kim khác) cũng như các đầu tư khai thác mỏ mới,
thì cung dài hạn về indi là ổn định, tin cậy và đủ để dáp ứng cho nhu cầu
đang gia tăng trong tương lai[5]. Kết luận này dường như là hợp lý với thực tế
là bạc, một kim loại ít phổ biến hơn, nhưng hiện tại đang được khai thác ở
ngưỡng khoảng 18.300 tấn mỗi năm[10], gấp khoảng 40 lần so với tốc độ khai
thác indi hiện nay.
Phòng ngừa
Indi tinh khiết ở dạng kim loại được nhiều nguồn tài liệu cho là không độc
hại. Trong công nghiệp bán dẫn và hàn kim loại, những nơi mà độ phơi
nhiễm indi là tương đối cao, vẫn chưa có báo cáo nào cho thấy nó gây ra các
hiệu ứng phụ độc hại.
Nhưng điều này có thể không đúng đối với các hợp chất của indi: có một số
chứng cứ chưa được xác nhận cho rằng indi có độc tính thấp. Ví dụ, triclorua
indi khan (InCl3) là hoàn toàn độc hại, trong khi phốtphua indi (InP) là độc
hại và bị nghi ngờ là chất gây ung thư.
 Tóm tắt:
Indi, 49In
Tính chất chung

Page 481 of 970
Tên, ký hiệu Indi, In

Phiên âm /ˈɪndiəm/ IN-dee-əm
Hình dạng Bạc xám bóng
Indi trong bảng tuần hoàn
Ga
↑
In
↓
Tl
Cadmi ← Indi → Thiếc
Khối lượng nguyên 114,818
tử chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình electron [Kr] 4d10 5s2 5p1
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 3

Màu sắc Bạc xám bóng
Nhiệt độ sôi 2345 K (2072 °C, 3762 °F)
Mật độ 7,31 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 482 of 970


chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1196 1325 1485 1690 1962 2340

trị
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Bốn phương

Mohs
Page 483 of 970


Brinell

113 113
In 4.3% In ổn định với 64 neutron
115
In 95.7% 4,41×1014năm β− 0.495 115
Sn
50. Thiếc (Sn)
Thiếc là một nguyên tố hóa học trong Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học
của Mendeleev, có ký hiệu là Sn và số nguyên tử là 50. Thiếc có màu ánh
bạc, nhiệt độ nóng chảy thấp (232°C), rất khó bị ôxy hóa, ở nhiệt độ môi
trường thiếc chống được sự ăn mòn và người ta cũng tìm thấy chúng có mặt ở
rất nhiều hợp kim. Nhờ đặc tính chống ăn mòn, người ta cũng thường tráng
hay mạ lên các kim loại dễ bị ôxy hoá nhằm bảo vệ chúng như một lớp sơn
phủ bề mặt, như trong các tấm sắt tây dùng để đựng đồ thực phẩm. Thiếc
thông thường được khai thác và thu hồi từ quặng cassiterit, ở dạng Ôxít.
Thiếc là một thành phần chính tạo ra hợp kim đồng thiếc.
Đặc điểm
Vật lý
Thiếc nóng chảy
Thiếc là một kim loại màu trắng bạc, kết tinh cao, dễ
uốn, dễ dát mỏng. Khi một thanh thiếc bị bẻ cong, âm
thanh nứt vỡ có thể nghe được do song tinh của các tinh
thể.[2]
Thiếc-β (dạng kim loại hay thiếc trắng), ổn định ở mức
nhiệt độ phòng và cao hơn, có tính dễ dát mỏng; trong
khi thiếc-α (dạng phi kim hay thiếc xám), ổn định ở nhiệt độ dưới 13,2°C, có
tính giòn, và tỷ trọng 7,92g/cm3. Nó có dạng cấu trúc tinh thể kiểu kim
Page 484 of 970

cương, tương tự như kim cương, silic hay germani. Thiếc-α không có tính

chất kim loại nào cả, chúng bền ở nhiệt độ dưới 14°C có tỷ trọng 5,85g/cm3.
Thiếc trắng là một loại bột màu xám xỉn không có ứng dụng rộng rãi, ngoại
trừ một vài ứng dụng làm vật liệu bán dẫn đặc biệt.[2] Hai dạng thù hình là
thiếc-α và thiếc-β thường được gọi là thiếc xám và thiếc trắng. Hai dạng thù
hình khác là thiếc-γ và thiếc-σ tồn tại ở nhiệt độ trên 161°C và áp suất trên
vài GPa.[3] Mặc dù nhiệt độ biến đổi dạng α-β trên danh nghĩa là ở 13,2°C,
nhưng các tạp chất (như Al, Zn, vv...) hạ thấp nhiệt độ chuyển đổi dưới 0°C
khá sâu, và khi bổ sung Sb hoặc Bi thì sự chuyển đổi có thể không xảy ra,
làm tăng độ bền của thiếc.[4]
Sự chuyển đổi này gọi là phân rã thiếc. Phân rã thiếc từng là một vấn đề
nghiêm trọng ở Bắc Âu trong thế kỷ 18 khi các loại đàn đại phong cầm làm
từ hợp kim thiếc đôi khi bị ảnh hưởng trong mùa đông lạnh giá. Một vài
nguồn đề cập rằng trong suốt chiến dịch ở Nga của Napoleon năm 1812,
nhiệt độ trở nên quá lạnh đến nỗi các nút bằng thiếc trên đồng phục của lính
phân rã theo thời gian, góp phần vào sự thất bại của Grande Armée.[5]
Thiếc phẩm cấp thương mại (99,8%) có tính kháng biến dạng do ảnh hưởng
ức chế của một lượng nhỏ tạp chất bitmut, antimon, chì, và bạc. Các nguyên
tố tạo hợp kim như đồng, antimon, bitmut, cadmi, và bạc tăng độ cứng của
nó. Thiếc có khuynh hướng dễ dàng tạo ra các pha liên kim loại giòn cứng, là
dạng không mong đợi. Nhìn chung, nó không tạo thành các dải dung dịch rắn
rộng trong các kim loại khác, và chỉ có một vài nguyên tố có khả năng hòa
tan rắn trong thiếc. Các hệ Eutectic xảy ra với bitmut, galli, chì, tali, và kẽm.
[4]
Hóa học
Thiếc có tính chống ăn mòn từ nước nhưng có thể dễ hòa tan bởi axit và
bazơ. Thiếc có thể được đánh rất bóng và được dùng là lớp phủ bảo vệ cho
các kim loại khác.[2] Trong trường hợp này, một lớp ôxit bảo vệ được sử dụng
để chống các tác nhân ôxy hóa. Lớp ôxit này được tạo ra từ ôxit thiếc và các
hợp kim thiếc khác.[6] Thiếc là một chất xúc tác khi oxy có trong dung dịch và
giúp tăng tốc độ phản ứng.[2]
Đồng vị
Page 485 of 970

Thiếc là nguyên tố có nhiều đồng vị bền với các khối lượng nguyên tử 112,
114 đến 120, 122 và 124. Trong đó, phổ biến nhất là 120Sn (chiếm 1/3 trong
tất cả đồng vị thiếc), 118Sn, và 116Sn, còn đồng vị ít phổ biến nhất là 115Sn. Các
đồng vị có số khối chẵn không có nuclear spin trong khi các đồng vị có số
khối lẻ có một spin +1/2. Thiếc, với 3 đồng vị phổ biến của nó 115Sn, 117Sn
và 119Sn, là các nguyên tố dễ nhận dạng nhất và phân tích bằng NMR
spectroscopy, và chemical shift được tham chiếu với SnMe4.[note 1][7]
Việc các đồng vị bền có số khối lớn được cho là sản phẩm trực tiếp của thiếc
sở hữu số nguyên tử 50, đây là một số Magic trong vật lý hạt nhân. Có 28
đồng vị phóng xạ đã được biết đến, vượt qua tất cả các nguyên tố khác có số
nguyên tử giữa 99 và 137. Bên cạnh 126Sn, có chu kỳ bán rã 230.000 năm, tất
cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn một năm. Đồng vị
phóng xạ 100Sn là một trong số ít các hạt nhân sở hữu hạt nhân doubly magic
và được phát hiện tương đối gần đây vào năm 1994.[8] 30 trạng thái đồng
phân kích thích khác đã được miêu tả cho các đồng vị từ 111 đến 131, đồng
vị phóng xạ ổn định nhất là 121mSn, có chu kỳ bán rã 43,9 năm.
Lịch sử
Ceremonial giant bronze dirk of the
Plougrescant - Ommerschans type,
Plougrescant, France, 1500 – 1300 BC
Thiếc được chiết tách và sử dụng vào đầu thời
đại Đồ đồng vào khoảng 3000 TCN, khi quan
sát rằng các loại đồng được hình thành trong các
quặng đa kim chứa nhiều kim loại khác nhau về
các tính chất vật lý.[9] Các vật dụng bằng đồng
sớm nhất có hàm lượng thiếc hoặc asen nhỏ hơn
2% và do đó được cho là kết quả không chủ ý
của việc tạo thành hợp kim do các kim loại này tồn tại ở dạng vết trong quặng
đồng.[10] Việc thêm vào kim loại thứ hai trong đồn làm tăng độ cứng của nó,
giảm nhiệt độ nóng chảy, và cải thiện quá trình đúc bằng cách tạo ra những
chất lỏng nóng chảy hơn khi lạnh tạo thành kim loại ít rỗng, đặc hơn.[10] Đây
là một sáng chế quan trọng cho phép tạo ra các hình đúc phức tạp trong giới
hạn công nghệ của thời đại đồ đồng. Các vật dụng Arsenical bronze xuất hiện
đầu tiên ở vùng Cận Đông nơi asen được tìm thấy phổ biến cộng sinh với
Page 486 of 970
quặng đồng, như rủi ro đến sức khỏe của kim loại này được nhận ra nhanh
chóng và người ta tìm nguồn quặng thiếc ít nguy hiểm hơn bắt đầu vào đầu
thời đại đồ đồng.[11] Điều này làm tăng tính hiếm của kim loại thiếc và hình
thành mạng lưới thương mại liên kết các nguồn tài nguyên thiếc ở xa với các
thị trường của các nền văn hóa thời đại Đồ đồng.
Cassiterit (SnO2), một dạng ôxít thiếc, là nguồn thiếc sơ cấp có thể phổ biến
nhất vào thời cổ đại. Các dạng quặng thiếc khác ở dạng sulfua ít phổ biến hơn
như stannit thì cần phải có quá trình nung chảy nhiều hơn. Cassiterit thường
tích tục trong các lòng dẫn bồi tích ở dạng mỏ sa khoáng do loại quặng này
nặng hơn, cứng hơn và bề hóa học hơn loại đá granit chứa nó.[12] Các mỏ này
có thể được phát hiện dễ dàng trên các bờ sông vì cassiterit thường có màu
đen, tím hoặc màu sẫm khác, đặc điểm này được dùng để nhận dạng trong
tìm kiếm vào đầu thời đại đồ đồng. Thiếc được gọi là 'ÓN' thời Ai Cập cổ đại
3000 - 4000 năm trước và được dùng trong các đường ống bơm.[13]
Hợp chất
Phần lớn thiếc tạo thành các hợp chất ở trạng thái ôxy hóa II hoặc IV.
Hợp chất vô
Các muối halua của thiếc đều tồn tại ờ hai trang thái ôxy hóa. Sn(IV) gồm tất
cả bốn muối halua: SnF4, SnCl4, SnBr4, và SnI4. 3 hợp chất nặng hơn là các
hợp chất phân tử dễ bay hơi, trong khi tetrafluorua là polymer. Tất cả bốn
muối halua trên cũng tồn tại ở trạng thái ôxy hóa II) gồm: SnF2, SnCl2, SnBr2,
và SnI2, tất cả chúng là các chất rắn polymer. Trong số tám hợp chất này, chỉ
có các iodua là có màu.[14]
Thiếc (II) clorua là loại muối thiếc quan trọng nhất trong thương mại. Phương
trình hóa học bên dưới minh họa cách hợp chất này được tạo ra khi clo phản
ứng của thiếc kim loại tạo ra SnCl4, sau đó muối mới phản ứng tiếp với thiếc
tạo ra SnCl2:[15]
SnCl4 + Sn → 2SnCl2
Thiếc có thể tạo thành nhiều ôxít, sulfua, và các dẫn suất chalcogen. Thiếc
điôxít SnO2 (cassiterit) tạo thành khi thiếc được nung có mặt của không khí.
[14]
SnO2 là chất lưỡng tính, nên nó hòa tan trong cả môi trường axít và bazơ.
Page 487 of 970
[16]
Ngoài ra, thiếc còn tạo axít với cấu trúc [Sn(OH)6]2−, như K2[Sn(OH)6],
mặc dù axít stanic tự do H2[Sn(OH)6] thì không rõ. Các dạng sulfua của thiếc
cũng tồn tại ở hai trạng thái ôxy hóa +2 và +4: Thiếc (II) sulfua và Thiếc (IV)
sulfua.
Ball-and-stick models of the structure of
solid stannous clorua(SnCl2).[17]
Hydrua
Stannane (SnH4), thiếc ở trạng thái ôxy hóa +4 là dạng không bền. Tuy nhiên,
Organotin hydrua cũng được biết đến như tributyltin hydrua (Sn(C4H9)3H).[2]
Các hợp chất này là các dạng hiếm hoi của thiếc (III).[18]
Phân bố
Mẫu cassiterit, một loại quặng thiếc chính
Các hạt cassiterit thu thập từ mỏ sa khoáng

Thiếc được tạo ra qua quá trình S trong các sao
khối lượng thấp đến trung bình (khối lượng từ
0,6 đến 10 lần khối lượng Mặt Trời). Nó phát
sinh qua phân rã beta của các đồng vị nặng của
indi.[19]
Thiếc là nguyên tố phổ biến thứ 49 trong vỏ Trái
Đất, với nồng độ 2ppm so với 75ppm của kẽm, 50ppm của đồng, và 14ppm
của chì.[20]
Thiếc không tồn tại ở dạng nguyên tố trong tự nhiên, vì vậy phải được chiết
tách từ nhiều loại quặng khác nhau. Cassiterit (SnO2) là nguồn thiếc thương
mại duy nhất, mặc dù một lượng nhỏ thiếc được phát hiện trong các dạng
Page 488 of 970
sulfua như stannit, cylindrit, franckeit, canfieldit, và teallit. Các khoáng thiếc

luôn đi cùng với đá granit, thường chiếm khoảng 1% hàm lượng thiếc ôxít.[21]
Do thiếc ôxít có tỷ trọng cao, khoảng 80% thiếc được khai thác ở dạng thứ
sinh được tìm thấy ở hạ lưu các con suối. thiếc thường được phát hiện ở dạng
hạt bị rửa trôi xuống hạ lưu suối trong quá khứ và lắng đọng trong các thung
lũng hoặc dưới biển. Các phương pháp khai thác thiếc kinh tế nhất là xúc, rửa
thủy lực hoặc khai thác lộ thiên. Hầu hết thiếc trên thế giới được sản xuất từ
các mỏ sa khoáng, chúng có thể chứa ít nhất 0,015% thiếc.[22]
Trữ lượng thiếc thế giới (tấn, 2011)[23]
Quốc gia Trữ lượng Quốc gia Trữ lượng
Trung Quốc 1.500.000 Bolivia 400.000
Malaysia 250.000 Nga 350.000
Peru 310.000 Thái Lan 170.000
Indonesia 800.000 Úc 180.000
Brazil 590.000 Other 180.000
Tổng 4.800.000
Khoảng 253.000 tấn thiếc được khai tác trong năm 2011, chủ yếu ở Trung
Quốc (110.000t), Indonesia (51.000t), Peru (34.600t), Bolivia (20.700t) và
Brazil (12.000t).[23] Ước tính sản lượng thiếc thay đổi có thể thay đổi do tác
động của tính khả thi về mặt kinh tế và sự phát triển của công nghệ khai thác
mỏ, nhưng với tốc độ tiêu thụ và công nghệ hiện tại, Trái Đất sẽ hết thiếc
trong vòng 40 năm tới.[24] Tuy vậy, Lester Brown đề xuất rằng thiếc có thể
Page 489 of 970
cạn kiệt trong vòng 20 năm tới dựa trên việc ngoại suy tăng trưởng sử dụng
2% mỗi năm.[25]
Trữ lượng thu hồi kinh tế[21]
Năm Triệu tấn Năm Triệu tấn
1965 4.265 1985 3.060
1970 3.930 1990 7.100
1975 9.060 2000 7.100[23]
1980 9.100 2010 5.200[23]
Thứ hai là thiếc phế liệu cũng là một nguồn kim loại quan trọng. Sự thu hồi
thiếc qua sản xuất thứ cấp, hoặc tái chế thiếc phế liệu, đang tăng lên nhanh
chóng. Trong khi đó, Hoa Kỳ đã không khai thác từ năm 1993 và cũng không
nung chảy thiếc từ năm 1989, nên đây là nước sản xuất thiếc phế liệu lớn
nhất, họ tái chế gần 14.000 tấn trong năm 2006[23]
Các mỏ mới được phát hiện ở miền nam Mông Cổ,[26] và trong năm 2009, các
mỏ thiếc mới cũng được phát hiện ở Colombia, bởi Seminole Group
Colombia CI, SAS.[27][28]
Sản xuất
Thiếc được sản xuất từ việc khử quặng ôxít thiếc bằng cacbon hay than cốc
trong lò lửa quặt hay lò điện.[29][30][31]
Khai thác mỏ và nấu luyện
Page 490 of 970

Năm 2006, tổng sản lượng thiếc của 9 nhà sản xuất trên toàn thế giới đạt
321.000 tấn, sản lượng thiếc nấu luyện là 340.000 tấn. Từ mức sản lượng
186.300 tấn năm 1991, sản lượng thiếc tăng 89% lên 351.800 tấn năm 2005.
Hầu hết sản lượng tăng là từ Trung Quốc và Indonesia, với đỉnh điểm cao
nhất trong giai đoạn 2004–2005, khi nó tăng 23%. Trong khi vào thập niên
1970 Malaysia là nước sản xuất lớn nhất với sản lượng gần 1/3 sản lượng
toàn cầu, sau đó giảm hạng dần, và hiện tại chỉ còn các nhà sản xuất nấu
luyện và trung tâm thương mại. Năm 2007, Trung Quốc là nhà sản xuất thiếc
lớn nhất, ở Trung Quốc các mỏ thiếc tập trung thành dải ở đông nam Vân
Nam,[32] chiếm 43% sản lượng thế giới, theo sau là Indonesia, và thứ 3 là
Peru theo báo cáo của USGS.[33]
Bảng bên dưới thể hiện các quốc gia có sản lượng khai thác mỏ thiếc lớn nhất
và sản lượng thiếc nấu luyện lớn nhất.[note 2]
Sản lượng khai thác và nấu luyện (tấn), 2006[34]
Quốc gia Sản lượng khai thác mỏ Sản lượng nấu luyện
Indonesia 117.500 80.933
Trung Quốc 114.300 129.400
Peru 38.470 40.495
Bolivia 17.669 13.500
Thái Lan 225 27.540
Malaysia 2.398 23.000
Page 491 of 970

Sản lượng khai thác và nấu luyện (tấn), 2006[34]
Quốc gia Sản lượng khai thác mỏ Sản lượng nấu luyện
Bỉ 0 8.000
Nga 5.000 5.500
Congo-Kinshasa ('08) 15.000 0
Sau khi phát hiện ra mỏ thiếc ở Bisie, North Kivu thuộc Cộng hòa Dân chủ
Congo năm 2002, việc khai thác bất hợp pháp đã tăng thêm khoảng 15.000
tấn.[35] Điều này phần lớn thúc đẩy các cuộc xung đột gần đây ở nơi này cũng
như ảnh hưởng đến thị trường thế giới.
Công nghiệp
10 công ty lớn nhất sản xuất hầu hết thiếc trên thế giới năm 2007. Hiện không
rõ rằng các công ty này có sản xuất thiếc nấu luyện từ mỏ ở Bisie, Cộng hòa
Dân chủ Congo, nơi đây được quản lý bởi lực lượng ly khai với sản lượng
15.000 tấn.
Hầu hết thiếc trên thế giới được buôn bán trên Sàn giao dịch Kim loại Luân
Đôn (London Metal Exchange, LME), từ 8 quốc gia với 17 thương hiệu.[36]
Các công ty khai thác mỏ thiếc lớn nhất theo sản lượng (tấn)[37]
Công ty Chính thể 2006 2007 %Biến đổi
Yunnan Tin Trung Quốc 52.339 61.129 16,7
Page 492 of 970

Các công ty khai thác mỏ thiếc lớn nhất theo sản lượng (tấn)[37]
Công ty Chính thể 2006 2007 %Biến đổi
PT Timah Indonesia 44.689 58.325 30,5
Minsur Peru 40.977 35.940 −12,3
Malay Trung Quốc 52.339 61.129 16,7
Malaysia Smelting Corp Malaysia 22.850 25.471 11,5
Thaisarco Thái Lan 27.828 19.826 −28,8
Yunnan Chengfeng Trung Quốc 21.765 18.000 −17,8
Liuzhou China Tin Trung Quốc 13.499 13.193 −2,3
EM Vinto Bolivia 11.804 9.448 −20,0
Gold Bell Group China 4.696 8.000 70,9
Giá của thiếc đã từng là US$11.900 một tấn vào 24 tháng 11 năm 2008. Giá
này lên đến ngưỡng cao nhất gần $31.600 một tấn vào tháng 2 năm 2011,
phần lớn do ảnh hưởng của sự sụt giảm sản lượng từ Indonesia.
Giá và giao dịch
Page 493 of 970

Sản lượng và giá thiếc thế giới

Thiếc là loại khoáng sản duy nhất có các thỏa
thuận phức tạp giữa các nhà sản xuất và tiêu thụ
kể từ năm 1921. Các thỏa thuận trước đó có
khuynh hướng đạt được phần nào chính thức và
không thường xuyên; thỏa thuận quốc tế về
thiếc đầu tiên năm 1956, và các thỏa thuận sau
đó tồn tại cho đến năm 1985. Qua các thỏa thuận này Ủy ban Thiếc quốc tế
(ITC) đã có những tác động đáng kể lên giá thiếc. ITC đã trợ giá thiếc trong
nhiều giai đoạn rớt giá bằng cách mua thiếc dự trữ và đã kiềm chế giá trong
giai đoạn tăng giá khi bán ra từ kho dự trữ. Đây là cách tiếp cận phi thị
trường tự do, được thiết kế để đảm bảo đủ lượng cung cấp thiếc cho các nước
tiêu thụ và lợi nhuận bền vững cho các nước sản xuất. Tuy nhiên, lượng dự
trữ không đủ lớn, và trong vòng 29 năm giá thiếc tăng, đôi khi tăng mạnh,
đặc biệt từ 1973 đến 1980 khi lạm phát tràn lan cản trở tăng trưởng của các
nền kinh tế trên thế giới.[38]
Trong suốt cuối thập niên 1970 và đầu thập niên 1980, dự trữ thiếc của chính
phủ Hoa Kỳ nằm trong tình trạng bán ra, một phần để tận dụng lợi thế giá
thiếc cao lịch sử. Suy thoái kinh tế mạnh năm 1981–1982 được chứng minh
là khá khắc nghiệt đối với công nghiệp thiếc. Tiêu thụ thiếc giảm mạnh. ITC
có thể tránh sự tuột dốc thực sự qua việc tăng mua nhằm dự trữ; hành động
này đòi hỏi ITC phải vay nhiều từ các ngân hàng và các công ty kinh doanh
kim loại để tăng nguồn lực của họ. ITC tiếp tục vay cho đến cuối năm 1985
khi đạt đến giới hạn tín dụng của họ. Ngay lập tức, "tin khủng hoảng thiếc"
theo sau đó, làm cho thiếc bị loại khỏi danh sách niêm yếu trên Sàn giao dịch
Kim loại Luân Đôn trong khoảng 3 năm, ITC giải thể ngay sau đó, và giá
thiếc lúc này nằm trong môi trường kinh doanh tự do, giảm mạnh đến $4/cân
và duy trì quanh mức này trong suốt thập niên 1990.[38] Nó tăng lại vào năm
2010 – 2011 do sự tiêu thụ lại sau cuộc khủng hoảng kinh tế thế giới năm
2008 – 2009, dự trữ và tiếp tục tăng tiêu thụ trong các nền kinh tế đang phát
triển trên thế giới.[23]
Sàn giao dịch Kim loại Luân Đôn (LME) là nơi giao dịch thiếc.[23] Các thị
trường hợp đồng thiếc khác là Kuala Lumpur Tin Market (KLTM) và
Indonesia Tin Exchange (INATIN).[39]
Page 494 of 970

Ứng dụng
Thiếc được dùng để tráng lên bề mặt các vật bằng thép, vỏ hộp thực phẩm,
nước giải khát, có tác dụng chống ăn mòn, tạo vẻ đẹp không độc hại Thiếc
dùng chế tạo hợp kim Ví dụ: Hợp kim Sn-Sb-Cu có tính chịu ma sát, dùng để
chế tạo ổ trục quay Hợp kim Sn-Pb có nhiệt độ nóng chảy thấp (1800C) dùng
để chế tạo thiếc hàn g ăn mòn, tạo vẻ đẹp không độc hại
Chú ý
Các trường hợp ngộ độc kim loại thiếc, ôxit của nó và các muối của nó hiện
hầu như chưa được biết rõ. Tuy nhiên, các hợp chất có thiếc-carbon nhất định
hầu như là chất độc giống như cyanua.[40]
 Tóm tắt:
Thiếc, 50Sn
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Thiếc, Sn
Phiên âm /ˈtɪn/
Hình dạng Có hai màu tùy cấu trúc phân tử là bạc (dạng beta) hay xám (dạng alpha)
Thiếc trong bảng tuần hoàn

Ge
↑
Sn
Page 495 of 970

↓
Pb
Indi ← Thiếc → Antimon
Số nguyên 50
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn(Ar)
Nhóm, phân 14, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình [Kr] 4d10 5s2 5p2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 4

Màu sắc Bạc hoặc xám
vật chất
Nhiệt độ nóng 505,08 K (231,93 °C, 449,47 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 2875 K (2602 °C, 4716 °F)
Mật độ (Bạc) 7,365 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
(Xám) 5,769 g·cm−3
lỏng
Nhiệt lượng (Bạc) 7,03 kJ·mol−1
nóng chảy
Page 496 of 970

Nhiệt bay hơi (Bạc) 296,1 kJ·mol−1

Nhiệt dung (Bạc) 27,112 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1497 1657 1855 2107 2438 2893

Trạng thái 4, 2, -4 Lưỡng tính
ôxy hóa
cộng hoá trị
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Bốn phương (Bạc), Lập phương dạng kim cương (Xám)
thể
Độ giãn nở 22,0 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Tính chất từ Nghịch từ (Xám)[1], Thuận từ (Bạc)
Mô đun 50 GPa
Young
thang Mohs
Page 497 of 970
thang Brinell
CAS

112 112
Sn 0.97% Sn ổn định với 62 neutron
114 114
115 115
116 116
117 117
118 118
119 119
120 120
122 122
124 124
126
Sn Tổng hợp 2,3×105năm β− 0.380 126
Sb
51. Antimon (Sb)

Antimon, còn gọi là ăng-ti-mon,[2] ăng-ti-moan (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp
antimoine /ɑ̃ timwan/),[2] là một nguyên tố hóa học với ký hiệu Sb) có số
nguyên tử 51. Là một á kim, antimon có 4 dạng thù hình. Dạng ổn định nhất
của antimon là dạng á kim màu trắng-lam. Các dạng màu vàng và đen là các
phi kim không ổn định. Antimon được sử dụng trong mái lợp chống cháy,
sơn, gốm, men, một loạt các hợp kim, công nghiệp điện tử, cao su.
Tính chất
Antimon ở dạng nguyên tố là một chất rắn kết tinh dễ nóng chảy, cứng màu
trắng bạc có tính dẫn điện và dẫn nhiệt kém và bay hơi ở nhiệt độ thấp. Là
một á kim, antimon tương tự như kim loại ở bề ngoài và nhiều tính chất cơ lý,
nhưng không phản ứng như các kim loại về mặt hóa học. Nó cũng bị tấn công
Page 498 of 970
bởi các axít và các halogen theo phản ứng ôxi hóa - khử. Antimon và một số
hợp kim của nó là bất thường ở chỗ chúng giãn nở ra khi nguội đi. Antimon
về mặt hóa địa lý được phân loại như là ưa đồng (chalcophile), thường xuất
hiện cùng lưu huỳnh và các kim loại nặng như chì, đồng và bạc.
Ước tính về độ phổ biến của antimon trong lớp vỏ Trái Đất nằm trong khoảng
0,2 - 0,5ppm.
Ứng dụng
Antimon được sử dụng ngày càng gia tăng trong công nghiệp bán dẫn để sản
xuất các điốt, các thiết bị phát hiện bằng tia hồng ngoại và các thiết bị dùng
hiệu ứng Hall. Ở dạng hợp kim, nó tăng mạnh độ cứng và sức bền cơ học của
chì. Ứng dụng quan trọng nhất của antimon là tác nhân làm cứng trong chì để
làm các loại ắc quy. Các ứng dụng bao gồm:
 Ắc quy.
 Hợp kim chống ma sát.
 Hợp kim đúc chữ in.
 Đạn cho các vũ khí cầm tay và đạn lửa.
 Lớp bọc cho sợi cáp.
 Diêm.
 Các loại thuốc phòng trừ sinh vật nguyên sinh ký sinh.
 Hàn chì.
 Hàn thiếc – một vài loại thiếc hàn "không chì" chứa 5% Sb.
 Các vòng bi chính và lớn trong động cơ đốt trong (dưới dạng hợp kim).
 Đã từng được dùng để điều trị bệnh sán màng (hay bệnh Schistosoma,
ngày nay Praziquantel là loại thuốc thay thế được sử dụng rộng khắp).
 Được dùng trong các máy in kiểu linô.
Các hợp chất của antimon trong dạng các ôxít, sulfua, antimonat natri,
triclorua antimon được dùng làm các vật liệu chống cháy, men gốm, thủy
tinh, sơn, sứ. Triôxít antimon là hợp chất quan trọng nhất của antimon và sử
dụng chủ yếu trong các vật liệu ngăn lửa. Các ứng dụng ngăn lửa bao gồm
các thị trường như quần áo và đồ chơi trẻ em, các lớp bọc ghế ngồi trong ô tô
và máy bay. Nó cũng được dùng trong công nghiệp sản xuất composit sợi
Page 499 of 970
thủy tinh như là phụ gia cho nhựa polyeste cho các mặt hàng như lớp che bọc
động cơ máy bay hạng nhẹ. Nhựa này sẽ bắt cháy khi có lửa nhưng nõ sẽ bị
dập tắt ngay khi lửa bị loại bỏ. Sulfua antimon là một trong các thành phần
của diêm an toàn.
Trong thập niên 1950, các hạt nhỏ hợp kim chì - antimon được sử dụng làm
cực phát và cực thu cho các tranzito biên hợp kim kiểu NPN.
Sulfua tự nhiên của antimon, gọi là stibnit, đã được biết đến và sử dụng từ
thời kỳ cổ đại như là thuốc và mỹ phẩm. Stibnit vẫn còn được sử dụng ở một
vài quốc gia đang phát triển như là thuốc. Antimon đã từng được sử dụng để
điều trị bệnh sán màng. Antimon tự gắn nó với các nguyên tử lưu huỳnh
trong một vài loại enzym nhất định mà cả cơ thể người lẫn sinh vật ký sinh
đều cần. Một lượng nhỏ có thể giết chết sinh vật ký sinh mà không gây ra các
thương tổn cho bệnh nhân. Antimon và các hợp chất của nó được sử dụng
trong một vài loại thuốc thú y như Anthiomalin hay thiomalat antimon liti,
được dùng như là tác nhân điều hòa và làm mượt lông ở động vật nhai lại
(trâu, bò). Antimon có hiệu ứng nuôi và điều hòa các mô keratin (sừng) hóa,
ít nhất là ở động vật. Thuốc gây nôn Tartar là một loại thuốc có chứa antimon
được dùng như là thuốc chống sán màng. Các diều trị chủ yếu có sự tham gia
của antimon gọi là thuốc antimon.
Các loại dược phẩm dựa trên antimon như Allopurinol, Meglumin, cũng được
coi là các loại thuốc cần dùng để điều trị sốt ruồi cát (do sinh vật nguyên sinh
chi Leishmania gây ra) ở gia súc. Không may, mặc dù có chỉ dẫn điều trị
thấp, nhưng thuốc này thẩm thấu kém qua xương ống, nơi mà một số sinh vật
gây bệnh Leishmania sống, và vì thế việc chữa trị bệnh – đặc biệt khi ở nội
tạng – là rất khó.
Đồng tiền làm từ antimon do tỉnh Quý Châu (Trung Quốc) phát hành năm
1931. Loại tiền này không phổ biến, do quá mềm và nhanh mòn khi lưu
thông. Sau lần phát hành đầu tiên người ta không sản xuất nó nữa.[3]
Lịch sử
Một ống đựng antimon màu đen
Page 500 of 970

Hợp chất sulfua của antimon, trisulfua antimon (III) (Sb2S3) được biết đến từ
thời cổ đại, ít nhất là khoảng năm 3000 TCN. Dạng bột nhão của Sb2S3 trong
chất béo[4] hay trong các vật liệu khác đã được sử dụng kể từ khi có hóa mỹ
phẩm dành cho mắt ở khu vực Trung Đông và một số nơi khác, Sb2S3 được
gọi là phấn Kohl (phấn côn). Nó được dùng để làm sẫm lông mày và lông mi
hay để vẽ đường viền quanh mắt.
Đồ tạo tác làm từ antimon có niên đại khoảng 3000 TCN được tìm thấy ở
Tello, Chaldea (ngày nay thuộc Iraq), và vật làm từ đồng có bọc antimon có
niên đại khoảng 2500 - 2200 TCN tìm thấy ở Ai Cập.[5] Có sự không chắc
chắn nhất định trong miêu tả về đồ tạo tác thu được từ Tello. Mặc dù đôi khi
nó được coi là một phần của cái bình hay vò, hũ nhưng thảo luận chi tiết gần
đây lại coi nó là một mảnh của vật với mục đích không xác định. Mảnh vật
tạo tác này đã được trưng bày trong buổi thuyết trình năm 1892. Một bình
luận thời đó cho rằng, "chúng ta chỉ biết về antimon ngày nay như là kim loại
kết tinh và có độ cứng cao, rất khó có thể tạo hình thành chiếc bình hữu ích,
và vì thế 'phát hiện' đáng chú ý này đại diện cho nghệ thuật đã mất về việc
làm cho antimon thành dễ uốn." [6]
Theo lịch sử nghề luyện kim, miêu tả đầu tiên về thủ tục cô lập antimon nằm
trong cuốn sách De la pirotechnia năm 1540 của Vannoccio Biringuccio,
viếy bằng tiếng Italia. Cuốn sách này có trước cuốn sách nổi tiếng hơn viết
năm 1556 bằng tiếng Latinh của Agricola, De re metallica, mặc dù Agricola
thường được coi (một cách nhầm lẫn) là người phát hiện ra antimon dạng kim
loại.
Một cục lớn chứa antimon tự nhiên với các sản

phẩm ôxi hóa
Theo lịch sử truyền thống của thuật giả kim

phương Tây, antimon kim loại được giả định là do
giáo trưởng Basilius Valentinus miêu tả (trước
Biringuccio) trong bản thảo viết tay bằng chữ
Latinh, Currus Triumphalis Antimonii, có khoảng
năm 1450. Bản viết tay này được công bố năm
1604 với bản dịch sang tiếng Anh là The Triumphal Chariot of Antimony của
Johann Thölde (1565–1614). Sự phát hiện kỳ diệu ra toàn bộ bản viết tay của
Page 501 of 970

Valentinus, bao gồm cả các chuyện giả kim, được Jean-Jacques Manget miêu

tả đầy đủ trong cuốn Bibliotheca chemica curiosa của ông (năm 1702): bản
viết tay này được cất giấu trên 1 thế kỷ trong một cột trụ của tu viện St. Peter
tại Erfurt, cho đến khi cột này bị vỡ do sét đánh. Nhiều học giả coi Basilius
Valentinus như là một nhân vật huyền bí. Gottfried Wilhelm Leibniz (1646–
1716) sau khi điều tra cẩn thận, đã tuyên bố rằng không có giáo trưởng
Valentinus nào tồn tại trong tu viện ở Erfurt, mà tên gọi này có lẽ chỉ là bút
danh – có lẽ của chính Thölde – sử dụng để pha trộn các tài liệu được phiên
dịch kém với các nguồn gốc khác nhau.
Theo lịch sử truyền thống của giả kim thuật Trung Đông, antimon tinh khiết
đã được Geber, người đôi khi được gọi là "Ông tổ của hóa học", biết đến từ
thế kỷ 8. Tuy nhiên vẫn còn một số mâu thuẫn đang để ngỏ. Marcellin
Berthelot, người phiên dịch một số sách của Geber, thông báo rằng antimon
đã chưa bao giờ được đề cập tới trong các cuốn sách đó, nhưng các tác giả
khác lại cho rằng Berthelot chỉ dịch một vài cuốn ít quan trọng, trong khi
những quyển đáng quan tâm hơn (một số trong chúng có thể có miêu tả về
antimon) vẫn chưa được dịch và người ta hoàn toàn không biết rõ nội dung
của chúng.
Từ nguyên
Biểu tượng giả kim thuật của antimon
Các từ cổ để chỉ antimon chủ yếu có (như nghĩa chính của chúng, phấn kohl)
sulfua antimon. Tuy nhiên Pliny Già phân biệt giữa dạng đực và cái của
antimon; dạng đực của ông có lẽ là sulfua còn dạng cái tốt hơn, nặng hơn và
ít vụn hơn thì có lẽ là antimon kim loại.[7]
Người Ai Cập cổ đại gọi antimon là mśdmt; trong kiểu chữ tượng hình thì các
nguyên âm là không chắc chắn, nhưng theo truyền thống Ả Rập thì từ này sẽ
là mesdemet.[8][9] Từ trong tiếng Hy Lạp, stimmi, có lẽ là từ vay mượn từ tiếng
Ả Rập hay tiếng Ai Cập và được những nhà thơ bi kịch thành Athena sử dụng
trong thế kỷ 5 TCN; sau này người Hy Lạp còn sử dụng từ stibi, như Celsus
và Pliny, để viết bằng tiếng Latinh, trong thế kỷ 1. Pliny còn đưa ra tên gọi
Page 502 of 970
stimi [nguyên văn], larbaris, thạch cao tuyết hoa, và "rất phổ

biến" platyophthalmos, "mắt mở to" (từ hiệu ứng của mỹ phẩm). Muộn hơn,
các tác giả Latinh đã làm thích ứng từ này bằng từ Latinh dưới dạng stibium.
Từ Ả Rập cho chất, chứ không phải mỹ phẩm, có thể xuất hiện dưới dạng
ithmid, athmoud, othmod, hay uthmod. Littré gợi ý rằng dạng thứ nhất và là
sớm nhất, có nguồn gốc từ stimmida, (từ) đối cách của stimmi.[7][10][11][12]
Việc sử dụng Sb như là ký hiệu hóa học tiêu chuẩn cho antimon là do nhà
hóa học Jöns Jakob Berzelius trong thế kỷ 18 đã sử dụng cách viết tắt này để
chỉ tên gọi stibium.
Dạng chữ Latinh thời Trung cổ và sau đó là người Hy Lạp ở Byzantin (mà từ
đó có tên gọi hiện nay) gọi nguyên tố này là antimonium. Nguồn gốc của từ
này không chắc chắn; tất cả mọi gợi ý đều gặp khó khăn hoặc là ở dạng viết
ra hoặc là ở cách diễn giải. Từ nguyên phổ biến, từ anti - monachos hay từ
tiếng Pháp antimoine, vẫn có quan hệ chặt chẽ; thì nó có nghĩa là "kẻ giết
thầy tu", và được giải thích là do nhiều nhà giả kim thuật thời kỳ đầu là các
thầy tu, còn antimon thì là chất độc.[13] Vì thế từ giả thuyết trong tiếng Hy
Lạp antimonos, "chống lại ai đó", được giải thích như là "không được thấy
như là kim loại" hay "không được thấy ở dạng không tạo hợp kim".[14]
Lippmann phỏng đoán từ Hy Lạp anthemonion, có nghĩa là "hoa nhỏ" và ông

trích dẫn một vài ví dụ về các từ Hy Lạp tương ứng (nhưng không có từ này)
trong đó miêu tả sự nở hoa hóa học hay sinh học.[15]
Những sử dụng sớm của từ antimonium bao gồm các kiểu dịch trong giai
đoạn 1050 - 1100 của Constantinus Africanus cho các luận thuyết Ả Rập thời
Trung cổ.[15] Một vài tài liệu có uy tín cho rằng antimonium là sự sửa chữa sai
lệch trong sao chép của dạng chữ Ả Rập nào đó; Meyerhof chuyển hóa nó
từ ithmid; Meyerhof được trích dẫn trong Sarton, trang 541, cho rằng ithmid
hay athmoud bị sửa sai lạc trong "các phiên dịch Latinh thô sơ" Trung cổ[16]
OED cho rằng một vài dạng Ả Rập là nguồn gốc và nếu ithmid là từ gốc thì
nó sẽ ấn định athimodium, atimodium, atimonium là các dạng trung gian.
Các khả năng khác có Athimar, tên gọi tiếng Ả Rập để chỉ kim loại và từ giả
thuyết *as-stimmi, có nguồn gốc từ hay song song với tiếng Hy Lạp.[11] Một
Page 503 of 970

trong các ưu thế của as-stimmi là ở chỗ nó có âm tiết tổng thể chung với
antimonium.
Nguồn
Xu hướng sản xuất antimon toàn

Sản lượng antimon năm 2005 thế giới
Mặc dù nguyên tố này không phổ biến nhưng nó được tìm thấy trong trên 100
loại khoáng vật. Antimon đôi khi được tìm thấy ở dạng tự nhiên, nhưng nói
chung hay được tìm thấy trong khoáng vật sulfua stibnit (Sb2S3) cũng là loại
quặng chủ lực có chứa antimon. Các dạng thương mại của antimon nói chung
là các thỏi, các miếng vỡ, hạt và các bánh đúc khuôn. Các dạng khác có bột,
các tinh thể đơn lẻ v.v.
Năm 2005, Trung Quốc là nhà sản xuất hàng đầu về antimon với thị phần
chiếm khoảng 84% toàn thế giới. Tiếp theo là Nam Phi, Bolivia và Tajikistan,
con số thống kê lấy theo báo cáo của Cục Khảo sát địa chất Anh.
Quốc gia Tấn %

Cộng hòa nhân dân Trung Hoa 126.000 84,0
Nam Phi 6.000 4,0
Bolivia 5.225 3,5
Tajikistan 4.073 2,7
Nga 3.000 2,0
144.29
Tốp 5 96,2
8
Toàn thế giới 150.000 100,0
Page 504 of 970

Chiffres de 2003, métal contenue dans les minerais et concentrés, source:

L'état du monde 2005
Mỏ lớn nhất tại Trung Quốc là mỏ Xikuangshan ở tỉnh Hồ Nam.
Nguy cơ
Antimon và nhiều hợp chất của nó là độc hại. Về mặt lâm sàng,
ngộ độc antimon tương tự như ngộ độc asen. Ở các liều lượng
nhỏ, antimon gây ra đau đầu, hoa mắt, trầm cảm. Các liều lượng
lớn gây ra buồn nôn nhiều và thường xuyên và có thể gây tử
vong sau vài ngày.
Một nghiên cứu [1][2] phát hiện thấy antimon có thể thẩm thấu từ các chai
đựng nước bằng PET, nhưng ở mức thấp hơn các chỉ dẫn dành cho nước
uống. Các chỉ dẫn phổ biến là:

WHO, 20µg l−1

Nhật Bản, 15µg l−1[17]

EPA Hoa Kỳ, Ytế Canada và Bộ Môi trường Ontario, 6µg l−1

Bộ Môi trường Liên bang Đức, 5µg l−1[18]
Hợp chất
Các hợp chất quan trọng của antimon là:
 Pentaflorua antimon SbF5  Antimonua indi (InSb)

 Triôxít antimon Sb2O3  Axít floroantimonic (HSbF6)
 Stibin (trihiđrua antimon SbH3)
 Tóm tắt:
Antimon, 51Sb
Page 505 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Antimon, Sb
Phiên âm /ˈæntɪmɵnɪ/
AN-ti-mo-nee[note 1]
Antimon trong bảng tuần hoàn
As
↑
Sb
↓
Bi
Thiếc ← Antimon → Telua
Số nguyên 51
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại á kim
Nhóm, phân 15, p
lớp
Page 506 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 5

Cấu hình [Kr] 4d10 5s2 5p3
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 5

vật chất
Nhiệt độ nóng 903,78 K (630,63 °C, 1167,13 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 1860 K (1587 °C, 2889 °F)
Mật độ 6,697 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
lỏng
nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 807 876 1011 1219 1491 1858

Trạng thái 5, 3, -3
ôxy hóa
Năng lượng Thứ nhất: 834 kJ·mol−1
cộng hoá trị
Page 507 of 970


kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Ba phương kết thành lục phương
thể [[Tập tin:Ba phương kết thành lục phương|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Ba
phương kết thành lục phương của Antimon|Cấu trúc tinh thể Ba phương
kết thành lục phương của Antimon]]
thanh
Độ giãn nở 11 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Mô đun 55 GPa
Young
Độ cứng theo 3.0
thang Mohs
thang Brinell
CAS

121 121
Sb 57.36% Sb ổn định với 70 neutron
123 123
Sb 42.64% Sb ổn định với 72 neutron
125
Sb Tổng hợp 2,7582 năm β− 0.767 125
Te
52. Telua (Te)

Page 508 of 970
Telua (tiếng Latinh: Tellurium) là tên một nguyên tố hóa học trong bảng

tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Te và số nguyên tử bằng 52.
Nó có màu sáng óng ánh bạc của á kim, giòn có độc tính trung bình, trông
giống thiếc. Telua có quan hệ hóa học gần gũi với selen và lưu huỳnh. Nó
hay được dùng trong pha chế hợp kim và chất bán dẫn.
Nó thường được tìm thấy trong ở dạng tự sinh trong tự nhiên như các tinh thể
nguyên tố. Telluri phổ biến trong vũ trụ hơn là trên Trái Đất. Nó là nguyên tố
cực kỳ hiếm trong vỏ Trái Đất so với platin, một phần là do số nguyên tử cap.
nhưng cũng do sự hình thành của nó trong hydride dễ bay hơi làm cho
nguyên tố này bị mất trong không gian ở dạng khí trong quá trình hình thành
tinh vân nóng của hành tinh.
Telua không có chức năng sinh học, mặc dù nấm có thể kết hợp nó trong vị
trí của lưu huỳnh và selen trong các amino axít như telluro - cysteine và
telluro - methionine.[2] Trong cơ thể con người, telua một phần được chuyển
hóa thành dimethyl teluarua, (CH3)2Te.
Thuộc tính
Tinh thể Telua
Telua là nguyên tố hiếm, có tính chất hóa học

giống ôxy, lưu huỳnh, selen và poloni (các
nguyên tố của nhóm nguyên tố 16).
Ở dạng tinh thể, telua có màu sáng bạc và khi

ở trạng thái nguyên chất, nó có óng ánh kim
loại. Nó giòn, dễ vỡ, dễ nghiền thành bột. Telua vô định hình có thể được tạo
ra từ kết tủa trong axít chứa telua (Te(OH)6).[3] Tuy nhiên có tranh cãi rằng
dạng kết tủa có thể không thực sự vô định hình mà gồm các vi tinh thể.
Telua là một chất bán dẫn loại p, có độ dẫn điện phụ thuộc hướng sắp xếp của
các nguyên tử trong tinh thể. Liên hệ hóa học với selen và lưu huỳnh, độ dẫn
điện của telua tăng nhẹ khi được chiếu sáng.[4] Chất bán dẫn telua có thể được
pha thêm đồng, vàng, bạc hay kim loại khác.
Page 509 of 970

Telua cháy trong không khí tạo lửa xanh lá cây-xanh lam và sinh ra ôxít
telua. Khi nóng chảy, telua ăn mòn đồng, sắt và thép không gỉ.
Ứng dụng
 Pha chế hợp kim: cho thêm vào chì để tăng độ cứng, độ bền và chống sự
ăn mòn của axít sunfuríc. Cho thêm vào đồng và thép không gỉ để dễ chế
tạo. Cho thêm vào gang để dễ làm nguội.
 Dùng trong đồ sứ.
 Hợp chất telua với bitmut (???) được dùng trong các thiết bị nhiệt điện.
 Dùng trong ngòi nổ.
 Dùng với cadmi (????) để làm pin mặt trời có hiệu suất sinh điện cao.
Lịch sử
Telua (tiếng Latin nghĩa là đất) được khám phá năm 1782 bởi Franz - Joseph

Müller von Reichenstein ở Rumani. Năm 1798 nó được đặt tên bởi Martin
Heinrich Klaproth người đã chiết tách được chất này.
Những năm 1960, các ứng dụng nhiệt điện và công nghệ chế tạo thép thuận
tiện đã nâng nhu cầu sử dụng telua.
Độ phổ biến
Telua thỉnh thoảng có thể tìm thấy nguyên chất, nhưng thường hay thấy trong
các hợp chất với vàng, hay các kim loại khác. Do cùng chuỗi hóa học với
selen và lưu huỳnh, telua cũng tạo hợp chất tương tự với các kim loại, hiđrô
and hay các iôn kiểu này, gọi là teluarít (??). Các teluarít vàng và bạc được
coi là các quặng tốt.[5]
Độ phổ biến của Telua trong vỏ Trái Đất có thể so sánh với platin, telua là
một trong những nguyên tố rắn bền và hiếm trong vỏ Trái Đất. Nó chiếm
khoảng 1µg/kg,[6] trong khi nguyên tố hiếm nhóm Lantan trong vỏ Trái Đất
chiếm 500µg/kg.[7]
Page 510 of 970

Đồng vị
Telua có 30 đồng vị đã biết, với khối lượng nguyên tử từ 108 đến 137. Telua
là một trong những nguyên tố nhẹ nhất trải qua phân rã anpha, với các đồng
vị 106Te đến 110Te được biết là phân rã theo cơ chế này.[8] Trong tự nhiên tồn
tại 8 đồng vị telua (bảng bên), 4 122Te, 124Te, 125Te and 126Te là bền, trong khi
4 đồng vị còn lại 120Te, 123Te, 128Te and 130Te có tính phóng xạ.[8][9]
Các đồng vị bền chỉ chiếm 33,2% trong các telua tự nhiên; điều này có thể do
chu kỳ bán rã dài của các đồng vi phóng xạ. Chu kỳ bán rã của chúng dao
động từ 1013 đến 2,2 1024 năm (đối với 128Te). Do đó, 128Te là đồng vị có chu
kỳ bán rã lâu nhất trong tất cả các hạt nhân phóng xạ,[10] bằng khoảng 160 tỉ
(1012) lần tuổi của vũ trụ.
Sản xuất
Nguồn thu telua chủ yếu từ bùn

dính tại các điện cực anốt trong lúc
điện phân tinh lọc các xốp đồng.
Xử lý 500 tấn quặng đồng thu hồi
được 0,45kg telua. Telua được sản
xuất chủ yếu ở Hoa Kỳ, Peru, Nhật
Bản và Canada. [11] Năm 2009,
theo Cục Địa chất Anh, Hoa Kỳ
sản xuất 50 tấn, Peru 7t, Nhật 40t
và Canada 16t.[12]
Cảnh báo
Nồng độ telua 0,01mg/m3 hay ít hơn trong không khí gây nên mùi giống mùi
tỏi. Telua và các hợp chất của nó được coi là độc và cần phải cẩn trọng khi
làm việc với chúng.
 Tóm tắt:
Page 511 of 970
Telua, 52Te
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Telua, Te
Phiên âm /tɪˈlʊəriəm/,
/tɛˈlʊəriəm/ te-LOOR-ee-əm,
or /tɪˈljʊəriəm/ te-LYOOR-ee-əm
Telua trong bảng tuần hoàn
Se
↑
Te
↓
Po
Antimon ← Telua → Iốt
chuẩn(Ar)
Phân loại á kim
Page 512 of 970


Chu kỳ Chu kỳ 5
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 6

Nhiệt độ sôi 1261 K (988 °C, 1810 °F)
Mật độ 6,24 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) - - (775) (888) 1042 1266

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 2, -2 Axít trung bình
hóa trị
Waals
Page 513 of 970

Thông tin khác


Độ dẫn nhiệt (1,97–3,38) W·m−1·K−1
Mohs
Brinell

120 120
Te 0.09% >2,2×1016năm εε 1.701 Sn
121 121
Te Tổng hợp 16,78 ngày ε 1.040 Sb
122 122
Te 2.55% Te ổn định với 70 neutron
123 123
Te 0.89% >1.0×1013năm ε 0.051 Sb
124 124
125 125
126 126
127 127
Te Tổng hợp 9,35 giờ β− 0.698 I
128 128
Te 31.74% 2,2×1024năm β− β− 0.867 Xe
129 129
Te Tổng hợp 69,6 phút β− 1.498 I
130 130
Te 34.08% 7,9×1020năm β− β− 2.528 Xe
53. Iốt (I)
Page 514 of 970

Iốt (có gốc từ tiếng Hy Lạp Iodes, nghĩa là "tím"; tên gọi chính thức theo
Hiệp hội Quốc tế về Hóa Lý thuyết và Ứng dụng là Iodine) là một nguyên tố
hoá học. Trong bảng tuần hoàn nó có ký hiệu I và số nguyên tử 53.
Đây là một trong các nguyên tố vi lượng cần cho sự sống của nhiều sinh vật.

Về mặt hoá học, iốt ít hoạt động nhất và có độ âm điện thấp nhất trong các
halogen. Mặc dù Astatin được cho là còn ít hoạt động hơn với độ âm điện
thấp hơn, nguyên tố đó quá hiếm để khẳng định giả thuyết này. Iốt được dùng
nhiều trong y khoa, nhiếp ảnh, thuốc nhuộm. Giống như các halogen khác
(thuộc nhóm nguyên tố VII trong bảng tuần hoàn), iốt thường có mặt ở dạng
phân tử hai nguyên tử, I2.
Tính chất
Tinh thể Iốt
Iốt là chất rắn có màu tím thẫm/xám có thể thăng

hoa tại nhiệt độ thường tạo ra chất khí màu tím
hồng có mùi khó chịu. Chất halogen này có thể tạo
thành hợp chất với nhiều nguyên tố hóa học khác,
nhưng nó ít hoạt động hơn so với các nguyên tố
khác trong nhóm nguyên tố VII và nó có thêm một số tính chất hơi giống kim
loại. Iốt có thể hòa tan trong cloroform, cacbon têtraclorua (CCl4), hay carbon
đisulfua(CS2) để tạo thành dung dịch màu tím. Nó tan nhẹ trong nước tạo ra
dung dịch màu vàng. Màu xanh lam của một chất gây ra khi tương tác với
tinh bột chỉ là đặc điểm của nguyên tố tự do.
Iốt có thể oxi hoá được với H2 ở nhiệt độ cao và có mặt chất xúc tác tạo ra khí
hidro iotua theo một phản ứng thuận nghịch:
0
H2 + I2 
t cao ,xt
 2HI
Iốt oxi hóa được nhiều kim loại nhưng phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng
hoặc có chất xúc tác.
Page 515 of 970

0
2Al + 3I2  H2O 
t cao
xt
2AlI3
Ứng dụng
Iốt là nguyên tố vi lượng cần thiết cho dinh dưỡng của loài người. Tại những

vùng đất xa biển hoặc thiếu thức ăn có nguồn gốc từ đại dương; tình trạng
thiếu iốt có thể xảy ra và gây nên những tác hại cho sức khỏe, như sinh bệnh
bướu cổ hay thiểu năng trí tuệ. Đây là tình trạng xảy ra tại nhiều nơi trên thế
giới, trong đó có Việt Nam. Việc dùng muối iốt như muối ăn hằng ngày (có
chứa nhiều hợp chất iốt có thể hấp thụ được) có thể giúp chống lại tình trạng
này.
Các ứng dụng khác của iốt là:
 Là một trong các halogen, nó là vi lượng tố không thể thiếu để hình thành
hormone tuyến giáp, thyroxine và triiodothyronine, trong cơ thể sinh vật.
 Thuốc bôi iốt (5% iốt trong nước/êtanol) dùng trong tủ thuốc gia đình, để
khử trùng vết thương, khử trùng bề mặt chứa nước uống
 Hợp chất iốt thường hữu ích trong hóa hữu cơ và y khoa.
 Muối Iốđua bạc dùng trong nhiếp ảnh.
 Iốtua kali (KI) có thể dùng để điều trị bệnh nhân bị ảnh hưởng của thảm
họa hạt nhân để rửa trôi đồng vị phóng xạ Iốt-131, kết quả của phản ứng
phân hạch hạt nhân. Chu kỳ bán rã của iốt-131 chỉ là 8 ngày, do đó thời
gian điều trị chỉ kéo dài vài tuần, trong thời gian để bán rã hết cần phải có
sự hướng dẫn cụ thể của bác sĩ để tránh ảnh hưởng đến sức khỏe. Trong
trường hợp nguy cơ phóng xạ không có phản ứng phân hạch hạt nhân, như
bom bẩn, không cần dùng phương pháp này. KI cũng có thể rửa xêzi -
137, một sản phẩm khác của phản ứng phân hạch hạt nhân, vì xêzi có quan
hệ hóa học với kali, nhưng NaI cũng có tác dụng như vậy. NaI hay có
trong muối ăn ít natri. Tuy nhiên xêzi-137 có chu kỳ bán rã kéo dài tới 30
năm, đòi hỏi thời gian điều trị quá dài.
 Iốđua vonfram được dùng để làm ổn định dây tóc của bóng đèn dây tóc.
 Nitơ triiôđua là chất gây nổ không bền.
 Iốt - 123 dùng trong y khoa để tạo ảnh và xét nghiệm hoạt động của tuyến
giáp.
Page 516 of 970
 Iốt - 131 dùng trong y khoa để trị ung thư tuyến giáp và bệnh Grave và

cũng dùng trong chụp ảnh tuyến giáp.
 Nguyên tố iốt (không nằm trong hợp chất với các nguyên tố khác) tương
đối độc đối với mọi sinh vật.
Lịch sử
Iốt (gốc tiếng Hy Lạp iodes nghĩa là tím) được khám phá bởi Barnard

Courtois năm 1811. Ông là con trai của một người sản xuất nitrat kali (dùng
trong thuốc súng). Vào thời điểm Pháp đang có chiến tranh, thuốc súng được
tiêu thụ mạnh. Nitrat kali được tách từ rong biển lấy tại bờ biển Normandy và
Brittany. Để tách kali nitrat, rong biển được đem đốt và tro đem rửa vào
nước. Những chất không phải là nitrat kali bị phá hủy bởi việc thêm axít
sunfuríc. Vào một ngày Courtois thêm quá nhiều axít sunfuríc khiến một chất
khí màu tím bay ra. Courtois nhận thấy hơi này kết tinh trên các bề mặt lạnh
tạo ra các tinh thể màu sẫm. Courtois nghi ngờ rằng đây là một nguyên tố hóa
học mới nhưng thiếu kinh phí để theo đuổi các quan sát chi tiết hơn.
Tuy vậy ông đã đưa các mẫu tinh thể này cho các bạn, Charles Bernard
Desormes (1777 – 1862) và Nicolas Clément (1779 – 1841) để họ tiếp tục
nghiên cứu. Ông cũng đem mẫu vật cho Joseph Louis Gay-Lussac (1778 –
1850), một nhà hóa học nổi tiếng lúc đó, và André-Marie Ampère (1775 –
1836). Ngày 29 tháng 11 năm 1813 Dersormes và Clément thông báo cho đại
chúng về phát hiện của Courtois. Họ miêu tả mẫu vật tại một cuộc họp của
Viện Hoàng đế Pháp. Ngày 6 tháng 12 Gay - Lussac thông báo rằng mẫu vật
đó có thể là một nguyên tố hóa học mới hoặc một hợp chất ôxy. Ampère đưa
một số mẫu vật cho Humphry Davy (1778 – 1829). Davy đã tiến hành một số
thí nghiệm trên mẫu vật và nhận thấy sự tương tự của nó với clo. Davy gửi
một bức thư ngày 10 tháng 12 tới Hội Hoàng gia Luân Đôn nói rằng ông đã
tìm thấy nguyên tố mới. Một cuộc cãi cọ lớn giữa Davy và Gay - Lussac về
việc ai đã tìm ra iốt trước tiên đã nổ ra, nhưng cả hai đều đồng ý rằng Barnard
Courtois là người đầu tiên đã tách nguyên tố hóa học mới này.
Độ phổ biến và điều chế
Page 517 of 970

Hợp chất iốt thường gặp trong muối với natri và kali (KI) hay trong KIO3.
Iốt có thể thu được ở dạng rất tinh khiết bằng phản ứng giữa KI với sunfat
đồng (II). Cũng có vài cách khác để tách nguyên tố hóa học này. Mặc dù
nguyên tố này khá hiếm, tảo bẹ và một số loài cây khác có khả năng hấp thụ
và tập trung iốt trong cơ thể chúng, dẫn đến việc mang iốt vào dây chuyền
thức ăn tự nhiên và giúp việc điều chế iốt có giá thành thấp.
Cho tác dụng dung dịch với chất oxi hoá để oxi hoá I- thành I2.
Thí dụ phương trình: 2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Đồng vị
Có 37 đồng vị của iốt, trong đó chỉ có duy nhất 127I là bền. Đồng vị phóng xạ

131
I (phát ra tia bêta), còn được biết đến với tên gọi iốt phóng xạ có chu kỳ
bán rã là 8,0207 ngày, đã được dùng trong điều trị ung thư và các bệnh khác
liên quan đến tuyến giáp.123I là đồng vị phóng xạ thường dùng trong chụp ảnh
tuyến giáp và đánh giá điều trị cho bệnh Grave.
129
I (chu kỳ bán rã 15,7 triệu năm) là kết quả của bắn phá hạt nhân 129Xe
bởi tia vũ trụ khi đi vào khí quyển Trái Đất và các phản ứng phân hạch của
urani và plutoni, trong đất đá trên bề mặt Trái Đất và các lò phản ứng hạt
nhân. Các quá trình xử lý nhiên liệu hạt nhân hoặc thử nghiệm vũ khí hạt
nhân đã tạo ra lượng đồng vị lớn lấn át các đồng vị tạo ra bởi quá trình tự
nhiên.129I được dùng trong nghiên cứu nước mưa sau thảm họa Chernobyl.
Nó cũng có thể đã được dùng trong nghiên cứu mạch nước ngầm để tìm dấu
vết rò rỉ chất thải hạt nhân ra môi trường tự nhiên. Nếu 129I được cho tiếp xúc
với người, tuyến giáp sẽ hấp thụ nó như thể nó là iốt không phóng xạ thông
thường, dẫn đến nguy cơ ung thư tuyến giáp cao. Đối với những người sống
gần nơi có phản ứng phân hạch, hay những nơi tương tự, có nguy cơ tiếp xúc
với iốt phóng xạ khi tai nạn xảy ra, người ta thỉnh thoảng được cho uống viên
iốt. Việc hấp thụ một lượng lớn iốt sẽ làm bão hòa tuyến giáp và ngăn việc
thu nhận thêm iốt.
129
I có nhiều điểm giống với 36Cl. Nó là halogen hòa tan được, ít hoạt động
hóa học, tồn tại chủ yếu ở dạng anion không hấp thụ, và được sinh ra bởi các
tia vũ trụ, nhiệt hạt nhân, và các phản ứng phân hạch khác. Trong lĩnh vực
Page 518 of 970
nghiên cứu về nước, mật độ 129I được đo theo tỷ lệ 129I trên tổng I (hầu hết
là 127I). Tương tự 36Cl / Cl, tỷ lệ 129I / I trong tự nhiên là rất nhỏ, 10−14 đến
10−10 (cực đạt nhiệt hạt nhân của 129I/I trong thập niên 1960 và 1970 là
10−7).129I khác 36Cl ở chỗ chu kỳ bán rã dài hơn (15,7 so với 0,301 triệu năm),
xuất hiện trong các sinh vật ở nhiều dạng ion với nhiều ứng xử hóa học khác
nhau.129I dễ dàng du nhập vào sinh quyển, nằm trong cây cỏ, đất, sữa, mô
sinh học...
Lượng lớn 129Xe trong thiên thạch được cho là kết quả của phân rã bêta của

hạt nhân 129I. Đây là hạt nhân phóng xạ tuyệt chủng đầu tiên được nhận dạng
trong hệ Mặt Trời. Nó phân rã theo sơ đồ đo tuổi phóng xạ I - Xe cơ bản, bao
trùm 50 triệu năm của sự tiến hóa của hệ Mặt Trời.
Cảnh báo
Iốt khi tiếp xúc trực tiếp với da có thể gây thương tổn, do đó cần phải cẩn
thận khi thao tác với nguyên tố hóa học này. Hơi iốt có thể gây khó chịu cho
mắt và các màng nhầy. Đối với các tiếp xúc kéo dài khoảng 8 tiếng đồng hồ,
mật độ iốt trong không khí không được vượt quá 1 miligam / mét khối, lấy
trung bình theo thời gian.
Dinh dưỡng
Cục quản lý thực phẩm và dược phẩm Hoa Kỳ khuyến cáo (21 CFR 101.9 (c)
(8)(iv)) cả nam và nữ nên tiêu thụ khoảng 150 microgam iốt mỗi ngày.
Một số hợp chất

 Iốđua amôni (NH4I)  Xyanua iốt (ICN)  Triiốđua nitơ (NI3)
 Iốđua xêzi (CsI)  Heptaflorua iốt (IF7)  Iốđua kali (KI)
 Iốđua đồng (I) (CuI)  Pentaflorua iốt (IF5)  Iốđua natri (NaI)
 Axít iốthiđric (HI)  Iốđua chì (II) (PbI2)
 Axít iốđic (HIO3)  Iốđua liti (LiI)
Page 519 of 970

 Tóm tắt:
Iốt, 53I
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Iốt, I
Phiên âm /ˈaɪ.ɵdaɪn/ EYE-o-dyne,
/ˈaɪ.ɵdɪn/ EYE-o-dən,
or /ˈaɪ.ɵdiːn/ EYE-o-deen
Hình dạng Ánh kim xám bóng khi ở thể rắn, tím khi ở thể khí
Iốt trong bảng tuần hoàn
Br
↑
I
↓
At
Telua ← Iốt → Xenon
Khối lượng nguyên 126.90447
tử chuẩn(Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 5
Page 520 of 970


mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 7

Màu sắc Ánh kim xám bóng khi ở thể rắn, tím khi ở thể khí
Nhiệt độ sôi 457,4 K (184,3 °C, 363,7 °F)
Mật độ 4,933 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Điểm ba trạng thái 386.65 K, 12,1 kPa
Nhiệt lượng nóng (I2) 15,52 kJ·mol−1
chảy
Nhiệt bay hơi (I2) 41,57 kJ·mol−1
Nhiệt dung (I2) 54,44 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi (hình thoi)
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 260 282 309 342 381 457

Trạng thái ôxy hóa 7, 5, 3, 1, -1 Axít mạnh
trị
cộng hóa trị
Waals
Page 521 of 970

Thông tin khác


Điện trở suất ở 0 °C: 1,3×107 Ω·m

120 123
Te Tổng hợp 13 giờ ε, γ 0.16 Te
126 127
Te 100% I ổn định với 74 neutron
127
Te Tổng hợp 15,7×106 năm β− 0.194 129
Xe
129
Te Tổng hợp 8,02070 ngày β−, γ 0.971 131
Xe
54. Xenon (Xe)

Xenon là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Xe và số
nguyên tử bằng 54. Là một khí hiếm không màu, không mùi và rất nặng,
xenon có trong khí quyển Trái Đất với một lượng nhỏ dạng dấu vết và là một
phần của hợp chất khí hiếm đầu tiên được tổng hợp.
Xenon là thành viên của nhóm các nguyên tố hóa trị 0 được gọi là các khí
hiếm hay khí trơ. Từ "khí trơ" đã được sử dụng từ lâu để chỉ nhóm các
nguyên tố này, song có lẽ cần phải bỏ do một số nguyên tố hóa trị 0 cũng có
thể tạo ra hợp chất với các nguyên tố khác. Trong các ống chứa khí thì xenon
phát ra ánh sáng màu xanh lam khi khí này bị phóng điện qua. Với áp lực nén
Page 522 of 970

hàng gigapascal thì xenon dạng kim loại được tạo ra. Xenon cũng có thể tạo
ra các mắt lưới với nước khi các nguyên tử của nó bị mắc kẹt trong lưới của
các phân tử nước.
Ứng dụng
Khí này được dùng rộng rãi nhất và nổi tiếng nhất trong các thiết bị phát ra
ánh sáng gọi là các đèn chớp xenon, được sử dụng trong các đèn chớp của
máy ảnh, để tạo ra môi trường kích hoạt trong các thiết bị tạo laser mà sau đó
sẽ phát sinh ánh sáng giao thoa, trong các đèn diệt khuẩn (hiếm dùng) và sử
dụng trong một số ứng dụng y học liên quan đến bệnh da liễu. Các đèn hồ
quang xenon liên tục, hồ quang ngắn, áp suất cao có nhiệt độ màu gần với
ánh sáng Mặt Trời lúc giữa trưa và được dùng trong các thiết bị giả lập Mặt
Trời, một số hệ thống đèn chiếu và một số ứng dụng đặc biệt khác. Chúng là
các nguồn rất tốt để tạo ra các tia cực tím có bước sóng ngắn cũng như chúng
có các bức xạ rất mạnh trong các bước sóng gần tia hồng ngoại, được sử dụng
trong một số thiết bị quan sát ban đêm. Các sử dụng khác của xenon bao
gồm:
 Được sử dụng như là chất gây mê toàn phần, mặc dù giá thành quá đắt.
 Trong các ứng dụng năng lượng hạt nhân nó được sử dụng trong các
buồng bọt, máy dò và trong các khu vực khác mà phân tử lượng lớn cũng
như tính trơ là các yêu cầu.
 Các perxenat được sử dụng như là tác nhân ôxi hóa trong hóa phân tích.
 Đồng vị Xe133 là có ích trong vai trò của một đồng vị phóng xạ.
 Việc chụp cộng hưởng từ (MRI) siêu phân cực phổi và các cơ quan nội
tạng khác sử dụng Xe129 [1].
 Nhiên liệu thích hợp cho động cơ đẩy dùng ion do phân tử lượng cao, dễ
bị ion hóa, lưu trữ như là chất lỏng ở nhiệt độ phòng (với áp suất cao) và
dễ dàng chuyển ngược lại dạng khí để nạp năng lượng cho động cơ, bản
chất trơ làm cho nó là thân thiện môi trường và ít ăn mòn đối với động cơ
ion so với các loại nhiên liệu khác, chẳng hạn thủy ngân hay xêzi. Tuy
nhiên, hiện vẫn đang có các ý kiến trái ngược nhau về khả năng phổ biến
trong tương lai về việc sử dụng nó trong công nghiệp thám hiểm vũ trụ, do
nó sẽ bị mất đi vĩnh cửu trong không gian và làm suy giảm nguồn cung
cấp hữu hạn trong khí quyển Trái Đất.
Page 523 of 970
 Được sử dụng phổ biến trong tinh thể học protein. Khi ở áp suất cao
(~600psi) tác động vào các tinh thể protein thì các nguyên tử xenon liên
kết chủ yếu trong các hốc không ưa nước, thông thường tạo ra dẫn xuất
nặng nguyên tử, đồng hình và chất lượng cao.
Lịch sử
Xenon (tiếng Hy Lạp xenon có nghĩa là "kỳ dị") được William Ramsay và

Morris Travers phát hiện tại Anh năm 1898 trong phần còn lại sau khi cho
các thành phần khác của không khí lỏng bay hơi.
Sự phổ biến
Xenon là khí ở dạng dấu vết trong khí quyển Trái Đất, ở mức một phần 20
triệu (0,05ppm). Nguyên tố này thu được trong công nghiệp nhờ chiết ra từ
phần còn lại của không khí hóa lỏng. Khí hiếm này trong tự nhiên được tìm
thấy như là khí thoát ra từ một số suối nước khoáng. Xe133 và Xe135được tổng
hợp bằng chiếu xạ nơtron trong không khí làm mát các lò phản ứng hạt nhân.
Hợp chất
Các tinh thể XeF4. Ảnh chụp năm
1962
Trước năm 1962, xenon và các khí

hiếm khác nói chung được coi là trơ
về mặt hóa học và không thể tạo ra
các hợp chất hóa học. Các chứng cứ
sau đó chỉ ra rằng xenon, cùng với các
khí hiếm khác, trên thực tế có tạo ra
các hợp chất. Một số hợp chất của
xenon là điflorua xenon, têtraflorua
xenon, hexaflorua xenon, hiđrat và
đơterat cũng như perxenat natri. Hợp
chất có tính gây nổ cao là triôxít
Page 524 of 970

xenon cũng được tạo ra. Có ít nhất 80 hợp chất của xenon, trong đó flo hay
ôxy được liên kết với xenon. Một số hợp chất của xenon có màu nhưng đa
phần là không màu.
Đồng vị
Xenon nguồn gốc tự nhiên bao gồm 7 đồng vị ổn định và 2 đồng vị phóng xạ
nhẹ. Ngoài các dạng ổn định này còn có 20 đồng vị không ổn định đang được
nghiên cứu. Xe129 được tạo ra nhờ phân rã beta của I129 (chu kỳ bán rã: 16
triệu năm); Xe131m, Xe133, Xe133m và Xe135 là một phần sản phẩm phân rã hạt
nhân của cả U235 và Pu239 và vì thế được dùng làm chỉ số của các vụ nổ hạt
nhân.
Đồng vị nhân tạo Xe135 có tầm quan trọng đáng lưu ý trong hoạt động của các
lò phản ứng hạt nhân. Xe135 có tiết diện vuông lớn cho các nơtron nhiệt (2,65
x 106 barn, vì thế nó đóng vai trò của chất hấp thụ nơtron hay "chất độc" mà
có thể làm chậm hay dừng các chuỗi phản ứng sau một thời gian hoạt động.
Đây đã là một vấn đề đáng kể trong các lò phản ứng hạt nhân đầu tiên
được Dự án Manhattan của Mỹ xây dựng để sản xuất plutoni.
Nồng độ tương đối cao của các đồng vị xenon phóng xạ cũng được phát hiện
là tỏa ra từ các lò phản ứng hạt nhân do sự giải phóng của khí này từ các
thanh nhiên liệu bị gãy hay sự phân hạch của urani trong nước làm mát. Nồng
độ của các đồng vị này nói chung vẫn là thấp khi so với các khí hiếm phóng
xạ nguồn gốc tự nhiên, như Rn222.
Do xenon là nguồn dò vết cho 2 đồng vị cha, tỷ lệ các đồng vị của xenon
trong các thiên thạch là công cụ mạnh để nghiên cứu sự hình thành của hệ
Mặt Trời. Phương pháp I-Xe trong xác định niên đại bằng phóng xạ cho ta
khoảng thời gian đã trôi qua giữa tổng hợp hạt nhân và sự đông đặc của các
thiên thể rắn từ tinh vân Mặt Trời. Các đồng vị xenon cũng là công cụ mạnh
để nghiên cứu sự tiến hóa của đất đá. Tỷ lệ cao của Xe129 tìm thấy trong các
giếng khí điôxít cacbon ở New Mexico được cho là do sự phân rã của các khí
có trong lớp phủ ngay sau khi Trái Đất hình thành.
Phòng ngừa
Page 525 of 970
Khí này có thể lưu giữ an toàn trong các chai lọ thủy tinh có gắn nắp thông
thường ở nhiệt độ và áp suất tiêu chuẩn. Xenon là không độc, nhưng nhiều
hợp chất của nó là độc do các tính chất ôxi hóa mạnh của chúng.
Do xenon nặng hơn không khí, nên tốc độ truyền âm thanh của nó thấp hơn
so với không khí, và khi bị hít thở phải thì nó làm giảm các tần số cộng
hưởng của hệ thống thanh âm. Nó tạo ra cường độ âm thanh thấp đặc trưng,
tương tự như cường độ âm thanh lớn sinh ra do hít thở phải heli. Vì một vài
lý do, sự hít thở phải xenon là nguy hiểm hơn so với hít thở phải heli. Đầu
tiên là do các tính chất gây mê của xenon còn ít được nghiên cứu, tương tự
như các tính chất của ôxít nitrơ. Sự hít thở phải xenon có thể gây ra các hiệu
ứng từ nhẹ đến trung bình, kéo dài không lâu, bao gồm các cảm giác lạ đối
với ánh sáng và âm thanh.
Do các nguy hiểm gắn liền với sự hít thở phải xenon nên nhiều trường đại
học đã không còn cho phép sử dụng nó như là sự minh họa trong hóa đại
cương. Xenon trong bất kỳ hoàn cảnh nào đều là rất đắt tiền (giá của nó
khoảng 60USD trên 0,077pps). Khí hexaflorua lưu huỳnh nói chung được sử
dụng để thay thế.
 Tóm tắt:
Xenon, 54Xe
Quang phổ vạch của xenon
Page 526 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu xenon, Xe
Phiên âm /ˈzɛnɒn/ ZEN-on[1]
or /ˈziːnɒn/ ZEE-non[2]
Hình dạng Khí không màu, phát sáng với ánh sáng xanh khi ở thể plasma
Xenon trong bảng tuần hoàn
Kr
↑
Xe
↓
Rn
iốt ← xenon → xêzi
Số nguyên 54
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân 18, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 5
Cấu hình [Kr] 5s2 4d10 5p6
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 8

Page 527 of 970
chất
Nhiệt độ nóng 161,4 K (-111,7 °C, -169,1 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 165,03 K (-108,12 °C, -162,62 °F)
Mật độ 5,894 g/L (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ sôi: 3,057[3] g·cm−3
lỏng
Điểm ba trạng 161.405 K, 81.6[4] kPa
thái
Điểm tới hạn 289,77 K, 5,841 MPa
nóng chảy
Nhiệt dung 5R/2 = 20,786 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 83 92 103 117 137 165

Trạng thái ôxy 0, +1, +2, +4, +6, +8 (Hiếm khi lớn hơn 0)Axít rất nhẹ
hóa
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Page 528 of 970
thể
Vận tốc âm (Thể lỏng) 1090 m/s; (Thể khí) 169 m·s−1

thanh
Độ dẫn nhiệt 5.65×10-3 W·m−1·K−1
CAS

124 124
Xe 0.095% Xe ổn định với 70 neutron
125 125
Xe Tổng hợp 16,9 giờ ε 1.652 I
126 126
127 127
Xe Tổng hợp 36,345 ngày ε 0.662 I
128 128
129 129
130 130
131 131
132 132
133
Xe Tổng hợp 5,247 ngày β− 0.427 133
Cs
134 134
135
Xe Tổng hợp 9,14 giờ β− 1.16 135
Cs
136 136
55. Xêsi (Cs)

Xêsi (tiếng Latinh: caesius)[ghi chú 1] là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần
hoàn có ký hiệu Cs và số nguyên tử bằng 55. Nó là một kim loại kiềm mềm,
màu vàng ngà, và với điểm nóng chảy là 28°C (83 °F) khiến cho nó trở thành
một trong các kim loại ở dạng lỏng tại hay gần nhiệt độ phòng.[ghi chú 2] Xêsi là
một kim loại kiềm, có tính chất vật lý và hóa học giống với rubidi, kali; là
kim loại hoạt động mạnh, có khả năng tự cháy, phản ứng với nước thậm chí ở
Page 529 of 970
nhiệt độ −116°C (−177°F). Nó là nguyên tố có độ âm điện thấp thứ hai sau

franxi, và chỉ có một đồng vị bền là xêsi-133. Xêsi được khai thác trong mỏ
chủ yếu từ khoáng chất pollucit, trong khi các đồng vị phóng xạ khác, đặc
biệt là xêsi-137 - một sản phẩm phân hạch hạt nhân, được tách ra từ chất thải
của các lò phản ứng hạt nhân.
Nhà hóa học người Đức Robert Bunsen và nhà vật lý học Gustav Kirchhoff
đã phát hiện ra xêsi năm 1860 bằng một phương pháp mới được phát triển là
"quang phổ phát xạ nung bằng ngọn lửa". Các ứng dụng quy mô nhỏ đầu tiên
của xêsi là "chất bắt giữ" trong ống chân không và trong tế bào quang điện.
Năm 1967, dựa trên nguyên lý của Einstein về sự không đổi của tốc độ ánh
sáng trong vũ trụ, Ủy ban Quốc tế về Cân đo đã tách biệt hệ đếm 2 sóng riêng
biệt từ quang phổ phát xạ của xêsi-133 để đồng định nghĩa giây và mét trong
hệ SI. Từ đó xêsi được ứng dụng rộng rãi trong các đồng hồ nguyên tử độ
chính xác cao.
Từ thập niên 1990, ứng dụng của nguyên tố này trên quy mô lớn nhất là xêsi
format trong dung dịch khoan. Nó có nhiều ứng dụng trong kỹ thuật điện,
điện tử, và hóa học. Đồng vị phóng xạ xêsi-137 có chu kỳ bán rã khoảng 30
năm và được sử dụng trong y học, thiết bị đo công nghiệp và thủy văn. Mặc
dù nguyên tố chỉ có độ độc tính trung bình, nó là vật liệu nguy hại ở dạng
kim loại và các đồng vị phóng xạ của nó ảnh hưởng đến sức khỏe cao nếu
được phóng thích ra môi trường.
Đặc trưng
Xêsi-133 độ tinh khiết cao được bảo quản trong
argon
Xêsi là một kim loại có màu nhạt rất dẻo, độ
cứng thấp và rất mềm (độ cứng của nó là 0,2, là
nguyên tố mềm nhất), nó chuyển sang màu tối
khi có mặt ôxy ở dạng vết.[10][11][12] Xêsi có điểm
nóng chảy ở 28,4°C (83,1°F), là một trong ít các
kim loại nguyên tố ở dạng lỏng trong điều kiện gần nhiệt độ phòng. Thủy
ngân là kim loại nguyên tố duy nhất có điểm nóng chảy thấp hơn xêsi.[ghi chú 3]
[14]
Thêm vào đó, kim loại xêsi có điểm sôi khá thấp, 641°C (1.186°F), thấp
Page 530 of 970

nhất trong tất cả các kim loại trừ thủy ngân.[15] Các hợp chất của nó cháy cho
ngọn lửa màu xanh dương[16][17] hoặc tím.[17]
Mẫu xêsi được dùng trong giảng dạy
Xêsi tạo hợp kim với các kim loại kiềm khác,
cũng như với vàng, và tạo hỗn hống với thủy
ngân. Ở nhiệt độ dưới 650°C (1.202°F), nó
không tạo hợp kim với coban, sắt, molypden,
niken, platin, tantalum hay wolfram. Nó tạo
thành các hợp chất đa kim với antimon, galli,
indi và thori, có tính cảm quang.[10] Xêsi tạo hỗn
hợp với tất cả kim loại kiềm, trừ liti; hợp kim
với tỉ lệ mol chiếm 41% xêsi, 47% kali, và 12%
natri có điểm nóng chảy thấp nhất trong bất kỳ hợp kim kim loại nào đã được
biết đến, ở −78°C (−108°F).[14][18]Một vài hỗn hống đã được nghiên cứu như:
CsHg2 có màu đen tạo ra ánh kim màu tía, trong khi CsHg có màu vàng ánh
bạc.[19]
Thêm một ít xêsi vào nước lạnh gây nổ

Kim loại xêsi có độ hoạt động mạnh và tự bốc
cháy. Nó phản ứng nổ với nước thậm chí ở
nhiệt độ thấp, mạnh hơn các kim loại khác trong
nhóm 1.[10] Phản ứng với nước đá ở nhiệt độ
thấp −116°C (−177°F).[14] Do có tính hoạt động
mạnh, kim loại xêsi được xếp vào nhóm vật liệu
nguy hại. Nó được trữ và vận chuyển trong
hidrocacbon khô, như dầu khoáng. Tương tự, nó phải được xử lý trong khí
trơ như argon. Tuy nhiên, phản ứng nổ xêsi-nước thường ít mạnh hơn phản
ứng nổ natri-nước với cùng một lượng natri. Điều này là do xêsi phát nổ ngay
lập tức khi tiếp xúc với nước, nên có ít thời gian để tích tụ hydro.[20] Xêsi có
thể được chứa trong ống thủy tinh borosilicat được hút chân không. Với một
lượng hơn 100 gram (3,5oz), xêsi được vận chuyển trong các thùng chứa
bằng thép không gỉ được bịt kín.[10]
Page 531 of 970
Tính chất hóa học của xêsi tương tự các kim loại kiếm khác như gần với tính
chất của rubidi hơn.[21] Là một kim loại kiềm, trạng thái ôxy hóa phổ biến của
nó là +1.[ghi chú 4] Có một số khác biệt nhỏ từ thực tế rằng nó khối lượng
nguyên tử lớn hơn và độ dương điện lớn hơn so với các kim loại kiềm khác.
[23]
Xêsi là nguyên tố hóa học có độ dương điện cao nhất.[ghi chú 5][14] Ion xêsi
cũng lớn hơn và ít "cứng" hơn so với các kim loại kiềm nhẹ hơn.
Hợp chất
Mô hình tinh thể lập phương của Cs và Cl trong CsCl
Phần lớn các hợp chất của xêsi chứa nguyên tố ở dạng
cation Cs+, nó tạo liên kết ion với nhiều loại anion. Một
ngoại lệ đáng chú ý là trường hợp anion caesua (Cs−).[3]
Các ngoại lệ khác bao gồm nhiều suboxit (xem phần các
oxit bên dưới).
Đối với các hợp chất thông thường, các muối Cs+ hầu
như không màu trừ anion là có màu. Nhiều muối đơn giản là hygroscopic,
nhưng ít hơn so với các muối tương ứng của các kim loại kiềm nhẹ hơn. Các
muối phosphat,[25] acetat, cacbonat, halua, oxit, nitrat, và sulfat đều tan trong
nước. Các muối kép thường ít tan hơn, và tính tan thấp của xêsi nhôm sulfat
được khai thác để lấy Cs từ quặng của nó. Muối kép với antimon (như
CsSbCl4), bismuth, cadmi, đồng, sắt, và chì cũng ít tan.[10]
Xêsi hydroxit (CsOH) là một bazơ cực mạnh[21] và sẽ nhanh chóng ăn mòn bề
mặt của bán dẫn như silicon.[26] CsOH thông thường được coi là "bazơ mạnh
nhất" (sau FrOH), phản ánh tính hút tương đối yếu giữa ion lớn Cs+ và OH−;
[16]
nhưng trên thực tế thì nhiều hợp chất khác không tan trong dung dịch, như
n-butyl liti (C4H9Li) hay amit natri (NaNH2)[21] là các bazơ mạnh hơn.
Hỗn hợp cân bằng hóa học của xêsi và vàng sẽ phản ứng để tạo thành xêsi
aurua vàng (Cs+Au−) trong điều kiện nung. Aion aurua có ứng xử như một giả
halogen. Hợp chất phản ứng mãnh liệt với nước tạo xêsi hydroxit, vàng kim
loại, và khí hydro; trong amoniac lỏng nó có thể phản ứng với một loại nhựa
trao đổi ion xêsi đặc biệt tạo ra tetramethylammonium aurua. Hợp chất với
platin tương tự như xêsi platinua đỏ (Cs2Pt) chứa ion platinua có ứng xử như
một giả chalcogen.[27]
Page 532 of 970

Phức
Giống như các cation kim loại, Cs+ tạo phức với các bazơ Lewis trong dung
dịch. Do có kích thước lớn, Cs+ thường có số phối trí lớn hơn 6, là điển hình
cho các cation kim loại kiềm nhẹ hơn. Xu hướng này thể hiện rõ bởi số phối
trí 9 trong CsCl, so với mẫu halit khi các kim loại kiềm khác liên kết với clo.
Nó có số phối trí cao và mềm (khuynh hướng tạo thành liên kết cộng hóa trị)
là điểm cơ bản để tách Cs+ ra khỏi các cation khác, như xử lý chất thải hạt
nhân khi 137Cs+ được tác ra khỏi một lượng lớn K+ không phóng xạ.[28]
Halua
Sợi xêsi halua đơn nguyên tử phát triển bên trong ống

nano cacbon thành hai lớp (Ảnh TEM)[29]
Xêsi florua (CsF) là một chất rắn màu trắng háo nước
được sử dụng rộng rãi trong hóa học cacbon-flo làm
nguồn cung cấp anion florua.[30]Xêsi florua có cấu trúc
giống halit, nghĩa là các ion Cs+ và F− xếp trong một
hình lập phương kết chặt giống như Na+ và Cl− trong
natri clorua.[21]
Xêsi clorua (CsCl) kết tinh theo hệ lập phương, còn
được gọi là cấu trúc xêsi clorua.[23] Kiểu cấu trúc này
là một ô mạng lập phương nguyên thủy với một đơn vị
cơ bản gồm 2 nguyên tử, mỗi nguyên tử có số phối trí
là 8; các nguyên tử clorua nằm trên các đinh của ô
mạng, còn xêsi nằm ở trọng tâm của hình lập phương.
Cấu trúc này giống với CsBr và CsI, và nhiều hợp chất
Page 533 of 970

khác không chứa Cs.[23] Cấu trúc CsCl được tham chiếu vì Cs+ có bán kính
ion là 174pm và Cl− 181pm.[31]
Oxit
ô mạng Cs11O3
Xêsi tạo nhiều hợp chất hai cấu tử với ôxy hơn các kim
loại kiềm khác. Khi cháy trong không khí, superoxit
CsO2 là sản phẩm chính.[32] Xêsi oxit (Cs2O) "bình
thường" tạo các tinh thể hệ sáu phương có màu vàng
cam,[33] và chỉ có oxit loại anti-CdCl2.[34] Nó hóa hơi ở
250°C (482°F), và phân hủy thành kim loại xêsi và
peroxit Cs2O2 ở nhiệt độ trên 400°C (752°F).[35] Ngoài các superoxit và
ozonua CsO3,[36][37]nhiều suboxit có màu sáng cũng được nghiên cứu,[38] như:
Cs7O, Cs4O, Cs11O3, Cs3O (lục sẫm[39]), CsO, Cs3O2,[40] hay Cs7O2.[41][42] Chất
Cs7O2 có thể được nung trong chân không để tạo ra Cs2O.[34] Hợp chất hai cấu
tử với lưu huỳnh, selen, và telluri cũng tồn tại.[10]
Phổ biến
Polluxit, một khoáng vật của xêsi

Xêsi là một nguyên tố tương đối hiếm vì nó
chiếm trung bình khoảng 3ppm trong vỏ Trái
Đất.[43] Nguyên tố này phổ biến thứ 45 trong số
các nguyên tố và thứ 36 trong nhóm kim loại.
Tuy vậy, nó phổ biến hơn các nguyên tố như
antimony, cadmi, thiếc và tungsten, và lớn gấp
20 lần so với thủy ngân hoặc bạc, nhưng chỉ hơn
3,3% so với rubidi là loại cộng sinh với nó.[10]
Do có bán kính ion lớn, xêsi là một trong những nguyên tố không tương hợp
trong việc thay thế với các nguyên tố khác trong ô mạng tinh thể.[44] Trong sự
kết tinh phân đoạn mácma, xêsi được tập trung ở pha lỏng và kết tinh sau
cùng. Do đó, các mỏ xêsi lớn nhất là các thân quặng pecmatit được hình
thành từ quá trình làm giàu quặng này. Do xêsi không thể thay thế kali cũng
Page 534 of 970

như rubidi, các khoáng vật kiềm hình thành do quá trình bay hơi như sylvit
(KCl) và carnallit (KMgCl3·6H2O) chỉ có thể chứa 0,002% xêsi. Từ đó, Cs
được tìm thấy trong ít khoáng vật. Một phần xêsi có thể được tìm thấy trong
beryl (Be3Al2(SiO3)6) và avogadrit ((K,Cs)BF4), lên đến 15 wt% Cs2O trong
khoáng pezzottait(Cs(Be2Li)Al2Si6O18), lên đến 8,4 wt% Cs2O trong londonit
((Cs,K)Al4Be4(B,Be)12O28), và ít phổ biến hơn trong rhodizit.[10] Nguồn
khoáng sản duy nhất quan trọng có giá trị kinh tế của xêsi là pollucit
Cs(AlSi2O6), nó được tìm thấy ở một vài nơi trên thế giới trong các pecmatit,
và đồng sinh với nguyên tố có giá trị hơn là liti trong lepidolit và petalit.
Trong pecmatit, các hạt có kích thước lớn và các khoáng vật bị chia tách rõ
tạo ra một loại quặng cao cấp trong khai thác mỏ.[45]
Một trong những nguồn tài nguyên giàu xêsi và quan trọng nhất trên thế giới
là mỏ Tanco ở Bernic Lake, Manitoba, Canada. Mỏ được ước tính chứa
350.000 tấn quặng pollucit, chiếm 2/3 trữ lượng trên thế giới.[45][46] Mặc dù
cân bằng hàm lượng xêsi trong pollucit là 42,6%, các mẫu pollucit tinh khiết
từ mỏ này có thể chỉ chiếm khoảng 34% xêsi, trong khi hàm lượng trung bình
24 wt%.[46] Pollucit thương mại chứa hơn 19% xêsi.[47] Mỏ pecmatit Bikita ở
Zimbabwe được khai thác để lấy petalit, nhưng nó chỉ chứa một lượng đáng
kể pollucit. Một lượng pollucit khá phong phú cũng được khai thác ở sa mạc
Karibib, Namibia.[46] Với tốc độ khai thác các mỏ trên thế giới hiện nay với
sản lượng 5 đến 10 tấn mỗn năm, với trữ lượng hiện tại việc khai thác có thể
kéo dài hàng ngàn năm.[10]
Đồng vị
Xêsi có ít nhất 39 đồng vị đã biết, là nhiều hơn bất kỳ một nguyên tố nào
(ngoại trừ franxi). Nguyên tử lượng của các đồng vị này nằm trong khoảng từ
112 tới 151. Nhiều trong số này được tổng hợp từ các nguyên tố nhẹ hơn
bằng quá trình bắt neutron chậm (quá trình S) bên trong các sao già,[48] cũng
như trong các vụ nổ siêu tân tinh (quá trình R).[49] Mặc dù có nhiều đồng vị
như vậy, song xêsi chỉ có 1 đồng vị ổn định trong tự nhiên là Cs133 có 78
neutron. Mặc dù nó có spin hạt nhân lớn (7⁄2+), các nghiên cứu cộng hưởng từ
hạt nhân có thể được tiến hành trên đồng vị này ở tần số cộng hưởng
11,7MHz.[50]
Phân rã của xêsi-137
Page 535 of 970

135
Cs có chu kỳ bán rã rất dài khoảng 2,3 triệu năm, dài nhất trong tất cả các
đồng vị của xê-si. 137Cs và 134Cs có chu kỳ bán rã lần lượt là 30 và 2
năm. 137Cs phân rã beta tạo thành đồng vị 137mBa có thời gian tồn tại ngắn, và
sau đó thành bari không phóng xạ, trong khi 134Cs chuyển trực tiếp
thành 134Ba. Các đồng vị có số khối 129, 131, 132 và 136 có chu kỳ bán rã từ
một ngày đến hai tuần, trong khi hầu hết các đồng vị còn lại có chu kỳ bán rã
từ vài giây đến một giây. Có ít nhất 21 đồng phân hạt nhân ở trạng thái kích
thích. Ngoài 134mCs (có chu kỳ bán rã dưới 3 giờ), tất cả đều rất không bền và
phân rã có chu kỳ vài phút hay ngắn hơn.[51][52]
Đồng vị 135Cs là một trong những sản phẩm phân hạch hạt nhân của urani có
thời gian tồn tại lâu, nó được tạo ra trong các lò phản ứng hạt nhân.[53] Tuy
nhiên, sản lượng sản phẩm phân hạch của nó bị giảm trong hầu hết các lò
phản ứng do nguyên tử trước đó của nó, 135Xe, là một neutron cực kỳ động và
chuyển hóa thường xuyên thành 136Xe bền trước khi phân rã thành 135Cs.[54][55]
Do phân rã beta của nó (thành 137mBa), 137Cs là một nguồn phát phóng xạ
gamma mạnh.[56] Chu kỳ bán rã của làm nó trở thành một sản phẩm phân
hạch có thời gian tồn tại trung bình cùng với 90Sr—cả hai góp phần phát ra
phóng xạ của các nhiên liệu hạt nhân đã qua sử dụng sau nhiều năm làm lạnh
cho đến hàng trăm năm sau khi sử dụng.[57] Ví dụ, 137Cs cùng với 90Sr hiện tạo
ra một nguồn phóng xạ lớn nhất ở khu vực xung quanh thảm họa Chernobyl.
[58]
Không khả thi để xử lý 137Cs bằng bắt neutron (do tỉ lệ bắt giữ thấp) và kết
quả là nó phải được để cho phân rã.[59]
Hầu như tất cả xêsi được tạo ra từ phân hạch hạt nhân đều từ phân rã beta của
các sản phẩm phân hạch giàu neutron hơn, trải qua nhiều đồng vị iod và
xenon khác nhau.[60] Do iod và xenon có bay hơi và có thể phân tán qua nhiên
liệu hạt nhân hoặc không khí, xêsi phóng xạ thường được tạo ra rất xa nguồn
phân hạch.[61] Với vụ thử vũ khí hạt nhân khoảng năm 1945, 137Cs đã được
giải phóng vào khí quyển và sau đó vào bề mặt trái đất ở dạng bụi phóng xạ.
[10]
Sản xuất
Khai thác quặng pollucit là một phương án sản xuất xêsi và được tiến hành
trên quy mô nhỏ so với hầu hết các mỏ kim loại khác. Quặng được nghiền,
sàng, nhưng thường không tập trung, và sau đó nghiền mịn. Xêsi sau đó được
Page 536 of 970

chiết tác từ chủ yếu pollucit bởi ba phương pháp: hòa tan bằng axit, phân rã
kềm, và khử trực tiếp.[10][62]
Hòa tan axit, đá pollucit silicat được hòa tan trong các axit mạnh như axit
clohydric (HCl), axit sulfuric (H2SO4), axit bromhydric (HBr), hay axit
flohydric (HF). Với axit clohydric sẽ tạo ra hỗn hợp clorua tan và vác muối
kép clorua không tan của xêsi được kết tủa ở dạng xêsi antimon clorua
(Cs4SbCl7), xêsi iod clorua (Cs2ICl), hay xêsi hexaclorocerat (Cs2(CeCl6)).
sau khi tách, muối kép đã được kết tủa ở dạng tinh khiết được phân hủy, và
thu được CsCl tinh khiết sau khi cho nước bốc hơi. Phương pháp sử dụng axit
sulfuric cho ra muối kép không tan trực tiếp ở dạng phèn xêsi
(CsAl(SO4)2·12H2O). Nhôm sunfat trong dung dịch được chuyển thành nhôm
oxit không tan bằng cách nung phèn với cacbon, và sản phẩm được thủy
luyện với nước để tạo ra dung dịch Cs2SO4.[10]
Nung pollucit với canxi cacbonat và canxi clorua tạo ra các canxi silicat
không tan và xêsi clorua tan. Dùng nước hoặc ammoniac loãng (NH4OH) tạo
ra dung dịch clorua loãng (CsCl). Dung dịch này có thể cho bốc hơi tạo ra
xêsi clora hoặc chuyển thành phèn xêsi hay xêsi cacbonat. Dù không có tính
thương mại, việc khử trực tiếp quặng với kali, natri hay canxin trong chân
không cũng tạo ra trực tiếp kim loại xêsi.[10]
Hầu hết xêsi được khai thác (ở dạng muối) được chuyển trực tiếp thành xê-si
format (HCOO−Cs+) cho các ứng dụng như khoan dầu. Để cung cấp cho sự
phát triển của thị trường, Cabot Corporation đã xây dựng nhà máy năm 1997
ở mỏ Tanco gần Bernic Lake, Manitoba, với công suất 12.000 thùng
(1.900m3) mỗi năm ở dạng dung dịch xêsi format.[63] Các hợp chất của xêsi
được sản xuất ở quy mô nhỏ ban đầu là xêsi clorua và các nitrat của nó.[64]
Ngoài ra, kim loại xêsi có thể thu được từ các hợp chất được làm tinh khiết từ
quặng. Xêsi clorua và các xêsi halua khác có thể được khử ở 700 đến 800°C
(1.292 đến 1.472°F) với canxi hoặc bari, sau đó chưng cất kim loại. Bằng
cách tương tự, aluminat, carbonat, hay hydroxit có thể được khử bằng magiê.
[10]
Kim loại cũng có thể được tách ra bằng điện phân dung dịch xêsi cyanua
(CsCN). Ngoại lệ, xêsi dạng khí và tinh khiết có thể được tạo ra bằng cách
nhiệt phân xêsi azua CsN3 ở 390°C (734°F), loại cyanua này được tạo ra từ
dung dịch xêsi sulfat và bạc azua.[62] Trong các ứng dụng chân không, xêsi
dicromat có thể được phản ứng với zirconi tạo ra kim loại xê-si tinh khiết mà
không tạo ra các sản phẩm khí khác.[64]
Page 537 of 970
Cs2Cr2O7 + 2Zr → 2Cs↓ + 2ZrO2↓ + Cr2O3↓

Giá xêsi kim loại tinh khiết 99,8% năm 2009 khoảng 10USD một gram
(280USD một ounce), nhưng các hợp chất của nó rẻ hơn đáng kể.[46]
Lịch sử
Gustav Kirchhoff (trái) và Robert Bunsen (giữa)
Xêsi (tiếng Latinh caesius có nghĩa là "thiên
thanh" hay "lam nhạt") được Robert Bunsen và
Gustav Kirchhoff phát hiện nhờ quang phổ năm
1860 trong nước khoáng lấy từ Dürkheim, Đức.
ghi chú 6][65][66][67]
Việc xác định nó dựa trên các
vạch màu lam nhạt trong quang phổ của nó và
nó là nguyên tố đầu tiên được phát hiện nhờ
phân tích quang phổ, chỉ một năm sau khi
Bunsen và Kirchhoff phát minh ra kính quang
phổ.[14]
Để thu được một mẫu xêsi tinh khiết, 44.000 lít
nước khoáng đã được cho bốc hơi tạo ra 240
kilôgam (530lb) dung dịch muối. Các kim loại kiềm thổ được kết tủa ở dạng
sulfat hoặc oxalat, để lại các kim loại kiềm trong dung dịch. Sau khi chuyển
thành các nitrat và tách ra bằng ethanol thì thu được một hỗn hợp không chứa
natri. Từ hỗn hợp này, liti được kết tũa bằng ammoni cacbonat. Kali, rubidi
và xêsi tạo thành các muối không tan với axit cloroplatinic, nhưng các muối
này có độ hòa tan hơi khác nhau trong nước nóng. Do đó, xêsi và rubidi
hexacloroplatinat ((Cs,Rb)2PtCl6) ít tan hơn có thể thu được từ kết tinh phân
đoạn. Sau khi khử hexachloroplatinat bằng hydro, xêsi và rubidi có thể được
tách ra dựa trên tính tan khác nhau của dạng cacbonat của chúng trong cồn.
Quá trình này tạo ra 9,2 gam (0,32oz) rubidi clorua và 7,3 gam (0,26oz) xêsi
clorua từ 44.000 lít nước khoáng ban đầu.[66]
Hai nhà khoa học đã sử dụng xêsi clorua này để tính toán khối lượng nguyên
tử của nguyên tố mới là 123,35 (so với con số hiện tại được chấp nhận là
132,9).[66] Họ đã cố gắng tạo ra xêsi nguyên tố bằng cách điện phân xêsi
clorua nóng chảy, nhưng thay vì tạo ra kim loại, thì họ thu được một chất
màu xanh đồng nhất "không thể nhìn bằng mắt thường cũng như bằng kính
Page 538 of 970

hiển vi" có thể thấy được kim loại ở dạng vết nhỏ nhất"; kết quả là họ đã gán
cho nó tên là subclorua (Cs2Cl). Trong thực tế, sản phẩm họ tạo ra có thể là
một hỗn hợp keo của xêsi kim loại và xêsi clorua.[68] Việc điện phân dung
dịch clorua với anot thủy ngân tạo ra hỗn hống xêsi sẵn sàng phân hủy trong
các điều kiện dung dịch.[66] Kim loại tinh khiết cuối cùng cũng được nhà hóa
học Đức Carl Setterberg tách ra khi nghiên cứu luận án tiến sĩ của ông với
Kekulé và Bunsen.[67] Năm 1882, ông tạo ra kim loại xêsi bằng cách điện
phân xêsi cyanua, và điều này đã tránh các vấn đề như đã gặp khi sử dụng
clorua.[69]
Trong lịch sử, ứng dụng quan trọng nhất của xêsi là trong nghiên cứu và phát
triển, chủ yếu là lĩnh vực điện và hóa. Rất ít ứng dụng phát triển trên xêsi mãi
cho đến thập niên 1920, khi nó được sử dụng trong các ống chân không radio.
Nó có hai chức năng; là một getter, nó loại bỏ ôxy thừa sau khi chế tạo, và
làm chất áo trên cathode được nung nóng, nó làm tăng độ dẫn điện. Xêsi
không được công nhận là một kim loại trong công nghiệp hiệu suất cao mãi
cho đến thập niên 1950.[70] Những ứng dụng của xêsi không phóng xạ như tế
bào năng lượng, photomultiplier, các bộ phận quang học của kính hồng
ngoại, chất xúc tác cho một số phản ứng hữu cơ, các tinh thể dùng trong máy
đếm nhấp nháy, và trong máy phát điện MHD.[10] Xêsi cũng và vẫn được sử
dụng làm nguồn cung cấp các ion dương trong quang phổ khối ion thứ cấp
(secondary ion mass spectrometry).
Từ năm 1967, Hệ thống đơn vị đo lường quốc tế xác định giây dựa trên tính
chất của xêsi. Hệ SI định nghĩa một giây là 9.192.631.770 chu kỳ phân rã
tương ứng với sự chuyển hai mức năng lượng từ trạng thái ổn định của
nguyên tử xêsi-133.[71]
Ứng dụng
Thăm dò dầu khí
Có lẽ ứng dụng phổ biến nhất của xêsi hiện nay là trong các dung dịch khoan
dựa trên xesi format (Cs(HCOO)) trong công nghiệp khai thác dầu mỏ.[10]
Dung dịch gốc nước của xêsi format (HCOO−Cs+) - được tạo ra từ phản ứng
của xêsi hydroxit với Axit formic - được phát triển giữa thập niên 1990 được
sử dụng trong khoan giếng dầu và dung dịch hoàn thiện giếng. Chức năng
của dung dịch khoan là bôi trơn mũi khoan, mang mùn khoan lên trên bề mặt,
và duy trì áp suất thành hệ trong quá trình khoan giếng. Các dung dịch hoàn
Page 539 of 970
thiện hỗ trợ cho việc lắp đặt các thiết bị điều khiển (phần cứng) sau khi khoan
nhưng phải trước khi khai thác để duy trì áp suất.[10] Tỷ trọng cao của format
xêsi (tới 2,3sg),[72] cùng với tính tương đối lành tính của các hợp chất Cs, làm
giảm các yêu cầu đối với các chất rắn huyền phù tỷ trọng cao và có độc trong
dung dịch khoan, làm cho nó có một số ưu thế đáng kể về mặt công nghệ,
môi trường và công trình,[73][74]. Xêsi format có thể được trộn với kali và natri
format để giảm tỉ trọng dung dịch xuống bằng với tỉ trọng của nước
(1.0g·cm−3). Hơn nữa, nó có thể tự phân hủy và tái sử dụng, và có thể được
tái chế, đây là một điểm quan trọng vì chi phí cao của nó (khoảng $4.000
một Barrel năm 2001).[75]Các format kiềm thì an toàn trong vận chuyển và
không phá hỏng thành hệ hoặc các kim loại chìm xuống lỗ khoan như những
muối tỉ trọng cao ăn mòn thay thế (như dung dịch kẽm bromua ZnBr2); chúng
cũng ít cần làm sạch hơn và giảm chi phí đổ thải.[10]
Đồng hồ nguyên tử
Xêsi cũng đáng chú ý vì các sử dụng trong đồng hồ nguyên tử, với độ chính
xác ở mức giây trong hàng nghìn năm. Kể từ năm 1967, đơn vị đo lường thời
gian của Hệ đo lường quốc tế (SI), giây, là dựa trên các thuộc tính của
nguyên tử xêsi. SI định nghĩa giây bằng 9.192.631.770 chu kỳ bức xạ, tương
ứng với sự chuyển trạng thái của hai mức năng lượng spin điện tử trong trạng
thái tĩnh của nguyên tử Cs133. Đồng hồ xêsi chính xác đầu tiên được Louis
Essen tạo ra năm 1955 ở National Physical Laboratory ở UK.[76] Các đồng hồ
này được cải tiến theo định kỳ cứ mỗi nửa thế kỷ, và hình thành các tiêu
chuẩn tuân thủ thời gian và đo đạc tần số, và được xem là "đơn vị chính xác
nhất mà còn người từng đạt được."[71] Các đồng hồ này đo đạc tần số với sai
số 2 đến 3 phần 1014, tương ứng với độ chính xác thời gian là 2 nano giây mỗi
ngày, hoặc 1 giây trong 1,4 triệu năm. Phiên bản mới nhất có độ chính xác
hơn 1/1015, tức là chúng lệch 1 giây trong 20 triệu năm.[10] Các đồng hồ xêsi
cũng được dùng trong các mạng lưới quan sát thời gian trong truyền tín hiện
điện thoại di động và truyền thông tin trên Internet.[77]
Năng lượng điện và điện tử

Các máy phát điện ion nhiệt bằng hơi xêsi là các thiết bị năng lượng thấp
chuyển năng lượng nhiệt thành năng lượng điện. Trong bộ chuyển ống chân
Page 540 of 970

không hai điện cực, nó trung hòa điện tích trong khoảng không hình thành ở
gần ca-tốt, và do vậy nó tăng cường dòng điện.[78]
Xêsi cũng có những đặc điểm quan trọng do tính quang điện của nó, theo đó
năng lượng ánh sáng được chuyển thành dòng điện. Nó được dùng trong các
tế bào quang điện do các ca-tốt gốc xêsi như hợp chất kim loại K2CsSb, có
người điện thế thấp để phát ra electron.[79] Các thiết bị quang điện sử dụng
xêsi như các thiết bị nhận dạng ký tự quang học, các đèn nhân quang điện, và
các ống video camera.[80][81] Tuy nhiên, germani, rubidi, selen, silicon, telluri,
và nhiều nguyên tố khác có thể thay thế xêsi trong các loại vật liệu cảm
quang.[10]
Các tinh thể xêsi iodua (CsI), xêsi bromua (CsBr) và xêsi florua (CsF) được
ứng dụng làm scintillator trong máy điềm scintillation trong nhiều nghiên
cứu khoáng sản và vật lý hạt, vì chúng rất thích hợp để nhận dạng các tia
phóng xạ gamma và tia X. Xêsi với vai trò là một nguyên tố nặng cung cấp
năng lượng dừng tốt, có khả năng nhận dạng tốt hơn. Các hợp chất của xêsi
cũng cung cấp chất phản ứng nhanh (CsF) và ít hút ẩm (CsI).
Hơi xếi được dùng phổ biến trong từ kế.[82] Nguyên tố cũng được dùng làm
chuẩn nội trong quang phổ học.[83] Giống các kim loại kiềm khác, xêsi có ái
lực mạnh với ôxy và được sử dụng làm "thắng" (phanh) trong ống chân
không.[84] Các ứng dụng khác ở dạng kim loại như tia laser năng lượng cao,
đèn huỳnh quang, và chỉnh lưu.[10]
Dung dịch ly tâm

Do có tỉ trọng lớn, các dung dịch xêsi clorua, xêsi sulfat, và xêxi
trifluoroacetat (Cs(O2CCF3)) được sử dụng phổ biến trong sinh học phân tử
để tách lọc ly tâm.[85] Công nghệ này được ứng dụng chủ yếu trong tách các
hạt virus, bào quan và các phần phân đoạn của tế bào, và các axit nucleic từ
các mẫu sinh học.[86]
Hóa học và y học

Bột xêsi clorua
Các ứng dụng về hóa của xêsi tương đối ít.[87]
Doping với các hợp chất Xêsi được dùng để
nâng cao hiệu quả một số chất xúc tác trong sản
Page 541 of 970
xuất chất hóa học như các monome axit acrylic, anthraquinone, etylen

oxit, metanol, phthalic anhydrua, styren, metyl methacrylat, và nhiều
olefin khác nhau. Nó cũng được sử dụng trong chuyển đổi xúc tác sulfur
đioxit thành sulfur trioxit trong sản xuất axit sulfuric.[10]
Xêsi florua sử dụng thích hợp trong hóa vô cơ làm chất bazo,[21] hoặc nguồn
anhydrous tạo ra ion florua.[88] Các muối Xêsi đôi khi thay các muối natri và
kali trong tổng hợp hữu cơ như chất vòng hóa, ester hóa, và polymer hóa. Nó
cũng được dùng trong dosimetry bức xạ thermoluminescent (TLD): Khi tiếp
xúc với bức xạ, nó thu được những khuyết tật tinh thể do đó khi được nung
nóng, chuyển thành phát ra ánh sáng thích hợp với liều nhậu được. Do vậy,
việc đo đạc xung ánh sáng bằng đèn nhân quang điện có thể cho phép liều
bức xạ tích tụ để có thể lượng hóa được.
Hạt nhân và đồng vị của nó
Xêsi-137 là một đồng vị phóng xạ rất phổ biến được sử dụng như nguồn phát
tia gamma trong các ứng dụng công nghiệp. Ưu điểm của nó là có chu kỳ bán
rã gần 30 năm, nó có trong chu trình nhiên liệu hạt nhân, và có 137Ba đồng vị
bền cuối. Khả năng hòa tan lớn trong nước là một bất lợi làm cho nó không
thích hợp với large pool irradiators trong việc cung ứng cho thực phẩm và
dược phẩm.[89] Nó được dùng trong nông nghiệp, điều trị ung thư, và khử
trùng vi sinh trong thực phẩm, bùn cống, và thiết bị phẫu thuật.[10][90] Các đồng
vị phóng xạ của xêsi trong các thiết bị xạ trị được dùng trong lĩnh vực y học
để trị các loại ung thư nhất định,[91] nhưng những thay thế tốt hơn trong
trường hợp khẩn cấp và sử dụng xêsi clorua tan trong nước trong các nguồn
có thể tạo ra sự ô nhiễm trên diện rộng, từ từ làm cho các xêsi này không thể
sử dụng được nữa.[92][93] Xêsi-137 đã được sử dụng trong nhiều thiết bị đo đạc
công nghiệp, như đo độ ẩm, tỉ trọng, thủy chuẩn, và đo bề dày.[94] Nó cũng
được sử dụng trong các thiết bị đo địa vật lý giếng khoan để đo mật độ
electron của các thành hệ đá, giá trị này tương tự như mật độ khối của thành
hệ.[95]
Đồng vị 137 cũng được sử dụng trong các nghiên cứu thủy văn tương tự như
sử dụng triti.Xêsi-137 là đồng vị con trong phản ứng phân hạch hạt nhân. Với
việc bắt đầu thử nghiệm hạt nhân khoảng năm 1945, và tiếp tục những vụ thử
sau đó trong suốt giữa thập niên 1980, xêsi-137 đã được giải phóng vào
không khí và nó dễ dàng được hấp thụ trong các dung dịch. Việc biết sự thay
đổi theo năm trong khoảng thời gian đó cho phép thiết lập mối quan hệ giữa
Page 542 of 970
đất và các lớp trầm tích. Xêsi-134, và các đồng vị ít phổ biến hơn là xêsi-135,
cũng được sử dụng trong thủy văn bằng cách đo lượng xêsi đầu ra của công
nghiệp hạt nhân. Trong khi chúng ít phổ biến hơn cả xêsi-133 hay xêsi-137,
các đồng vị này có ưu điểm là được tạo ra độc lập từ các nguồn nhân tạo.[96]
Ứng dụng khác

Các cơ chế động cơ đẩy ion tĩnh điện
ban đầu được phát triển dùng cho
xêsi hoặc thủy ngân
Xêsi và thủy ngân từng được dùng
làm nhiên liệu trong động cơ đẩy của
các động cơ ion thời kỳ đầu trên tàu
không gian với các chuyến hành trình
rất dài. Phương pháp ion hóa là việc
tách các electron lớp ngoài cùng từ
nhiên liệu khi tiếp xúc với điện cực wolfram có điện thế. Các vấn đề quan
tâm như hoạt động ăn mòn của xêsi đối với các bộ phận trên tàu không gian
đã chuyển hướng phát triển sang ứng dụng nhiên liệu khí trơ, như xenon; loại
này dễ xử lý trong các thí nghiệm ở mặt đất và ít có tiềm năng can thiệp trên
phi thuyến không gian.[10] Cuối cùng, xenon đã được sử dụng trên phi thuyền
thí nghiệm Deep Space 1 được phóng năm 1998.[97][98] Tuy nhiên, động cơ
đẩy Field Emission Electric Propulsion sử dụng một hệ thống sơn giản các
ion kim loại lỏng được tăng tốc như trường hợp của xêsi để tạo ra lực đẩy đã
được chế tạo.[99]
Xêsi nitrat được sử dụng làm chất ôxy hóa và chất tạo màu để đốt silic trong
pháo sáng hồng ngoại,[100] như pháo sáng LUU-19,[101] do nó phát ra nhiều ánh
sáng trong quang phổ cận hồng ngoại.[102] Xêsi đã từng được sử dụng để giảm
dấu vết khí thải động cơ trên màn hình radar của máy bay quân sự SR-71
Blackbird.[103] Xêsi cùng với rubidi đã được thêm vào dạng carbonat trong
thủy tinh do nó giảm độ dẫn điện và tăng độ ổn định và độ bền của sợi quang
học và các thiết bị quan sát ban đêm. Xêsi florua hoặc nhôm florua được sử
dụng trong chất hỗ trợ cấu trúc hàn hợp kim nhôm có chứa magiê.[10]
Máy phát điện MHD - hệ thống phát điện đã được nghiên cứu nhưng không
được chấp nhận rộng rãi.[104] Kim loại xê-si cũng được xem là chất lỏng làm
việc trong các chu trình Rankine nhiệt độ cao của các máy phát điện
Page 543 of 970
turboelectric.[105] Các muối xê-si được đánh giá là chất chống sốc đã được sử
dụng sau khi tiêm do nhiễm độc asen. Do ảnh hưởng của nó lên nhịp tim, tuy
nhiên, chúng có vẻ ít được dùng hơn so với các muối kali hay rubidi. Chúng
cũng được dùng để trị động kinh.[10]
Cảnh báo
Tỷ lệ liều phóng xạ tổng (trong không
khí) của các đồng vị theo thời gian
sau thảm họa Chernobyl, xêsi-137 trở
thành một nguồn phóng xạ lớn trong
khoảng 200 ngày sau sự cố[106]
Các hợp chất xêsi không phóng xạ có
độ độc trung bình. Tiếp xúc một
lượng lớn có thể gây khó chịu và co
thắt, do tính chất tương tự của xêsi so
với kali, nhưng những lượng lớn như vậy không thể có được một cách thông
thường trong các nguồn tự nhiên, vì thế xêsi không bị coi là chất hóa học
chính gây ô nhiễm môi trường.[107] Liều gây chết trung bình (LD50) của xêsi
clorua đối với chuột là 2,3g/kg, so với LD50 của kali clorua và natri clorua.
[108]
Ứng dụng chính của xêsi không phóng xạ, là xêsi format trong dung dịch
khoan dầu khí, lợi dụng độc tính thấp của nó để giảm chi phí thay thế.[72]
Tất cả các kim loại kiềm đều có độ hoạt động hóa học cao. Xêsi, một trong
các kim loại kiềm nặng nhất, là một trong số các kim loại hoạt động hóa học
mạnh nhất và gây nổ mạnh khi tiếp xúc với nước, do khí hydro được giải
phóng ra từ phản ứng bị nung nóng bởi nhiệt giải phóng ra từ chính phản ứng
này, gây ra đánh lửa và gây nổ mạnh (như các kim loại kiềm khác) – nhưng
do xêsi là quá hoạt hóa nên phản ứng nổ này diễn ra ngay cả với nước lạnh
hay nước đá.[10] Nhiệt độ bắt lửa của xêsi là −116°C, do đó nó có tính tự cháy
cao, và bùng nổ trong không khí tạo thành xêsi hydroxit và nhiều oxit khác.
Xêsi hydroxit là một bazơ cực mạnh, có khả năng ăn mòn thủy tinh.[15]
Các đồng vị Cs134 và Cs137 (có trong sinh quyển ở mức một lượng rất nhỏ do
rò rỉ phóng xạ) là gánh nặng phóng xạ, phụ thuộc vào vị trí của từng khu vực.
Xêsi phóng xạ không tích lũy trong cơ thể như nhiều sản phẩm từ phân rã hạt
nhân khác (chẳng hạn như iốt phóng xạ hay stronti phóng xạ). Khoảng 10%
xêsi phóng xạ hấp thụ được thải ra khỏi cơ thể tương đối nhanh trong mồ hôi
Page 544 of 970
và trong nước tiểu. 90% còn lại có chu kỳ bán rã sinh học khoảng 50 đến 150
ngày.[109] Xêsi phóng xạ sau kali và có khuynh hướng tích lũy trong tế bào
thực vật, như trong trái cây và rau.[110][111][112] Thực vật hấp thụ xêsi ở các mức
khác nhau, một số không hấp thụ nhiều, và một số hấp thụ lượng lớn. đôi khi
thể hiện khả năng kháng hấp thụ nó. Nó được ghi nhận rằng nấm trong các
khu rừng bị ô nhiễm tích tụ xêsi phóng xạ (xêsi-137) trong túi sinh bào tử.
[113]
Tích tụ xêsi-137 trong các hồ được quan tâm nhiều sau thảm họa
Chernobyl.[114][115] Các thí nghiệm trên chó cho thấy một liều đơn 3,8
millicuries (140MBq, 4,1μg xêsi-137) trên mỗi kilogram gây tử vong trong 3
tuần;[116] một lượng nhỏ hơn có thể gây vô sinh và ung thư.[117] Cơ quan năng
lượng nguyên tử quốc tế và các nguồn khác cảnh báo rằng các vật liệu phóng
xạ như xêsi-137 có thể được dùng trong các thiết bị phân tán phóng xạ hoặc
"bom bẩn".[118]
 Tóm tắt:
Xêsi, 55Cs
Quang phổ của xêsi
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Xêsi, Cs
Phiên âm /ˈsiːziəm/ SEE-zee-əm
Hình dạng Bạc ngà
Page 545 of 970

Xêsi trong bảng tuần hoàn
Rb
↑
Cs
↓
Fr
← Xêsi → Bari
Khối lượng nguyên tử 132,9054519(6)[1]
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 6s1
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 8, 1

Màu sắc Bạc ngà
Trạng thái vật chất Chất lỏng
Nhiệt độ sôi 944 K (671 °C, 1240 °F)
Mật độ 1,93 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Điểm tới hạn 1.938 K, 9,4 MPa[2]
Page 546 of 970

Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 418 469 534 623 750 940

Trạng thái ôxy hóa +1, −1[3] Bazơ mạnh
Thứ hai: 2.234,3 kJ·mol−1
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Độ giãn nở nhiệt 97 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)

Mohs
Brinell

Page 547 of 970
133 133
Cs 100% Cs ổn định với 78 neutron
134 134
Cs Tổng hợp 2,0648 năm ε 1,229 Xe
β− 2,059 134
Ba
135
Cs Tổng hợp 2,3×106năm β− 0,269 135
Ba
137
Cs Tổng hợp 30,17 năm[5] β− 1,174 137
Ba
56. Bari (Ba)

Bari (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp baryum /baʁjɔm/),[4] còn được viết là ba-ri,
[4]
là nguyên tố hoá học ký hiệu Ba, số thứ tự 56 trong bảng tuần hoàn. Nó là
một kim loại kiềm thổ có tính độc. Bari là một chất rắn, màu trắng bạc, và
nóng chảy ở nhiệt độ rất cao. Ôxít của nó được gọi là baryta và được tìm thấy
chủ yếu trong quặng barit, nhưng bari chưa bao giờ được tìm thấy ở dạng tinh
khiết do bị ôxi hóa trong không khí. Các hợp chất của kim loại này được sử
dụng với số lượng nhỏ trong sơn và trong sản xuất thủy tinh.
Tính chất
Bari là kim loại kiềm thổ có tính chất hóa học tương tự canxi. Ở dạng tinh
khiết, nó có màu trắng bạc như chì. Nó kết tinh theo kiểu ô mạng lập phương
tâm khối. Kim loại này bị ôxi hóa rất dễ dàng trong không khí[5] và phản ứng
mãnh liệt với nước hoặc cồn. Một số hợp chất của nguyên tố này có trọng
lượng riêng lớn, chẳng hạn như BaSO4 (bari sulfat), hay còn gọi là khoáng
spat. Khi cháy nó cho ra ngọn lửa màu lục hoặc lục nhạt và phát ra bước sóng
524.2 và 513.7nm.

Bari phản ứng mạnh với ôxy ở nhiệt độ phòng tạo ra bari ôxít và peroxit. Do
nó nhạy cảm với không khí, các mẫu bari thường được cất giữ trong dầu.
Phản ứng diễn ra rất mãnh liệt khi bari ở dạng bột. Kim loại dễ dàng phản
ứng với hầu hết axit, với ngoại lệ là axít sulfuric, phản ứng dừng lại khi tạo
thành lớp muối không tan trên bề mặt là bari sulfat. Nó cũng phản ứng mạnh
với nước theo phản ứng:
Page 548 of 970

Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑

Bari kết hợp với một số kim loại khác như nhôm, kẽm. chì và thiếc tạo thành
các pha kim loại trung gian và hợp kim.[6]
Các đồng vị
Bari trong tự nhiên là hỗn hợp của 7 đồng vị bền, đồng vị phổ biến nhất là
138
Ba (71,7 %). Có 22 đồng vị của bari đã được biết đến, nhưng hầu hết trong
chúng là các chất phóng xạ cao và có chu kỳ bán rã chỉ vài mili giây đến vài
ngày. Chỉ trừ các đồng vị nổi tiếng là 133Ba, có chu kỳ bán rã 10,51 năm, và
137m
Ba (2,55 phút).[7] 133Ba là một chất hiệu chỉnh tiêu chuẩn cho các máy dò
tia gamma trong các nghiên cứu vật lý hạt nhân.
Ứng dụng
Bari được sử dụng chủ yếu trong sản xuất bụi ống chân không, pháo hoa và
bóng đèn huỳnh quang.
 Được sử dụng để làm chất thu khí trong các ống chân không.
 Hợp chất bari sulfat có màu trắng và được sử dụng trong sản xuất sơn,
trong chẩn đoán bằng tia X, và trong sản xuất thủy tinh.
 Barít được sử dụng rộng rãi để làm chất độn trong hoạt động khoan tìm
giếng dầu và trong sản xuất cao su.
 Bari cacbonat được dùng làm bả chuột và có thể được sử dụng trong sản
xuất thủy tinh và gạch.
 Bari nitrat và bari clorua được sử dụng để tạo màu xanh lá cây trong sản
xuất pháo hoa.
 Bari sulfua không tinh khiết phát lân quang sau khi đặt dưới ánh sáng.
 Các muối của bari, đặc biệt là bari sulfat, có khi cũng được sử dụng để
uống hoặc bơm vào ruột bệnh nhân, để làm tăng độ tương phản của những
tấm phim X quang trong việc chẩn đoán hệ tiêu hóa.
 Lithopone (một chất nhuộm chứa bari sulfat và kẽm sulfua) có khả năng
bao phủ tốt và không bị thẫm màu khi tiếp xúc với những muối sunfua.
 Bari perôxít được sử dụng làm chất xúc tác để bắt đầu một phản ứng tỏa
nhiệt nhôm khi hàn các thanh ray lại với nhau.
Page 549 of 970

 Bari clorua còn được sử dụng để trừ sâu bệnh trong nông nghiệp vì độc
tính cao của nó.
Lịch sử
Bari được Carl Scheele nhận biết lần đầu tiên vào năm 1774, và được
Humphry Davy cô lập vào năm 1808 tại Anh[8]. Bari ôxít ban đầu được
Guyton de Morveau gọi là barote. Sau này, nó được Antoine Lavoisier đổi
tên thành baryta, và không lâu sau đó được gọi là "barium" để thể hiện tính
kim loại của nó.
Robert Bunsen và Augustus Matthiessen tạo ra bari tinh khiết bằng phương
pháp điện phân nó chảy hỗn hợp bari clorua và ammoni clorua.[9][10] Việc sản
xuất ôxy tinh khiết bằng phương pháp Brin đã sử dụng một lượng lớn bari
peroxide trước khi điện phân và chưng cất phân đoạn không khí lỏng trở
thành cách phổ biến để tạo ra ôxy. Trong quá trình này bari ôxít phản ứng với
không khí ở 500 – 600°C tạo ra bari peroxide, hợp chất này đến lượt nó sẽ
phân hủy ở nhiệt độ trên 700°C giải phóng ra ôxy.[11][12]
2BaO + O2 ⇌ 2 BaO2
Phân bố
Bari chiếm 0,0425% trong vỏ Trái Đất và 13µg/L trong nước biển. Nó có mặt
trong các khoáng barit (ở dạng sulphat) và witherit (ở dạng cacbonat).[6] Các
mỏ witherit đã được khai thác từ thế kỷ 17 cho đến năm 1969[13] ở miền bắc
Anh, như mỏ Settlingstones gần Newbrough,[14] ngày nay tất cả bari được
khai thác ở dạng barite.
Sản xuất
Dạng đá quý hiếm gặp chứa bari là benitoit. Các mỏ barit lớn được phát hiện
ở Trung Quốc, Đức, Ấn Độ, Maroc, và Hoa Kỳ.[15]
Xu hướng sản lượng barit trên thế giới
Bởi vì bari bị ôxi hóa nhanh chóng trong không
khí nên khó thu được kim loại này ở dạng tinh
khiết. Do barit không tan, nên khô thể dùng để
Page 550 of 970
tạo ra các hợp chất bari khác một cách trực tiếp. Do đó, quặng được nung với
cacbon để khử thành bari sulfua:[16]
0
BaSO4 + 2C 
t
 BaS↓ + 2CO2↑
Bari sunfua sau đó bị thủy phân hoặc xử lý với axit để tạo thành các hợp chất
bari khác như Bari clorua, Bari nitrat, và cacbonat.
Bari được sản xuất thương mại bằng phương pháp điện phân nóng chảy bari
clorua (BaCl2). Phương trình điện phân như sau:
(ở catốt) Ba2+* + 2e- → Ba↓
(ở anốt) Cl-* → ½Cl2↑ (khí) + e-
Kim loại bari cũng được tạo ra khi khử bari oxit với nhôm nghiền mịn ở nhiệt
độ giữa 1100 và 1200°C:
4BaO + 2Al 
0
1100-1200 C
BaO·Al2O3 + 3Ba↓
Hơi bari được làm lạnh để cho ra kim loại rắn, có thể tạo thành các dạng que
hoặc sợi. Là chất rắn cháy được, nó được bảo quản trong các hộp théo hoặc
các túi nhựa chứa argon.[6]
Hợp chất
Những hợp chất quan trọng nhất là bari perôxít, bari clorua, bari sulfat, bari
cacbonat, bari nitrat, và bari clorat.
Cảnh báo
Tất cả hợp chất có thể hòa tan của bari với nước hoặc axít đều vô cùng độc
hại. Bari sulfat có thể dùng trong y khoa chỉ bởi vì nó không tan và được bộ
máy tiêu hóa thải ra hoàn toàn. Không như những kim loại nặng khác, bari
không gây ra hiện tượng tích tụ sinh học.[17][18][19] Tuy nhiên, khi hít bụi có
chứa các hợp chất bari có thể tích tụ trong phổi gây ra các chứng bệnh về
đường hô hấp.[20]
Vì sự ôxi hóa bari diễn ra rất dễ dàng nên nó phải được bảo quản trong dầu
mỏ hay dầu lửa hoặc bất kì chất lỏng không có ôxy nào, để có thể ngăn cách
sự tiếp xúc với không khí.
Page 551 of 970

 Tóm tắt:
Bari, 56Ba
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Bari, Ba
Hình dạng Bạc xám[1]
Bari trong bảng tuần hoàn
Sr
↑
Ba
↓
Ra
Xêsi ← Bari → Lantan
Khối lượng nguyên tử 137.33[2]
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 6s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 8, 2
Page 552 of 970


Màu sắc Bạc xám
Nhiệt độ sôi 2170 K (1897 °C, 3447 °F)
Mật độ 3,51 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 911 1038 1185 1388 1686 2170

cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Page 553 of 970


Mohs

130 130
Ba 0.106% Ba ổn định với 74 neutron
132 132
133 133
Ba Tổng hợp 10,51 năm ε 0.517 Cs
134 134
135 135
136 136
137 137
138 138
57. Lantan (La)
Lantan (tiếng Latinh: Lanthanum) là một nguyên tố hóa học với ký hiệu La

và số nguyên tử 57.
Đặc trưng
Page 554 of 970

Lantan
Lantan là kim loại màu trắng bạc, thuộc về nhóm 3
trong bảng tuần hoàn và là nguyên tố thuộc nhóm
Lantan. Nó được tìm thấy trong một số khoáng vật
đất hiếm, thường trong tổ hợp với xeri và các
nguyên tố đất hiếm khác. Lantan dẻo, dễ uốn và
mềm đủ để cắt bằng dao. Nó là một trong những
kim loại đất hiếm hoạt động hóa học mạnh nhất.
Nó phản ứng trực tiếp với cacbon, nitơ, bo, selen, silic, phốtpho, lưu huỳnh,
các halogen. Nó bị ôxi hóa nhanh khi lộ ra ngoài không khí. Nước lạnh tấn
công lantan chậm nhưng nước nóng thì phân hủy nó nhanh hơn nhiều.
Lịch sử
Lantan được nhà hóa học người Thụy Điển là Carl Gustav Mosander phát
hiện năm 1839, khi ông phân hủy một phần mẫu nitrat xeri bằng nhiệt và xử
lý muối thu được bằng axít nitric loãng. Từ dung dịch nhận được, ông cô lập
ra một nguyên tố đất hiếm mới mà ông gọi là lantana. Lantan được cô lập ở
dạng tương đối tinh khiết vào năm 1923.
Từ lantan có nguồn gốc từ tiếng Hy Lạp λανθανω [lanthanō] = nằm ẩn nấp.
Lantan có tính bazơ mạnh nhất trong số các nguyên tố nhóm lantan hóa trị 3,
và tính chất này là cái cho phép Mosander cô lập và tinh chế các muối của
nó. Việc chia tách theo tính bazơ thực hiện trong công nghiệp là kết tủa phân
đoạn của các bazơ yếu (chẳng hạn didymi) từ dung dịch nitrat bằng cách bổ
sung ôxít magiê hay khí ammoniac. Lantan đã tinh chế còn tồn lại trong dung
dịch. (Các phương pháp dựa trên độ bazơ chỉ thích hợp cho việc tinh chế
lantan; didymi không thể chia tách tiếp có hiệu quả theo kiểu như thế này.)
Kỹ thuật thay thế là kết tinh phân đoạn do Dimitry Ivanovich Mendeleev phát
hiện ra, trong dạng nitrat amoni tetrahydrat kép, được ông sử dụng để tách
lantan hòa tan ít hơn từ didymi hòa tan nhiều hơn trong thập niên 1870. Hệ
thống này được sử dụng ở quy mô thương mại trong tinh chế lantan cho đến
khi có sự phát triển phương pháp chiết tách bằng dung môi trên thực tế vào
cuối thập niên 1950. (Quy trình chi tiết sử dụng các nitrat amoni kép để cung
cấp 4N chi lantan tinh khiết, cô đặc neodymi và praseodymi được trình bày
trong Callow 1967, vào thời gian khi quy trình này đã là lỗi thời.) Khi vận
Page 555 of 970

hành để tinh chế lantan, các nitrat amoni kép được tái kết tinh từ nước. Khi
sau này được Carl Auer von Welsbach làm thích ứng để chia tách didymi,
axít nitric được sử dụng làm dung môi để hạ thấp độ hòa tan của hệ thống.
Lantan là tương đối dễ tinh chế, do nó chỉ có một nguyên tố nhóm Lantan
nằm cận kề là xeri, mà bản thân nguyên tố này cũng tương đối dễ loại bỏ do
hóa trị 4 tiềm năng của nó.
Ứng dụng
Các ứng dụng của lantan có:
 Các ứng dụng chiếu sáng cacbon, đặc biệt trong ngành sản xuất phim để
chiếu sáng xưởng phim.
 Ôxít lantan (La2O3) cải thiện độ kháng kiềm của thủy tinh và được dùng
chế tạo các loại kính quang học đặc biệt, như:
 Kính hấp thụ tia hồng ngoại.
 Các thấu kính cho camera và kính thiên văn, do có chiết suất cao và độ tán
sắc thấp.
 Một lượng nhỏ lantan thêm vào thép sẽ cải thiện độ dát mỏng, khả năng
chịu va chạm và độ dẻo của nó.
 Một lượng nhỏ lantan thêm vào sắt hỗ trợ cho việc sản xuất gang cầu.
 Một lượng nhỏ lantan thêm vào molypden làm giảm độ cứng của kim loại
này và giảm độ nhạy cảm của nó đối với các thay đổi về nhiệt độ.
 Một lượng nhỏ lantan có trong nhiều sản phẩm dùng cho bể bơi để loại bỏ
các muối phốtphat nhằm loại bỏ tảo.
 Mischmetal, một hợp kim tự cháy được sử dụng làm đá lửa trong các bật
lửa, chứa 25 - 45% lantan.
 Ôxít lantan và hexaborua lantan được sử dụng trong các ống chân không
như là các vật liệu cho catôt nóng với độ bức xạ điện tử mạnh. Các tinh
thể hexaborua lantan (LaB6) được sử dụng trong các nguồn bức xạ nhiệt
điện tử có độ sáng cao, tuổi thọ dài cho các kính hiển vi điện tử quét
(SEM).
 Trong các điện cực hàn hồ quang vonfram khí (GTAW), để thay thế cho
thori có tính phóng xạ.
Page 556 of 970

 Các hợp kim xốp hiđrô có thể chứa lantan. Chúng có khả năng lưu giữ
hiđrô tới 400 lần thể tích của chính chúng theo một quy trình hút bám
thuận nghịch.
 Làm chất xúc tác cho cracking dầu mỏ.
 Sợi măng sông cho các loại đèn măng sông.
 Vật liệu đánh bóng đá và thủy tinh.
 Xác định niên đại phóng xạ La-Ba các loại đá và quặng.
 Cacbonat lantan được sử dụng trong y học như là tác nhân liên kết
phốtphat để điều trị bệnh thừa phốtphat. Xem chi tiết tại phần Vai trò sinh
học.
 Nitrat lantan được dùng chủ yếu trong các loại thủy tinh đặc biệt, xử lý
nước và chất xúc tác.
 Xeri hoạt hóa bằng bromua lantan là chất phát sáng nhấp nháy vô cơ gần
đây có sự kết hợp của năng suất phát sáng cao và độ phân giải năng lượng
tốt nhất.
 Tương tự như enzym peroxidaza cải ngựa (HRP), lantan được dùng như là
chất dò vết dày dặc điện tử trong sinh học phân tử[2].
Vai trò sinh học

Lantan không có vai trò sinh học nào đã biết. Nguyên tố này không được hấp
thụ bằng đường miệng và khi được tiêm vào thì việc loại bỏ nó diễn ra rất
chậm. Cacbonat lantan đã được chấp thuận như là dược phẩm (Fosrenol®,
Shire Pharmaceuticals) để hấp thụ phốtphat dư thừa trong các trường hợp suy
thận giai đoạn cuối. Một vài clorua đất hiếm, như clorua lantan (LaCl3), được
biết là có khả năng chống đông máu.
Trong khi lantan có một số hiệu ứng dược học đối với một vài kênh ion và
thụ thể, đặc trưng của nó đối với thụ thể GABA là duy nhất trong số các ion
hóa trị hai. Lantan tác động vào cùng một khu vực điều chỉnh trên GABAR,
giống như kẽm - một tác nhân điều chỉnh không gian và độ hoạt động âm
tính. Nhưng các cation lantan La3+ là tác nhân điều chỉnh không gian và độ
hoạt động dương tính tại các thụ thể GABA bẩm sinh và tái tổ hợp, làm tăng
thời gian mở kênh và giảm sự nhạy cảm ở phụ nhóm cấu hình phụ thuộc
kiểu.
Page 557 of 970

Phổ biến
Quặng Monazit
Mặc dù lantan thuộc về nhóm các nguyên tố hóa
học gọi là các kim loại đất hiếm, nhưng nó lại
không hiếm. Lantan có sẵn với lượng tương đối
lớn (32ppm trong lớp vỏ Trái Đất). Các loại "đất
hiếm" có tên gọi như vậy là do chúng là hiếm so
với các loại đất "thông thường" như đá vôi hay
magnesia, và do trước đây người ta chỉ biết đến
một ít trầm tích.
Monazit (Ce, La, Th, Nd, Y)PO4 và bastnasit (Ce, La, Y)CO3F là các loại
quặng chủ yếu trong đó chứa lantan, tính theo tỷ lệ phần trăm thì tới 25 - 38%
trong hàm lượng các nguyên tố nhóm Lantan. Lantan nói chung được làm
giàu từ bastnasit chứ không phải monazit, trong các bể tinh lọc quặng quy mô
thương mại. Cho tới năm 1949, bastnasit vẫn còn là khoáng vật hiếm và vô
danh, thậm chí người ta còn không dự tính xa về nó như là nguồn thương mại
tiềm năng để sản xuất các nguyên tố nhóm lantan. Trong năm đó, lượng trầm
tích lớn tại núi Pass, California(cạnh khu bảo tồn quốc gia Mojave) đã được
phát hiện. Phát hiện này báo cho các nhà địa chất về sự tồn tại của một lớp
mới các trầm tích đất hiếm, các đất hiếm chứa florocacbonat, mà sau này
người ta tìm thấy ở nhiều nơi, như ở châu Phi và Trung Quốc.
Đồng vị
Lantan nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của một đồng vị ổn định (La139) và
một đồng vị phóng xạ (La138), với đồng vị ổn định chiếm nhiều nhất
(99,91%). Ngoài ra, 38 đồng vị phóng xạ khác cũng được nêu đặc trưng với
ổn định nhất là La138 có chu kỳ bán rã 105×109 năm, và La137 (60.000 năm).
Các đồng vị còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 24 giờ, trong đó đa phần có chu
kỳ bán rã dưới 1 phút. Nguyên tố này có 3 đồng phân hạt nhân.
Các đồng vị của lantan có nguyên tử lượng nằm trong khoảng từ 117 (La117)
tới 155 (La155).
Page 558 of 970

Phòng ngừa
Lantan có độc tính từ thấp tới vừa phải và phải cẩn thận khi tiếp xúc với nó.
Ở động vật, việc tiêm dung dịch chứa lantan sẽ sinh ra bệnh tích lũy đường
trong máu, huyết áp thấp, thoái hóa lá lách và biến đổi bất thường ở gan.
 Tóm tắt:
Lantan, 57La
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Lantan, La
Phiên âm /ˈlænθənəm/
Lantan trong bảng tuần hoàn
-
↑
La
↓
Ac
Bari ← Lantan → Xeri
Page 559 of 970

chuẩn (Ar)
Phân loại nhóm lantan
Nhóm, phân lớp n/a, f
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 5d1 6s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 18, 9, 2

Nhiệt độ sôi 3737 K (3464 °C, 6267 °F)
Mật độ 6,162 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi (Ngoại suy)

P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2005 2208 2458 2772 3178 3726

Trạng thái ôxy hóa 3, 2 Bazơ mạnh
Page 560 of 970


hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (α, poly) 12.1 µm·m−1·K−1
Mô đun Young (Dạng α) 36,6 GPa
Mô đun cắt (Dạng α) 14,3 GPa
Mô đun nén (Dạng α) 27,9 GPa
Hệ số Poisson (Dạng α) 0,280
Mohs
Vickers
Brinell

137 137
La Tổng hợp 60.000 năm ε 0.600 Ba
138 11 138
La 0.09% 1,05×10 năm ε 1.737 Ba
β− 1.044 138
Ce
139 139
La 99.91% La ổn định với 82 neutron
Page 561 of 970

58. Xeri (Ce)

Xeri (tiếng Latinh: Cerium) là một nguyên tố hóa học với ký hiệu Ce và số
nguyên tử 58. Xeri không có vai trò sinh học nào đã biết.
Lịch sử
Xeri được Jöns Jakob Berzelius và Wilhelm Hisinger phát hiện tại Bastnäs,
Thụy Điển và độc lập với họ là Martin Heinrich Klaproth tại Đức, đều vào
năm 1803. Xeri được Berzelius đặt tên theo hành tinh lùn Ceres, phát hiện hai
năm trước đó (1801). Như ban đầu được cô lập, xeri thực ra ở dạng ôxít của
nó, và được gọi là Xeria, một thuật ngữ hiện nay vẫn còn dùng. Bản thân kim
loại này là quá dương điện để có thể cô lập bằng công nghệ nung chảy khi đó,
một đặc trưng của các kim loại đất hiếm nói chung. Tuy nhiên, sự phát triển
của điện hóa học do Humphry Davy chỉ sau đó 5 năm và khi đó thì các loại
đất hiếm này đã đi đúng vào con đường để sinh ra các kim loại chúng chứa
bên trong. Xeria, như được cô lập năm 1803, chứa tất cả các nguyên tố nhóm
Lantan có mặt trong quặng xerit từ Bastnäs, Thụy Điển và vì thế chỉ chứa
khoảng 45% của cái mà ngày nay gọi là xeria tinh khiết. Cho tới tận khi Carl
Gustaf Mosander thành công trong việc loại bỏ lantana và "didymia" vào cuối
thập niên 1830 thì xeria mới thu được ở dạng tinh khiết. Wilhelm Hisinger là
một chủ mỏ giàu có, một nhà khoa học nghiệp dư và là người tài trợ cho
Berzelius. Ông sở hữu hoặc kiểm soát mỏ tại Bastnäs và trong nhiều năm đã
cố gắng để tìm ra thành phần của loại đá nặng bị bỏ đi sau khi lấy quặng
("Tungstein của Bastnäs") với số lượng lớn, mà hiện nay gọi là xerit, mà ông
có trong các khu mỏ của mình. Mosander và gia đình ông đã sinh sống nhiều
năm trong cùng một ngôi nhà với Berzelius và có lẽ ông đã được Berzelius
thuyết phục để tiếp tục nghiên cứu xeria.
Khi các loại đất hiếm lần đầu tiên được phát hiện, do chúng là các bazơ mạnh
tương tự như các ôxít của canxi hay magiê nên người ta cho rằng chúng có
hóa trị +2. Vì thế, "xeric" xeri được coi là có hóa trị +3 và tỷ lệ trạng thái ôxi
hóa được coi là bằng 1,5. Berzelius cực kỳ khó chịu khi phải giữ tỷ lệ đó là
1,33. Trên tất cả những điều này thì ông là nhà hóa học phân tích giỏi bậc
nhất tại châu Âu thời đó. Nhưng ông đã là nhà phân tích giỏi hơn là ông nghĩ,
do 1,33 là tỷ lệ chính xác.
Page 562 of 970

Đặc trưng
Xeri là kim loại màu trắng bạc, thuộc về nhóm Lantan. Nó tương tự như sắt ở
màu sắc và ánh, nhưng mềm, dẻo và dễ uốn. Xeri có khoảng nhiệt độ ở thể
lỏng dài nhất trong số các nguyên tố có đồng vị không có tính phóng xạ:
2.648°C (từ 795°C tới 3.443°C) hay 4.766°F (từ 1.463°F tới 6.229°F). (Thori
có khoảng nhiệt độ ở thể lỏng dài hơn (2.946°C hay 5.302°F), nhưng là
nguyên tố chỉ có các đồng vị phóng xạ.)
Mặc dù xeri thuộc về nhóm các nguyên tố gọi chung là kim loại đất hiếm,
nhưng trên thực tế nó còn phổ biến hơn chì. Xeri có sẵn ở lượng tương đối
lớn (68ppm trong lớp vỏ Trái Đất). Nó được sử dụng trong một số hợp kim
của kim loại đất hiếm.
Trong số các nguyên tố đất hiếm chỉ có europi là hoạt động hóa học mạnh
hơn. Nó nhanh chóng bị xỉn màu trong không khí. Các dung dịch kiềm cũng
như axít đặc và loãng nhanh chóng ăn mòn kim loại này. Xeri bị ôxi hóa
chậm trong nước lạnh nhưng nhanh trong nước nóng. Kim loại nguyên chất
có thể bốc cháy khi cào xước.
Các muối của xeri (IV) (xeric) có màu đỏ cam hay ánh vàng, trong khi các
muối xeri (III) (xerơ) thông thường màu trắng hay không màu. Cả hai trạng
thái ôxi hóa đều hấp thụ mạnh ánh sáng cực tím. Xeri (III) có thể sử dụng để
làm thủy tinh không màu và hấp thụ tia cực tím gần như hoàn toàn. Xeri có
thể dễ dàng phát hiện trong các hỗn hợp đất hiếm bằng thử nghiệm định tính
rất nhạy: bổ sung ammoniac và perôxít hiđrô vào dung dịch các hỗn hợp
nhóm lantan sẽ sinh ra màu nâu sẫm đặc trưng nếu có mặt xeri.
Biểu đồ pha của xeri
Page 563 of 970

Phổ biến
Xeri là nguyên tố phổ biến nhất trong số các nguyên tố đất hiếm, chiếm
khoảng 0,0046% trọng lượng lớp vỏ Trái Đất. Nó được tìm thấy trong một số
khoáng vật như allanit (còn gọi là orthit) -
(Ca, Ce, La, Y)2(Al, Fe)3 (SiO4)3 (OH), monazit (Ce, La, Th, Nd, Y)PO4,
bastnasit (Ce, La, Y)CO3F, hydroxylbastnasit (Ce, La, Nd)CO3(OH, F),
rhabdophan (Ce, La, Nd)PO4-H2O, zircon (ZrSiO4), và synchysit
Ca(Ce, La, Nd, Y)(CO3)2F. Monazit và bastnasit hiện nay là hai nguồn cung
cấp xeri quan trọng nhất.
Xeri thông thường được điều chế thông qua công nghệ trao đổi ion sử dụng
cát monazit như là nguồn xeri của nó.
Các trầm tích lớn chứa monazit, allanit, bastnasit sẽ cung cấp xeri, thori và
nhiều kim loại đất hiếm khác trong nhiều năm tới.
Hợp chất
Sulfat xeri (IV)
Xeri có hai trạng thái ôxi hóa phổ biến là +3 và +4.
Hợp chất phổ biến nhất của nó là ôxít xeri (IV)
(CeO2), được dùng như là "phấn sáp của thợ kim
hoàn" cũng như trong thành tường của một số lò tự
làm sạch. Hai tác nhân ôxi hóa được sử dụng phổ
biến trong chuẩn độ là sulfat xeri (IV) amoni
((NH4)2Ce(SO4)3) và nitrat xeri (IV) amoni (hay CAN, (NH4)2Ce(NO3)6). Xeri
cũng tạo ra các clorua như CeCl3 tức clorua xeri (III), được sử dụng để tạo
thuận lợi cho các phản ứng ở các nhóm cacbonyl trong hóa hữu cơ. Các hợp
chất khác còn bao gồm cacbonat xeri (III) (Ce2(CO3)3), florua xeri (III)
(CeF3), ôxít xeri (III) (Ce2O3), cũng như sulfat xeri (IV) (sulfat xeric,
Ce(SO4)2) và triflat xeri (III) (Ce(OSO2CF3)3).
Hai trạng thái ôxi hóa của xeri khác nhau khá nhiều về độ bazơ: xeri (III) là
một bazơ mạnh khi so sánh với các trạng thái hóa trị ba của các nguyên tố
khác cũng thuộc nhóm Lantan, nhưng xeri (IV) lại là bazơ yếu. Khác biệt này
là cơ sở cho phép dễ dàng tách và tinh chế xeri nhất trong số các nguyên tố
nhóm Lantan, một nhóm các nguyên tố nổi tiếng vì sự khó khăn trong việc
Page 564 of 970

tách rời chúng khỏi nhau. Một loạt các biện pháp đã được đề ra theo thời gian
để khai thác sự khác biệt này. Trong số các biện pháp tốt nhất có:
1. Trộn các hiđrôxít hỗn hợp với axít nitric loãng: các nguyên tố nhóm
Lantan hóa trị 3 sẽ hòa tan trong môi trường không có xeri còn xeri hóa trị
4 còn lại trong cặn không hòa tan để sau đó dùng các biện pháp khác tinh
chế. Một biến thái khác là dùng axít clohiđric và các ôxít thu được từ
bastnasit đã nung khô, nhưng sự chia tách theo kiểu này ít hoàn hảo hơn.
2. Kết tủa xeri từ dung dịch nitrat hay clorua bằng cách dùng permanganat
kali và cacbonat natri theo tỷ lệ mol là 1:4.
3. Đun sôi dung dịch nitrat của các kim loại đất hiếm với bromat kali và mạt
đá hoa (cẩm thạch).
Sử dụng các phương pháp cổ điển trong chia tách đất hiếm có một số ưu thế
đáng kể trong chiến lược loại bỏ xeri từ hỗn hợp ngay từ lúc bắt đầu. Xeri
thông thường chiếm 45% trong các loại đất hiếm xerit hay monazit và việc
loại bỏ nó ra sớm sẽ làm giảm đáng kể những gì cần xử lý tiếp (hay giá thành
của các tác nhân gắn liền với các công đoạn đó). Tuy nhiên, không phải mọi
phương pháp tinh chế xeri đều dựa trên độ bazơ. Sự kết tinh nitrat amoni
xeric [hexanitratoxerat (IV) amoni] từ axít nitric là một phương pháp tinh
chế. Nitrat xeri (IV) (axít hexanitratoxeric) có thể dễ dàng tách ra hơn trong
một số dung môi nhất định (ví dụ tri-n-butyl phốtphat) so với các nguyên tố
nhóm Lantan hóa trị +3. Tuy nhiên, thực tế hiện tại ở Trung Quốc dường như
người ta tinh chế xeri bằng phương pháp chiết dung môi ngược dòng, ở dạng
hóa trị +3 của nó, tương tự như các nguyên tố khác trong nhóm Lantan.
Xeri (IV) là chất ôxi hóa mạnh trong các điều kiện axít nhưng ổn định trong
các điều kiện kiềm. Nhưng điều kiện kiềm lại là điều kiện mà xeri (III) trở
thành chất khử mạnh, dễ dàng bị ôxi hóa bởi ôxy có trong không khí. Điều
kiện kiềm làm dễ dàng cho sự ôxi hóa này dẫn tới sự chia tách địa hóa học
đôi khi xảy ra đối với xeri trong hỗn hợp với các nguyên tố hóa trị +3 của
nhóm Lantan trong một số điều kiện phong hóa nhất định, dẫn tới "bất
thường xeri âm tính" hay tới sự hình thành của khoáng vật xerianit. Ôxi hóa
bằng không khí cho xeri (III) trong môi trường kiềm là cách thức kinh tế nhất
để nhận được xeri (IV) để sau đó có thể xử lý tiếp bằng dung dịch axít.
Đồng vị
Page 565 of 970
Xeri nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 4 đồng vị ổn định; bao gồm Ce136,
Ce138, Ce140, Ce142 với Ce140 là phổ biến nhất (88,48%). Ce136 và Ce142 được dự
đoán là có hoạt động phân rã beta kép nhưng người ta vẫn chưa ghi nhận
được dấu hiệu nào của hoạt động này (đối với Ce142 thì giới hạn dưới về chu
kỳ bán rã là 5×1016 năm hay 50 triệu tỷ năm). Hai mươi sáu đồng vị phóng
xạ khác đã được nêu đặc trưng với các đồng vị tồn tại lâu nhất là Ce144 (chu
kỳ bán rã 284,893 ngày), Ce139 (137,64 ngày), Ce141 (32,501 ngày). Tất cả các
đồng vị còn lại có chu kỳ bán rã dưới 4 ngày và phần lớn là dưới 10 phút.
Nguyên tố này cũng có 2 trạng thái đồng phân hạt nhân.
Các đồng vị đã biết của xeri có nguyên tử lượng nằm trong khoảng từ 123
(Ce123) tới 152 (Ce152).
Ce144 là sản phẩm sinh ra với hiệu suất cao từ phân hạch hạt nhân; FPPP
tại ORNL đã tách ra được một lượng đáng kể Ce144 từ chất thải lò phản ứng
hạt nhân và nó được sử dụng trong các chương trình ANP, SNAP của Hoa
Kỳ.
Ứng dụng
Ứng dụng của xeri bao gồm:
 Trong luyện kim:
 Xeri được dùng để sản xuất các hợp kim nhôm.

 Bổ sung xeri vào gang sẽ ngăn ngừa quá trình graphit hóa và sinh ra
gang mềm.
 Trong thép, xeri khử khí và hỗ trợ làm giảm các sulfua và ôxít.
 Xeri cũng được dùng trong thép không gỉ như là tác nhân làm cứng
phân tán.
 3 tới 4% xeri thêm vào hợp kim magiê, cùng 0,2 tới 0,6% zirconi, hỗ
trợ việc làm mịn các hạt tinh thể và tạo ra sản phẩm đúc hoàn hảo với
các hình dáng phức tạp. Nó cũng bổ sung khả năng chịu nhiệt cho các
sản phẩm đúc chứa magiê.
 Xeri được dùng trong các hợp kim để chế tạo nam châm vĩnh cửu.
 Xeri được dùng làm thành phần tạo hợp kim trong các điện
cực vonfram cho hàn hồ quang vonfram khí.
Page 566 of 970

 Xeri là thành phần chính của ferrocerium, còn gọi là "đá lửa". Mặc dù
các hợp kim hiện nay của kiểu này nói chung sử dụng Mischmetal chứ
không phải xeri tinh khiết, nhưng nó vẫn là thành phần hợp thành phổ
biến nhất.
 Xeri được sử dụng trong chiếu sáng hồ quang cacbon, đặc biệt trong
công nghiệp điện ảnh.
 Oxalat xeri là thuốc chống gây nôn.

 Ôxít xeri (IV)
 Ôxít được dùng trong các măng sông nóng sáng, chẳng hạn trong măng
sông Welsbach, trong đó nó kết hợp với các ôxít
của thori, lantan, magiê hay yttri.
 Làm chất xúc tác cho hydrocacbon trong các lò tự làm sạch trong tường
thành lò.
 Ôxít xeri (IV) đã thay thế phần lớn cho phấn kim hoàn trong công
nghiệp thủy tinh/kính như là chất đánh bóng.
 Ôxít xeri (IV) dùng làm chất xúc tác trong cracking dầu mỏ.
 Các phụ gia xeri (IV) vào nhiên liệu diesel làm cho chúng cháy hoàn
toàn hơn, giảm gây ô nhiễm môi trường.
 Trong thủy tinh, ôxít xeri (IV) cho phép hấp thụ có tính chọn lựa các tia
cực tím.
 Sulfat xeri (IV) được sử dụng rộng rãi trong phân tích định lượng như là
một tác nhân ôxi hóa.
 Nitrat amoni xeric là một chất ôxi hóa một electron hữu ích trong hóa hữu
cơ, được dùng để khắc axít có tính ôxi hóa cho các bộ phận cấu thành
trong công nghiệp điện tử cũng như là tiêu chuẩn cơ bản trong phân tích
định lượng.
 Các hợp chất xeri được sử dụng trong thủy tinh như là một thành phần hay
như là chất khử màu.
 Xeri kết hợp với titan tạo ra màu vàng kim đẹp cho thủy tinh.
 Các hợp chất xeri được dùng để tạo màu cho men gốm sứ.
 Các hợp chất xeri (III) và xeri (IV) như clorua xeri (III) được sử dụng làm
chất xúc tác trong tổng hợp hữu cơ.
Page 567 of 970

Phòng ngừa
Xeri, tương tự như các kim loại đất hiếm khác, có độc tính từ thấp tới vừa
phải. Xeri là tác nhân khử mạnh và bắt cháy ngay lập tức trong không khí ở
65 - 80°C (150 - 175°F). Hơi từ lửa cháy chứa xeri là độc hại. Không được
dùng nước để dập cháy xeri, do nó phản ứng mạnh với nước để sinh ra khí
hiđrô. Những người bị phơi nhiễm xeri có thể bị ngứa, mẫn cảm với nhiệt,
thương tổn da. Động vật bị têm một lượng lớn xeri sẽ chết do trụy tim mạch.
Ôxít xeri (IV) là tác nhân ôxi hóa mạnh ở nhiệt độ cao và phản ứng với các
vật liệu hữu cơ dễ cháy. Trong khi xeri tự nhiên không có tính phóng xạ
nhưng các cấp độ thương mại không tinh khiết có thể chứa thori là chất
phóng xạ.
 Tóm tắt:
Xeri, 58Ce
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Xeri, Ce
Phiên âm /ˈsɪəriəm/
Xeri trong bảng tuần hoàn
↑
Ce
Page 568 of 970
↓
Th
Lantan ← Xeri → Praseodymi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 4f 5d 6s2[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 19, 9, 2

Nhiệt độ sôi 3716 K (3443 °C, 6229 °F)
Mật độ 6,770 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1992 2194 2442 2754 3159 3705
Page 569 of 970


Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2 Bazơ nhẹ
Bán kính cộng hoá trị thực nghiệm: 181,8 pm
hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (γ, poly) 6.3 µm·m−1·K−1
Điện trở suất (r.t.) (β, poly) 828 n Ω·m
Mô đun Young (dạng γ) 33,6 GPa
Mô đun cắt (dạng γ) 13,5 GPa
Mô đun nén (dạng γ) 21,5 GPa
Hệ số Poisson (dạng γ) 0,24
Mohs
Vickers
Brinell

134 134
Ce Tổng hợp 3,16 ngày ε 0.500 La
Page 570 of 970

136 136
Ce 0.185% Ce ổn định với 78 neutron
138 138
139 139
Ce Tổng hợp 137,64 ngày ε 0.278 La
140 140
141
Ce Tổng hợp 32,501 ngày β− 0.581 141
Pr
142 16 − − 142
Ce 11.114% > 5×10 năm ββ 1.417 Nd
144 − 144
Ce Tổng hợp 284,893 ngày β 0.319 Pr
59. Praseodymi (Pr)

Praseodymi (tên Latinh: Praseodymium) là một nguyên tố hóa học có ký
hiệu Pr và số nguyên tử là 59.
Đặc trưng
Praseodymi là một kim loại mềm màu trắng bạc thuộc về nhóm Lantan. Nó
có khả năng chống ăn mòn trong không khí tốt hơn một chút so với europi,
lantan, xeri hay neodymi, nhưng nó phát triển một lớp che phủ bằng ôxít màu
xanh lục dễ bở vụn ra khi bị lộ ra ngoài không khí, làm cho nó tiếp tục bị ôxi
hóa. Vì lý do này, praseodymi nên được lưu trữ trong dầu khoáng nhẹ hay
trong lọ đậy kín. Trong các dạng hợp chất của nó, praseodymi thường có
trạng thái ôxi hóa +3 và/hoặc +4. Praseodymi (IV) là một chất ôxi hóa mạnh,
nhanh chóng ôxi hóa nước thành ôxy nguyên tố dạng phân tử hay axít
clohiđríc thành clo nguyên tố. Vì thế, trong dung dịch lỏng, chỉ có trạng thái
ôxi hóa +3 là hay bắt gặp. Các muối praseodymi (III) có màu vàng-lục, và
trong dung dịch, tồn tại trong phổ hấp thụ tương đối đơn giản trong khoảng
nhìn thấy, với một dải nằm trong khoảng vàng - da cam ở bước sóng 589 -
590nm (trùng với bức xạ kép của natri) và ba dải nằm trong khu vực lam/tím,
ở bước sóng xấp xỉ 444, 468 và 482nm. Các vị trí này biến động nhẹ với
phản - ion. Ôxít praseodymi, thu được bởi đốt cháy các muối như oxalat hay
cacbonat trong không khí, có màu đen (với dấu vết màu nâu hay lục) và chứa
praseodymi +3 cùng +4 theo một tỷ lệ hơi biến thiên, phụ thuộc vào điều kiện
hình thành. Công thức của nó thường được coi gần đúng là Pr6O11.
Ứng dụng
Page 571 of 970
Các công dụng của praseodymi:
 Như là tác nhân tạo hợp kim với magiê để tạo ra các hợp kim có sức bền
cao dùng trong động cơ máy bay.
 Praseodymi tạo thành phần lõi của các đèn hồ quang dùng trong chiếu
bóng và các loại đèn chiếu.
 Các hợp chất của praseodymi tạo cho thủy tinh và men thủy tinh màu
vàng.
 Praseodymi được dùng để tạo cho zirconia lập phương màu vàng – lục để
giả lập peridot.
 Praseodymi là thành phần của thủy tinh didymi, được sử dụng để làm một
số loại kính an toàn nhất định dùng trong nghề hàn và thổi thủy tinh.
 Praseodymi trộn với các tinh thể silicat được dùng để làm chậm xung ánh
sáng xuống vài trăm mét trên giây.
 Praseodymi tạo hợp kim với niken (PrNi5) có hiệu ứng từ nhiệt đủ mạnh
cho phép các nhà khoa học tiếp cận trong phạm vi một phần nghìn của
nhiệt độ 0 tuyệt đối[2].
 Kích thích tạp praseodymi trong thủy tinh florua cho phép nó được sử
dụng như là sợi khuếch đại quang học chế độ đơn (PDFA).
 Ôxít praseodymi trong dung dịch rắn với xeria hay với xeria-zirconia được
sử dụng như là chất xúc tác ôxi hóa.
Lịch sử
Tên gọi praseodymi có nguồn gốc từ tiếng Hy Lạp prasios nghĩa là xanh lục
và didymos nghĩa là đôi, kép.
Năm 1841, Mosander đã tách ra loại đất hiếm didymi từ lantana.
Năm 1874, Per Teodor Cleve kết luận rằng didymi trên thực tế là hai nguyên
tố và năm 1879, Lecoq de Boisbaudran đã cô lập được một nguyên tố đất
hiếm mới là samari từ didymi thu được từ khoáng vật samarskit. Năm 1885,
nhà hóa học người Áo là nam tước Carl Auer von Welsbach đã tách didymi
thành hai nguyên tố, là praseodymi và neodymi, với các muối của chúng có
màu sắc khác biệt.
Leo Moser (con trai của Ludwig Moser, người sáng lập ra Moser Glassworks
ở khu vực ngày nay là Karlovy Vary, Bohemia, Cộng hòa Séc, không nhầm
Page 572 of 970
với Leo Moser, một nhà toán học) đã nghiên cứu việc sử dụng praseodymi
trong tạo màu thủy tinh vào cuối thập niên 1920. Kết quả là loại thủy tinh
màu vàng - lục có tên gọi "Prasemit". Tuy nhiên, màu tương tự có thể thu
được với các chất tạo màu có giá thành chỉ bằng một phần nhỏ giá thành của
praseodymi vào cuối thập niên đó, do vậy kính màu với chất tạo màu là
praseodymi đã không phổ biến, chỉ một vài miếng đã được tạo ra và các mẫu
kính này hiện nay là rất hiếm. Moser cũng pha trộn praseodymi với neodymi
để sản xuất thủy tinh "Heliolit", được chấp nhận rộng rãi hơn. Sử dụng
thương mại kéo dài đầu tiên của praseodymi, còn tiếp tục cho tới nay, là
trong dạng thuốc màu vàng - da cam cho gốm sứ, tức "vàng Praseodymi", là
dung dịch rắn của praseodymi trong lưới tinh thể silicat ziriconi (ziricon).
Thuốc màu này không có vết màu xanh lục trong nó. Ngược lại, khi có một
lượng đủ cao thì thủy tinh praseodymi lại có màu xanh lục đặc trưng chứ
không phải màu vàng thuần khiết.
Sử dụng các phương pháp chia tách kinh điển, praseodymi luôn luôn là rất
khó để làm tinh khiết. Ít phổ biến hơn so với lantan và neodymi mà từ đó nó
được tách ra (xeri đã được loại bỏ bằng phản ứng ôxi hóa khử), praseodymi
cuối cùng bị phân tán trong một lượng lớn các phần nhỏ, và hiệu suất thu
được của vật liệu tinh chế là rất thấp. R. J. Callow[3] đưa ra một hệ thống tinh
chế sử dụng kết tinh nitrat amoni kép, bằng cách đó các nguyên tố đất hiếm
trong monazit (trong các điều kiện trạng thái dừng, sử dụng việc tái chế thích
hợp các phần nhỏ hỗn tạp) cung cấp 10% hàm lượng đất hiếm như là phần
chứa 40% praseodymi. Vào cuối thập niên 1950, Lindsay Chemical Division
[4]
của American Potash and Chemical Corporation, vào thời gian đó là nhà
sản xuất lớn nhất các kim loại đất hiếm trên thế giới, đưa ra các muối
praseodymi, được làm tinh khiết theo cách này, ở các cấp 30% và 45%. Rẻ
nhất trong số này là các nitrat amoni kép, trực tiếp từ hệ thống tinh lọc: 30%:
$6,30/lb. ($3,85/lb. cho các lượng 50lb.) hoặc 45%: $8,20/lb. ($4,95/lb. cho
các lượng 50lb.)[4]. Mức giá cho 1 pao các ôxít tương ứng là 22,50 và 29,90
cho 2 cấp tinh khiết. Dây chuyền sản xuất này nhanh chóng bị biến mất từ
các bảng giá và được thay thế bằng praseodymi được tinh chế theo phương
pháp trao đổi ion. Vào năm 1959, ôxít praseodymi 99% có giá ở mức $40/lb.
và phẩm cấp 99,9% có giá $50 mỗi pao, hay tương ứng là 20 hay 25 US cents
mỗi gam, khi mua lượng nhỏ.
Theo dòng lịch sử, praseodymi từng là nguyên tố đất hiếm mà việc cung cấp
nó đã từng vượt quá nhu cầu. Điều này đôi khi dẫn tới giá cả mua bán nó rẻ
Page 573 of 970
hơn cả của neodymi, nguyên tố phổ biến hơn. Không mong muốn điều đó,
phần nhiều praseodymi đã được tiếp thị như là hỗn hợp với lantan và xeri,
hay "LCP" (viết tắt từ ba chữ cái đầu tiên trong tiếng Latinh để chỉ mỗi
nguyên tố), để sử dụng thay thế cho các hỗn hợp các nguyên tố nhóm lantan
truyền thống được tạo ra không quá đắt từ các khoáng vật monazit hay
bastnaesit. LCP là những gì còn lại của những hỗn hợp như thế, sau khi
neodymi mong muốn và tất cả các nguyên tố khác trong nhóm lantan nhưng
nặng hơn, hiếm hơn và có giá trị hơn đã được chiết tách ra bằng chiết dung
môi. Tuy nhiên, khi công nghệ tiến triển, praseodymi đã tìm được khả năng
kết hợp trong các nam châm neodymi-sắt-bo, do đó mở rộng việc cung cấp
của neodymi có nhu cầu nhiều hơn. Vì thế, như là kết quả của điều này, LC
bắt đầu thay thế dần cho LCP.
Phổ biến
Praseodymi có sẵn ở lượng nhỏ trong lớp vỏ Trái Đất (9,5ppm). Nó được tìm
thấy trong các khoáng vật đất hiếm như monazitvà bastnasit, thông thường
chiếm khoảng 5% các nguyên tố nhóm lantan chứa trong đó, và có thể được
phục hồi từ bastnasit hay monazit bằng công nghệ trao đổi ion hay bằng chiết
dung môi ngược dòng.
Praseodymi cũng chiếm khoảng 5% của misch metal.
Hợp chất
Các hợp chất của praseodymi bao gồm:
 Các florua: PrF2, PrF3, PrF4  Các ôxít: PrO2, Pr2O3, Pr6O11
 Các clorua: PrCl3  Các sulfua: PrS, Pr2S3
 Các bromua: PrBr3, Pr2Br5  Các selenua: PrSe
 Các iodua: PrI2, PrI3, Pr2I5  Các telurua: PrTe, Pr2Te3
 Các nitrua: PrN
Đồng vị
Praseodymi phổ biến trong tự nhiên là một đồng vị (Pr141) ổn định. Tuy vậy,
38 đồng vị phóng xạ cũng đã được nêu đặc trưng với các đồng vị ổn định
Page 574 of 970
nhất là Pr143 có chu kỳ bán rã13,57 ngày và Pr142 có chu kỳ bán rã 19,12 giờ.
Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5,985 giờ và
phần lớn trong số này có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 33 giây. Nguyên tố này cũng
có 6 trạng thái giả ổn định với ổn định nhất là Pr138m (t½ 2,12 giờ), Pr142m (t½
14,6 phút) và Pr134m (t½ 11 phút).
Các đồng vị của praseodymi có nguyên tử lượng nằm trong khoảng từ
120,955u (Pr121) tới 158,955 u (Pr159). Phương thức phân rã chủ yếu trước
đồng vị ổn định Pr141 là bắt điện tử còn phương thúc phân rã chủ yếu sau Pr141
là phân rã β−. Sản phẩm phân rã chủ yếu trước Pr141 là các đồng vị của nguyên
tố 58 (xeri) còn sản phẩm phân rã chủ yếu sau Pr141 là các đồng vị của nguyên
tố 60 (neodymi).
Phòng ngừa
Giống như mọi nguyên tố đất hiếm khác, praseodymi có độc tính từ nhẹ tới
vừa phải. Praseodymi chưa được biết đến là có vai trò sinh học nào hay
không.
 Tóm tắt:
Praseodymi, 59Pr
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Praseodymi, Pr
Page 575 of 970

Phiên âm /ˌpreɪzi.ɵˈdɪmiəm/ PRAY-zee-o-DIM-ee-əm
or /ˌpreɪsi.ɵˈdɪmiəm/ PRAY-see-o-DIM-ee-əm
Praseodymi trong bảng tuần hoàn
↑
Pr
↓
Pa
Xeri ← Praseodymi → Neodymi
tử chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 4f3 6s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 21, 8, 2

Nhiệt độ sôi 3793 K (3520 °C, 6368 °F)
Mật độ 6,77 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 576 of 970


chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1771 1973 (2227) (2571) (3054) (3779)

cộng hóa trị
Thông tin khác


Điện trở suất (r.t.) (α, poly)
0.700 µ Ω·m
Tính chất từ Thuận từ [1]
Vickers
Page 577 of 970


Brinell

141 141
Pr 100% Pr ổn định với 82 neutron
142
Pr Tổng hợp 19,12 giờ β− 2.162 142
Nd
142
ε 0.745 Ce
143
Pr Tổng hợp 13,57 ngày β− 0.934 143
Nd
60. Neodymi (Nd)

Neodymi (tên Latinh: Neodymium) là một nguyên tố hóa học với ký hiệu
Nd và số nguyên tử bằng 60.
Đặc trưng
Neodymi, một kim loại đất hiếm, có mặt trong Misch metal ở hàm lượng tới
khoảng 18%. Kim loại này có ánh kim màu trắng bạc sáng, tuy nhiên, là một
trong số các kim loại đất hiếm nhóm Lantan rất dễ phản ứng hóa học nên nó
nhanh chóng bị ôxi hóa trong không khí. Lớp ôxít trên bề mặt sau đó dễ bị
tách ra làm kim loại này tiếp tục bị ôxi hóa. Mặc dù thuộc về nhóm gọi là
"kim loại đất hiếm", nhưng neodymi hoàn toàn không hiếm. Nó chiếm
khoảng 38ppm khối lượng lớp vỏ Trái Đất.
Tính hóa học

Kim loại Neodymi bị xỉn từ từ trong không khí và cháy dễ dàng ở nhiệt độ
150°C và tạo thành Neodymi (III) ôxít:
0
4Nd + 3O2 
150 C
 2Nd2O3
Neodymi có tính điện dương khá cao, nó phản ứng từ từ với nước lạnh, phản
ứng khá nhanh với nước nóng để tảo thành neodymi hiđrôxít:
Page 578 of 970

0
2Nd(s) + 6H2O(l) 

t
t 02Nd(OH)3↓(aq) + 3H2↑(g)
cao
thap
Kim loại Neodymium phản ứng với tất cả các khí halogen:
2Nd(s) + 3F2 (g) → 2NdF3 (s) [màu tím]
2Nd(s) + 3Cl2 (g) → 2NdCl3 (s) [màu hoa cà]
2Nd(s) + 3Br2 (g) → 2NdBr3 (s) [màu tím]
2Nd(s) + 3I2 (g) → 2NdI3 (s) [màu lục]
Neodymi bị hòa tan dễ dàng trong axít sulfuric loãng để tạo thành dung dịch
chứa ion Nd (III) màu hoa cà, tồn tại dưới dạng phức [Nd(OH2)9]3+:[2]
2Nd(s) + 3H2SO4 (aq) → 2Nd3+(aq) + 3SO2−4↑ (aq) + 3H2↑ (g)
Các hợp chất
Ứng dụng
 Các nam châm neodymi là các nam châm vĩnh cửu mạnh nhất hiện đã biết
- Nd2Fe14B. Các nam châm này rẻ hơn, nhẹ hơn và mạnh hơn so với các
nam châm samari-coban. Các nam châm neodymi xuất hiện trong các sản
phẩm như microphon, các loa chuyên nghiệp, trong tai nghe, ghi - ta và
các đầu cảm biến của ghi - ta bass cũng như đầu đọc của ổ đĩa cứng máy
tính trong đó cần có khối lượng nhỏ, dung tích bé hay từ trường mạnh.
 Neodymi là thành phần hợp thành của didymi được sử dụng để tạo màu
cho thủy tinh dùng làm kính bảo hộ trong nghề hàn và thổi thủy tinh. Dải
hấp thụ sắc nét của nó trùng với tần số bức xạ của natri ở bước sóng
589nm.
 Neodymi có nhiệt dung riêng lớn bất thường ở ngưỡng nhiệt độ của heli
lỏng, vì thế nó là hữu ích trong các thiết bị siêu lạnh.
 Các đèn neodymi là các đèn nóng sáng chứa neodymi trong thủy tinh để
lọc ánh sáng vàng, tạo ra ánh sáng trắng hơn so với ánh sáng mặt trời.
 Neodymi tạo màu cho thủy tinh với các sắc thái nằm trong khoảng từ tía
tới đỏ rượu vang và xám nóng. Ánh sáng truyền qua thủy tinh như vậy thể
hiện các dải hấp thụ sắc nét bất thường; thủy tinh như thế được sử dụng
trong thiên văn học để tạo ra các dải sắc nét, trong đó các vạch quang phổ
Page 579 of 970

có thể được xác định. Neodymi cũng được sử dụng để loại bỏ màu xanh
lục của thủy tinh do các tạp chất sắt gây ra.
 Các muối neodymi được dùng như là chất tạo màu cho men thủy tinh.
 Có lẽ là do các tính chất tương tự như ion Ca2+, nên Nd3+ đã được thông
báo[3] là hỗ trợ tăng trưởng của thực vật. Các hợp chất của nguyên tố đất
hiếm này cũng thường xuyên được sử dụng tại Trung Quốc như là phân
bón.
 Xác định niên đại bằng samari-neodymi là hữu ích để xác định các mối
liên hệ về niên đại của các loại đá[4] và của vẫn thạch.
 Quy mô và cường độ của phun trào núi lửa có thể được dự đoán bằng cách
quét các đồng vị neodymi. Các phun trào núi lửa nhỏ và lớn sinh ra dung
nham với thành phần khác nhau về các đồng vị neodymi. Từ thành phần
của các đồng vị, các nhà khoa học có thể dự báo sự phun trào sắp xảy ra
có thể mạnh ở mức nào và sử dụng thông tin này để cảnh báo dân cư về
cường độ của đợt phun trào.
 Một số vật liệu trong suốt nhất định với hàm lượng nhỏ các ion neodymi
có thể được sử dụng trong các laser như là vật liệu laser cho các bước song
hồng ngoại (1.054 - 1.064nm), chẳng hạn như Nd:YAG (thạch lựu yttri
nhôm), Nd:YLF (florua yttri liti), Nd:YVO4 (orthovanadat yttri), và thủy
tinh Nd. Laser hiện thời tại Atomic Weapons Establishment (AWE) của
Vương quốc Anh là laser thủy tinh neodymi HELEN 1-TW, có thể tiếp
cận các điểm giữa của các khu vực áp suất và nhiệt độ và được sử dụng để
thu được các dữ liệu cho việc lập mô hình về việc tỷ trọng, nhiệt độ và áp
suất tương tác như thế nào bên trong các đầu đạn hạt nhân. HELEN có thể
tạo ra plasma có nhiệt độ khoảng 106°K, mà từ đó độ chắn và sự truyền
của nguồn bức xạ được đo đạc.
Thủy tinh neodymi

Nam châm neodymi trên giá đỡ từ ổ đĩa cứng
Page 580 of 970

Các tấm thủy tinh kích thích bằng

neodymi được dùng trong các laser
cực mạnh của nhiệt hạch hãm quán
tính
Thủy tinh neodymi (thủy tinh Nd)
được tạo ra bằng việc đưa vào ôxít
neodymi (Nd2O3) trong thủy tinh nóng
chảy. Trong ánh sáng ban ngày hay
ánh sáng của các đèn nóng sáng thì
thủy tinh neodymi có màu tím oải hương, nhưng nó trở thành màu lam nhạt
khi được chiếu sáng bằng ánh sáng của đèn huỳnh quang.
Các laser trạng thái rắn thủy tinh neodymi được sử dụng trong các hệ thống
nhiều tia cực cao công suất (cỡ terawatt), cao năng lượng (cỡ megajoule) cho
nhiệt hạch hãm quán tính. Các laser thủy tinh Nd thông thường là nhân ba tần
số cho họa ba thứ ba ở bước sóng 351nm trong các thiết bị nhiệt hạch laser.
Thủy tinh neodymi được sử dụng rộng rãi trong các đèn nóng sáng để tạo ra
ánh sáng "tự nhiên" hơn. Thủy tinh neodymi cũng đã được cấp bằng sáng chế
để sử dụng trong các gương chiếu hậu của ô tô để giảm sự chói lòa về ban
đêm.
Sử dụng thương mại đầu tiên của neodymi tinh chế là trong tạo màu thủy
tinh, bắt đầu với các thực nghiệm của Leo Moser trong tháng 11 năm 1927.
Thủy tinh "Alexandrite" được tạo ra vẫn là màu dấu hiệu của các công xưởng
thủy tinh Moser cho tới nay. Thủy tinh neodymi được các xưởng thủy tinh tại
Mỹ mô phỏng rộng rãi trong đầu thập niên 1930, đáng chú ý nhất có Heisey,
Fostoria ("wisteria"), Cambridge ("heatherbloom") và Steuben ("wisteria")
cũng như ở một vài nơi khác (chẳng hạn Lalique ở Pháp hay Murano). Thủy
tinh "twilight" của Tiffin còn trong sản xuất từ khoảng 1950 tới khoảng 1980.
Các nguồn hiện tại bao gồm các nhà sản xuất kính tại Cộng hòa Séc, Hoa Kỳ
và Trung Quốc; Caithness Glass ở Scotland cũng sử dụng rộng rãi chất tạo
màu này.
Các dải hấp thụ sắc nét của neodymi làm cho màu thủy tinh thay đổi theo các
điều kiện chiếu sáng khác nhau, từ có màu tía hơi đỏ dưới ánh sáng ban ngày
hay dưới ánh sáng của đèn nóng sáng vàng, nhưng trở thành màu lam dưới
ánh sáng trắng của đèn huỳnhg quang, hoặc ánh xanh lục dưới điều kiện
chiếu sáng ba màu. Hiện tượng thay đổi màu này được các nhà sưu tập thủy
Page 581 of 970
tinh đánh giá cao. Neodymi kết hợp với praseodymi tạo ra thủy tinh
"Heliolite" của Moser. Khi kết hợp với vàng hay selen nó tạo ra màu đỏ đẹp
cho thủy tinh, chẳng hạn "Royalite" của Moser hay "Wistaria" của Tiffin hay
một số màu khác mà Fenton thu được. Do sự tạo màu của neodymi phụ thuộc
vào các sự chuyển tiếp f-f "hãm" sâu bên trong nguyên tử, nên ở đây có ảnh
hưởng tương đối ít đối với màu sắc từ môi trường hóa học, vì thé màu là
không thấm qua được đối với lịch sử nhiệt của thủy tinh. Tuy nhiên, để có
màu tốt nhất, các tạp chất chứa sắt cần phải ở mức tối thiểu trong cát được
dùng để nấu thủy tinh. Cùng một "mức hãm" của các chuyển tiếp f-f làm cho
các chất tạo màu từ kim loại đất hiếm ít gắt hơn so với các chất tạo màu từ
các nguyên tố có chuyển tiếp chủ yếu là lớp d, vì thế cần phải dùng nhiều hơn
trong thủy tinh để đạt được cường độ màu mong muốn. Công thức gốc của
Moser sử dụng khoảng 5% ôxít neodymi trong thủy tinh nóng chảy, một
lượng vừa đủ như vậy được Moser nói tới như là thủy tinh "kích thích bằng
đất hiếm". Là một bazơ đủ mạnh, mức như vậy của neodymi có thể ảnh
hưởng tới cacs tính chất nóng chảy của thủy tinh và hàm lượng canxi trong
thủy tinh có thể cũng phải điều chỉnh theo.
Lịch sử
Neodymi được nam tước Carl Auer von Welsbach, một nhà hóa học người
Áo, phát hiện tại Viên năm 1885. Ông tách neodymi cũng như nguyên tố
praseodymi từ vật liệu được gọi là didymi bằng cách kết tinh phân đoạn của
nitrat amoni tetrahydrat kép từ axít nitric, trong khi tuân theo việc chia tách
bằng phân tích quang phổ; tuy nhiên, nó đã không được cô lập ở dạng tương
đối tinh khiết cho tới tận năm 1925. Tên gọi neodymi có nguồn gốc từ tiếng
Hy Lạp neos nghĩa là mới và didymos nghĩa là kép, đôi.
Kết tinh nitrat kép từng là phương thức tinh chế neodymi thương mại cho tới
tận thập niên 1950. Lindsay Chemical Division của American Potash and
Chemical Corporation, một thời từng là nhà sản xuất các kim loại đất hiếm
lớn nhất trên thế giới, cung cấp ôxít neodymi tinh chế theo kiểu này ở phẩm
cấp 65%, 85% và 95% độ tinh khiết, với mức giá trong khoảng từ 2 tới
20USD mỗi pao (USD năm 1960). Lindsay cũng là cơ sở đầu tiên thương
mại hóa quá trình tinh chế bằng trao đổi ion ở quy mô lớn để sản xuất
neodymi, sử dụng công nghệ do Frank Spedding tại Đại học bang Iowa và
Phòng thí nghiệm Ames phát triển; một pao ôxít độ tinh khiết 99% có giá
Page 582 of 970
35USD vào năm 1960; còn phẩm cấp 99,9% chỉ tăng thêm 5USD nữa. Bắt
đầu từ thập niên 1950, neodymi độ tinh khiết cao (như 99+%) chủ yếu thu
được bằng công nghệ trao đổi ion từ cát monazit ((Ce,La,Th,Nd,Y)PO4), một
vật liệu giàu các nguyên tố đất hiếm. Bản thân kim loại này thu được bằng
điện phân các muối halua của nó. Hiện tại, phần lớn neodymi được chiết ra từ
bastnaesit, (Ce,La,Nd,Pr)CO3F, và được tinh chế bằng chiết dung môi. Tinh
chế trao đổi ion được dùng để điều chế neodymi với các độ tinh khiết cao hơn
(thông thường >4N, do khi Molycorp lần đầu tiên đưa ra ôxít neodymi của họ
có phẩm cấp 98% vào năm 1965, điều chế bằng chiết dung môi từ bastnaesit
thu được tại mỏ Mountain Pass, California, nó chỉ có giá ở mức 5USD mỗi
pao đối với các lượng nhỏ, do vậy Lindsay nhanh chóng ngừng không sản
xuất nữa). Công nghệ phát triển và độ tinh khiết được nâng cao của ôxít
neodymi có sẵn ở quy mô công nghiệp được phản ánh bằng sự xuất hiện của
thủy tinh neodymi được làm từ đó vẫn tồn tại trong các bộ sưu tập ngày nay.
Các miếng kính thời kỳ đầu của Moser và các loại thủy tinh neodymi khác
sản xuất trong thập niên 1930 bị pha màu cam hay hơi đỏ nhiều hơn so với
các loại thủy tinh neodymi ngày nay (có màu tía thuần khiết hơn), do các khó
khăn trong việc loại bỏ các dấu vết cuối cùng của praseodymi khi người ta
còn phải dựa vào công nghệ kết tinh phân đoạn.
Phổ biến
Neodymi không được tìm thấy trong tự nhiên ở dạng nguyên tố tự do mà nó
thường xuất hiện trong các loại quặng như cát monazit
((Ce,La,Th,Nd,Y)PO4) và bastnasit ((Ce,La,Th,Nd,Y)(CO3)F) trong đó chứa
các lượng nhỏ của mọi nguyên tố đất hiếm. Neodymi cũng có thể tìm thấy
trong misch metal; nó rất khó tách ra từ các nguyên tố đất hiếm khác.
Hợp chất
Các hợp chất của neodymi bao gồm:
 Các halua: NdF3, NdCl3, NdBr3,  Các ôxít: Nd2O3

NdI3  Các sulfua: NdS, Nd2S3
 Các nitrua: NdN
Page 583 of 970

Đồng vị
Neodymi phổ biến trong tự nhiên là hợp thành của 5 đồng vị ổn định, bao
gồm Nd142, Nd143, Nd145, Nd146 và Nd148, với Nd142 là phổ biến nhất (27,2%), và
2 đồng vị phóng xạ là Nd144 và Nd150. Tổng cộng 31 đồng vị phóng xạ của
neodymi đã được nêu đặc trưng cho tới nay, với ổn định nhất là các đồng vị
có trong tự nhiên Nd144 (phân rã alpha với chu kỳ bán rã (T½) bằng 2,29 ×
1015 năm) và Nd150 (phân rã beta kép, T½ bằng 7×1018 năm). Tất cả các đồng
vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 11 ngày và phần lớn trong số đó
có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 70 giây. Nguyên tố này cũng có 13 trạng thái giả ổn
định đã biết với ổn định nhất là Nd139m (T½ bằng 5,5 giờ), Nd135m (T½ bằng 5,5
phút) và Nd133m1 (T½~70 giây).
Phương thức phân rã chủ yếu trước đồng vị phổ biến nhất (Nd142) là bắt điện
tử và phân rã positron còn phương thức chủ yếu sau đồng vị ổn định phổ biến
nhất là phân rã beta trừ. Sản phẩm phân rã chủ yếu trước Nd142 là các đồng vị
của nguyên tố Pr (praseodymi) còn sản phẩm phân rã chủ yếu sau Nd142 là các
đồng vị của nguyên tố Pm (promethi).
Phòng ngừa
Bụi của neodymi kim loại có nguy hiểm cháy và nổ.
Các hợp chất của neodymi, giống như các muối của mọi kim loại đất hiếm
khác, có độc tính từ nhẹ tới vừa phải; tuy nhiên độc tính của chúng vẫn chưa
được nghiên cứu đầy đủ. Bụi neodymi và các muối của nó kích ứng mạnh đối
với mắt và các màng nhầy và kích ứng vừa phải đối với da. Hít thở phải bụi
có thể gây ra tắc mạch phổi và sự phơi nhiễm tích tụ gây nguy hiểm cho gan.
Neodymi cũng đóng vai trò như là tác nhân chống đông máu, đặc biệt là khi
truyền vào theo đường ven.
Các nam châm neodymi đã được thử nghiệm để sử dụng trong y học, chẳng
hạn như các vòng từ tính và chỉnh sửa xương, nhưng các vấn đề về tương
thích sinh học đã không cho phép các ứng dụng này được phổ biến.
 Tóm tắt:
Page 584 of 970

Neodymi, 60Nd
Page 585 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Neodymi, Nd
Phiên âm /ˌniː.ɵˈdɪmiəm/
NEE-o-DIM-ee-əm
Neodymi trong bảng tuần hoàn
↑
Nd
↓
U
Praseodymi ← Neodymi → Promethi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Page 586 of 970


mỗi lớp 2, 8, 18, 22, 8, 2

Nhiệt độ sôi 3347 K (3074 °C, 5565 °F)
Mật độ 7,01 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1595 1774 1998 (2296) (2715) (3336)

hóa trị
Thông tin khác

Page 587 of 970


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (α, poly) 9,6 µm·m−1·K−1
Tính chất từ Thuận từ, phản sắt từ khi dưới 20 K[1]
Mô đun Young (dạng α) 41,4 GPa
Mô đun cắt (dạng α) 16,3 GPa
Mô đun nén (dạng α) 31,8 GPa
Hệ số Poisson (dạng α) 0,281
Vickers
Brinell

142 142
Nd 27.2% Nd ổn định với 82 neutron
143 143
144
Nd 23.8% 2,29×1015năm α 1.905 140
Ce
145 145
146 146
148 148
150
Nd 5.6% 6,7×1018năm β−β− 3.367 150
Sm
61. Promethi (Pm)

Promethi hay prometi (tên La tinh: Promethium) là một nguyên tố hóa học
có ký hiệu Pm và số nguyên tử bằng 61. Nó đáng chú ý ở chỗ là nguyên tố
chỉ có các đồng vị phóng xạ (ngoài tecneti) mà trước và sau nó đều có các
nguyên tố với các đồng vị ổn định.
Page 588 of 970

Đặc trưng
Đồng vị có chu kỳ bán rã dài nhất của promethi, Pm145, là nguồn bức xạ beta
mềm với chu kỳ bán rã 17,7 năm. Nó không bức xạ các tia gama, nhưng các
hạt beta khi sinh ra sẽ tác động vào các nguyên tử của các nguyên tố có số
nguyên tử cao có thể sinh ra các tia X, vì thế một mẫu Pm145 sẽ sinh ra một số
bức xạ tia X mềm ngoài các hạt beta.
Promethi tinh khiết tồn tại dưới 2 dạng thù hình và các tính chất hóa học của
nó là tương tự như của các nguyên tố khác trong nhóm Lantan. Các muối của
promethi phát quang trong bóng tối với màu lam nhạt hay hơi lục do tính
phóng xạ cao của nó. Promethi có thể tìm thấy ở dạng dấu vết trong một số
loại quặng urani và các sản phẩm phân hạch. Promethi mới sinh ra cũng có
thể phát hiện thấy trong các quang phổ của một số ngôi sao.
Ứng dụng
Các ứng dụng của promethi bao gồm:
 Nguồn bức xạ beta để đo độ dày.

 Như là nguồn sáng cho tín hiệu cần hoạt động ổn định tin cậy và độc lập
(sử dụng chất lân quang để hấp thụ bức xạ beta tạo ra ánh sáng).
 Trong pin hạt nhân, trong đó chuyển hóa bức xạ beta thành dòng điện, có
tuổi thọ hữu ích khoảng 5 năm khi sử dụng Pm147.
 Clorua promethi (III) (PmCl3) trộn lẫn với sulfua kẽm (ZnS) từng có thời
được sử dụng như là lớp sơn phát quang chính cho đồng hồ sau khi radi bị
loại bỏ. Hỗn hợp này thỉnh thoảng vẫn được sử dụng cho một số ứng dụng
cần sơn phát quang (mặc dù phần lớn ứng dụng như vậy với các vật liệu
phóng xạ đã chuyển sang triti vì các lý do an toàn).
 Promethi có ứng dụng tiềm năng như là các nguồn tia X có thể di động và
là nguồn nhiệt hay điện phụ trợ cho các tàu thăm dò vũ trụ và vệ tinh (mặc
dù nguồn bức xạ alpha Pu238 đã trở thành tiêu chuẩn cho phần lớn các ứng
dụng liên quan tới thám hiểm không gian – xem Máy phát nhiệt điện đồng
vị phóng xạ).
Lịch sử
Page 589 of 970
Sự tồn tại của promethi lần đầu tiên được Bohuslav Brauner dự đoán vào
năm 1902; dự báo này được Henry Moseley ủng hộ năm 1914, khi ông phát
hiện thấy lỗ hổng cho nguyên tố bị bỏ sót với số nguyên tử bằng 61, nhưng
đã không được tìm thấy (tuy nhiên, Moseley không có mẫu vật nào để kiểm
tra điều đó). Một vài nhóm nhà khoa học từng tuyên bố đã tạo ra nguyên tố
này, nhưng họ không thể xác nhận điều đó do khó khăn trong việc tách
promethi từ các nguyên tố khác. Promethi lần đầu tiên được tạo ra và chứng
minh là tồn tại ở Phòng thí nghiệm quốc gia Oak Ridge (ORNL) năm 1945
bởi Jacob A. Marinsky, Lawrence E. Glendenin và Charles D. Coryell bằng
chia tách và phân tích các sản phẩm phân hạch của nhiên liệu urani bị chiếu
xạ trong lò phản ứng điều chỉnh bằng graphit; tuy nhiên, do quá bận với
nghiên cứu liên quan tới quốc phòng trong Thế chiến II nên họ đã không
thông báo phát hiện của mình cho tới tận năm 1947[2]. Tên gọi promethium có
nguồn gốc từ Prometheus, một vị thần khổng lồ (Titan) trong thần thoại Hy
Lạp, đã ăn trộm lửa từ đỉnh Olympus và đưa nó cho loài người. Tên gọi này
do Grace Mary Coryell, vợ của Charles Coryell, đề nghị do bà cảm thấy họ
đã ăn trộm lửa từ các vị thần.
Năm 1963, các phương pháp trao đổi ion đã được sử dụng tại ORNL để điều
chế khoảng 10 gam promethi từ các chất thải trong chế biến nhiên liệu cho lò
phản ứng hạt nhân.
Ngày nay, promethi vẫn còn được phục hồi từ các phụ phẩm của phân hạch
urani; nó có thể được tạo ra bằng bắn phá Nd146 bằng các nơtron, chuyển hóa
nó thành Nd147 để sau đó phân rã thành Pm147 thông qua phân rã beta với chu
kỳ bán rã 11 ngày.
Phổ biến
Promethi có thể được hình thành trong tự nhiên như là sản phẩm của phân
hạch tự phát của U238 và phân rã alpha của Eu151. Chỉ các lượng ở mức dấu vết
có thể được tìm thấy trong các loại quặng tự nhiên: một mẫu pitchblende
được phát hiện có chứa promethi ở hàm lượng khoảng 4 phần tỷ tỷ (4×10−18)
theo khối lượng[3]. Người ta đã tính toán rằng khối lượng cân bằng động của
promethi trong lớp vỏ Trái Đất là khoảng 560g từ phân hạch urani và khoảng
12g từ phân rã alpha của europi-151 mới quan sát thấy gần đây[4].
Page 590 of 970

Promethi cũng đã được nhận dạng trong quang phổ của sao HR 465 trong
chòm sao Tiên Nữ (Andromeda) và có thể trong HD 101065 (sao Przybylski
của chòm sao Bán Nhân Mã / Centaurus) và HD 965[5][6].
Hợp chất
Các hợp chất của promethi bao gồm:
Các clorua: PmCl3
Các bromua: PmBr3
Các ôxít: Pm2O3
Đồng vị
Ba mươi sáu đồng vị phóng xạ của promethi đã được nêu đặc trưng, với các
đồng vị ổn định nhất là Pm145 có chu kỳ bán rã 17,7 năm, Pm146 có chu kỳ bán
rã 5,53 năm và Pm147có chu kỳ bán rã 2,6234 năm. Tất cả các đồng vị còn lại
đều có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 364 ngày và phần lớn trong số này có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 27 giây. Nguyên tố này cũng có 11 trạng thái giả ổn định với
ổn định nhất là Pm148m (T½ 41,29 ngày), Pm152m2 (T½ 13,8 phút) và
Pm152m (T½ 7,52 phút).
Các đồng vị của promethi nằm trong khoảng có nguyên tử lượng từ
127,9482600u (Pm128) tới 162,9535200 u (Pm163). Phương thức phân rã chủ
yếu trước đồng vị phóng xạ ổn định nhất, Pm145, là bắt điện tử, còn phương
thức phân rã chủ yếu sau nó là phân rã beta trừ. Sản phẩm phân rã chủ yếu
trước Pm145 là các đồng vị của neodymi (Nd) còn sản phẩm phân rã chủ yếu
sau nó là các đồng vị của samari (Sm).
Độ ổn định của các đồng vị promethi

Ngoài tecneti, promethi là nguyên tố còn lại với số nguyên tử nhỏ hơn 83 mà
không có đồng vị ổn định nào, nó là hiệu ứng hiếm xảy ra của mô hình giọt
lỏng và độ ổn định của các đồng vị của các nguyên tố láng giềng.
Page 591 of 970

Phòng ngừa
Cần phải tiếp xúc với promethi với sự thận trọng cao do độ phóng xạ cao
của nó. Trong thực tế, promethi có thể bức xạ các tia X trong quá trình phân
rã beta của nó. Nó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn của Pu239 (2,41×104 năm) khoảng
1.350 lần và vì thế độc tính sinh học của nó cũng tương ứng là cao hơn.
Promethi không đóng một vai trò sinh học nào đã biết.
 Tóm tắt:
Promethi, 61Pm
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Promethi, Pm
Phiên âm /prɵˈmiːθiəm/ pro-MEE-thee-əm
Hình dạng Ánh kim
Promethi trong bảng tuần hoàn
↑
Pm
↓
Np
Neodymi ← Promethi → Samari
Khối lượng nguyên tử 145
chuẩn (Ar)
Page 592 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 6

mỗi lớp 2, 8, 18, 23, 8, 2

Màu sắc Ánh kim
Nhiệt độ sôi 3273 K (3000 °C, 5432 °F)
Mật độ 7.26 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)

Trạng thái ôxy hóa 3 Bazơ nhẹ
Độ âm điện ? 1.13 (Thang Pauling)
hóa trị
Thông tin khác

Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (α, poly)

khoảng 11 µm·m−1·K−1
Page 593 of 970

Điện trở suất (r.t.) khoảng 0,75 µ Ω·m
Mô đun Young (dạng α) khoảng 46 GPa
Mô đun cắt (dạng α) khoảng 18 GPa
Mô đun nén (dạng α) khoảng 33 GPa
Hệ số Poisson (dạng α) khoảng 0.28
Số đăng ký CAS ngày 2 tháng 12 năm 7440
145 145
Pm Tổng hợp 17,7 năm ε 0.163 Nd
146 146
Pm Tổng hợp 5,53 năm ε 1.472 Nd
β− 1.542 146
Sm
147
Pm Tổng hợp 2,6234 năm β− 0.224 147
Sm
62. Samari (Sm)

Samari (tên La tinh: Samarium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Sm và
số nguyên tử bằng 62.
Đặc trưng
Samari là một kim loại đất hiếm, với ánh trắng bạc sáng, ổn định vừa phải
trong không khí; nó bắt lửa trong không khí ở 150°C. Ngay cả khi được lưu
trữ lâu trong dầu khoáng thì samari cũng dần dần bị ôxi hóa, với bột màu
vàng ánh xám chứa ôxít - hydroxit được tạo ra. Ánh kim của mẫu vật có thể
được bảo tồn bằng cách giữ nó trong môi trường khí trơ, như agon. Ba biến
dạng tinh thể của kim loại này cũng tồn tại, với các biến đổi ở ngưỡng 734 và
922°C.
Page 594 of 970

Ứng dụng
Các công dụng của samari bao gồm:
 Đèn hồ quang cacbon cho công nghiệp điện ảnh (cùng với các kim loại đất
hiếm khác).
 Các tinh thể SmF2 để sử dụng trong laser.
 Như là chất hấp thụ nơtron trong các lò phản ứng hạt nhân.
 Tạo hợp kim.
 Làm nam châm cho các loại tai nghe.
 Các nam châm Samarium Côban (SmCo5 and Sm2Co17) được sử dụng làm
vật liệu chế tạo nam châm vĩnh cửu do có độ kháng khử từ cao khi so với
các vật liệu nam châm vĩnh cửu khác. Các vật liệu này có lực kháng từ cao
và lực kháng từ nội tại. Các kết hợp samari - coban gần đây tìm thấy ứng
dụng trong các đầu đọc từ chất lượng cao cho các ghi - ta và các nhạc cụ
liên quan khác. Các nam châm này còn có ứng dụng trong các động cơ
phản lực của máy bay do có nhiệt độ Curie cao hơn hẳn (1100°C) so với
các loại nam châm khác, bao gồm cả nam châm Neodymi - Sắt - Bo
(378°C) mạnh hơn.
 SmI2 được dùng làm tác nhân hóa học trong tổng hợp hữu cơ, chẳng hạn
trong phản ứng Barbier.
 Ôxít samari được dùng trong thủy tinh quang học để hấp thụ hồng ngoại.
 Các hợp chất samari đóng vai trò của chất tăng nhạy cho các chất lân
quang bị kích thích trong vùng hồng ngoại.
 Ôxít samari là chất xúc tác cho khử nước và khử hiđrô của etanol.
 Xác định niên đại bằng samari - neodymi là hữu ích trong xác định các
mối liên hệ về niên đại của các loại đá và vẫn thạch.
 Samari-153 phóng xạ được dùng trong y học để điều trị các thương tổn
nghiêm trọng gắn liền với ung thư lan truyền tới xương. Loại thuốc này
được gọi là "Quadramet".
Lịch sử
Về lịch sử phát hiện ra samari, trong các tài liệu tồn tại các thuyết như sau:
Page 595 of 970

1. Samari lần đầu tiên được nhà hóa học người Thụy Sĩ là Jean Charles
Galissard de Marignac phát hiện bằng quang phổ học năm 1853 bằng các
vạch hấp thụ sắc nét của nó trong didymi và được nhà hóa học người Pháp
là Paul Émile Lecoq de Boisbaudran cô lập tại Paris năm 1879 từ khoáng
vật samarskit ((Y,Ce,U,Fe)3(Nb,Ta,Ti)5O16). Trên thực tế nó là hỗn hợp
của hai ôxít.
2. Năm 1878 nhà hóa học Thụy Sĩ là Marc Delafontaine phát hiện ra samari
bằng quang phổ của didymi, ông gọi nó là Decipum. Năm 1879, Paul
Emile Lecoq de Boisbaudran đã phát hiện độc lập với Marc Delafontaine
và gọi nó là samarium. Năm 1881, Delafontaine chỉ ra rằng decipum của
ông trên thực tế chứa samarium của Boisbaudran cùng một vài nguyên tố
khác.
3. Phát hiện bằng quang phổ tại điểm 1 trên đây của Marignac năm 1853 cho
tới năm 1878 được thực hiện bởi Paul Emile Lecoq de Boisbaudran.
Mặc dù samarskit lần đầu tiên được tìm thấy trong khu vực dãy núi Ural của
Nga vào năm 1847 nhưng tới cuối thập niên 1870 thì một mỏ mới chứa
khoáng vật này đã được phát hiện tại Bắc Carolina và didymi chứa samari có
nguồn gốc từ nguồn này. Khoáng vật samarskit được đặt tên vào năm 1847
theo họ của đại tá kiêm kỹ sư mỏ Vasili Samarsky - Bykhovets, tham mưu
trưởng của quân đoàn kỹ sư mỏ Nga từ 1845 tới 1861 (theo đề nghị của nhà
hóa học người Đức là Heinrich Rose do Vasili Samarsky - Bykhovets là
người đã gửi mẫu khoáng vật này cho Heinrich Rose để nghiên cứu). Tên gọi
của nguyên tố có nguồn gốc từ tên gọi của khoáng vật và vì thế nó liên quan
tới họ Samarsky - Bykhovets. Theo ý nghĩa này và nếu điểm 1 trên đây là
đúng thì samari là nguyên tố hóa học đầu tiên được đặt tên theo một người
còn sống khi đó.
Năm 1901, nhà hóa học người Pháp là Eugène Anatole Demarçay đã tìm ra
phương thức tách riêng hai ôxít ra và năm 1903 nhà hóa học Đức là Wilhelm
Muthmann đã tách được samari kim loại bằng điện phân.
Trước khi phát minh ra phương pháp tách bằng công nghệ trao đổi ion trong
thập niên 1950 thì samari đã không có ứng dụng thương mại nào ở dạng tinh
chất. Tuy nhiên, phụ phẩm của quá trình tinh chế bằng kết tinh phân đoạn cho
neodymi là hỗn hợp của samari và gadolini và được gọi là "Lindsay Mix"
(hỗn hợp Lindsay) theo tên công ty sản xuất ra nó. Vật liệu này được cho là
đã từng được sử dụng trong các thanh kiểm soát hạt nhân trong một số lò
Page 596 of 970
phản ứng hạt nhân thời kỳ đầu. Ngày nay, một sản phẩm tương tự có tên gọi
"Samari - Europi - Gadolini" cô đặc (SEG cô đặc). Nó được điều chế bằng
chiết dung môi từ các kim loại nhóm Lantan hỗn hợp tách ra từ bastnasit (hay
monazit). Do các kim loại nhóm Lantan nặng hơn có ái lực lớn hơn đối với
dung môi được sử dụng nên chúng dễ dàng tách ra từ hỗn hợp bằng cách chỉ
sử dụng một lượng nhỏ dung môi. Không phải mọi nhà sản xuất đất hiếm đều
chế biến bastnasit ở quy mô đủ lớn để có thể tiếp tục chia tách các thành phần
của SEG, thông thường chỉ chiếm khoảng 1 - 2% khối lượng quặng ban đầu.
Các nhà sản xuất như vậy vì thế sẽ tạo ra SEG với mục đích tiếp thị nó tới
các nhà xử lý chuyên biệt. Theo cách này, hàm lượng europi có giá trị của
quặng sẽ được thu hồi để sử dụng trong sản xuất chất lân quang. Việc tinh
chế samari diễn ra sau khi loại bỏ europi. Hiện tại, do nguồn cung quá dư
thừa nên ôxít samari ở quy mô thương mại là ít đắt tiền hơn so với mức giá
được dự tính khi xét tới độ phổ biến tương đối ít của nó trong các loại quặng.
Phổ biến
Quặng Samarskite
Samari không được tìm thấy ở dạng tự do trong tự
nhiên, mà giống như các nguyên tố đất hiếm khác,
nó nằm trong nhiều loại khoáng vật, như monazit,
bastnasit và samarskit. Monazit (trong đó nó
chiếm tới 2,8%) và bastnasit được sử dụng như là
các nguồn thương mại. Misch metal chứa khoảng
1% samari cũng đã từng được sử dụng, nhưng chỉ thời gian gần đây thì
samari tương đối tinh khiết mới được cô lập thông qua các quy trình kỹ thuật
như trao đổi ion, chiết dung môi và kết tủa điện hóa học. Kim loại này
thường được điều chế bằng điện phân hỗn hợp nóng chảy của clorua samari
(III) với clorua natri hay clorua canxi[2]. Samari cũng có thể thu được bằng
khử ôxít của nó với lantan.
Hợp chất
Các hợp chất của samari bao gồm:
 Các florua: SmF2, SmF3  Các clorua: SmCl2, SmCl3
Page 597 of 970

 Các bromua: SmBr2, SmBr3  Các sulfua: Sm2S3
 Các iodua: SmI2, SmI3  Các selenua: Sm2Se3
 Các ôxít: Sm2O3  Các telurua: Sm2Te3
Đồng vị
Samari nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 4 đồng vị ổn định là Sm144, Sm150,
Sm152 và Sm154 và 3 đồng vị phóng xạ có chu kỳ bán rã cực dài là Sm147Sm
(1,06×1011 năm), Sm148 (7×1015 năm) và Sm149 (>2×1015 năm), với Sm152 là
phổ biến nhất (chiếm khoảng 26,75% độ phổ biến tự nhiên).
Sm151 có chu kỳ bán rã 90 năm, và Sm145 có chu kỳ bán rã 340 ngày. Tất cả
các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 2 ngày và phần lớn
trong đó có chu kỳ bán rã ít hơn 48 giây. Nguyên tố này cũng có 5 trạng thái
giả ổn định với ổn định nhất là Sm141m (t½ 22,6 phút), Sm143m1 (t½ 66 giây) và
Sm139m (t½ 10,7 giây).
Các đồng vị của samari nằm trong khoảng có nguyên tử lượng từ
127,9580854u (Sm128) tới 164,9529897 u (Sm165). Phương thức phân rã chủ
yếu trước đồng vị ổn định phổ biến nhất, Sm152, là bắt điện tử, còn phương
thức phân rã chủ yếu sau nó là phân rã beta trừ. Sản phẩm phân rã chủ yếu
trước Sm152 là các đồng vị của promethi (Pm) còn sản phẩm phân rã chủ yếu
sau nó là các đồng vị của europi (Eu).
Samari tự nhiên có độ phóng xạ 128 Bq/g.
Phòng ngừa
Giống như các nguyên tố khác trong nhóm Lantan, các hợp chất của samari
có độc tính từ nhẹ tới vừa phải, mặc dù độc tính của chúng vẫn chưa được
nghiên cứu chi tiết.
 Tóm tắt:
Samari, 62Sm
Page 598 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Samari, Sm
Phiên âm /səˈmɛəriəm/ sə-MAIR-ee-əm
Samari trong bảng tuần hoàn
↑
Sm
↓
Pu
Promethi ← Samari → Europi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 6s2 4f6
mỗi lớp 2, 8, 18, 24, 8, 2
Page 599 of 970


Nhiệt độ sôi 2067 K (1794 °C, 3261 °F)
Mật độ 7,52 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1001 1106 1240 (1421) (1675) (2061)

hóa trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Ba phương

Page 600 of 970

Điện trở suất (r.t.) (α, poly) 0,940 µ Ω·m
Vickers
Brinell

144 144
Sm 3.07% Sm ổn định với 82 neutron
146
Sm Tổng hợp 1,03×108năm α 2.529 142
Nd
147
Sm 14.99% 1,06×1011năm α 2.310 143
Nd
148
Sm 11.24% 7×1015năm α 1.986 144
Nd
149 149
150 150
152 152
154 154
63. Europi (Eu)

Europi (tên La tinh: Europium) là một nguyên tố hóa học với ký hiệu Eu và
số nguyên tử bằng 63. Tên gọi của nó có nguồn gốc từ tên gọi của châu Âu
trong một số ngôn ngữ phương Tây (Europe, Europa v.v).
Đặc trưng
Page 601 of 970

Một mẩu Europi cách ly với môi trường tinh khiết

99.998%
Europi là hoạt động nhất trong số các nguyên tố đất
hiếm; nó bị ôxi hóa nhanh chóng trong không khí, và
tương tự như canxi trong phản ứng của nó với nước; các
mẫu vật europi trong dạng rắn, ngay cả khi được che phủ bằng một lớp dầu
khoáng bảo vệ cũng hiếm khi có bề mặt sáng bóng. Europi tự bắt cháy trong
không khí ở khoảng từ 150 tới 180°C. Nó có độ cứng chỉ khoảng như chì và
rất dễ uốn.
Ứng dụng
Europi là một trong số các nguyên tố được sử
dụng để làm màu đỏ trong các ống tia âm cực
của tivi
Có nhiều ứng dụng thương mại của europi
kim loại. Nó từng được sử dụng làm chất kích
thích cho một số loại thủy tinh để làm laser,
cũng như để chiếu chụp cho hội chứng Down
và một số bệnh di truyền khác. Do khả năng
kỳ diệu của nó trong hấp thụ nơtron, nó cũng
được nghiên cứu để sử dụng trong các lò phản
ứng hạt nhân. Ôxít europi (Eu2O3) được sử
dụng rộng rãi như là chất lân quang màu đỏ trong ống tia âm cực và đèn
huỳnh quang, cũng như trong vai trò của chất hoạt hóa cho các chất lân quang
trên cơ sở yttri. Trong khi europi hóa trị 3 là chất lân quang màu đỏ thì europi
hóa trị 2 là chất lân quang màu xanh lam. Hai lớp chất lân quang europi, kết
hợp với các chất lân quang vàng/lục của terbi tạo ra ánh sáng "trắng", nhiệt
độ màu của nó có thể dao động bằng cách biến đổi tỷ lệ của các thành phần
cụ thể của từng chất lân quang riêng rẽ. Đây là hệ thống lân quang thường bắt
gặp trong các bóng đè huỳnh quang xoắn ốc. Kết hợp cùng ba lớp chất lân
quang này thành một tạo ra các hệ thống ba màu trong các màn hình tivi và
máy tính. Nó cũng được sử dụng như là tác nhân sản xuất thủy tinh huỳnh
quang. Sự phát huỳnh quang của europi được sử dụng để theo dõi các tương
tác sinh học phân tử trong các chiếu chụp nhằm phát minh dược phẩm. Nó
Page 602 of 970
cũng được dùng trong chất lân quang chống làm tiền giả trong các tờ tiền
euro[2].
Europi cũng thường được đưa vào trong các nghiên cứu nguyên tố dấu vết
trong địa hóa học và thạch học để hiểu các quá trình hình thành nên đá lửa
(các loại đá do macma hay dung nham nguội đi hình thành nên). Bản chất của
sự hình thành dị thường europi được sử dụng để hỗ trợ tái tạo các mối quan
hệ trong phạm vi một hệ đá lửa.
Lịch sử
Europi lần đầu tiên được Paul Émile Lecoq de Boisbaudran phát hiện năm
1890, khi ông thu được một phần có tính bazơ từ các cô đặc samari -
gadolini có các vạch quang phổ không khứp với cả samari lẫn gadolini. Tuy
nhiên, phát hiện ra europi nói chung thường được coi là công lao của nhà hóa
học người Pháp là Eugène - Anatole Demarçay, người đã nghi ngờ các mẫu
của nguyên tố mới phát hiện gần thời gian đó là samari có chứa nguyên tố
chưa biết năm 1896 và cũng là người đã cô lập được europi vào năm 1901.
Khi chất lân quang đỏ orthovanadat yttri kích thích bằng europi được phát
hiện trong đầu thập niên 1960, và được hiểu như là sẽ làm một cuộc cách
mạng trong công nghiệp sản xuất tivi màu thì đã diễn ra một cuộc tranh cướp
điên rồ vì nguồn cung europi hạn chế từ các nhà máy xử lý monazit do thông
thường hàm lượng europi trong monazit chỉ khoảng 0,05%. Tuy nhiên,
Molycorp, với mỏ bastnasit của mình tại Mountain Pass (California), mà
trong đó hàm lượng europi là "giàu" hơn, tới 0,1%, đã cung cấp đủ lượng
europi để duy trì ngành công nghiệp này. Trước khi có europi, lân quang đỏ
của tivi màu là rất yếu và các màu từ các chất lân quang khác buộc phải chặn
lại để duy trì sự cân bằng màu. Với lân quang europi đỏ tươi, đã không cần
thiết phải ngăn chặn các màu khác và hình ảnh tivi màu tươi hơn là kết quả
của nó. Europi vẫn tiếp tục được sử dụng trong công nghiệp sản xuất tivi kể
từ đó, và tất nhiên, cũng trong sản xuất màn hình máy tính. Bastnasit ở
California hiện nay bị cạnh tranh từ mỏ tại Bayan Obo (Nội Mông, Trung
Quốc), với hàm lượng europi thậm chí còn "giàu hơn", tới 0,2%.
F. H. Spedding (1902-1984), trong kỷ niệm về phát triển công nghệ trao đổi
ion của ông, một công nghệ đã tạo ra một cuộc cách mạng trong công nghiệp
đất hiếm vào giữa thập niên 1950, từng kể lại câu chuyện về việc trong thập
Page 603 of 970

niên 1930, khi ông đang giảng về các loại đất hiếm thì một người đàn ông
cao tuổi tới gần ông và đề nghị tặng ông vài pao ôxít europi. Điều này là một
lượng chưa từng nghe thấy bao giờ vào thời gian đó và Spedding đã không để
tâm tới lời đề nghị đó. Tuy nhiên, một gói quà đã được gửi tới theo đường
bưu điện và chứa vài pao ôxít europi thật sự. Người đàn ông đứng tuổi đó hóa
ra là giáo sư, tiến sĩ Herbert Newby McCoy (1870 - 1945)[3], người đã phát
triển phương pháp tinh chế europi bằng phản ứng ôxi hóa-khử với kẽm[4][5].
Phổ biến
Europi không được tìm thấy ở dạng tự do trong thiên nhiên; tuy nhiên có
nhiều khoáng vật chứa europi, với các nguồn quan trọng nhất là bastnasit và
monazit. Europi cũng được nhận dạng là có trong quang phổ Mặt Trời và một
số ngôi sao. Sự suy kiệt hay sự giàu thêm của europi khi so sánh với các
nguyên tố đất hiếm khác có trong các khoáng vật được biết đến như là dị
thường europi.
Europi hóa trị 2 ở lượng nhỏ đóng vai trò như là chất hoạt hóa sự phát huỳnh
quang màu lam tươi của một số mẫu khoáng vật fluorit (diflorua canxi). Các
mẫu đáng chú ý nhất của điều này có nguồn gốc xung quanh Weardale và các
phần cận kề ở miền bắc Anh và trên thực tế từ tên gọi của loại fluorit này mà
người ta có thuật ngữ để chỉ hiện tượng huỳnh quang trong tiếng Anh
(George Gabriel Stokes là người nghĩ ra từ fluorescence (huỳnh quang) vào
năm 1852 khi miêu tả tính chất của khoáng vật fluorit), mặc dù mãi sau này
người ta mới phát hiện ra europi mới là nguyên nhân gây ra hiện tượng đó
trong khoáng vật fluorit ở vùng này.
Hợp chất
Trong trạng thái ô xi hóa thịnh hành hơn của mình (+3), europi giống như
một kim loại đất hiếm điển hình, tạo ra một loạt các muối nói chung có màu
hồng nhạt. Ion Eu3+ là thuận từ do sự hiện diện của các electron không bắt
cặp. Europi là nguyên tố dễ được sản xuất nhất và có trạng thái ôxi hóa +2 ổn
định nhất trong số các nguyên tố đất hiếm. Các dung dịch Eu3+ có thể bị khử
bởi kẽm kim loại và axít clohiđríc thành Eu2+ trong dung dịch; ion này là ổn
định trong axít clohiđríc loãng nếu ôxy hay không khí không có mặt. Một loạt
các muối của Eu2+ có màu từ trắng tới vàng nhạt hay xanh lục đã được biết
Page 604 of 970
đến, chẳng hạn như sulfat, clorua, hydroxit và cacbonat europi (II). Các halua
có thể được điều chế bằng cách khử bằng hiđrô đối với các halua hóa trị 3
khan.
Chính trạng thái hóa trị +2 dễ bị tác động của europi làm cho nó trở thành
một trong số các nguyên tố nhóm Lantan dễ được tách ra và dễ tinh chế nhất,
ngay cả khi nó hiện diện với hàm lượng nhỏ.
Các tính chất hóa học của europi (II) rất giống với các tính chất hóa học của
bari, do chúng có bán kính ion gần như nhau. Europi hóa trị +2 là tác nhân
khử nhẹ, vì thế trong điều kiện ngoài khí quyển thì các dạng hóa trị +3 là
thịnh hành hơn nhưng trong tự nhiên, các hợp chất europi (II) có xu hướng
thịnh hành hơn, ngược lại so với phần lớn các nguyên tố nhóm Lantan khác
(chủ yếu có các hợp chất với trạng thái ôxi hóa +3) vì trong điều kiện yếm
khí, và cụ thể là trong các điều kiện địa nhiệt, thì các dạng hóa trị 2 là đủ ổn
định, vì thế nó có xu hướng hợp nhất vào trong các khoáng vật của canxi và
các kim loại kiềm thổ khác. Đây chính là nguyên nhân của "dị thường europi
âm", làm suy kiệt europi do nó bị hợp nhất vào các khoáng vật thường là
chứa các nguyên tố nhẹ trong nhóm Lantan như monazit, có liên quan tới độ
phổ biến của chondrit. Bastnasit có xu hướng thể hiện dị thường europi âm ít
hơn so với monazit và vì vậy nó mới là nguồn chính cung cấp europi ngày
nay.
Một vài hợp chất của europi bao gồm:
 Các florua: EuF2, EuF3  Các ôxít: EuO, Eu2O3 và Eu3O4

 Các clorua: EuCl2, EuCl3  Các sulfua: EuS
 Các bromua: EuBr2, EuBr3  Các selenua: EuSe
 Các iodua: EuI2, EuI3  Các telurua: EuTe
 Các nitrua: EuN
Đồng vị
Europi phổ biến trong tự nhiên là hỗn hợp của 2 đồng vị là Eu151 và Eu153, với
Eu153 là phổ biến nhất (52,2% độ phổ biến trong tự nhiên). Trong khi Eu153 là
ổn định thì Eu151 gần đây được phát hiện là không ổn định với phân rã alpha
11
có chu kỳ bán rã khoảng 53 x 1018 năm[6], phù hợp tương đối hợp lý với các
dự đoán lý thuyết. Bên cạnh đồng vị phóng xạ tự nhiên Eu151 còn có 35 đồng
Page 605 of 970
vị phóng xạ nhân tạo khác đã được miêu tả, với các đồng vị ổn định nhất là
Eu150 có chu kỳ bán rã 36,9 năm, Eu152 có chu kỳ bán rã 13,516 năm và
Eu154 có chu kỳ bán rã 8,593 năm. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu
kỳ bán rã dưới 4,7612 năm và phần lớn trong số này có chu kỳ bán rã dưới
12,2 giây. Nguyên tố này cũng có 8 trạng thái giả ổn định, với ổn định nhất là
Eu150m (t½ 12,8 giờ), Eu152m1 (t½ 9,3116 giờ) và Eu152m2 (t½ 96 phút).
Phương thức phân rã chủ yếu trước đồng vị phổ biến nhất, Eu153, là bắt điện
tử còn phương thức phân rã chủ yếu sau nó là phân rã beta trừ. Sản phẩm
phân rã chủ yếu trước Eu153 là các đồng vị của samari (Sm) còn sản phẩm
phân rã chủ yếu sau nó là các đồng vị của gadolini (Gd).
Sản phẩm phân hạch hạt nhân

Europi được sinh ra bằng phân hạch
Sản phẩm phân hạch
hạt nhân, nhưng hiệu suất sản phẩm
tuổi thọ trung bình
phân hạch của các đồng vị europi là
Tc: t½ Hiệu suất Q * βγ thấp gần với đỉnh của khoảng khối
Đơn vị: a % KeV * lượng cho các sản phẩm phân hạch.
155
Eu 4.76 0,0803 252 βγ
85 Giống như các nguyên tố khác trong
Kr 10.76 0,2180 687 βγ
113m nhóm Lantan, nhiều đồng vị, đặc
Cd 14.1 0,0008 316 β
90 biệt là các đồng vị với số khối
Sr 28,9 4,505 2.826 β
137
lượng lẻ và các đồng vị nghèo
Cs 30,23 6,337 1176 βγ nơtron như Eu152, có tiết diện bắt
121m
Sn 43,9 0,00005 390 βγ nơtron cao, thường cao đủ để trở
151
Sm 90 0,5314 77 β thành các chất độc hạt nhân.
Eu151 là sản phẩm phân rã

Tiết diện bắt nơtron nhiệt beta của Sm151, nhưng do
Đồng vị Eu151 Eu152 Eu153 Eu154 Eu155 nó có chu kỳ bán rã dài
và thời gian trung bình
Năng suất ~10 thấp 1.580 >2,5 330 ngắn để hấp thụ nơtron,
Barn 5.900 12.800 312 1.340 3.950 nên phần lớn Sm151 thay
vì thế sẽ kết thúc như là
152
Sm .
Page 606 of 970

Eu152 (chu kỳ bán rã 13,516 năm) và Eu154 (chu kỳ bán rã 8,593 năm) không

thể là các sản phẩm của phân rã beta do Sm152 và Sm154 là không phóng xạ,
nhưng Eu154 là nuclide "khiên" tuổi thọ cao duy nhất, ngoài Cs134, có hiệu suất
phân hạch trên 2,5 ppm các phân hạch[7]. Một lượng lớn hơn của Eu154 sẽ
được sinh ra bởi hoạt hóa nơtron của một tỷ lệ đáng kể Eu153 không phóng xạ;
tuy nhiên, phần lớn của nó sẽ chuyển hóa tiếp thành Eu155.
Eu155 (chu kỳ bán rã 4,7612 năm) có hiệu suất phân hạch 330 ppm đối với
U235 và các nơtron nhiệt. Phần lớn sẽ được biến đổi thành Gd156 không phóng
xạ và không hấp thụ vào cuối của chu trình cháy kiệt của nhiên liệu.
Tổng thể, europi bị lu mờ bởi Cs137 và Sr90 như là các nguồn nguy hiểm về
bức xạ và bởi samari cùng một số nguyên tố khác như là chất độc nơtron.
Phòng ngừa
Độc tính của các hợp chất europi vẫn chưa được nghiên cứu đầy đủ, nhưng
hiện tại không có các chỉ thị rõ ràng rằng europi có độc tính cao khi so sánh
với các kim loại nặng khác. Bụi kim loại có nguy hiểm cháy và nổ cao.
Europi không đóng một vai trò sinh học nào đã biết.
Cô lập europi
Europi kim loại có sẵn ở quy mô thương mại, vì thế không cần thiết phải điều
chế nó trong phòng thí nghiệm, một phần là do nó rất khó để tinh chế thành
kim loại nguyên chất. Điều này chủ yếu là do cách thức mà nó được tìm thấy
trong tự nhiên, trong đó các nguyên tố nhóm Lantan được tìm thấy trong một
loạt các khoáng vật. Quan trọng nhất trong số các khoáng vật chứa các
nguyên tố nhóm Lantan là xenotim, monazit và bastnasit. Hai khoáng vật đầu
là các khoáng vật orthophotphat LnPO4 (với Ln ở đây là ký hiệu chỉ hỗn hợp
tất cả các nguyên tố nhóm Lantan, ngoại trừ promethi là nguyên tố cực hiếm
do nó chỉ có các đồng vị phóng xạ) và khoáng vật thứ ba là dạng khoáng vật
florua cacbonat LnCO3F. Các nguyên tố nhóm Lantan với số nguyên tử chẵn
nói chung là phổ biến hơn. Theo trật tự độ phổ biến giảm dần thì các nguyên
tố nhóm Lantan trong các khoáng vật sẽ là xeri, lantan, neodymi, praseodymi.
Monazit cũng chứa thori và yttri, điều này làm cho việc xử lý khó khăn hơ do
thori và các sản phẩm phân ly của nó có tính phóng xạ.
Page 607 of 970

Đối với nhiều mục đích cụ thể, không cần thiết phải tách riêng các kim loại
này, nhưng nếu việc chia tách thành các kim loại riêng rẽ là cần thiết thì quy
trình là cực kỳ phức tạp. Ban đầu, các kim loại được chiết tách như là các
muối từ quặng bằng chiết tách với axít sulfuric (H2SO4), axít clohiđríc (HCl)
và hydroxit natri (NaOH). Các kỹ thuật tinh chế hiện đại cho hỗn hợp các
muối nhóm Lantan này là khéo léo và bao gồm các kỹ thuật phức chất hóa
chọn lọc, chiết dung môi và phép ghi sắc trao đổi ion.
Europi tinh khiết thu được nhờ điện phân hỗn hợp EuCl3 và NaCl (hay CaCl2)
nóng chảy trong các buồng dùng graphit làm anôt còn chúng làm catôt. Phụ
phẩm thu được là khí clo. Nó cũng có thể điều chế bằng cách khử ôxít của nó
bởi lantan kim loại sau đó chưng cất.
 Tóm tắt:
Europi, 63Eu
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Europi, Eu
Phiên âm /jʊˈroʊpiəm/
yoo-ROH-pee-əm
Hình dạng Bạc trắng, nhưng hiếm khi được nhìn thấy do thường bị ôxy hóa với các
màu khác nhau
Europi trong bảng tuần hoàn

Page 608 of 970
-
↑
Eu
↓
Am
Samari ← Europi → Gadolini
Số nguyên 63
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân n/a, f
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình [Xe] 4f7 6s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 25, 8, 2

vật chất
Nhiệt độ 1099 K (826 °C, 1519 °F)
nóng chảy
Nhiệt độ sôi 1802 K (1529 °C, 2784 °F)
Mật độ 5,264 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
lỏng
Page 609 of 970


nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 863 957 1072 1234 1452 1796

Trạng thái 3, 2 Bazơ nhẹ
ôxy hóa
Độ âm điện ? 1,2 (Thang Pauling)
cộng hoá trị
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

thể
Độ giãn nở (r.t.) (poly)

nhiệt 35,0 µm·m−1·K−1
Độ dẫn nhiệt est. 13.9 W·m−1·K−1
Điện trở suất (r.t.) (poly) 0,900 µ Ω·m
Mô đun 18,2 GPa
Young
Page 610 of 970

thang
Vickers
CAS

150 150
Eu Tổng hợp 36,9 năm ε 2.261 Sm
151
Eu 47.8% 5×1018y α 147
Pm
152 152
Eu Tổng hợp 13,516 năm ε 1.874 Sm
β− 1.819 152
Gd
153 153
Eu 52.2% Eu ổn định với 90 neutron
64. Gadolini (Gd)

Gadolini (tên La tinh: Gadolinium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Gd
và số nguyên tử bằng 64.
Đặc trưng
Gadolini là một kim loại đất hiếm mềm dễ uốn màu trắng bạc với ánh kim.
Nó kết tinh ở dạng alpha đóng kín lục phương khi ở điều kiện gần nhiệt độ
phòng, nhưng khi bị nung nóng tới 1.508°K hay cao hơn thì nó chuyển sang
dạng beta là cấu trúc lập phương tâm khối.
Không giống như các nguyên tố đất hiếm khác, gadolini tương đối ổn định
trong không khí khô. Tuy nhiên, nó bị xỉn nhanh trong không khí ẩm, tạo
thành một lớp ôxít dễ bong ra làm cho kim loại này tiếp tục bị ăn mòn.
Gadolini phản ứng chậm với nước và bị hòa tan trong axít loãng.
Gd157 có tiết diện bắt nơtron nhiệt cao hàng thứ hai trong số các nuclide đã
biết, chỉ thua Xe135, với giá trị bằng 49.000 barn, nhưng nó cũng có tốc độ
cháy hết nhanh và điều này hạn chế tính hữu dụng của nó như là vật liệu làm
các thanh kiểm soát trong lò phản ứng hạt nhân. Các hợp chất của gadolini
(ôxít) có thể tạo ra thanh hấp thụ kiểm soát tốt, chúng chỉ đắt hơn một chút so
Page 611 of 970
với cacbua bo, là chất hấp thụ chủ yếu trong các phiến kiểm soát. Bên cạnh
đó, "tốc độ cháy hết" đề cập trên đây là thông lượng (n/cm2*s) nhân với tiết
diện (cm2). Chúng không phải là các đại lượng tách biệt; tiết diện lớn tạo ra
"tốc độ cháy hết" lớn. Bên cạnh đó, gadolinia không cháy hết với sự hấp thụ
nơtron, nó biến hóa về nguyên tử lượng nhưng vẫn là Gd. Số các nguyên tử
Gd vẫn là bất biến; độ phản ứng âm xảy ra do các nguyên tử Gd bị biến hóa
thành các đồng vị có tiết diện hấp thụ nơtron nhỏ hơn. Gd160 có tiết diện hấp
thụ nơtron nhiệt nhỏ hơn 1 barn và như thế không còn là chất độc hạt nhân có
hiệu quả[1].
Gadolini là một chất thuận từ mạnh ở nhiệt độ phòng và thể hiện tính chất sắt
từ khi nhiệt độ hạ xuống.
Gadolini thể hiện hiệu ứng từ nhiệt trong đó nhiệt độ của nó tăng lên khi đưa
vào trong từ trường và hạ xuống khi rút ra khỏi từ trường. Hiệu ứng được coi
là mạnh hơn cho hợp kim của gadolini Gd5(Si2Ge2) [2].
Ứng dụng
Gadolini độ tinh khiết >99,9%
Gadolini được sử dụng trong sản xuất các thạch
lựu gadolini yttri phục vụ cho các ứng dụng vi
sóng, và các hợp chất gadolini được dùng trong
sản xuất các chất lân quang cho các ống tia âm cực
dùng trong tivi màu. Gadolini cũng được dùng
trong sản xuất các đĩa compact và bộ nhớ máy
tính.
Gadolini được dùng trong các hệ thống tạo lực đẩy
bằng hạt nhân trong hàng hải như là chất độc hạt nhân có thể cháy hết.
Gadolini cũng được dùng như là một biện pháp thứ cấp, tắt khẩn cấp trong
một số lò phản ứng hạt nhân, cụ thể là trong kiểu CANDU.
Gadolini cũng có các tính chất luyện kim bất thường, với chỉ khoảng 1%
gadolini bổ sung cũng cải thiện khả năng công tác và sức bền của sắt, crom
và các hợp kim có liên quan tới nhiệt độ và sự ôxi hóa cao.
Do các tính chất thuận từ của nó, các dung dịch phức chất hữu cơ của
gadolini và các hợp chất của gadolini được dùng như là các tác nhân tương
Page 612 of 970

phản phóng xạ truyền ven để nâng cao chất lượng hình ảnh trong chụp cộng
hưởng từ (MRI) y học. Magnevist là ví dụ sử dụng rộng rãi nhất.
Bên cạnh MRI, gadolini cũng được dùng trong các chiếu chụp khác. Trong
tia X, gadolini được chứa trong lớp lân quang, lơ lửng trong một ma trận
polyme tại thiết bị phát hiện. Ôxysulfua gadolini (Gd2O2S: Tb) kích thích
bằng terbi tại lớp lân quang chuyển hóa các tia X giải phóng từ nguồn thành
ánh sáng. Gd có thể bức xạ tại bước sóng 540nm (quang phổ ánh sáng xanh
lục = 520 – 570nm), rất hữu ích để nâng cao chất lực chiếu chụp của tia X
được phơi sáng vào giấy ảnh. Bên cạnh khoảng quang phổ của Gd, hợp chất
cũng có rìa K ở mức 50 kiloelectron volt (KeV), nghĩa là sự hấp thụ các tia X
của nó thông qua các tương tác quang điện là lớn. Sự chuyển hóa năng lượng
của Gd tới 20%, nghĩa là, một phần năm các tia X va đập vào lớp lân quang
có thể được chuyển hóa thành các photon ánh sáng.
Ôxyorthosilicat gadolini (Gd2SiO5, GSO; thường được kích thích bằng 0,1 -
1% Ce) là đơn tinh thể được dùng như là chất phát sáng nhấp nháy trong
chiếu chụp y học, chẳng hạn trong chụp bức xạ positron (PET) hay để phát
hiện các nơtron.
Thạch lựu gadolini galli (Gd3Ga5O12) là vật liệu với các tính chất quang học
tốt, được sử dụng trong chế tạo nhiều chủng loại thành phần quang họcvà làm
vật liệu nền cho các phim từ quang.
Trong tương lai, etyl sulfat gadolini, với các đặc tính ồn cực thấp, có thể
được dùng trong các maser. Ngoài ra, mômen từ cao và nhiệt độ Curie thấp
của gadolini (nằm ở mức nhiệt độ phòng) gợi ý về các ứng dụng như là thành
phần từ tính trong cảm nhận nóng và lạnh.
Do tiết diện bắt nơtron cực cao của gadolini, nguyên tố này được sử dụng rất
hiệu quả trong kỹ thuật chụp bức xạ nơtron.
Lịch sử
Năm 1880, nhà hóa học người Thụy Sĩ là Jean Charles Galissard de Marignac
đã quan sát thấy các vạch quang phổ thuộc về gadolini trong các mẫu vật
didymi và gadolinit; nhà hóa học người Pháp là Paul Émile Lecoq de
Boisbaudran đã tách gadolinia, một ôxít của gadolini, từ yttria của Mosander
năm 1886. Nguyên tố này được cô lập chỉ trong thời gian gần đây.
Page 613 of 970

Gadolini, giống như khoáng vật gadolinit, được đặt tên theo nhà hóa học và
nhà địa chất người Phần Lan là Johan Gadolin.
Trong các tài liệu cũ, dạng tự nhiên của nguyên tố này thường được gọi là
đất, nghĩa là nguyên tố này đến từ đất. Trên thực tế, gadolini là nguyên tố đến
từ một loại đất là gadolinia. Nó là hỗn hợp bao gồm các hợp chất của nguyên
tố này và một số nguyên tố khác. Hai nguyên tố kết hợp phổ biến nhất là ôxy
và lưu huỳnh. Ví dụ, gadolinia chứa ôxít gadolini (Gd2O3).
Vai trò sinh học

Gadolini không có vai trò sinh học tự nhiên nào đã biết, nhưng trong nghiên
cứu về các hệ thống sinh học nó có một số vai trò. Nó được sử dụng như là
tác nhân tương phản trong MRI, do trong trạng thái ôxi hóa +3 nó có 7
electron không bắt cặp. Điều này làm cho nước xung quanh tác nhân tương
phản bị hồi phục nhanh, nâng cao chất lượng chụp MRI. Thứ hai, như là
thành viên của nhóm Lantan, nó được sử dụng trong các thực nghiệm điện
sinh lý học kênh ion khác nhau, trong đó nó được dùng để ngăn các kênh rò rỉ
natri, cũng như để kéo giãn các kênh ion đã hoạt hóa.
Các tác nhân tương phản trên nền gadolini là nguy hiểm đối với các bệnh
nhân bị bệnh thận. Tác nhân tương phản thông thường được chelat hóa do nó
được dự kiến là di chuyển trong cơ thể rất nhanh. Trong các bệnh nhân với
bệnh thận, sự bài tiết là chậm hơn và gadolini trở thành không liên kết, gây ra
các vấn đề nghiêm trọng cho sức khỏe.
Phổ biến
Gadolini không được tìm thấy ở dạng tự do trong tự nhiên, nhưng nó chứa
trong nhiều khoáng vật hiếm như monazit và bastnasit. Nó chỉ xuất hiện ở
dạng dấu vết trong khoáng vật gadolinit, cũng được đặt tên theo Johan
Gadolin. Ngày nay, nó được điều chế bằng các kỹ thuật trao đổi ion và chiết
dung môi hay bằng khử florua khan của nó với canxi kim loại.
Giá trị
Năm 1994, giá thành của gadolini là khoảng 0,12USD mỗi gam và nó chỉ
tăng giá trị vào khoảng 0,01USD mỗi gam kể từ đó[3]:
Page 614 of 970
1994 - 1995 ..... $55 mỗi pao (hay $0,121 mỗi gam)
1996 - 1999 ..... $115 mỗi kilôgam (hay $0,115 mỗi gam)
2000 - 2005 ..... $130 mỗi kilôgam (hay $0,13 mỗi gam)
Hợp chất
Các hợp chất của gadolini bao gồm:
 Các florua: GdF3  Các iodua: GdI3  Các nitrat: Gd(NO3)3

 Các chlorua: GdCl3  Các ôxít: Gd2O3  Các nitrua: GdN
 Các bromua: GdBr3  Các sulfua: Gd2S3  Hợp chất hữu
cơ: gadodiamid
Đồng vị
Cấu tạo phân tử của Gadolini
Gadolini trong tự nhiên là hỗn hợp của 5
đồng vị ổn định, bao gồm Gd154, Gd155,
Gd156, Gd157 và Gd158, và 2 đồng vị phóng
xạ là Gd152 và Gd160, với Gd158 là phổ biến
nhất (24,84% độ phổ biến tự nhiên).
Ba mươi (30) đồng vị phóng xạ đã được nêu
đặc trưng, với ổn định nhất là Gd160 có chu
kỳ bán rã trên 1,3×1021 năm (sự phân rã vẫn
chưa được quan sát - chỉ có giới hạn dưới
của chu kỳ bán rã là đã biết), phân rã alpha
Gd152 với chu kỳ bán rã 1,08×1014 năm, và
Gd150 với chu kỳ bán rã 1,79×106 năm. Tất cả các đồng vị còn lại là phóng xạ,
với chu kỳ bán rã nhỏ hơn 74,7 năm. Phần lớn trong số này có chu kỳ bán rã
nhỏ hơn 24,6 giây. Các đồng vị của gadolini có 4 trạng thái giả ổn định (đồng
phân hạt nhân), với ổn định nhất là Gd143m (t½ 110 giây), Gd145m (t½ 85 giây)
và Gd141m (t½ 24,5 giây).
Phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị trước đồng vị ổn định phổ biến
nhất (Gd158) là bắt điện tử, còn phương thức phân rã chủ yếu của các đồng vị
Page 615 of 970
sau đồng vị ổn định phổ biến nhất là phân rã beta. Sản phẩm phân rã chủ yếu
của các đồng vị trước đồng vị ổn định phổ biến nhất là các đồng vị của Eu)
còn sản phẩm phân rã chủ yếu của các đồng vị sau đồng vị ổn định phổ biến
nhất là các đồng vị của Tb.
Gadolini-153 có chu kỳ bán rã 240,4 ±10 ngày và bức xạ tia gama với các
đỉnh mạnh tại 41KeV và 102KeV. Nó được sử dụng như là nguồn tia gama
trong phép đo hấp thụ tia X hay đo đạc mật độ xương cho chiếu chụp chứng
loãng xương và trong hệ thống chiếu chụp tia X Lixiscope có thể di động.
Phòng ngừa
Giống như các nguyên tố khác trong nhóm Lantan, các hợp chất gadolini có
độc tính từ nhẹ tới vừa phải, mặc dù độc tính của chúng vẫn chưa được
nghiên cứu đầy đủ. Bên cạnh đó, các bệnh nhân bị bệnh thận hay trong các
điều kiện tiền viêm nhiễm, có các dữ liệu cho thấy có sự liên quan giữa việc
sử dụng nó với sự phát triển của xơ hóa hệ thống sinh mô thận[4] như là hiệu
ứng phụ của các chelat gadolini sử dụng như là tác nhân tương phản trong
các chiếu chụp MRI.
 Tóm tắt:
Gadolini, 64Gd
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Gadolini, Gd
Phiên âm /ˌɡædɵˈlɪniəm/
GAD-o-LIN-ee-əm
Page 616 of 970

Gadolini trong bảng tuần hoàn
↑
Gd
↓
Cm
Europi ← Gadolini → Terbi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 4f7 5d1 6s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 25, 9, 2

Nhiệt độ sôi 3546 K (3273 °C, 5923 °F)
Mật độ 7,90 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 617 of 970

Áp suất hơi (tính toán)

P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1836 2028 2267 2573 2976 3535

hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (100 °C, α, poly) 9,4 µm·m−1·K−1
Tính chất từ Thuận từ / Sắt từ
Vickers

Page 618 of 970

152
Gd 0.20% 1.08×1014y α 2.205 148
Sm
154 154
Gd 2.18% Gd ổn định với 90 neutron
155 155
156 156
157 157
158 158
160
Gd 21.86% >1,3×1021năm β−β− 1.7 160
Dy
65. Terbi (Tb)

Terbi (tên La tinh: terbium), còn gọi là tecbi, là một nguyên tố hóa học với
ký hiệu Tb và số nguyên tử 65. Terbi không được tìm thấy trong tự nhiên ở
dạng nguyên chất, nhưng nó có trong nhiều loại khoáng vật, bao gồm cerit,
gadolinit, monazit, xenotimvà euxenit.
Đặc trưng
Vật lý
Nó là một kim loại đất hiếm màu trắng bạc, mềm, dẻo, dễ uốn, đủ để cắt bằng
dao. Nó ổn định vừa phải trong không khí (không bị xỉn sau 19 tháng ở nhiệt
độ phòng)[1] và 2 thù hình tinh thể tồn tại, với nhiệt độ chuyển dạng là
1.289°C[2].
Cation terbi (III) là các chất huỳnh quang rực rỡ, có màu vàng chanh tươi, là
kết quả của vạch bức xạ xanh lục mạnh kết hợp với các vạch khác trong phổ
màu đỏ và cam. Biến thể yttrofluorit của khoáng vật fluorit có được huỳnh
quang màu vàng kem một phần là do terbi. Nguyên tố này dễ bị ôxi hóa và vì
thế được sử dụng ở dạng nguyên chất chỉ với mục đích nghiên cứu. Ví dụ,
các nguyên tử Tb riêng lẻ đã được cô lập bằng cách cấy chúng vào các phân
tử fulleren[3].
Terbi có trật tự sắt từ đơn giản ở nhiệt độ dưới 219°K. Trên 219°K, nó
chuyển sang trạng thái phản sắt từ xoắn ốc trong đó mọi mômen nguyên tử
trong một lớp mặt phẳng cơ sở cụ thể là song song, và định hướng ở một góc
cố định với các mômen của các lớp cận kề. Tính chất phản sắt từ bất thường
này chuyển thành trạng thái thuận từ không trật tự ở nhiệt độ 230 K[4].
Page 619 of 970

Hóa học
Trạng thái hóa trị phổ biến nhất của terbi là +3, như trong ôxít terbi (III)
(Tb2O3). Trạng thái +4 được biết đến trong TbO2 và TbF4.[5][6] Terbium dễ
dàng cháy tạo ra hỗn hợp của các ôxít hóa trị 3 và 4:
0
8Tb + 7O2 
t
 2Tb4O7
Trong dung dịch, terbi chỉ tạo ra các ion hóa trị 3. Terbi có độ âm điện thấp
và phản ứng chậm với nước lạnh nhưng khá nhanh với nước nóng để tạo ra
hiđrôxít terbi:
0
2Tb(rắn) + 6H2O(hơi nóng) 
t
 2Tb(OH)3(dung dịch) + 3H2(khí) ↑
Terbi kim loại phản ứng với mọi halogen:
2Tb(rắn) + 3F2(khí) → 2TbF3(rắn) [màu trắng]
2Tb(rắn) + 3Cl2(khí) → 2TbCl3(rắn) [màu trắng]
2Tb(rắn) + 3Br2(khí) → 2TbBr3(rắn) [màu trắng]
2Tb(rắn) + 3I2(khí) → 2TbI3(rắn)
Terbi hòa tan dễ dàng trong axít sulfuric loãng để tạo ra các dung dịch chứa
các ion Tb (III) màu hồng nhạt, tồn tại như là các phức hợp [Tb(OH2)9]3+:[7]
2Tb(rắn) + 3H2SO4(dung dịch) → 2Tb3+(dung dịch) + 3SO42-(dung dịch) + 3H2(khí) ↑
Hợp chất
Terbi kết hợp với nitơ, cacbon, lưu huỳnh, phốtpho, bo, selen, silic và asen ở
nhiệt độ cao, tạo thành các hợp chất hóa trị hai khác nhau như TbH2, TbH3,
TbB2, Tb2S3, TbSe, TbTe và TbN.[6] Trong các hợp chất này, Tb chủ yếu thể
hiện hóa trị +3 và đôi khi là +2. Các halogenua terbi (II) thu được bằng cách
ủ các halogenua Tb (III) với sự có mặt của Tb kim loại trong thùng chứa
bằng tantali. Terbi cũng có thể tạo ra sesquiclorua Tb2Cl3, là chất có thể khử
tiếp thành TbCl bằng cách ủ ở 800°C. Clorua terbi (I) tạo thành các viên nhỏ
với cấu trúc tạo lớp giống như than chì.[8]
Các hợp chất khác còn có:
 Clorua: TbCl3  Iodua: TbI3
 Bromua: TbBr3  Florua: TbF3, TbF4
Page 620 of 970
Florua terbi (IV) là tác nhân flo hóa mạnh, giải phóng ra flo nguên tử tương
đối tinh khiết khi bị nung nóng [9] chứ không phải hỗn hợp của hơi flo giải
phóng ra từ CoF3 hay CeF4.
Đồng vị
Terbi nguồn gốc tự nhiên chỉ bao gồm 1 đồng vị ổn định là Tb159. Ngoài ra,
33 đồng vị phóng xạ cũng đã được miêu tả đặc trưng, với ổn định nhất là
Tb158 có chu kỳ bán rã là 180 năm, Tb157Tb có chu kỳ bán rã 71 năm và Tb160
có chu kỳ bán rã 72,3 ngày. Tất cả các đồng vị còn lại đều là đồng vị phóng
xạ với chu kỳ bán rã nhỏ hơn 6,907 ngày, và phần lớn có chu kỳ bán rã không
quá 24 giây. Nguyên tố này ũng có 18 trạng thái giả ổn định, với ổn định nhất
là Tb156m1 (t½ 24,4 giờ), Tb154m2 (t½ 22,7 giờ) và Tb154m1 (t½ 9,4 giờ).
Phương thức phân rã chủ yếu trước đồng vị phổ biến nhất, Tb159, là bắt điện
tử, còn phương thức phân rã chủ yếu sau đồng vị phổ biến nhất là phân rã
beta trừ. Sản phẩm phân rã chủ yếu trước đồng vị phổ biến nhất là các đồng
vị của Gd (gadolini), còn sản phẩm phân rã chủ yếu sau đồng vị phổ biến
nhất là các đồng vị của Dy (dysprosi).
Lịch sử
Terbi được nhà hóa học người Thụy Điển là Carl Gustaf Mosander phát hiện
năm 1843, ông đã phát hiện nó như là tạp chất trong ôxít yttri, Y2O3, và đặt
tên cho nó theo làng Ytterby ở Thụy Điển. Nó đã không được cô lập ở dạng
tinh khiết mãi cho tới phát minh ra kỹ thuật trao đổi ion gần đây[10].
Ban đầu Mosander phân chia "yttria" thành ba phân đoạn, "terbia" là phân
đoạn có màu hồng (do nguyên tố hiện nay gọi là erbi), và "erbia" là phân
đoạn về thực chất là không màu trong dung dịch, nhưng tạo ra ôxít màu nâu.
Các công nhân khi đó rất khó quan sát phân đoạn sau, nhưng phân đoạn màu
hồng thì không thể bỏ sót. Các tranh cãi quay qua quay lại về việc "erbia" có
tồn tại hay không. Trong sự lộn xộn đó, các tên gọi ban đầu đã bị đảo lại, và
sự tráo đổi các tên gọi bị làm rối lên. Hiện nay, người ta cho rằng những công
nhân này đã dùng các sulfat kép của natri và kali để loại bỏ "ceria" ra khỏi
"yttria", vô tình làm mất hàm lượng terbi trong của hệ thống trong kết tủa
chứa ceria. Trong bất kỳ trường hợp nào, chất hiện nay gọi là terbi chỉ chiếm
khoảng 1% của yttria ban đầu, nhưng như thế đã là đủ để truyền màu hơi
Page 621 of 970
vàng cho ôxít. Vì thế, terbi chỉ là thành phần thiểu số trong phân đoạn terbia
ban đầu, với thành phần chủ yếu là các họ hàng gần của nó như gadolini và
dysprosi. Sau này, khi các nguyên tố đất hiếm khác được tách ra khỏi hỗn
hợp này, bất kỳ phân đoạn nào tạo ra ôxít màu nâu đều giữ tên gọi terbia, cho
tới khi cuối cùng nó là tinh khiết. Các nhà nghiên cứu trong thế kỷ 19 không
có được ích lợi gì từ công nghệ huỳnh quang, mà bằng cách đó việc quan sát
huỳng quang tươi màu có thể làm cho việc theo dõi dấu vết của nguyên tố
này trong hỗn hợp trở nên dễ dàng hơn[10].
Phổ biến
Xenotim
Terbi không được tìm thấy ở dạng tự do trong
tự nhiên, nhưng nó có trong nhiều khoáng vật,
như cerit, gadolinit, monazit
((Ce,La,Th,Nd,Y)PO4, chứa tới 0,03% terbi),
xenotim (YPO4) và euxenit
((Y,Ca,Er,La,Ce,U,Th)(Nb,Ta,Ti)2O6, chứa tới
trên 1% terbi). Mật độ phổ biến trong lớp vỏ
[6]
Trái Đất là khoảng 1,2mg/kg .
Các nguồn thương mại giàu terbi nhất hiện tại là lớp đất sét ion hấp phụ ở
miền nam Trung Quốc. Các mẫu chứa nhiều yttri từ lớp đất sét này chứa
khoảng 2/3 là ôxít yttri (theo trọng lượng) và khoảng 1% terbia. Tuy nhiên,
các lượng nhỏ cũng có trong bastnasit và monazit, và khi chúng được chế
biến bằng chiết dung dịch để phục hồi các kim loại nặng trong nhóm Lantan
dưới dạng "cô đặc samari - europi - gadolini" thì hàm lượng terbi của quặng
còn lại trong đó. Do một lượng lớn bastnasit được chế biến, một tỷ lệ đáng kể
(tương đối so với đất sét giàu ion hấp phụ) nhu cầu về terbi trên thế giới có
nguồn gốc từ bastnasit[2].
Sản xuất
Các khoáng vật chứa terbi thô nghiền nát được xử lý bằng axít sulfuric đặc
nóng để tạo ra sulfat hòa tan trong nước của các kim loại đất hiếm. Nước lọc
có tính axít được trung hòa một phần bằng NaOH tới khi pH đạt giá trị 3 -
4. Thori kết tủa khỏi dung dịch dưới dạng hiđrôxít và bị loại bỏ. Sau đó dung
Page 622 of 970
dịch được xử lý bằng oxalat ammoni để chuyển đổi các kim loại đất hiếm
thành các dạng oxalat không hòa tan của chúng. Các oxalat được chuyển hóa
thành các ôxít nhờ ủ. Các ôxít được hòa tan trong axít nitric để tiếp tục loại
bỏ một trong các thành phần chính là xeri, do ôxít của nó không hòa tan trong
HNO3. Terbi được tách ra ở dạng muối kép với nitrat ammoni bởi sự kết
tinh[6].
Phương thức hiệu quả nhất để tách các muối terbi ra khỏi dung dịch muối của
các kim loại đất hiếm khác là trao đổi ion. Trong phương thức này, các ion
kim loại đất hiếm được hấp thụ thành nhựa trao đổi ion thích hợp bằng trao
đổi với các ion hiđrôni, ammoni hay đồng có trong nhựa. Các ion đất hiếm
sau đó được rửa sạch có chọn lọc bằng các tác nhân tạo phức chất thích hợp.
Giống như các kim loại đất hiếm khác, terbi kim loại được sản xuất bằng
cách khử clorua hay florua khan bằng canxi kim loại. Các tạp chất canxi và
tantali có thể loại bỏ bằng tái nóng chảy trong chân không, chưng cất, tạo hỗn
hống hay nung chảy theo khu vực[6].
Ứng dụng
Terbi được sử dụng làm tác nhân kích thích cho florua canxi, tungstat canxi
và molypdat stronti, các vật liệu được sử dụng trong các thiết bị trạng thái
rắn, và như là tác nhân ổn định tinh thể của các tế bào nhiên liệu khi phải làm
việc ở nhiệt độ cao, cùng với ZrO2[2].
Terbi cũng được sử dụng trong các hợp kim và trong sản xuất các thiết bị
điện tử. Là một thành phần của Terfenol - D, terbi được sử dụng trong các
thiết bị truyền động, trong các hệ thống định vị thủy âm và cảm biến của hải
quân, trong thiết bị SoundBug (ứng dụng thương mại đầu tiên của nó) cũng
như trong các thiết bị cơ - từ khác. Terfenol - D là hợp kim giãn nở hay co
ngót trong từ trường. Nó có độ từ giảo cao nhất trong số tất cả các hợp kim
đã biết[11].
Ôxít terbi được sử dụng trong các chất lân quang màu xanh lục trong các đèn
huỳnh quang và các ống TV màu. Các chát lân quang "xanh lục" terbi (phát
màu vàng chanh tươi) được kết hợp với các chất lân quang màu xanh lam của
europi hóa trị 2 và các chất lân quang màu đỏ của europi hóa trị 3 để tạo ra
công nghệ chiếu sáng "ba màu". Chiếu sáng ba màu cung cấp lượng sáng cao
hơn khi xét cùng một lượng điện năng đầu vào so với các đèn nóng sáng[2].
Page 623 of 970

Đây cũng là lĩnh vực tiêu thụ terbi nhiều nhất trên thế giới. Borat terbi natri
được sử dụng trong các thiết bị trạng thái rắn. Huỳnh quang tươi màu cho
phép sử dụng terbi làm mẫu thăm dò trong hóa sinh học, trong đó nó là gần
giống như canxi về hành vi.
Phòng ngừa
Giống như các nguyên tố trong nhóm Lantan khác, các hợp chất của terbi có
độc tính từ nhẹ tới vừa phải, mặc dù mức độ độc của chúng vẫn chưa được
kiểm tra chi tiết. Terbi không có vai trò sinh học nào đã biết[2].
 Tóm tắt:
Terbi, 65Tb
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Terbi, Tb
Phiên âm /ˈtɜrbiəm/ TER-bee-əm
Terbi trong bảng tuần hoàn
↑
Tb
↓
Bk
Page 624 of 970

Gadolini ← Terbi → Dysprosi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 27, 8, 2

Nhiệt độ sôi 3503 K (3230 °C, 5846 °F)
Mật độ 8,23 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1789 1979 (2201) (2505) (2913) (3491)

Page 625 of 970
Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2, 1 Bazơ yếu

hóa trị
Thông tin khác


Tính chất từ Thuận từ tại 300 K
Vickers
Brinell

157 157
Tb Tổng hợp 71 năm ε 0.060 Gd
158 158
Tb Tổng hợp 180 năm ε 1.220 Gd
β− 0.937 158
Dy
159 159
Tb 100% Tb ổn định với 94 neutron
Page 626 of 970

66. Dysprosi (Dy)

Dysprosi (tên La tinh: Dysprosium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Dy
và số nguyên tử 66. Nó là một nguyên tố đất hiếmvới ánh bạc kim loại.
Dysprosi không được tìm thấy trong tự nhiên ở dạng tự do, mặc dù nó được
tìm thấy trong một loạt các khoáng vật, như trong xenotim. Dysprosi nguồn
gốc tự nhiên là hỗn hợp của 7 đồng vị, trong đó đồng vị phổ biến nhất là
Dy164.
Dysprosi được Paul Émile Lecoq de Boisbaudran nhận dạng đầu tiên năm
1886, nhưng đã không được cô lập ở dạng tinh khiết cho tới khi có sự phát
triển của các kỹ thuật trao đổi ion trong thập niên 1950. Dysprosi được sử
dụng vì tiết diện hấp thụ nơtron nhiệt cao của nó trong chế tạo các thanh kiểm
soát của các lò phản ứng hạt nhân, vì độ cảm từ cao của nó trong các thiết bị
lưu trữ dữ liệu cũng như là thành phần của Terfenol - D. Các muối dysprosi
hòa tan có độc tính nhẹ, trong khi các muối không hòa tan của nó được coi là
không độc hại.
Đặc trưng
Vật lý
Một mẫu dysprosi
Dysprosi là kim loại đất hiếm, có ánh màu bạc sáng hay xám
bạc kim loại. Nó đủ mềm để cắt bằng dao và có thể được gia
công cơ khí không gây đánh lửa nếu tránh không tăng nhiệt quá
cao. Các đặc trưng vật lý của dysprosi có thể bị thay đổi mạnh
nếu có lẫn dù chỉ một lượng nhỏ tạp chất[1]. Dysprosi dễ dàng bị ôxi hóa và vì
thế được sử dụng ở dạng nguyên tố chỉ trong các mục đích nghiên cứu.
Chẳng hạn, các nguyên tử Dy riêng lẻ được cô lập bằng cách cấy chúng vào
các phân tử fulleren[2].
Dysprosi và holmi có cường độ từ lớn nhất trong số mọi nguyên tố[3], đặc biệt
khi ở các nhiệt độ thấp[4]. Dysprosi có trật tự sắt từ đơn giản ở nhiệt độ dưới
85°K. Trên 85°K, nó trở thành trạng thái phản sắt từ xoắn ốc trong đó mọi
mômen nguyên tử trong một lớp phẳng cơ sở cụ thể là song song và định
hướng ở góc cố định với các mômen của các lớp cận kề. Hiện tượng phản sắt
từ bất thường này chuyển thành trạng thái thuận từ (không trật tự) ở 179°K[5].
Page 627 of 970
Hóa học
Dysprosi kim loại bị xỉn chậm trong không khí và cháy thành ôxít dysprosi
(III):
0
4Dy + 3O2 
t
 2Dy2O3
Dysprosi có độ điện âm vừa phải (1,22) và phản ứng chậm với nước lạnh
nhưng rất nhanh với nước nóng để tạo thành hiđrôxít dysprosi:
0
2Dy(rắn) + 6H2O(hơi nóng) 
t
 2Dy(OH)3(dung dịch) + 3H2(khí) ↑
Dysprosi kim loại phản ứng mãnh liệt với mọi halogen ở nhiệt độ trên 200°C:
0
2Dy(rắn) + 3F2 (khí) 
>200 C
 2DyF3 (rắn) [xanh lục]
0
2Dy(rắn) + 3Cl2 (khí) 
>200 C
 2DyCl3 (rắn) [trắng]
0
2Dy(rắn) + 3Br2 (khí) >200 C
 2DyBr3 (rắn) [trắng]
0
2Dy(rắn) + 3I2 (khí) 
>200 C
 2DyI3 (rắn) [xanh lục]
Dysprosi dễ dàng hòa tan trong axít sulfuric loãng để tạo ra các dung dịch
chứa các ion Dy (III) màu vàng, tồn tại như là phức hợp [Dy(OH2)9]3+:[6].
2Dy(rắn) + 3H2SO4 (dung dịch) → 2Dy3+(dung dịch) + 3SO2−4(dung dịch) + 3H2 (khí) ↑
Hợp chất
Các halua dysprosi, như DyF3 và DyBr3, có xu hướng có màu vàng. Ôxít
dysprosi (III), còn gọi là dysprosia, là chất bột màu trắng có từ tính cao hơn
so với ôxít sắt[4]
Dysprosi kết hợp với một loạt các phi kim ở nhiệt độ cao tạo thành các hợp
chất hay hỗn hợp các hợp chất theo các tỷ lệ khác nhau của dysprosi trạng
thái ôxi hóa +3 và +2, như DyN, DyP, DyH2 và DyH3; DyS, DyS2, Dy2S3 và
Dy5S7; DyB2, DyB4, DyB6và DyB12, cũng như Dy3C và Dy2C3[7].
Cacbonat dysprosi, Dy2(CO3)3 và sulfat dysprosi, Dy2(SO4)3, tạo ra từ các
phản ứng tương tự[8]. Phần lớn các hợp chất của dysprosi hòa tan trong nước,
nhưng tetrahydrat cacbonat dysprosi (Dy2(CO3)3•4H2O) và decahydrat oxalat
dysprosi (Dy2(C2O4)3•10H2O) thì không hòa tan trong nước[9][10].
Page 628 of 970

Đồng vị
Dysprosi nguồn gốc tự nhiên là hỗn hợp của 7 đồng vị: Dy156, Dy158, Dy160,
Dy161, Dy162, Dy163 và Dy164. Chúng được coi là ổn định, mặc dù Dy156 phân rã
theo phân rã alpha với chu kỳ bán rã trên 1×1018 năm. Trong số các đồng vị
nguồn gốc tự nhiên, Dy164 là phổ biến nhất, chiếm 28%, tiếp theo là Dy162 với
26%. Ít phổ biến hơn cả là Dy156 với 0,06 %[11].
Hai mươi chín đồng vị phóng xạ khác cũng đã được tổng hợp, nằm trong
khoảng có nguyên tử lượng từ 138 tới 173. Ổn định nhất trong số này là
Dy154 với chu kỳ bán rã khoảng 3×106 năm, tiếp theo là Dy159 (144,4 ngày). Ít
ổn định nhất là Dy138 (200ms). Các đồng vị nhẹ hơn các đồng vị ổn định có
xu hướng bị phân rã theo phân rã β+, trong khi các đồng vị nặng hơn các
đồng vị ổn định có xu hướng bị phân rã theo phân rã β-, với một vài ngoại lệ.
Dy154 phân rã chủ yếu theo phân rã alpha, còn Dy152 và Dy159 chủ yếu phân rã
theo bắt điện tử[11]. Dysprosi cũng có ít nhất 11 đồng phân giả ổn định, trong
khoảng có khối lượng nguyên tử từ 140 tới 165. Ổn định nhất trong số này là
Dy165m, có chu kỳ bán rã 1,257 phút. Dy149 có 2 trạng thái kích thích, trạng
thái thứ hai, Dy149m2, có chu kỳ bán rã 28 ns[11].
Lịch sử
Năm 1878, quặng erbi được tìm thấy có chứa các ôxít của 2 nguyên tố đất
hiếm: holmi và thuli. Nhà hóa học người Pháp Paul Émile Lecoq de
Boisbaudran, khi làm việc với ôxít holmi, đã tách từ nó ra được ôxít dysprosi
tại Paris vào năm 1886[12]. Quy trình của ông để cô lập dysprosi bao gồm hòa
tan ôxít dysprosi trong axít, sau đó bổ sung ammoniac để kết tủa hiđrôxít.
Ông chỉ có thể cô lập được dysprosi từ ôxít của nó sau trên 30 lần thử theo
quy trình này. Khi thành công, ông đặt tên cho nguyên tố là dysprosium, từ
tiếng Hy Lạp dysprositos có nghĩa là "khó thu được". Tuy nhiên, nguyên tố
đã không được cô lập ở dạng tương đối tinh khiết cho tới khi có sự phát triển
của các kỹ thuật trao đổi ion do Frank Spedding tại Đại học bang Iowa đề
xuất trong đầu thập niên 1950[3].
Năm 1950, Glenn T. Seaborg, Albert Ghiorso và Stanley G. Thompson thực
hiện việc tấn công các nguyên tử Am241 bằng các ion hêli, tạo ra các nguyên
tử có số nguyên tử bằng 97 và là tương tự với terbi trong nhóm Lantan. Do
terbi được đặt tên theo làng Ytterby, nơi nó và một vài nguyên tố khác được
Page 629 of 970

phát hiện, nên nguyên tố mới này được đặt tên là berkeli theo thành phố
(Berkeley) nơi nó được tổng hợp. Tuy nhiên, khi nhóm nghiên cứu tổng hợp
nguyên tố số 98, họ không thể nghĩ ra một tên tương ứng với dysprosi, và
thay vì thế đặt tên nguyên tố là californi để vinh danh bang nơi nó được tổng
hợp. Nhóm nghiên cứu đi tới kết luận là "chỉ ra rằng, để thừa nhận thực tế
rằng dysprosi được đặt tên trên cơ sở của từ trong tiếng Hy Lạp nghĩa là 'khó
thu được', rằng các nhà nghiên cứu của nguyên tố kia một thế kỷ trước đó
thấy rằng nó khó có thể nhận tên gọi theo California."[13].
Phổ biến
Xenotim
Dysprosi không ở dạng tự do trong tự nhiên,
nhưng có trong nhiều khoáng vật, như xenotim,
fergusonit, gadolinit, euxenit, polycras, blomstra
ndin, monazit và bastnasit; thường với erbi và
holmi hay các nguyên tố đất hiếm khác. Hiện
nay, phần lớn dysprosi thu được từ các quặng
đất sét hấp phụ ion tại miền nam Trung Quốc.
Trong các loại quặng giàu yttri thì dysprosi là
phổ biến nhất trong số các nguyên tố nhóm
Lantan nặng, chiếm khoảng 7 – 8% (so với khoảng 65% là yttri)[14][15]. Hàm
lượng Dy trong lớp vỏ Trái Đất là khoảng 5,2mg/kg và trong nước biển là
khoảng 0,9ng/L[7].
Sản xuất
Dysprosi thu được chủ yếu từ cát monazit, hỗn hợp của các dạng photphat
khác nhau. Kim loại này thu được như là phụ phẩm trong chiết tách thương
mại cho yttri. Để cô lập dysprosi, phần lớn các kim loại không mong muốn
khác có thể được loại bỏ bằng từ tính hay bằng quy trình tách đãi. Sau đó
dysprosi có thể được tách ra từ các kim loại đất hiếm khác bằng quy trình
trao đổi ion. Các ion dysprosi thu được sau đó có thể cho phản ứng với flo
hay clo để tạo thành florua dysprosi (DyF3) hay clorua dysprosi (DyCl3). Các
hợp chất này có thể khử bằng canxi hay liti kim loại theo phản ứng sau[8]:
3Ca + 2DyF3 → 2Dy↓ + 3CaF2
Page 630 of 970
3Li + DyCl3 → Dy↓ + 3LiCl

Các thành phần được đặt trong nồi nấu bằng tantali và đốt trong môi trường
chứa heli. Khi phản ứng xảy ra, các halua tạo thành và dysprosi nóng chảy bị
chia tách do khác biệt về tỷ trọng. Khi hỗn hợp nguội đi, dysprosi có thể
được cắt ra khỏi các tạp chất[8].
Trên toàn thế giới khoảng 100 tấn dysprosi được sản xuất mỗi năm[16].
Ứng dụng
Dysprosi được sử dụng, kết hợp với vanadi và các nguyên tố khác, để chế tạo
vật liệu laser. Do tiết diện hấp thụ nơtron nhiệt cao của dysprosi, các cermet
của ôxít dysprosi - niken được sử dụng trong các thanh kiểm soát hấp thụ
nơtron của các lò phản ứng hạt nhân[17]. Các chalcogen dysprosi - cadmi là
nguồn bức xạ hồng ngoại hữu ích trong nghiên cứu các phản ứng hóa học[1].
Do dysprosi và các hợp chất của nó có độ cảm từ cao nên chúng được sử
dụng trong nhiều loại thiết bị lưu trữ dữ liệu, như trong các đĩa CD[18].
Các nam châm neodymi - sắt - bo có thể chứa tới 6% neodymi được thay thế
bằng dysprosi[19] để nâng cao độ kháng từ cho các ứng dụng có nhu cầu như
các động cơ dẫn lái cho các dạng xe điện lai ghép. Sự thay thế này có thể đòi
hỏi tới 100 gam dysprosi trên mỗi chiếc xe điện lai ghép được sản xuất. Chỉ
dựa trên mỗi dự án của Toyota với công suất 2 triệu chiếc mỗi năm, thì việc
sử dụng dysprosi trong những ứng dụng như vậy đã có thể nhanh chóng làm
cạn kiệt nguồn cung cấp kim loại này[20]. Sự thay thế bằng dysprosi cũng có
thể là hữu ích trong các ứng dụng khác, do nó cải thiện khả năng kháng ăn
mòn của nam châm[21].
Dysprosi là một trong các thành phần của Terfenol - D, cùng với sắt và terbi.
Ở nhiệt độ phòng, Terfenol-D có độ kháng từ cao nhất trong số các vật liệu
đã biết[22], tính chất này được sử dụng trong các máy biến năng, các thiết bị
cộng hưởng cơ học phổ rộng[23] và các kim phun nhiên liệu lỏng độ chính xác
cao[24].
Dysprosi được sử dụng trong các máy đo liều lượng để đo đạc lượng bức xạ
ion hóa. Các tinh thể sulfat canxi hay florua canxi được kích thích bằng
dysprosi. Khi các tinh thể này được đặt vào trong nguồn bức xạ, các nguyên
tử dysprosi bị kích hoạt và phát sáng. Sự phát quang này có thể đo đạc được
để xác định mức độ phơi nhiễm mà thiết bị đo liều lượng đang hứng chịu[3].
Page 631 of 970
Các sợi nano chứa các hợp chất của dysprosi có diện tích bề mặt lớn và sức
bền cao; vì thế, chúng có thể được sử dụng để gia cố các vật liệu khác và làm
chất xúc tác. Các sợi florua ôxít dysprosi có thể tạo ra bằng cách đốt nóng
dung dịch lỏng chứa DyBr và NaF tới 450°C ở áp suất 450 barơ trong 17 giờ.
Vật liệu này có độ bền đáng kể, tồn tại trên 100 giờ trong các dung dịch lỏng
khác nhau ở nhiệt độ trên 400°C mà không bị hòa tan hay bị kết tập[25][26][27].
Phòng ngừa
Giống như nhiều chất bột khác, bột dysprosi có thể có nguy hiểm cháy nổ khi
trộn lẫn với không khí và có mặt nguồn kích cháy. Các lá dysprosi mỏng
cũng có thể bị kích cháy bằng tia lửa hay tĩnh điện. Lửa do dysprosi cháy
không thể dập tắt bằng nước do nó có thể phản ứng với nước để tạo ra khí
hiđrô dễ cháy[28]. Tuy nhiên, các đám cháy do clorua dysprosi, lại có thể dập
tắt bằng nước[29] trong khi florua dysprosi và ôxít dysprosi là các chất không
cháy[30][31]. Nitrat dysprosi, Dy(NO3)3, là một tác nhân ôxi hóa mạnh và dễ
dàng bắt cháy khi tiếp xúc với các chất hữu cơ[4].
Các muối dysprosi hòa tan, như clorua dysprosi và nitrat dysprosi, là hơi độc
khi nuốt phải. Tuy nhiên, các muối không hòa tan là không độc. Dựa trên độ
độc của clorua dysprosi đối với chuột, người ta ước tính rằng việc nuốt phải
từ 500 gam hoặc nhiều hơn có thể dẫn tới tử vong ở người[3].
 Tóm tắt:
Dysprosi, 66Dy
Tính chất chung

Page 632 of 970
Tên, ký hiệu Dysprosi, Dy

Phiên âm /dɪsˈproʊziəm/
dis-PROE-zee-əm
Dysprosi trong bảng tuần hoàn
↑
Dy
↓
Cf
Terbi ← Dysprosi → Holmi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 28, 8, 2

Nhiệt độ sôi 2840 K (2562 °C, 4653 °F)
Mật độ 8,540 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 633 of 970


Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1378 1523 (1704) (1954) (2304) (2831)

Trạng thái ôxy hóa 3, 2 Bazơ yếu
hóa trị
Thông tin khác


Vickers
Page 634 of 970


Brinell

154
Dy Tổng hợp 3×106 năm α 2.947 150
Gd
156
Dy 0.06% 1×1018năm α ? 152
Gd
158 158
Dy 0.10% Dy ổn định với 92 neutron
160 160
161 161
162 162
163 163
164 164
67. Holmi (Ho)

Holmium là tên nguyên tố hoá học có ký hiệu Ho và số nguyên tử 67 trong
bảng tuần hoàn. Là một thành viên trong nhóm lantan, holmi là một nguyên
tố đất hiến. Holmi được nhà hóa học Thụy Điển, Per Theodor Cleve, phát
hiện. Ôxít của nó được cô lập đầu tiên từ các quặng đất hiếm năm 1878 và
lúc đó nguyên tố này được đặt theo tên của thành phố Stockholm.
Nguyên tố holmi có màu trắng bạc, tương đối mềm và dễ uốn. Nó có tính
phản ứng mạnh nên không thể tìm thấy nó ở dạng kim loại trong tự nhiên,
nhưng khi bị cô lập, thì tương đối bền trong không khí khô ở nhiệt độ phòng.
Tuy vậy, nó dễ dàng phản ứng với nước và tạo gỉ, và cũng sẽ cháy trong
không khí khi nung.
Holmi được tìm thấy trong các khoáng monazit và gadolinit, và thường được
chiết tách thương mại từ monazit dùng công nghệ trao đổi ion. Các hợp chất
của nó trong tự nhiên, và hầu hết trong phòng thí nghiệm là các chất ôxi hóa
hóa trị 3, chứa các ion Ho (III). Các ion Ho hóa trị 3 có tính huỳnh quang
giống như các ion đất hiếm khác, và các ion Ho này cũng được sử dụng giống
như những ion đất hiếm khác trong các ứng dụng tạo màu thủy tinh và laser.
Page 635 of 970

Holmium có độ từ tính cao nhất so với bất kỳ nguyên tố nào và do đó nó

được dử dụng làm các miếng nam châm mạnh. Do holmi có khả năng hấp thụ
nơtron mạnh, nên nó cũng được sử dụng trong các cần điều khiển hạt nhân.
 Tóm tắt:
Holmi, 67Ho
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Holmi, Ho
Phiên âm /ˈhoʊlmiəm/ HOHL-mee-əm
Holmi trong bảng tuần hoàn
↑
Ho
↓
Es
Dysprosi ← Holmi → Erbi
Page 636 of 970


chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 29, 8, 2

Nhiệt độ sôi 2993 K (2720 °C, 4928 °F)
Mật độ 8,79 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1432 1584 (1775) (2040) (2410) (2964)

Trạng thái ôxy hóa 3 Bazơ
Page 637 of 970

hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (poly) 11.2 µm·m−1·K−1
Điện trở suất (r.t.) (poly) 814 n Ω·m
Vickers
Brinell

163 163
Ho Tổng hợp 4570 năm ε 0.003 Dy
164 164
Ho Tổng hợp 29 phút ε 0.987 Dy
165 165
Ho 100% Ho ổn định với 98 neutron
166
Ho Tổng hợp 26,763 giờ β− 1.855 166
Er
167
Ho Tổng hợp 3,1 giờ β− 1.007 167
Er
68. Erbi (Er)

Erbi là một nguyên tố hóa học thuộc nhóm Lantan, được ký hiệu Er và có số
nguyên tử là 68. Nó là kim loại màu trắng bạc khi được cô lập nhân tạo, còn
Page 638 of 970
ở dạng tự nhiên nó luôn được tìm thấy trong các hợp chất với các nguyên tố
khác trên Trái Đất. Nó là nguyên tố đất hiếm đi cùng với các nguyên tố đất
hiếm khác trong khoáng vật gadolinit ở Ytterby, Thụy Điển.
Các nguyên lý ứng dụng của Erbi liên quan đến màu hồng của ion Er3+, các
ion này có tính huỳnh quang đặc biệt hữu ích trong các ứng dụng laser nhất
định. Kính Erbi-doped hoặc các tinh thể có thể được sử dụng làm dụng cụ
khuếch đại quang học, ở đây các ion erbi (III) được bơm quang ở khoảng
980nm hoặc 1480nm và sau đó phát ánh sáng kích thích ở 1530 nm. Quá
trình này tạo ra sự khuếch đạo quang học laze đơn lẻ cơ học bất cho các tín
hiệu truyền trong sợi quang học. Bước sóng 1550 nm đặc biệt quan trọng đối
với thông tin quang vì các sợi quang học kiểu đơn tiêu chuẩn có sự mất mát
cực tiểu ở bước sóng riêng biệt này. Thêm vào đó các laser sợi quang học, có
nhiều ứng dụng trong quang học (i.e. dermatology, dentistry) dùng các bước
sóng ion erbi 2940nm (xem Er:Laser YAG), được hấp thụ mạnh trong nước
(hệ số hấp thụ khoảng 12.000/cm).
Tính chất
Erbi (III)clorua, thể hiện huỳnh quang màu
tím của Er+3 do tia cực tím tự nhiên
Nguyên tố kim loại erbi tinh khiết hóa trị 3
dễ uốn (hoặc dễ định hình), mềm ổn định
trong không khí, và không bị ôxy hóa nhanh
như những kim loại đất hiếm khác.
Các muối của nó có màu hồng, và nguyên tố
này có các dãi phổ hấp thụ đặc trưng đối với
ánh sáng nhìn thấy, tử ngoại, và hồng ngoại
gần. Các tính chất còn lại giống với hầu hết
các nguyên tố đất hiếm khác. Its Setquioxyt của nó được gọi là erbia. Các
tính chất của Erbi đặc trưng bởi số lượng và loại tạp chất có mặt trong nó.
Erbi chưa thấy có bất kỳ vai trò sinh học nào, nhưng người ta cho rằng nó có
thể kích thích trao đổi chất.[1]
Erbi có tính sắt từ dưới 19°K, phản sắt từ giữa 19 và 80°K, và thuận từ trên
80°K.[2]
Page 639 of 970

Erbi có thể tạo thành các cụm nguyên tử Er3N hình cánh quạt, với khoảng
cách giữa các nguyên tử erbi là 0,35nm. Các cụm này có thể được cô lập
bằng cách gộp chúng vào trong các phân tử fullerene, được xác nhận bằng
kính hiển vi điện tử truyền qua.[3]

Kim loại erbi bị xỉn chậm trong không khí và dễ cháy để tạo thành erbi (III)
ôxít:
0
4Er + 3O2 
t
 2Er2O3
Erbi có khả năng cho điện tử (độ dươngg điện) và phản ứng chậm với nước
lạnh và khá nhanh trong nước nóng tạo thành erbi hydroxit:
2Er(r) + 6H2O(l) → 2Er(OH)3 (dd) + 3H2 (k) ↑
Kim loại Erbi phản ứng với tất cả halogen:
2Er(r) + 3F2 (k) → 2ErF3 (r) [hồng]
2Er(r) + 3Cl2 (k) → 2ErCl3 (r) [tím]
2Er(r) + 3Br2 (k) → 2ErBr3 (r) [tím]
2Er(r) + 3I2 (k) → 2ErI3 (r) [tím]
Erbi dễ hòa tan trong axít sulfuric loãng tạo thành các dung dịch chứa các ion
Er (III) hydrat hóa, tồn tại dạng phức hydrat màu vàng [Er(OH2)9]3+:[4]
2Er(r) + 3H2SO4 (dd) → 2Er3+(dd) + 3SO42-(dd) + 3H2 (k) ↑
Đồng vị
Erbi tự nhiên là hợp phần của 6 đồng vị ổn định: Er-162, Er-164, Er-166, Er-
167, Er-168, và Er-170 với Er-166 là phổ biến nhất chiềm 33,503%. 29 đồng
vị phóng xạ đã được nghiên cứu, trong đó đồng vị ổn định nhất là Er-169 có
chu kỳ bán rã 9,4 ngày, Er-172 49,3 giờ, Er-160 28,58 giờ, Er-165 10,36 giờ,
và Er-171 7,516 giờ. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã
nhỏ hơn 3,5 giờ, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 4 phút. Nguyên
tố này có 13 meta state, với mức ổn định nhất Er-167m (t½ 2,269 giây).[5]
Các đồng vị của erbi có khối lượng nguyên tử từ 142,9663 u (Er-143) đến
176,9541u (Er-177). Cơ chế phân rã chính trước đồng vị ổn định phổ biến Er-
Page 640 of 970

166, là bắt điện tử, và sau là phân rã beta. Các sản phẩm phân rã chính trước
Er-166 là các đồng vị nguyên tố 67 (holmi), và các sản phẩm chính sau là các
đồng vị nguyên tố 69 69 (thuli).[5]
Lịch sử
Erbi được Carl Gustaf Mosander phát hiện năm 1843.[6] Mosander đã tách
"yttria" từ khoáng vật gadolinit thành 3 phần gọi là yttria, erbia, và terbia. He
đặt tên nguyên tố mới theo tên làng Ytterby, nơi có hàm lượng yttria và erbi
tập trung nhiều. Tuy nhiên, erbia và terbia đã bị nhẫm lẫn vào thời điểm đó.
Sau năm 1860, terbia được đổi tên thành erbia và sau năm 1877 nguyên tố
được cho là erbia đã được đổi tên thành terbia. Er2O3 khá tinh khiết được tách
ra một cách độc lập vào năm 1905 bởi Georges Urbain và Charles James.
Kim loại nguyên chất đã không được tạo ra một cách hợp lý mãi cho đến năm
1934 khi Klemm và Bommer khử clorua khan bằng hơi kali. Chỉ trong thập
niên 1990 giá erbi ôxít từ Trung Quốc giảm thấp đến mức erbi được dùng
làm kính màu nghệ thuật.[7]
Phân bố
Cát Monazit
Nồng độ erbi trong vỏ Trái Đất chiếm khoảng
2,8mg/kg và trong nước biển là 0,9ng/L.[8]. Với
nồng độ này, nó được xếp thứ 45 về độ phong
phú của các nguyên tố trong vỏ Trái Đất, và phổ
biến hơn nguyên tố thường gặp là chì.
Giống như các nguyên tố đất hiếm khác, nguyên
tố này không bao giờ có mặt trong tự nhiên ở dạng tự do (tự sinh), nó được
tìm thấy phổ biến trong các quặng cát monazit. Về mặt lịch sử, nó rất khó và
đắt để tách ra khỏi các nguyên tố đất hiếm khác trong các quặng của chúng,
nhưng công nghệ trao đổi ion[9] đã phát triển vào cuối thế kỷ 20 đã làm giảm
chi phí sản xuất của tất cả kim loại đất hiếm và các hợp chất hóa học của
chúng.
Page 641 of 970

Các nguồn erbi thương mại chủ yếu từ các khoáng vật xenotim và euxenit, và
gần đây, trong sét hấp phụ ion ở miền nam Trung Quốc; hệ quả là ngày nay
Trung Quốc trở thành nhà cung cấp chủ yếu nguyên tố này trên toàn cầu.
Trong các loại mỏ hàm lượng yttri cao này, yttri chiếm khoảng 2/3 tổng khối
lượng và erbia chiếm khoảng 4 - 5%. Khi các quặng này hòa tan trong axit,
erbia sinh ra đủ ion để tạo ra màu hồng đặc trưng cho dung dịch. Màu này
tương tự như những gì Mosander và những người nghiên cứu trước đây về
nhóm lantan đã thấy trong các chiết tách của họ từ khoáng vật gadolinit ở
Ytterby.
Sản xuất
Các khoáng vật được nghiền mịn cho phản ứng với axit clohydric hoặc axit
sulfuric để chuyển các oxit đấy hiếm không hòa tan thành các clorua hoặc
sulfat hòa tan. Nước lọc axit được trung hòa từng phần bằng natri hydroxit có
pH 3 - 4. Thori kết tủa ở dạng hydroxit và được tách ra. Sau đó dung dịch
được xử lý với ammoni oxalat để chuyển các đất hiếm thành các dạng oxalat
không hòa tan tương ứng. Các oxalat được chuyển thành ôxit bằng cách xử lý
nhiệt. Các ôxit được hòa tan trong axit nitric không bao gồm một trong các
thành phần chính là ceri, do ôxit của nó không hòa tan trong HNO3. Sau đó
dung dịch được xử lý bằng magie nitrat để tạo ra hỗn hợp muối kép kết tinh
của các kim loại đất hiếm. Các muối này được tách ra bằng trao đổi ion.
Trong quá trình này, các ion đất hiếm được hấp thụ vào loại nhữa trao đổi ion
thích hợp qua trao đổi với các ion hydro, ammoniac hoặc đồng có mặc trong
nhựa. Các ion đất hiếm sau đó được rửa chọn lọc ra khỏi nhựa bở các chất
phức phù hợp.[8] Kim loại Erbi thu được từ các ôxit và muối của nó bằng cách
nung với canxi ở 1450°C trong môi trường argon.[8]
Ứng dụng
Các ứng dụng hàng ngày của Erbi rất đa dạng. Nó thường được dùng làm bộ
lọc ảnh, và do có khả năng đàn hồi nên nó được dùng làm phụ gia luyện kim.
Các ứng dụng khác gồm:

Dùng trong công nghệ hạt nhân làm cần điều khiển hấp thụ neutron.[1][10]
Page 642 of 970


Khi cho thêm vào vanadi ở dạng hợp kim, erbi làm giảm độ cứng và tăng
khả năng làm việc.[11]

Erbi ôxit có màu hồng, và đôi khi được dùng làm chất tạo màu cho kính,
zircon lập phương và porcelain. Kính sau d8o1 thường được dùng làm
kính mát và trang sức rẻ.[11]

Các sợi quang học thủy tinh silica chứa tạp chất được sử dụng rộng rãi
trong thông tin quang học.[12] Các sợi quang học tương tự có thể được
dùng để tạo ra các tia laserquang. Sợi quang học hai tạp chất Er và Yb
được dùng trong laser Er / Yb năng lượng cao, đang thay thế từ từ các
laser CO2 trong các ứng dụng hàn cắt kim loại. Erbi cũng có thể được sử
dụng trong các bộ khuếch đại ống dẫn sóng erbi.[1]

Hợp kim erbi-niken Er3Ni có nhiệt dung riêng cao bất thường ở nhiệt độ
heli lỏng và được dùng trong dàn lạnh cryo; một hỗn hợp 65% Er3Co và
35% Er0,9Yb0,1Ni theo thể tích sẽ cải thiện nhiện dung riêng nhiều hơn.[13]
[14]

Nhiều ứng dụng trong y học (i.e. dermatology, dentistry) dùng tia ion erbi
2940nm, sóng được hấp thụ cao trong nước. Khi năng lượng laser tích tụ
trong mô ở phần nông là cách phẫu thuật laser, và việc tạo hơi nước hiệu
quả bằng bằng laser để loại bỏ vôi răng trong nha khoa.
Chú ý
Giống như các nguyên tố nhóm Latan khác, các hợp chất erbi có độc tính từ
thấp đến trung bình, mặc dù độc tính của chúng chưa được nghiên cứu chi
tiết.
 Tóm tắt:
Erbi, 68Er
Page 643 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Erbi, Er
Phiên âm /ˈɜrbiəm/
Erbi trong bảng tuần hoàn
↑
Er
↓
Fm
Holmi ← Erbi → Thuli
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Page 644 of 970

mỗi lớp 2, 8, 18, 30, 8, 2

Nhiệt độ sôi 3141 K (2868 °C, 5194 °F)
Mật độ 9,066 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1504 1663 (1885) (2163) (2552) (3132)

Trạng thái ôxy hóa 3 Bazơ
hóa trị
Thông tin khác


Page 645 of 970
Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (poly) 12,2 µm·m−1·K−1

Điện trở suất (r.t.) (poly) 0,860 µ Ω·m
Tính chất từ Thuận từ ở 300 K
Vickers
Brinell

160 160
Er Tổng hợp 28,58 giờ ε 0.330 Ho
162 162
Er 0.139% Er ổn định với 94 neutron
164 164
165 165
Er Tổng hợp 10,36 giờ ε 0.376 Ho
166 166
167 167
168 168
169
Er Tổng hợp 9,4 ngày β− 0.351 169
Tm
170 170
171
Er Tổng hợp 7,516 giờ β− 1.490 171
Tm
172
Er Tổng hợp 49,3 giờ β− 0.891 172
Tm
69. Thuli (Tm)

Thuli là nguyên tố hóa học có ký hiệu Tm và số nguyên tử 69. Thuli là
nguyên tố ít phổ biến nhất của nhóm Lantan nhưng nó ít được tìm thấy ở
dạng tự nhiên trên Trái Đất. Nó là một kim loại dễ gia công với một tập hợp
Page 646 of 970

xám bạc sáng. Do giá cao và hiếm, thuli được dùng làm nguồn bức xạ trong
các thiết bị tia X cầm tay và trong laser rắn.
Tính chất
Kim loại thuli nguyên chất có màu bạc, sáng. Nó ổn định trong không khí,
nhưng cần được bảo quản tránh ẩm. Kim loại mềm, dễ uốn.[1] Thuli có tính
sắt từ ở dưới 32°K, phản sắt từ giữa 32 và 56°K và thuận từ trên 56°K.[2]

Thuli kim loại xỉn chậm trong không khí và dễ cháy ở 150°C tạo ra thuli (III)
ôxit:
0
4Tm + 3O2 
150 C
 2Tm2O3
Thuli có khả năng nhường điện tử và phản ứng với chậm với nước lạnh, và
nhanh với nước nóng tạo thành thuli hydroxit:
0
2Tm(r) + 6H2O(l) 
t
 2Tm(OH)3 (dd) + 3H2 (k)↑
Thuli phản ứng với tất cả halogen. Các phả ứng diễn ra chậm ở nhiệt độ
phòng, nhưng mạnh mẽ ở nhiệt độ trên 200°C:
2Tm(r) + 3F2 (k)   2TmF3 (r) [trắng]
0
>200 C
2Tm(r) + 3Cl2 (k)   2TmCl3 (r) [vàng]

0
>200 C
2Tm(r) + 3Br2 (k)   2TmBr3 (r) [trắng]

0
>200 C
2Tm(r) + 3I2 (k)   2TmI3 (r) [vàng]

0
>200 C
Thuli dễ hòa tan trong axit slfuric loãng tạo thành dung dịch chứa các ion Tm
(III) lục nhạt, ở dạng phức [Tm(OH2)9]3+:[3]
2Tm(r) + 3H2SO4 (dd) → 2Tm3+(dd) + 3SO42(dd) + 3H2 (k)↑
Thuli phản ứng với các nguyên tố kim loại và không kim loại khác nhau tạo
thành các hợp chất hai thành phần, như TmN, TmS, TmC2, Tm2C3, TmH2,
TmH3, TmSi2, TmGe3, TmB4, TmB6 và TmB12. Trong các hợp chất này, thuli
thể hiện số ôxy hóa +2, +3 và +4, tuy nhiên trạng thái +3 là phổ biến nhất và
chỉ có trạng thái này đã được quan sát trong các dung dịch Tm.[4]
Page 647 of 970
 Tóm tắt:
Thuli, 69Tm
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Thuli, Tm
Phiên âm /ˈθjuːliəm/ THEW-lee-əm
Hình dạng Bạc xám
Thuli trong bảng tuần hoàn
↑
Tm
↓
Md
Erbi ← Thuli → Ytterbi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Page 648 of 970

mỗi lớp 2, 8, 18, 31, 8, 2

Màu sắc Bạc xám
Nhiệt độ sôi 2223 K (1950 °C, 3542 °F)
Mật độ 9,32 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1117 1235 1381 1570 (1821) (2217)

Trạng thái ôxy hóa 2, 3, 4 Bazơ
hóa trị
Thông tin khác

Page 649 of 970

Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (poly)

13,3 µm·m−1·K−1
Tính chất từ Thuận từ tại 300 K
Vickers
Brinell

167 167
Tm Tổng hợp 9,25 ngày ε 0.748 Er
168 168
Tm Tổng hợp 93,1 ngày ε 1.679 Er
169 169
Tm 100% Tm ổn định với 100 neutron
170
Tm Tổng hợp 128,6 ngày β− 0.968 170
Yb
171 − 171
Tm Tổng hợp 1,92 năm β 0.096 Yb
70. Ytterbi (Yb)

Ytterbi là một nguyên tố đất hiếm thuộc nhóm Lantan có ký hiệu Yb và số
nguyên tử 70. Ytterbi là kim loại màu trắng bạc mềm được tìm thấy trong các
khoáng vật gadolinit, monazit, và xenotim. Nguyên tố này đôi khi đi cùng với
yttri hoặc các nguyên tố liên quan khác và được dùng trong các loại thép nhất
định. Ytterbi tự nhiên là hỗn hợp của 7 đồng vị ổn định. Ytterbi-169 là một
đồng vị nhân tạo, được dùng làm nguồn tạo tia gamma.
Page 650 of 970

Tính chất
Ytterbi là một nguyên tố mềm, dễ uốn và dễ kéo có ánh bạc lấp lánh. Là
nguyên tố đất hiếm, nó dễ hòa tan trong các axit vô cơ, phản ứng chậm với
nước và bị ôxy hóa chậm trong không khí.[2]
Ytterbi có 3 dạng thù hình gọi là alpha, beta và gamma, và các điểm chuyển
đổi hình dạng ở −13°C và 795°C. Dạng beta tồn tại ở nhiệt độ phòng và có
cấu trúc tinh thể tâm mặt trong khi dạng gamma tồn tại ở nhiệt độ cao hơn có
cấu trúc tâm khối.[2]
Thông thường dạng beta có độ dẫn diện giống kim loại, nhưng nó trở thành
bán dẫn khi ở áp suất khoảng 16.000atm (1,6GPa). Điện trở suất của nó tăng
gấp 10 lần ở 39.000atm (3,9GPa) nhưng giảm liên tục, khoảng 10% so với
giá trị ở nhiệt độ phòng tại 40.000atm (4GPa).[2][3]
Trái ngược với các kim loại đất hiếm khác, thường chúng mang tính chất
phản sắt từ hoặc sắt từ ở nhiệt độ thấp, Yb có tính thuận từ ở các giá trị nhiệt
độ lớn hơn 1°K.[1]
Nó có điểm nóng chảy ở 824°C và điểm sôi ở 1196°C: điều này làm cho nó
có khoảng hóa lỏng hẹp so với các kim loại khác.

Kim loại Ytterbi xỉ chậm khi tiếp xúc với không khí và dễ cháy ở 200°C tạo
ra ytterbi(III) ôxit (Yb2O3) hoặc các ytterbi monoxit (YbO) kém bền hơn.
Ytterbi có khả năng nhường điện tử, phản ứng chậm với nước lạnh và phản
ứng nhanh với nước ấm tạo thành ytterbi hydroxit:
0
2Yb(r) + 6H2O(l) 
t
 2Yb(OH)3 (dd) + 3H2 (k)↑
Kim loại Ytterbi phản ứng với tất cả halogen:
2Yb(r) + 3F2 (k) → 2YbF3 (r) [trắng]
2Yb(r) + 3Cl2 (k) → 2YbCl3 (r) [trắng]
2Yb(r) + 3Br2 (k) → 2YbBr3 (r) [trắng]
2Yb(r) + 3I2 (k) → 2YbI3 (r) [trắng]
Page 651 of 970

Các ion Ytterbi (III) hấp thụ ánh sáng trong dãi quang phổ hồng ngoại gần,
nhưng không hấp thụ dãi phổ ánh sáng nhìn thấy nên nó có màu trắng, và các
anion không màu của các muối ytterbi cũng không màu. Ytterbi dễ hòa tan
trong axit sulfuric loãng tạo thành các dung dịch chứa các ion Yb (III) không
màu, tồn tại ở dạng phức [Yb(OH2)9]3+:[4]
2Yb(r) + 3H2SO4 (dd) → 2 Yb3+(dd) + 3SO42(dd) + 3H2 (k)↑
Các hợp chất

Ytterbi có ứng xử hóa học tương tự như các nguyên tố trong nhóm Lantan.
Hầu hết các hợp chất được tìm thấy có trạng thái ôxy hóa +3, các muối ở
trạng thái này gần như không màu. Giống europi, samari hoặc thuli, các
trihalogen có thể bị ôxy hóa bởi hydro bằng các thêm vào kim loại tạo ra các
dihalogen, ví dụ như YbCl2. Trạng thái +2 phản ứng tương tự với các hợp
chất của kim loại kiềm thổ, ví dụ như Ytterbi(II) oxit (YbO) có cùng cấu trúc
như canxi ôxit (CaO).[5]
 Các Halogenua: YbCl2, YbBr3, YbCl3, YbF3
 Ôxít: Yb2O3
Các đồng vị
Ytterbi trong tự nhiên là hợp phần của 7 đồng vị bền: Yb-168, Yb-170, Yb-
171, Yb-172, Yb-173, Yb-174, và Yb-176, trong đó Yb-174 là đồng vị phổ
biến nhất chiếm 31,83%. 27 đồng vị phóng xạ đã được phát hiện, trong đó
đồng vị ổn định nhất là Yb-169 có chu kỳ bán rã 32,026 ngày, Yb-175 là
4,185 ngày, và Yb-166 là 56,7 giờ. Tất cả đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 2 giờ, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 20 phút.
Nguyên tố này có 12 meta state, trạng thái ổn định nhất là Yb-169m (t½ 46
giây).
Khối lượng nguyên tử của các đồng vị ytterbi nằm trong khoảng từ
147,9674u (Yb-148) đến 180,9562u (Yb-181). Cơ chế phân rãchủ yếu trước
đồng vị ổn định nhất Yb-174 là bắt điện tử, và cơ chế chủ yếu sau là phát tia
beta. Các sản phẩm phân rã chủ yếu trước Yb-174 là các đồng vị của nguyên
tố 69 (thuli), và sau là các đồng vị của nguyên tố 71 (luteti). Về lĩnh vực
quang lượng tử, các đồng vị ytterbi khác nhau tuân theo hoặc là Bose -
Page 652 of 970
Einstein statistics hoặc là Fermi - Dirac statistics, dẫn đến ứng xử thú vị trong
các ô mạng quang học.
Lịch sử
Ytterbi được nhà hóa học Thụy Điển Jean Charles Galissard de Marignac
phát hiện năm 1878. Marignac đã tìm thấy một thành phần mới trong đất sau
đó được gọi là erbia và đặt tên nó là ytterbia (theo tên Ytterby, một ngôi làng
ở Thụy Điển nơi ông tìm thấy thành phần mới này). Ông nghi ngờ rằng
ytterbia là một hỗn hợp của nguyên tố mới mà ông gọi là ytterbi.[3]
Năm 1907, nhà hóa học người Pháp Georges Urbain tách ytterbia của
Marignac thành hai thành phần: neoytterbia và lutecia. Neoytterbia có thể sau
này được gọi là nguyên tố ytterbi, và lutecia có thể là nguyên tố luteti. Cùng
lúc đó, Auer von Welsbach đã tách hoàn toàn các nguyên tố này từ ytterbia,
nhưng ông gọi chúng là aldebarani và cassiopei.[3]
Các tính chất vật lý và hóa học của ytterbi đã không được xác định mãi cho
đến năm 1953 khi ytterbi gần như tinh khiết đầu tiên được sản xuất.[3] Giá
ytterbi tương đối ổn định khoảng 1.000USD/kg từ khoảng năm 1953 và 1998.
[6]
 Tóm tắt:
Ytterbi, 70Yb
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Ytterbi, Yb
Page 653 of 970

Phiên âm /ɪˈtɜrbiəm/ i-TER-bee-əm
Ytterbi trong bảng tuần hoàn
-
↑
Yb
↓
No
Thuli ← Ytterbi → Luteti
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 8, 2

Nhiệt độ sôi 1469 K (1196 °C, 2185 °F)
Mật độ 6,90 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 654 of 970


Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 736 813 910 1047 (1266) (1465)

Trạng thái ôxy hóa 3, 2 Bazơ
hóa trị
Thông tin khác


Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (β, poly) 26,3 µm·m−1·K−1
Điện trở suất (r.t.) (β, poly) 0,250 µ Ω·m
Mô đun Young (Dạng β) 23,9 GPa
Mô đun cắt (Dạng β) 9,9 GPa
Mô đun nén (Dạng β) 30,5 GPa
Hệ số Poisson (Dạng β) 0,207
Vickers
Brinell
Page 655 of 970


166 166
Yb Tổng hợp 56,7 giờ ε 0.304 Tm
168 168
Yb 0.13% Yb ổn định với 98 neutron
169 169
Yb Tổng hợp 32,026 ngày ε 0.909 Tm
170 170
171 171
172 172
173 173
174 174
175
Yb Tổng hợp 4,185 ngày β− 0.470 175
Lu
176 176
177
Yb Tổng hợp 1,911 giờ β− 1.399 177
Lu
71. Luteti (Lu)

Luteti là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Lu và số nguyên tử 71. Nó nằm
trong lớp d của bảng tuần hoàn chứ không thuộc lớp f, nhưng IUPAC xếp nó
vào nhóm Lantan.[2] Nó là một trong các nguyên tố đã được xếp vào nhóm
"đất hiếm". Một trong các đồng vị phóng xạ của nó (176Lu) được dùng trong
công nghệ hạt nhân để các định tuổi của các thiên thạch. Luteti luôn cộng
sinh với nguyên tố yttri và đôi khi được dùng trong các hợp kim và chất xúc
tác trong các phản ứng hóa học khác nhau.
Tính chất
Luteti là một kim loại hóa trị 3 chống ăn mòn màu trắng bạc. Nó có bán kính
nguyên tử nhỏ nhất và là nguyên tố đất hiếm nặng và cứng nhất.[3][4] Luteti có
điểm nóng chảy cao nhất trong nhóm Lantan, có thể liên quan đến
Lanthanide contraction.
Page 656 of 970


Kim loại luteti xỉ chậm trong không khí và dễ cháy ở 150°C tạo thành luteti
(III) ôxit:
0
4Lu + 3O2 
150 C
 2Lu2O3
Luteti có khả năng cho điện tử và phản ứng chậm với nước lạnh và khá nhanh
với nước nóng tạo thành luteti hydroxit:
0
2Lu(r) + 6H2O(l) 
t
 2Lu(OH)3 (dd) + 3H2 (k)↑
Kim loại luteti phản ứng với các halogen tạo muối halugenua:
2Lu(r) + 3F2 (k) → 2LuF3 (r) [trắng]
2Lu(r) + 3Cl2 (k) → 2LuCl3 (r) [trắng]
2Lu(r) + 3Br2 (k) → 2LuBr3 (r) [trắng]
2Lu(r) + 3I2 (k) → 2LuI3 (r) [nâu]
Luteti dễ hoà tan trong axit sulfuric loãng tạo thành dung dịch chứa các ion
luteti (III) không màu, tồn tại ở dạng phức [Lu(OH2)9]3+:[5]
2Lu(r) + 3H2SO4 (dd) → 2Lu3+(dd) + 3SO2–4(dd) + 3H2 (k)↑
Các hợp chất

Trong tất cả các hợp chất của nó, luteti có số ôxy hóa +3. Các dung dịch của
hầu hết các muối Lu đều không màu và hình thành các tinh thể màu trắng khi
khô. Các muối hòa tan như clorua (LuCl3), bromua (LuBr3), iodua (LuI3),
nitrat, sulfat và axetat tạo thành các hydrat khi kết tinh. Ôxit (Lu2O3),
hydroxit, florua (LuF3), cacbonat, phosphat và oxalat không hòa tan trong
nước.[6]
Luteti tantalat (LuTaO4) là vật liệu đặc nhất có màu trắng và không phóng xạ
(mật độ 9,81g/cm3)[7] và cũng có ý tưởng dùng làm tia X phốtpho.[8][9] Thoria
thì đặc hơn (10g/cm3) và cũng có màu trắng nhưng có tính phóng xạ.
Đồng vị
Luteti tự nhiên gồm 1 đồng vị ổn định 175Lu (chiếm 97,41%) và một đồng vị
phóng xạ beta 176Lu có chu kỳ bán rã 3,78×1010 năm (2,59%). Đồng vị phóng
xạ này được sử dụng để định tuổi. 33 đồng vị phóng xạ đã được nhận biết,
Page 657 of 970
trong đó đồng vị tự nhiên ổn định nhất là 176Lu, và các đồng vị tổng hợp 174Lu
có chu kỳ bán rã 3,31 năm, và 173Lu là 1,37 năm. Tất cả các đồng vị phóng xạ
còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 9 ngày, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã
nhỏ 30 phút. Nguyên tố này có 18 meta state, với trạng thái ổn định nhất là
177m
Lu (T½=160,4 ngày), 174mLu (T½=142 ngày) và 178mLu (T½=23,1 phút).
Các đồng vị đã được biết đến của luteti có khối lượng nguyên tử nằm trong
khoảng từ 149,973 (150Lu) đến 183,961 (184Lu). Cơ chế phân rã chủ yếu trước
đồng vị ổn định phổ biến nhất, 175Lu, là bắt điện tử (với vài alpha và
positron), và cơ chế chủ yếu sau là phân rã beta. Các sản phẩm phân rã chủ
yếu trước 175Lu là các đồng vị của nguyên tố 70 (ytterbi) và các sản phẩm
phân rã sau là các đồng vị của nguyên tố 72 (hafni).
Lịch sử
Luteti (Latin Lutetia nghĩa là Paris) được phát hiện một cách độc lập vào năm
1907 bởi nhà khoa học Pháp Georges Urbain,[10]nhà khoáng vật học Úc, Nam
tước Carl Auer von Welsbach, và nhà hóa học Hoa Kỳ Charles James.[11] Các
nhà khoa học này tìm thấy luteti ở dạng không tinh khiết trong khoáng vật
ytterbia, loại khoáng vật mà nhà hóa học Thụy Điển Jean Charles Galissard
de Marignac (và hầu hết các nhà khoa học khác) cho rằng nó hoàn toàn chứa
nguyên tố ytterbi.
Việc tách luteti từ ytterbi của Marignac được miêu tả lần đầu tiên bởi Urbain
và được đặt cách gọi của ông. Ông chọn các tên neoytterbi (ytterbi mới) và
luteci cho cho nguyên tố mới nhưng tên neoytterbi cuối cùng đã được đổi lại
cho nguyên tố ytterbi và năm 1949 nguyên tố thứ 71 được đổi thành luteti.
Tranh cãi về người đầu tiên phát hiện đã được viết trong hai bài báo theo đó
Urbain và von Welsbach cáo buộc lẫn nhau về các kết quả công bố chịu ảnh
hưởng từ các nghiên cứu được công bố của nhau.[12][13]
Hội đồng Khối lượng nguyên tử (The Commission on Atomic Mass), tổ chức
có trách nhiệm đặt tên cho các nguyên tố mới, đã giải quyết tranh chấp vào
năm 1909 chấp nhận việc phát hiện đầu tiên của Urbain và các tên của ông ấy
đặt làm tên chính thức. Vấn đề liên quan đến quyết định này là Urbain là một
trong bốn thành viên của Hội đồng này.[14]
Welsbach đã đề xuất các tên cassiopeium cho nguyên tố 71 (theo tên của
chòm sao Cassiopeia) và aldebaranium cho nguyên tố mới ytterbium nhưng
Page 658 of 970
các đề xuất này đã bị từ chối (mặc dù một số nhà khoa học Đức trong thập
niên 1950 đã gọi nguyên tố thứ 71 là cassiopium).
Trong khi đó, Charles James, người đã khiêm tốn đứng ngoài các cuộc tranh
cãi đó, đã làm việc nhiều hơn những người khác, và chắc chắn sở hữu nguồn
cung cấp luteti lớn nhất vào thời điểm đó.[15]
Ứng dụng
Do hiếm và giá cao, luteti có rất ít ứng dụng thương mại. Tuy nhiên, luteti
không phóng xạ có thể được dùng làm chất xúc táctrong cracking dầu mỏ
trong lọc dầu và cũng có thể được sử dụng trong alkyl hóa, hydro hóa, và
polymer hóa.
Các ứng dụng khác như:

Luteti-176 (176Lu) đã được dùng để định tuổi thiên thạch.[16]

Luteti nhôm garnet (Al5Lu3O12) được đề xuất làm vật liệu thấu kính ngâm
in thạch bản (immersion lithography) chiết suất cao.[17]

Luteti-177 (177Lu) được dùng làm hạt nhân phóng xạ bị bắn phá trong thí
nghiệm điều trị các khối u thần kinh nội tiết.[18]

Luteti oxyorthosilicat chứa tạp chất Ceri (LSO) hiện tại là hợp chất thích
hợp cho các máy dò trong chụp cắt lớp positron (positron emission
tomography - PET.) [19][20]

Ứng dụng làm nguồn phát tia beta, dùng luteti để kích hoạt neutron. Một
lượng nhỏ luteti được cho thêm vào gadolini galli garnet (GGG) ở dạng
tạp chất, chất này được dùng trong các bộ nhớ bọt từ.[21]
 Tóm tắt:
Luteti, 71Lu
Page 659 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Luteti, Lu
Phiên âm /ljuːˈtiːʃiəm/
lew-TEE-shee-əm
Luteti trong bảng tuần hoàn
Y
↑
Lu
↓
Lr
Ytterbi ← Luteti → Hafni
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân lớp n/a, d
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 6s2 4f14 5d1
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 9, 2
Page 660 of 970


Nhiệt độ sôi 3675 K (3402 °C, 6156 °F)
Mật độ 9,841 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng nóng chảy ca. 22 kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1906 2103 2346 (2653) (3072) (3663)

Trạng thái ôxy hóa 3 Bazơ yếu
hóa trị
Thông tin khác

Độ giãn nở nhiệt (r.t.) (poly) 9,9 µm·m−1·K−1

Page 661 of 970


Vickers
Brinell

173 173
Lu Tổng hợp 1,37 năm ε 0.671 Yb
174 174
Lu Tổng hợp 3,31 năm ε 1.374 Yb
175 175
Lu 97.41% Lu ổn định với 104 neutron
176
Lu 2.59% 3,78×1010năm β− 1.193 176
Hf
72. Hafni (Hf)

Hafni (tiếng La tinh: Hafnium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Hf và số
nguyên tử 72. Là một kim loại chuyển tiếp hóa trị 4 màu xám bạc ánh, hafni
tương tự như zirconi về mặt hóa học và nó được tìm thấy trong các khoáng
vật zirconi. Hafni được sử dụng trong các hợp kim vonfram để làm các sợi
dây tóc điện và các điện cực, trong các mạch tích hợp (IC) như là chất cách
điện cho cổng của các tranzisto, và như là chất hấp thụ nơtron trong các thanh
kiểm soát của các nhà máy điện hạt nhân.
Hafni có nguồn gốc từ chữ "Hafnia" - tên gọi của thủ đô Đan Mạch theo tiếng
La tinh.
Đặc trưng
Hafni kim loại
Page 662 of 970

Hafni là một kim loại màu xám bạc, bóng, dễ uốn, kháng ăn mòn và về mặt
hóa học thì tương tự như zirconi. Các tính chất vật lý của hafni bị ảnh hưởng
đáng kể bởi các tạp chất zirconi, và hai nguyên tố này thuộc số những nguyên
tố rất khó tách khỏi nhau. Khác biệt vật lý đáng chú ý giữa chúng là tỷ trọng
riêng (zirconi có tỷ trọng riêng chỉ khoảng một nửa của hafni), nhưng tính
chất hóa học thì cực kỳ giống nhau.
Tính chất vật lý đáng chú nhất của hafni là nó có tiết diện bắt nơtron rất cao,
và hạt nhân của một vài đồng vị của hafni có thể hấp thụ nhiều nơtron. Điều
này làm cho hafni là một vật liệu tốt cho các thanh kiểm soát trong các lò
phản ứng hạt nhân[2][3][4][5]. Tiết diện bắt nơtron nhiệt của nó cao hơn của
zirconi khoảng 600 lần (Các nguyên tố khác có tiết diện bắt nơtron cao để
làm các thanh kiểm soát là cadmi và bo).
Việc tách hafni và zirconi là rất quan trọng trong công nghiệp năng lượng hạt
nhân, do zirconi là kim loại phủ thanh nhiên liệu rất tốt, với tính chất mong
muốn là tiết diện bắt nơtron rất thấp và có độ ổn định hóa học tốt ở các nhiệt
độ cao. Tuy nhiên, do các tính chất hấp thụ nơtron của hafni, các tạp chất
zirconi trong hafni lại làm cho nó ít hữu ích hơn trong các ứng dụng lò phản
ứng hạt nhân. Vì thế việc tách gần như hoàn toàn của zirconi và hafni là cần
thiết để sử dụng trong công nghiệp năng lượng hạt nhân.
Cacbua hafni là hợp chất nhị nguyên chịu lửa tốt nhất đã biết, với điểm nóng
chảy trên 3.890°C, và nitrua hafni là nitrua khó nóng chảy nhất đã biết trong
số tất cả các nitrua kim loại, với điểm nóng chảy là 3.310°C[6]. Điều này đã
dẫn tới các đề xuất rằng hafni hay các cacbua của nó có thể là hữu ích như là
vật liệu kết cấu và xây dựng phải hoạt động trong môi trường nhiệt độ cao.
Kim loại này không bị các chất kiềm đậm đặc ăn mòn, nhưng các halogen
phản ứng với nó để tạo ra tetrahalua hafni[6]. Ở nhiệt độ cao, hafni phản ứng
với ôxy, nitơ, cacbon, bo, lưu huỳnh và silic.
Đồng phân hạt nhân Hf-178-m2 là nguồn của các tầng tia gama với năng
lượng tổng cộng là 2,45MeV trên mỗi phân rã[7]. Nó đáng chú ý do nó có
năng lượng kích thích cao nhất trong số các đồng phân hạt nhân tồn tại tương
đối lâu của bất kỳ nguyên tố nào. Một gam Hf-178-m2 tinh khiết chứa khoảng
1.330MJ năng lượng, tương đương với năng lượng giải phóng ra từ khoảng
317 kilôgam (700 pao) TNT khi nổ. Các ứng dụng (có thể) cần có sự tập
trung năng lượng cao như vậy là đáng quan tâm. Ví dụ, nó đã được nghiên
cứu như là nguồn năng lượng có thể cho các laser tia gama[8].
Page 663 of 970
Ứng dụng
Hafni được dùng làm các thanh kiểm soát cho các lò phản ứng hạt nhân do
khả năng hấp thụ nơtron cao của nó, cũng như do các tính chất cơ lý tuyệt vời
và khả năng chống ăn mòn tốt. Các ứng dụng khác có:
 Trong môi trường đầy khí và các đèn nóng sáng, để hấp thụ ôxy và nitơ
sót lại,
 Như là điện cực trong cắt plasma do khả năng phóngelectron vào trong
không khí của nó,
 Trong các hợp kim với sắt, titan, niobi, tantali và các kim loại khác.
 Các hợp chất gốc hafni được dùng làm các chất cách điện cổng tranzito
trong thế hệ 45nm của các mạch IC từ Intel, IBM và một số hãng khác[9].
Các hợp chất gốc ôxít hafni là các chất với hằng số điện môi cao, cho phép
giảm dòng điện rò rỉ và cải thiện hiệu năng ở quy mô nano như thế[10][11].
 DARPA của Bộ quốc phòng Hoa Kỳ đã từng cấp vốn không liên tục cho
các chương trình tại Hoa Kỳ để xác định khả năng sử dụng đồng phân hạt
nhân của hafni (Hf-178-m2) để chế tạo các vũ khí nhỏ nhưng hiệu suất cao
với cơ chế kích thích tia X đơn giản - một ứng dụng của bức xạ gama cảm
ứng. Công việc này tiếp theo sau trên 20 năm nghiên cứu nền tảng của
cộng đồng quốc tế[12] trong việc tìm cách thức giải phóng năng lượng đã
lưu trữ theo nhu cầu. Có sự phản đối đáng kể đối với chương trình này, vì
ý tưởng này có thể không hoạt động[13] cũng như do các quốc gia không
tham dự có thể cảm thấy "lỗ hổng vũ khí đồng phân" (được tưởng tượng
ra) có thể biện hộ cho sự phát triển trong tương lai của họ và cho việc dự
trữ các vũ khí hạt nhân thông thường. Một đề xuất liên quan là sử dụng
cùng một đồng phân này để cấp năng lượng cho các tàu bay không người
lái[14] để chúng có thể bay trong không trung trong vài tháng.
 Bổ sung một lượng nhỏ hafni sẽ làm tăng sự bám dính chặt của các vảy
ôxít bảo vệ trên các hợp kim niken. Bằng cách đó, nó cải thiện khả năng
chống ăn mòn, đặc biệt là trong các điều kiện nhiệt độ biến đổi theo chu
kỳ, do xu hướng phá vỡ các lớp vảy ôxít bởi gây ra ứng suất nhiệt giữa
khối kim loại và lớp ôxít khi nhiệt độ biến đổi.
Lịch sử
Page 664 of 970
Bảng tuần hoàn năm 1869 của Mendeleev đã dự báo khả năng tồn tại của
nguyên tố nặng với tính chất tương tự titan và zirconi, nhưng năm 1871
Mendeleev đã đặt lantan (nguyên tố số 57) vào vị trí này.
Sự tồn tại của lỗ hổng trong bảng tuần hoàn cho nguyên tố vẫn chưa được
phát hiện số 72 đã được Henry Moseley dự đoán năm 1914. Hafni được đặt
tên theo tên gọi trong tiếng La tinh để chỉ Copenhagen là Hafnia, quê hương
của Niels Bohr. Nó được Dirk Coster và Georg von Hevesy phát hiện năm
1923 tại Copenhagen, Đan Mạch, hợp lệ hóa dự báo gốc năm 1869 của
Mendeleev. Rất nhanh sau đó, nguyên tố mới được dự báo là gắn với zirconi
bằng cách sử dụng các thuyết của Bohr về nguyên tử, và cuối cùng nó đã
được tìm thấy trong ziricon thông qua phân tích phổ học tia X tại Na Uy.
Hafni được Jantzen và von Hevesey tách ra từ zirconi thông qua tái kết tinh
nhắc lại của các florua kép amoni hay kali. Hafni kim loại lần đầu tiên được
Anton Eduard van Arkel và Jan Hendrik de Boer điều chế bằng cho hơi
tetraiodua hafni chạy qua sợi vonfram nóng. Quy trình này để tinh lọc phân
dị Zr và Hf vẫn còn được sử dụng cho tới nay.
Khoa Khoa học của Đại học Copenhagen sử dụng hình ảnh cách điệu hóa của
nguyên tử hafni trong con dấu của mình.
Phổ biến
Người ta ước tính hafni chiếm khoảng 0,00058% khối lượng lớp vỏ trên của
Trái Đất. Nó được tìm thấy trong các hợp chất của zirconi tự nhiên nhưng
không tồn tại ở dạng tự do. Các khoáng vật chứa zirconi, như alvit
[(Hf, Th, Zr)SiO4 H2O], thortveitit và ziricon (ZrSiO4), thông thường cũng
chứa khoảng 1 tới 5% hafni. Hafni và zirconi gần như đồng nhất về mặt hóa
học, điều đó làm chúng rất khó tách khỏi nhau. Khoảng một nửa toàn bộ
hafni kim loại được sản xuất ra như là phụ phẩm của việc tinh chế zirconi. Nó
được thực hiện thông qua khử clorua hafni (IV) bằng magiê hay natri trong
quy trình Kroll.
Một cục hafni bị ôxi hóa một mặt, thể hiện
các hiệu ứng quang học màng mỏng
Các loại quặng chính của ziricon (và vì thế
là của hafni) là các loại quặng trầm tích cát
khoáng vật nặng, pegmatit có ở Brasil và
Page 665 of 970
Malawi, và cacbonatit xâm nhập có ở mỏ đa kim Crown tại núi Weld, Tây

Australia. Nguồn tiềm năng của hafni là đá tuff trachyt chứa các silicat hiếm
của zircon-hafni là eudialyt hay armostrongit, tại Dubboở New South Wales,
Australia[15].
Phòng ngừa
Càn cẩn thận khi gia công hafni bằng máy, do giống như zirconi, khi bị phân
chia thành các hạt mịn, nó có thể bắt cháy ngay trong không khí. Các hợp
chất chứa hafni rất ít người có cơ hội tiếp xúc. Dạng kim loại tinh khiết được
coi là không độc hại, nhưng các hợp chất của hafni thì cần cẩn thận khi tiếp
xúc do dạng ion cả nó có xác suất độc hại rất cao, thử nghiệm một số hợp
chất của hafni một cách hạn chế trên động vật đã được tiến hành.
Đồng vị
Hafni có 5 đồng vị ổn định cùng một loạt các đồng vị không ổn định với
nguyên tử lượng từ 153 tới 188. Theo tỷ lệ phổ biến thì Hf180 (35,1 %), Hf178
(27,297 %), Hf177 (18,606 %) và Hf179 (13,629 %) và Hf176 (5,206 %) là phổ
biến nhất, chiếm tổng cộng 99,84% toàn bộ các đồng vị tự nhiên của hafni.
Chúng cũng là các đồng vị ổn định. Đồng vị phóng xạ có trong tự nhiên là
Hf174 với chu kỳ bán rã 2×1015 năm, chiếm 0,162%. Đồng vị phóng xạ tổng
hợp ổn định nhất là Hf182 có chu kỳ bán rã 9×106 năm. Đa phần các đồng vị
khác và đồng phân hạt nhân có chu kỳ bán rã rất nhỏ.
Hợp chất
 Tóm tắt:
Hafni, 72Hf
Page 666 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Hafni, Hf
Phiên âm /ˈhæfniəm/
HAF-nee-əm
Hình dạng Thép xám, đen bóng ánh nhiều màu khi bị ôxy hóa
Hafni trong bảng tuần hoàn
Zr
↑
Hf
↓
Rf
Luteti ← Hafni → Tantali
tử chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Page 667 of 970

mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 10, 2

Màu sắc Thép xám
Nhiệt độ sôi 4876 K (4603 °C, 8317 °F)
Mật độ 13,31 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ nóng chảy: 12 g·cm−3
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2689 2954 3277 3679 4194 4876

trị
cộng hóa trị
Thông tin khác

Page 668 of 970


Mohs
Vickers
Brinell

172 172
Hf Tổng hợp 1,87 năm ε 0.350 Lu
174
Hf 0.162% 2×1015năm α 2.495 170
Yb
176 176
Hf 5.206% Hf ổn định với 104 neutron
177 177
178 178
178m2 178
Hf Tổng hợp 31 năm IT 2.446 Hf
179 179
180 180
182
Hf Tổng hợp 9×106năm β− 0.373 182
Ta
73. Tantan (Ta)
Page 669 of 970

Tantan (tiếng Latinh: Tantalum) là tên một nguyên tố hóa học trong bảng

tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Ta và số nguyên tử bằng 73.
Nó là nguyên tố hiếm, cứng, có màu xám - xanh óng ánh, là kim loại chuyển
tiếp, chống ăn mòn rất tốt, thường có trong khoáng chất tantalít. Tantan được
dùng trong các dụng cụ phẫu thuật và cấy ghép trong cơ thể, vì nó không
phản ứng với các dịch thể.
Thuộc tính
Tantan màu xám, nặng, dễ uốn, cứng, dễ gia công, chống ăn mòn bởi axít rất
tốt, dẫn điện và nhiệt tốt. Ở nhiệt độ dưới 150 CTantan không phản ứng hóa
học với chất nào, ngay cả với nước cường toan, và chỉ bị ăn mòn bởi axít
flohiđríc, dung dịch axít chứa iôn flo và sulfua triôxít. Nhiệt độ nóng chảy
của Tantan chỉ thấp hơn vonfram và reni (chảy tại 3.290°K, sôi tại 5.731°K).
Tantan có điện dung lớn nhất trong số các hóa chất dùng trong tụ điện.
Ứng dụng
 Tantan được sử dụng chủ yếu, dưới dạng bột kim loại, để tạo ra các linh
kiện điện tử, như trong các tụ điện Tantan, có điện dung lớn mà kích thước
nhỏ. Do kích thuớc và khối lượng nhỏ, các tụ điện Tantan được dùng
nhiều trong các điện thoại di động, máy nhắn tin, máy tính cá nhân và điện
tử của ô tô.
 Tantan cũng được dùng để tạo ra nhiều hợp kim có nhiệt độ nóng chảy
cao, cứng mà dễ gia công. Khi pha với các kim loại khác, nó cũng được
dùng để làm các dụng cụ tôi luyện chế tạo các siêu hợp kim cho động cơ
phản lực, dụng cụ thí nghiệm hóa học, lò phản ứng hạt nhân, các bộ phận
của lò luyện chân không và các bộ phận của tên lửa.
 Nó dẻo và có thể kéo thành sợi nhỏ, có thể dùng như dây tóc làm bốc hơi
các kim loại khác như nhôm.
 Vì không phản ứng với các dung dịch trong cơ thể, và không gây dị ứng
Tantan được dùng nhiều để chế tạo dụng cụ phẫu thuật.
 Ôxít Tantan còn được dùng để tạo kính có chiết suất cao cho thấu kính
của máy quay.
Page 670 of 970

Lịch sử
Tantan (tiếng Hy Lạp là Tantalos, một nhân vật huyền thoại) được tìm thấy
ở Thụy Điển năm 1802 bởi Anders Ekeberg và được chiết tách năm 1820
bởi Jöns Berzelius. Nhiều nhà hóa học thời đó đã tin là Niobi và Tantan là
một nguyên tố cho mãi đến năm 1844 và 1866 khi các nghiên cứu đã cho
thấy axít Niobic và Tantanc là khác nhau. Các nghiên cứu đầu tiên chỉ tạo ra
được Tantan không nguyên chất và mẫu nguyên chất đầu tiên được tạo ra bởi
Werner von Bolton năm 1903. Các dây tóc làm bởi Tantan được dùng cho
bóng đèn cho đến khi vonfram thay thế nó.
Tên Tantan được đặt theo Tantalus, cha của Niobe trong thần thoại Hy Lạp.
Độ phổ biến
Tantan được ước tính chiếm khoảng 1ppm[3] hoặc 2 ppm[4] trong lớp vỏ Trái
Đất theo khối lượng.
Có một số loại khoáng vật Tantan, chỉ vài loại trong số đó được dùng làm
nguyên liệu thô trong công nghiệp sản xuất Tantan như: Tantant, microlit,
wodginit, euxenit, polycrase. Tantant (Fe,Mn) Ta2O6 là khoáng vật tách
Tantan quan trọng nhất. Tantant có cùng cấu trúc khoáng vật với columbit
(Fe,Mn) (Ta,Nb)2O6; nếu Ta nhiều hơn Nb thì nó được gọi là Tantant và
ngược lại thì gọi là columbit (hay niobit). Tỷ trọng của Tantant và các khoáng
vật chứa Tantan khác cao làm cho nó được tác ra bằng phương pháp trọng
lực. Các khoáng vật khác gồm samarskit và fergusonit.
Quặng Tantan có ở Úc, Brasil, Canada, Congo, Mozambique, Nigeria, Bồ
Đào Nha, Thái Lan...
Tantant hay lẫn với columbit trong quặng coltan. Việc khai khoáng quặng
này ở Congo đã gây nên nhiều vấn đề về quyền con người và bảo vệ môi
trường thiên nhiên.
Nhiều quy trình phức tạp cần thực hiện để tách Tantan khỏi niobi. Các
phương pháp điều chế thương mại có thể gồm: điện phân hợp chất kali
florotantalat nóng chảy, khử hợp chất trên bằng natri, hay bằng phản ứng
giữa hợp chất Tantan Cacbua với Tantan ôxít. Tantan còn là sản phẩm phụ
của tinh luyện thiếc.
Page 671 of 970

Hợp chất
Các nhà khoa học tại Los Alamos National Laboratory đã chế tạo được chất
composít chứa Tantan và cacbon thuộc vào loại vật liệu cứng nhất mà con
người tạo ra.
Đồng vị
Tantan tự nhiên có hai đồng vị. Ta-181 là đồng vị bền còn Ta-180m là đồng
vị phóng xạ chuyển hóa chậm thành chất đồng phân nguyên tử với chu kỳ
bán rã khoảng 1015 năm.
Cảnh báo
Các hợp chất chứa Tantan rất hiếm gặp, và kim loại này thường không gây
nên vấn đề gì trong phòng thí nghiệm, nhưng nó vẫn nên được coi là rất độc.
Có bằng chứng cho thấy hợp chất của Tantan có thể gây nên khối u, và bụi
kim loại Tantan có thể gây cháy hay nổ.
 Tóm tắt:
Tantan, 73Ta
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Tantan, Ta
Phiên âm /ˈtæntələm/
TAN-təl-əm;
previously /tænˈtæliəm/
Page 672 of 970
tan-TAL-ee-əm
Hình dạng Xám xanh
Tantan trong bảng tuần hoàn
Nb
↑
Ta
↓
Db
Hafni ← Tantan → Vonfram
Số nguyên 73
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân 5, d
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình [Xe] 4f14 5d3 6s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 11, 2

Màu sắc Xám xanh
vật chất
Nhiệt độ nóng 3290 K (3017 °C, 5463 °F)
chảy
Page 673 of 970

Nhiệt độ sôi 5731 K (5458 °C, 9856 °F)

Mật độ 16,69 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ nóng chảy: 15 g·cm−3
lỏng
nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 3297 3597 3957 4395 4939 5634

Trạng thái 5, 4, 3, 2, -1 Axít trung bình
ôxy hóa
cộng hoá trị
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh α-Ta: Lập phương tâm khối
thể β-Ta: Bốn phương[1]
[[Tập tin:α-Ta: Lập phương tâm khối
β-Ta: Bốn phương[1]|50px|alt=Cấu trúc tinh thể α-Ta: Lập phương tâm
khối
β-Ta: Bốn phương[1] của Tantan|Cấu trúc tinh thể α-Ta: Lập phương tâm
khối
β-Ta: Bốn phương[1] của Tantan]]
Page 674 of 970


thanh
Độ giãn nở 6,3 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Mô đun 186 GPa
Young
thang Mohs
thang Vickers
thang Brinell
CAS

177 177
Ta Tổng hợp 56,56 giờ ε 1.166 Hf
178 178
179 179
Ta Tổng hợp 1,82 năm ε 0.110 Hf
180 180
β− 0.708 180
W
180m
Ta 0.012% >1.2×1015năm ε 0.929 180
Hf
(không tìm thấy) β− 0.783 180
W
Page 675 of 970

180
IT 0.075 Ta
181 181
Ta 99.988% Ta ổn định với 108 neutron
182
Ta Tổng hợp 114,43 ngày β− 1.814 182
W
183
Ta Tổng hợp 5,1 ngày β− 1.070 183
W
74. Wolfram (W)

Wolfram (IPA: /ˈwʊlfrəm/), còn gọi là Tungsten hoặc Vonfram, là một
nguyên tố hóa học có ký hiệu là W (tiếng Đức: Wolfram) và số nguyên tử 74.
Là một kim loại chuyển tiếp có màu từ xám thép đến trắng, rất cứng và nặng,
volfram được tìm thấy ở nhiều quặng bao gồm wolframit và scheelit và đáng
chú ý vì những đặc điểm lý tính mạnh mẽ, đặc biệt nó là kim loại không phải
là hợp kim có điểm nóng chảy cao nhất và là nguyên tố có điểm nóng chảy
cao thứ 2 sau cacbon. Dạng volfram tinh khiết được sử dụng chủ yếu trong
ngành điện nhưng nhiều hợp chất và hợp kim của nó được ứng dụng nhiều
(đáng kể nhất là làm dây tóc bóng đènđiện dây đốt), trong các ống X quang
(dây tóc và tấm bia bắn phá của điện tử) và trong các siêu hợp kim. Volfram
là kim loại duy nhất trong loạt chuyển tiếp thứ 3 có mặt trong các phân tử
sinh học.
Lịch sử
Năm 1781, Carl Wilhelm Scheele phát hiện một axit mới là axit wolframic,
có thể được chiết từ scheelite (lúc đó có tên là tungstenit). Scheele và Torbern
Bergman cho rằng nó có thể tạo ra một kim loại mới bằng cách ôxy hóa axít
này.[3] Năm 1783, Josévà Fausto Elhuyar tìm thấy một axit được chế từ
wolframit, được xác định là axit wolframic. Sau năm đó, ở Tây Ban Nha, họ
đã thành công khi cô lập wolfram bằng cách ôxy hóa axít này với than củi, và
họ được ghi công đã phát hiện ra nguyên tố này.[4][5]
Trong chiến tranh thế giới thứ hai, wolfram đóng vai trò quan trọng trong các
giao dịch chính trị (background). Bồ Đào Nha, khi đó là nguồn cung cấp chủ
yếu nguyên tố này ở châu Âu, phải chịu áp lực từ cả hai phía do họ sở hữu
các mỏ quặng wolframit. Wolfram chịu được các điều kiện nhiệt độ cao và độ
Page 676 of 970

bền của nó trong các hợp kim làm cho nó trở thành một nguyên liệu thô quan
trọng trong công nghiệp vũ khí.[6]
Từ nguyên
Trong thế kỷ 16, nhà khoáng vật học Georgius Agricola đã miêu tả
Freiberger, khoáng vật có mặt trong quặng thiếc ở Saxon, gây khó khăn trong
việc tuyển nổi thiếc khỏi quặng thiếc. Một phần của tên gọi "Wolf" có nguồn
gốc từ đây. Ông gọi khoáng vật này là lupi spuma năm 1546, nghĩa Latin là
"nước bọt sói".[7] RAM trong tiếng Đức cổ (tương ứng khoảng năm 1050 đến
1350) nghĩa là "muội than, dơ", khi ở dạng khoáng vật màu đen xám có thể
dễ nghiền và thường được gọi là cacbon đen.[8]
Tên gọi "wolfram" được dùng đa số ở châu Âu (đặc biệt là tiếng Đức và
Slav), có nguồn gốc từ khoáng vật wolframit, và tên gọi này cũng được dùng
làm ký hiệu nguyên tố hóa học này W.[9] Tên gọi "wolframit" xuất phát từ
tiếng Đức "wolf rahm" ("mồ hóng của chó sói" hay "kem của chó sói"), tên
gọi này được Johan Gottschalk Wallerius đổi thành tungsten năm 1747. Tên
gọi này, tới lượt mình, có nguồn gốc từ "Lupi spuma", một tên gọi được
Georg Agricola sử dụng từ năm 1546 để chỉ nguyên tố này, có nghĩa là "váng
bọt của chó sói" hay "kem của chó sói" (từ nguyên không chắc chắn hoàn
toàn), và nó ám chỉ tới một lượng lớn thiếc được sử dụng để tách kim loại
này ra khỏi khoáng vật chứa nó.[7]
Từ "tungsten" được sử dụng trong tiếng Anh, Pháp và một số ngôn ngữ khác
để chỉ tên của nguyên tố. Tungsten là tên Thụy Điển cũ được dùng để chỉ
khoáng vật scheelit.
IUPAC đặt tên nguyên tố 74 là tungsten với ký hiệu W. Tên
thay thế wolfram bị loại bỏ trong phiên bản mới nhất của
sách Đỏ (Nomenclature of Inorganic Chemistry. IUPAC
Recommendations 2005) mặc dù việc loại bỏ này đã được
thảo luận chủ yếu bởi các thành viên IUPAC Tây Ban Nha.
[10]
Tên Wolfram đã được IUPAC chính thức thay thế bằng tungsten tại hội
nghị lần thứ 15 của tổ chức này tại Amsterdam năm 1949.[11]
Tính chất
Page 677 of 970

Ở dạng thô, volfram là kim loại có màu xám thép, thường giòn và cứng khi
gia công, nhưng nếu tinh khiết nó rất dễ gia công.[9] Nó được gia công bằng
các phương pháp rèn, kéo, ép tạo hình. Trong tất cả kim loại nguyên chất,
volfram có điểm nóng chảy cao nhất (3.422°C, 6.192°F), áp suất hơi thấp
nhất, (ở nhiệt độ trên 1.650°C, 3.000°F) độ bền kéo lớn nhất.[12] và hệ số giãn
nở nhiệt thấp nhất. Độ giãn nở nhiệt thấp, điểm nóng chảy và độ bền cao của
volfram là do các liên kết cộng hóa trị mạnh hình thành giữa các nguyên tử
volfram bởi các electron lớp 5d.[13] Hợp kim pha một lượng nhỏ volfram của
thép làm tăng mạnh tính dẻo của nó.[14]
Volfram tồn tại ở hai dạng tinh thể chính: α và β. Dạng α có cấu trúc tinh thể
lập phương tâm khối và là một dạng bền. cấu trúc của tinh thể dạng β được
gọi là lập phương A15; là một dạng kích thích, nhưng có thể đồng tồn tại với
pha α ở các điều kiện phòng do sự tổng hợp không cân bằng hoặc sự ổn định
hóa bởi các tạp chất. Trái ngược với dạng α có các tinh thể là các hạt có kích
thước bằng nhau theo mọi hướng còn dạng β có tập hợp dạng trụ. Dạng α
có điện trở thấp hơn dạng β 3 lần[15] và thấp hơn nhiều nếu nó ở nhiệt độ
chuyển tiếp siêu dẫn TC so với dạng β: khoảng 0,015°K vs. 1 – 4°K; hỗn hợp
của 2 dạng này cho phép tạo ra các giá trị TC trung gian.[16][17] Giá trị TC cũng
có thể được gia tăng bằng cách tạo hợp kim volfram với các kim loại khác
(như 7,9°K đối với W-Tc).[18] Các hợp kim wokfram này đôi khi được sử
dụng trong các mạch siêu dẫn nhiệt độ thấp.[19][20][21]
Đồng vị
Wolfram tự nhiên gồm 5 đồng vị với chu kỳ bán rã đủ lâu nên chúng được
xem là các đồng vị bền. Về mặt lý thuyết, tất cả năm đồng vị có thể phân rã
thành các đồng vị của nguyên tố 72 (hafni) bằng phân rã anpha, nhưng chỉ có
180
W là được quan sát[22] là có chu kỳ bán rã (1,8 ± 0,2)×1018 yr; trung bình,
nó có hai phân rã anpha của 180W trong một gram wolfram tự nhiên / năm.[23]
Các đồng vị tự nhiên khác chưa được quan sát phân rã, nhưng chu kỳ bán rã
của các đồng vị được hạn chế ở mức như sau[23]
182
W, T1/2 > 8.3×1018 năm 184
W, T1/2 > 13×1018 năm
183
W, T1/2 > 29×1018 năm 186
W, T1/2 > 27×1018 năm
30 đồng vị phóng xạ nhân tạo khác của wolfram đã được miêu tả, đồng vị
bền nhất là 181W có chu kỳ bán rã 121,2 ngày, 185W là 75,1 ngày, 188W là 69,4
ngày, 178W là 21,6 ngày, và 187W là 23,72 giờ.[23] Tất cả các đồng vị phóng xạ
Page 678 of 970
còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 3 giờ, và đá số trong đó có chu kỳ bán rã
nhỏ hơn 8 phút.[23] Wolfram có 4 meta state, ổn định nhất là 179mW (T½ 6,4
phút).

Wolfram nguyên tố có khả năng chống ôxy hóa, axit, và kiềm.[24]
Trạng thái ôxy hóa phổ biến nhất của wolfram là +6, nhưng có thể thay đổi từ
−2 đến +6.[24][25] Wolfram đặc biệt kết hợp với ôxy tạo thành wolfram triôxit,
WO3 màu vàng, hòa tan trong dung dịch kiềm tạo thành ion
wolfram WO2−4.
Wolfram cacbic (W2C và WC) được sản xuất bằng cách nung bột wolfram
với cacbon và là những cacbic cứng nhất, WC có điểm nóng chảy 2.770°C và
2.780°C đối với W2C. WC là chất dẫn điện hiệu quả, nhưng W2C thì ít hơn.
Wolfram cacbic có ứng xử tương tự wolfam không ở dạng hợp kim và có khả
năng chống lại ăn mòn hóa học, mặc dù nó phản ứng mạnh với clo tạo thành
wolfram hexaclorua (WCl6).[14]
Dung dịch wolfram trong nước được ghi nhận là để tạo thành axit heteropoly
và các anion polyoxometalat trong các môi trường trung hòa và axit. Khi
wolfamat được xử lý từ từ bằng axit, đầu tiên nó hòa tan, anion
"parawolfarmat A" metastable, W7O6–24, dần dần nó chuyển sang dạng
anion ít hòa tan hơn "parawolframat B", H2W12O10–42.[26] Quá trình axit hóa
sau đó tạo ra các anion netawolframat hòa tan rất cao, H2W12O6–40, sau đó
đạt đến trạng thái cân bằng. Ion metawolframat tồn tại ở dạng cụm hình học
của hình bát diện 12 wolfram - oxy được gọi là anion Keggin. Các anion
polyoxometalat khác tồn tại ở các nhóm metastable. Khi trong cấu trúc bao
gồm một nguyên tử khác như phốt pho ở vị trí của hai hydro trung tâm của
metawolframat tạo ra sự đa dạng của các axit heteropoly, như axit
phosphowolframic H3PW12O40.
Vai trò sinh học

Wolfram số nguyên tử 74, là nguyên tố nặng nhất có mặt trong các cơ thể
sống, nguyên tố nặng thứ 2 là iốt (Z = 53). Wolfram chưa được tìm thấy là
chất cần thiết hoặc được sử dụng trong các sinh vật nhân điển hình, nhưng nó
là chất dinh dưỡng thiết yếu đối với một số vi khuẩn. Ví dụ, các enzym
Page 679 of 970
oxidoreductase dùng wolfram tương tự như molypdenbằng cách sử dụng nó

trong phức chất wolfram - pterin với molybdopterin. Molybdopterin, mặc cho
tên gọi của nó, không chứa molypden, nhưng có thể tạo phức chất với hoặc là
molypden hoặc là wolfram để được sử dụng bởi các sinh vật. Các enzym
mang wolfram thường khử các axít cacboxylic thành các aldehyt - một quá
trình tổng hợp khó trong hóa và hóa sinh.[27] Tuy nhiên,
các oxidoreductase wolfram cũng có thể xúc tác quá trình ôxi hóa. Enzym
cần wolfram đầu tiên được phát hiện cũng cần selen, và trong trường hợp này
cặp đôi wolfram - selen có thể có chứa năng tương tự cặp đôi molypden - lưu
huỳnh của các enzym cần phụ nhân tử molybden.[28] Một trong những enzym
trong họ oxidoreductase, thỉnh thoảng sử dụng dùng wolfram (các enzyme
formate dehydrogenase H của vi khuẩn) cũng được biết là sử dụng cặp selen -
molypden của molybdopterin.[29] Mặc dù xanthin dehydrogenase chứa
wolfram từ vi khuẩn đã được tìm thấy là chứa molydopterin - wolfram và
cũng như selen liên kết phi protein, nhưng phức chất molybdopterin wolfram
- selen chưa được miêu tả rõ ràng.[30]
Các hiệu ứng khác về sinh hóa

Trong đất, kim loại wolfram bị ôxi hóa thành anion wolframat. Nó có thể
được nhập vào có chọn lọc hay không chọn lọc bởi một số sinh vật nhân sơ
và có thể thay thế cho molybdat trong một số enzym nhất định. Tác động của
nó tới phản ứng của các enzym này trong một trường hợp là kiềm chế còn
trong một số trường hợp khác lại là tích cực.[31]. Người ta cho rằng các enzym
chứa tungstat trong sinh vật nhân chuẩn có thể là trơ. Tính chất hóa học của
đất có thể xác định cách mà wolfram được polyme hóa như thế nào; các đất
kiềm tạo ra các wolframat đơn phân (monome); các đất axit tạo ra các
wolframat polyme.[32]
Natri wolframat và chì đã được nghiên cứu về ảnh hưởng của nó đến các loài
giun đất. Chì được tìm thấy là gây tử vong chúng ở các liều lượng thấp còn
natri wolframat thì ít độc hơn, nhưng wolframat ức chế hoàn toàn khả năng
sinh sản của chúng.[33]
Wolfram đã được nghiên cứu là chất kìm hãm trao đổi chất đồng sinh học,
với chức năng tương tự hoạt động của molypden. Người ta phát hiện rằng
tetrathiowolframat có thể được dùng làm hóa chất tạo phức chất đồng sinh
học, tương tự như tetrathiomolybdat.[34]
Page 680 of 970
Sản lượng
Wolframit Sản xuất wolfram năm 2005
Wolfram được tìm thấy trong các khoáng vật wolframit (wolframat sắt -

mangan FeWO4 / MnWO4), scheelit (canxi wolframat, (CaWO4), ferberit
(FeWO4) và hübnerit (MnWO4). Chúng được khai thác và dùng để sản xuất
khoảng 37.400 tấn wolfram/năm trong năm 2000.[35] Trung Quốc sản xuất
hơn 75% tổng sản lượng thế giới, các nước còn lại gồm Úc, Bolivia, Bồ Đào
Nha, Nga, và Colombia.[35]
Wolfram được tách từ các quặng của nó qua nhiều công đoạn. Quặng được
chuyển đổi từ từ thành wolfram(VI) ôxit (WO3), sau đó được nung với hydro
hoặc cacbon tạo ra wolfram bột.[3] Nó có thể được dùng ở dạng bột hoặc ép
thành các thỏi rắn.
Wolfram cũng có thể được tách ra bằng cách khử hydro của WF6:
WF6 + 3H2 → W↓ + 6HF
hoặc nhiệt phân:[36]
0
WF6 
t
 W↓ + 3F2 (ΔHr = +)
Wolfram không được mua bán theo kiểu hợp đồng tương lai và không được
niêm yết trên các thị trường giao dịch như London Metal Exchange. Giá của
wolfram (WO3) vào khoảng 18.975 USD/tấn vào tháng 8 năm 2010.[37]
Ứng dụng
Page 681 of 970

Nhẫn Wolfram cacbua (trang sức)

Cận ảnh một sợi Wolfram trong đèn
halogen
Do có chịu được nhiệt độ cao và có điểm nóng chảy cao nên wolfram được
dùng trong các ứng dụng nhiệt độ cao,[38] như dây tóc bóng đèn, ống đèn tia
âm cực, và sợi ống chân không, thiết bị sưởi, và các vòi phun động cơ tên
lửa.[9]
Do tính dẫn điện và tính trơ hóa hóa học tương đối của nó, wolfram cũng
được dùng trong làm điện cực, và nguồn phát xạ trong các thiết bị chùm tia
điện tử dùng súng phát xạ trường, như kính hiển vi điện tử. Trong điện tử,
wolfram được dùng làm vật liệu kết nối trong các vi mạch, giữa vật liệu điện
môi silic đôxít và transistor. Nó được dùng làm các màng kim (hoặc
molypden) loại phủ trên miếng silicon thay thế dây dẫn được dùng trong điện
tử thông thường.[36]
Chỉ định
Do Volfram hiếm gặp trong tự nhiên và các hợp chất của nó nhìn chung là trơ
nên những ảnh hưởng của nó tới môi trường là hạn chế.[39] Một liều gây chết
trung bình LD50 tùy thuộc phần lớn vào động vật và phương pháp điều khiển
và nó thay đổi từ 59mg/kg (tĩnh mạch, thỏ rừng)[40][41] đến 5000mg/kg (bột
kim loại volfram, trong phúc mạc, chuột cống).[42][43]
 Tóm tắt:
Wolfram, 74W
Page 682 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Wolfram, W
Phiên âm /ˈtʌŋstən/;
alternatively, /ˈwʊlfrəm/ WOOL-frəm
Hình dạng Xám trắng bóng, ánh nhiều màu khi bị ôxy hóa
Wolfram trong bảng tuần hoàn
Mo
↑
W
↓
Sg
Tantali ← Wolfram → Rheni
tử chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 4f14 5d4 6s2[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 12, 2

Page 683 of 970
Màu sắc Xám trắng bóng

Nhiệt độ sôi 5828 K (5555 °C, 10031 °F)
Mật độ 19,25 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Điểm tới hạn 13892 K, MPa
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 3477 3773 4137 4579 5127 5823

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, −1, -2 Axít nhẹ
trị
cộng hóa trị
Thông tin khác


Page 684 of 970

Mohs
Vickers
Brinell

180
W 0.12% 1,8×1018năm α 2.516 176
Hf
181 181
W Tổng hợp 121,2 ngày ε 0.188 Ta
182 182
W 26.50% W ổn định với 108 neutron
183 183
184 184
185
W Tổng hợp 75,1 ngày β− 0.433 185
Re
186 186
75. Rheni (Re)

Rheni (tên La tinh: Rhenium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Re và số
nguyên tử 75. Nó là một kim loại chuyển tiếp nặng, màu trắng bạc nằm tại
hàng ba của nhóm 7 trong bảng tuần hoàn. Với mật độ trung bình cỡ một
phần tỷ (ppb), rheni là một trong nguyên tố hiếm nhất trong lớp vỏ Trái Đất.
Rheni tương tự như mangan về mặt hóa học và thu được dưới dạng phụ phẩm
trong tinh chế molypden và đồng. Ở dạng hợp chất, rheni thể hiện các trạng
thái ôxi hóa từ −1 tới +7.
Page 685 of 970

Các lượng nhỏ rheni được thêm vào các hợp kim wolfram, và một số hợp
chất của rheni cũng được dùng làm chất xúc tác trong công nghiệp hóa chất.
Các siêu hợp kim gốc niken được sử dụng trong các động cơ phản lực chứa
tới 6% rheni, làm cho ngành này là nơi sử dụng rheni lớn nhất. Do khan hiếm
và nhu cầu cao trong chế tạo động cơ phản lực nên rheni thuộc số các kim
loại đắt nhất trên thế giới, với giá của nó có những lúc vượt quá 12.000USD
mỗi kilôgam. Rheni, được phát hiện năm 1925, là nguyên tố có đồng vị ổn
định trong tự nhiên cuối cùng được phát hiện. Franxi là nguyên tố nguồn gốc
tự nhiên cuối cùng được phát hiện, nhưng nó không có đồng vị nào ổn định.
Rheni được đặt tên theo sông Rhine.
Lịch sử
Rheni (từ tiếng Latinh Rhenus, nghĩa là Rhine)[2] là nguyên tố nguồn gốc tự
nhiên được phát hiện gần sau cùng nhất, chỉ trước Franxi; đồng thời nó là
nguyên tố có đồng vị ổn định được phát hiện cuối cùng[3]. Sự tồn tại của
nguyên tố tại vị trí của rheni (khi đó chưa được phát hiện) trong bảng tuần
hoàn đã được Henry Moseley dự báo từ năm 1914[4]. Nói chung người ta gán
công phát hiện ra rheni cho Walter Noddack, Ida Tacke, Otto Berg ở Đức.
Năm 1925, họ thông báo rằng họ đã phát hiện ra một nguyên tố có trong
quặng platin và trong khoáng vật columbit. Họ cũng tìm thấy rheni trong
gadolinit và molybdenit[5]. Năm 1928, họ đã tách ra được 1 g nguyên tố bằng
cách xử lý 660kg khoáng vật molybdenit[6]. Quy trình này quá phức tạp và
tốn kém đến mức việc sản xuất bị gián đoạn tới tận đầu năm 1950 khi các
hợp kim wolfram-rheni và molypden - rheni được điều chế. Các hợp kim này
được phát biện là có nhiều ứng dụng quan trọng trong công nghiệp tạo ra một
nhu cầu lớn đối với rheni được sản xuất từ phần molybdenit của các quặng
đồng pocfia.
Năm 1908, nhà hóa học Nhật Bản là Masataka Ogawa thông báo rằng ông đã
phát hiện ra nguyên tố số 43 và đặt tên nó là nipponium (Np) theo sau tên của
Nhật Bản (là Nippon trong tiếng Nhật). Tuy nhiên, phân tích sau đó chỉ ra sự
hiện diện của rheni (số 75), chứ không phải nguyên tố số 43[7]. Ký hiệu Np
sau này được sử dụng cho nguyên tố neptuni (số 93).
Đặc trưng
Page 686 of 970

Một giọt Rheni

Rheni là kim loại có nhiệt độ nóng chảy thuộc
hàng cao nhất trong số mọi nguyên tố, chỉ có
wolfram (3.695°K) và cacbon (4.300 - 4.700°K) là
đứng trên nó. Nó cũng là nguyên tố có tỷ trọng
riêng thuộc hàng cao nhất, chỉ thua platin
(21.450kg/m³), iridi (22.560 kg/m³) và osmi
(22.610kg/m³).
Dạng thương mại thông thường của nó là bột, nhưng nguyên tố này có thể cô
đặc hơn bằng cách ép và thiêu kết trong chân không hay môi trường khí
hiđrô. Quy trình này tạo ra sản phẩm chắc đặc với tỷ trọng khoảng trên 90%
tỷ trọng riêng của kim loại này. Khi bị ủ kim loại này trở nên rất mềm và có
thể uốn cong hay kéo thành cuộn[8]. Các hợp kim rheni - molypden có tính
siêu dẫn ở 10°K; còn các hợp kim wolfram - rheni cũng có tính siêu dẫn[9] ở
khoảng 4 - 8°K, phụ thuộc vào từng hợp kim. Rheni kim loại siêu dẫn ở
2,4°K[10][11].
Đồng vị
Rheni nguồn gốc tự nhiên là 37,4% Re185, một đồng vị ổn định, và 62,6%
Re187, một đồng vị không ổn định nhưng có chu kỳ bán rã rất dài (~1010 năm);
với thời gian tồn tại chịu ảnh hưởng bởi trạng thái tích điện của nguyên tử
rheni[12][13]. Phân rã beta của Re187 được sử dụng để định tuổi rheni - osmi của
quặng. Năng lượng cần thiết cho phân rã beta này (2,6keV) là một trong số
những mức năng lượng thấp nhất trong số mọi hạt nhân phóng xạ. Người ta
cũng đã biết 26 đồng vị phóng xạ khác của rheni[14].
Các hợp chất

Rheni có một khoảng rộng nhất các trạng thái ôxi hóa trong số mọi nguyên tố
đã biết: −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5, +6 và +7[15]. Các trạng thái ôxi hóa +7, +6,
+4 và +2 là phổ biến nhất[15].
Các hợp chất phổ biến nhất của rheni là các ôxít và các halua, chiếm một phổ
rộng các trạng thái ôxi hóa: Re2O7, ReO3, Re2O5, ReO2 và Re2O3 là các ôxít
đã biết, ReF7, ReCl6, ReCl5, ReCl4 và ReCl3 là một ít các hợp chất halua đã
biết[16]. Các sulfua bao gồm ReS2 và Re2S7[16].
Page 687 of 970
Rheni có sẵn ở dạng thương mại nhiều nhất là perrhenat natri và perrhenat

amoni. Nó cũng có sẵn ở dạng decacacbonyl dirheni; cả ba hợp chất này đều
là các chất khởi đầu phổ biến cho hóa học rheni. Các dạng muối perrhenat
khác cũng có thể dễ dàng chuyển hóa thành tetrathioperrhenat theo phản ứng
của bisulfua ammoni[17]. Cũng có thể khử decacacbonyl dirheni Re2(CO)10
bằng phản ứng với hỗn hống natri thành Na[Re(CO)5], với rheni ở trạng thái
ôxi hóa chính thức là -1.[18] Decacacbonyl dirheni có thể phản ứng với brôm
để tạo ra bromopentacacbonylrheni (I)[19], sau đó khử bằng kẽm và axít axetic
thành pentacacbonylhydridorheni:[20]
Re2(CO)10 + Br2 → Re(CO)5Br
Re(CO)5Br + Zn + HOAc → Re(CO)5H + ZnBr(OAc)
Bromopentacacbonylrheni (I) có thể bị khử cacbonyl để tạo ra tricacbonyl
rheni bằng cách cho tác dụng với nước:[21]
Re(CO)5Br + 3H2O → [Re(CO)3(H2O)3]Br + 2CO↑
hay cho phản ứng với bromua tetraetylammoni:[22]
Re(CO)5Br + 2NEt4Br → [NEt4]2[Re(CO)3Br3]
Diborua rheni (ReB2) là một chất có độ cứng tương tự như cacbua wolfram,
cacbua silic, diborua titan hay diborua zirconi[23].
Rheni ban đầu được cho là tạo ra anion rhenua, Re−, trong đó nó có trạng thái
ôxi hóa −1. Điều này dựa trên sản phẩm khử các muối perrhenat, chẳng hạn
như khử perrhenat kali (KReO4) bằng kali kim loại[24] "Rhenua kali" được chỉ
ra là tồn tại dưới dạng phức chất ngậm bốn phân tử nước, tương ứng với công
thức hóa học KRe•4H2O[25]. Hợp chất này thể hiện tính khử mạnh, và chậm
chạp sinh ra khí hiđrô khi hòa tan trong nước. Các hợp chất tương tự của liti
và tali cũng được thông báo. Tuy nhiên, nghiên cứu sau này chỉ ra rằng ion
"rhenua" trên thực tế là phức hợp hydridorhenat. "Rhenua kali" như thể hiện
thực tế là nonahydridorhenat, K2ReH9, chứa anion ReH2−9 trong đó trạng
thái ôxi hóa của rheni thực tế là +7[26][27]. Các phương pháp khác khử các
muối perrhenat sinh ra các hợp chất chứa các phức hợp hydrido- khác, bao
gồm ReH3(OH)3(H2O)−.[28]
Phổ biến
Molybdenite
Page 688 of 970
Rheni là một trong những nguyên tố hiếm nhất trong lớp vỏ Trái Đất với mật
độ trung bình 1ppb;[16] các nguồn khác đưa ra con số 0,5ppb, làm cho nó chỉ
chiếm vị trí thứ 77 về độ phổ biến trong lớp vỏ Trái Đất.[29] Rheni có lẽ không
ở dạng tự do trong tự nhiên, nhưng chiếm khối lượng tới 0,2 %[16] trong
khoáng vật molybdenit, là nguồn sản xuất thương mại của nó, mặc dù các
mẫu molybdenit riêng lẻ có thể chứa tới 1,88% rheni cũng đã được tìm
thấy[30]. Chile là nguồn dự trữ rheni lớn nhất thế giới, một phần của các mỏ
quặng đồng, và đồng thời cũng là nhà sản xuất hàng đầu tính tới năm 2005[31].
Chỉ gần đây thì người ta mới tìm thấy và miêu tả khoáng vật đầu tiên của
rheni (năm 1994), đó là một khoáng vật sulfua của rheni (ReS2), ngưng tụ
từ lỗ phun khí trên núi lửa Kudriavy của Nga, nằm trên quần đảo Kuril[32].
Được đặt tên là rheniit, khoáng vật hiếm này có giá rất cao đối với các nhà
sưu tập[33], nhưng nó lại không là nguồn có giá trị kinh tế đối với nguyên tố
này.
Sản xuất
Perrhenat ammoni
Rheni thương mại được tách ra từ khí ống khói
lò nung molypden thu được từ các quặng sulfua
đồng. Một số quặng molypden chứa 0,001% tới
0,2% rheni[16][30] Ôxít rheni (VII) và axít
perrhenic dễ dàng hòa tan trong nước; chúng
được lọc từ bụi và khí ống khói, tách ra bằng
cách cho kết tủa với clorua kali hay clorua ammoni dưới dạng các muối
perrhenat, và tinh chế bằng tái kết tinh[34]. Tổng sản lượng sản xuất toàn thế
giới khoảng 40 - 50 tấn/năm; các nhà sản xuất chính là Chile, Hoa Kỳ,
Kazakhstan[35]. Tái chế chất xúc tác Pt - Re cùng các hợp kim đặc biệt đã sử
dụng cho phép thu hồi khoảng 10 tấn mỗi năm. Giá của kim loại này tăng
nhanh trong đầu năm 2008, từ khoảng $1.000 – $2.000 mỗi kilôgam trong
giai đoạn 2003 - 2006 tới trên $10.000 trong tháng 2 năm 2008[36][37]. Dạng
Page 689 of 970

kim loại được điều chế bằng cách khử perrhenat ammoni với hiđrô ở nhiệt độ
cao:[34]
0
2NH4ReO4 + 7H2 
t cao
2Re↓ + 8H2O + 2NH3↑
Ứng dụng
Động cơ F-15 sử dụng rheni có trong siêu hợp
kim thế hệ 2
Rheni được bổ sung vào các siêu hợp kim chịu
nhiệt độ cao sử dụng trong chế tạo các bộ phận
của động cơ phản lực, chiếm tới 70% sản lượng
rheni toàn thế giới[38]. Ứng dụng lớn khác là
trong các chất xúc tác platin - rheni, được sử
dụng chủ yếu trong sản xuất xăng có chỉ số octan cao và không chứa chì[35]
[39]
.
Hợp kim
Các siêu hợp kim trên cơ sở niken có độ dão được cải thiện khi có sự bổ sung
rheni. Các hợp kim thường chứa 3% tới 6% rheni[40]. Các hợp kim thế hệ hai
chứa 3%; chúng được sử dụng trong các động cơ của F-15 và F-16, trong khi
các hợp kim thế hệ ba đơn tinh thể mới chứa 6% rheni; chúng được sử dụng
trong động cơ của F-22 và F-35[39][41]. Mức tiêu thụ năm 2006 được đưa ra là
28% cho General Electric, 28% cho Rolls - Royce plc và 12% cho Pratt &
Whitney, tất cả đều là siêu hợp kim, trong khi sử dụng làm chất xúc tác chỉ
chiếm 14% và toàn bộ các ứng dụng khác là 18 %[38]. Năm 2006, 77% lượng
rheni tiêu thụ tại Hoa Kỳ là trong các hợp kim[39].
Rheni cải thiện các tính chất của wolfram và vì thế là vật liệu tạo hợp kim
quan trọng nhất đối với wolfram. Các hợp kim wolfram - rheni là mềm hơn ở
nhiệt độ thấp làm cho chúng dễ dàng hơn trong việc gia công cơ khí, trong
khi độ ổn định ở nhiệt độ cao cũng được cải thiện. Tác động này tăng lên
theo hàm lượng rheni, và vì thế các hợp kim wolfram được sản xuất để chứa
tới 27% Re, nó cũng là giới hạn độ hòa tan[42]. Một ứng dụng cho các hợp kim
wolfram-rheni là các nguồn tia X. Điểm nóng chảy cao của cả hai thành phần
tạo hợp kim, cùng với khối lượng nguyên tử lớn, làm cho chúng ổn định
Page 690 of 970

trước va chạm của các electron kéo dài[43]. Các hợp kim rheni của wolfram
cũng được dùng như là các cặp nhiệt điện để đo nhiệt độ lên tới 2.200°C[44].
Độ ổn định trước nhiệt độ cao, áp suất hơi thấp, độ kháng mài mòn tốt và khả
năng chống lại ăm mòn hồ quang của rheni là hữu ích trong chế tạo các công
tắc điện tự làm sạch. Cụ thể, các tia lửa điện xuất hiện trong quá trình chuyển
mạch sẽ ôxi hóa các tiếp điểm. Tuy nhiên, ôxít rheni Re2O7 có độ ổn định
thấp (hăng hoa ở ~360°C) và vì thế bị loại bỏ trong quá trình đóng mở mạch
[38]
.
Rheni có nhiệt độ nóng chảy cao và áp suất hơi thấp tương tự như tantali và
wolfram, tuy nhiên, rheni tạo thành các ôxít không bay hơi. Vì thế, các sợi
rheni thể hiện độ ổn định cao nếu như chúng được vận hành không phải là
trong chân không mà là trong môi trường khí quyển chứa ôxy[45]. Các sợi này
được sử dụng rộng rãi trong phổ khối lượng, trong áp kế ion hóa[46] và trong
các đèn flash trong nhiếp ảnh.[47].
Chất xúc tác

Rheni trong dạng hợp kim rheni-platin được sử dụng làm chất xúc tác trong
cải tạo xúc tác (catalytic reforming), là một quy trình hóa học chuyển hóa các
ligroin xăng dầu với chỉ số octan thấp thành các sản phẩm lỏng với chỉ số
octan cao. Trên thế giới, 30% chất xúc tác sử dụng cho quy trình này có chứa
rheni[48]. Hoán đổi olefin là phản ứng khác trong đó rheni cũng được dùng
làm chất xúc tác. Thông thường Re2O7 trên alumina được sử dụng cho quy
trình này[49]. Các xúc tác rheni kháng lại khá tốt trước độc tố hóa học từ nitơ,
lưu huỳnh và phốtpho, và vì thế được dùng trong một số loại phản ứng hiđrô
hóa nhất định[8][50][51].
Khác
Các đồng vị Re188 và Re186 có tính phóng xạ và được dùng trong điều trị ung
thư gan. Cả hai đều có độ sâu thâm nhập tương tự trong mô (5mm cho Re186
và 11mm cho Re188), nhưng Re186 có ưu thế do có thời gian tồn tại lâu hơn (90
giờ so với 17 giờ)[52][53].
Có liên quan bởi tính chu kỳ, rheni có tính chất hóa học tương tự như tecneti;
công việc thực hiện với nhãn rheni về phía các mục tiêu thường có thể được
thực hiện giống như với tecneti. Điều này là hữu ích cho dược phóng xạ,
Page 691 of 970
trong đó rất khó làm việc với tecneti - đặc biệt là đồng vị Tc99m sử dụng trong
y học - do giá thành cao và chu kỳ bán rã ngắn của nó[52][54].
Phòng ngừa
Người ta biết rất ít về độc tính của rheni và các hợp chất của nó, do chúng chỉ
được sử dụng với các lượng rất nhỏ. Các muối hòa tan, như các halua hay các
perrhenat của rheni, có thể là nguy hại do các nguyên tố khác không phải
rheni hoặc có thể là do chính rheni[55]. Chỉ một số ít các hợp chất của rheni đã
được thử nghiệm về độc tính; hai mẫu thử là perrhenat kali và triclorua rheni,
được tiêm ở dạng lỏng vào chuột. Perrhenat có LD50 là 2.800mg/kg sau 7
ngày và triclorua rheni có LD50 là 280mg/kg[56].
 Tóm tắt:
Rheni, 75Re
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Rheni, Re
Phiên âm /ˈriːniəm/ REE-nee-əm
Rheni trong bảng tuần hoàn

Tc
↑
Re
↓
Page 692 of 970

Bh
Wolfram ← Rheni → Osmi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 13, 2

Nhiệt độ sôi 5869 K (5596 °C, 10105 °F)
Mật độ 21,02 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 3303 3614 4009 4500 5127 5954
Page 693 of 970


Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1 Axít nhẹ
hóa trị
Thông tin khác


Mohs
Vickers
Brinell

185 185
Re 37.4% Re ổn định với 110 neutron
Page 694 of 970

187
Re 62.6% 4,12×1010năm α (not observed) 1.653 183
Ta
β- 0.0026 187
Os
76. Osmi (Os)

Osmi là kim loại thuộc phân nhóm phụ nhóm 8; chu kì 6 trong bảng tuần
hoàn; thuộc họ platin; ký hiệu Os; mang số hiệu nguyên tử 76; nguyên tử
khối 190,2; do 2 nhà hóa học người Anh Smithson Tennant và William Hyde
Wollaston tìm ra năm 1804.
Tính chất
Vật lý
Osmi là kim loại nặng nhất trong các kim loại từng biết (khối lượng riêng
22,6g/cm3, nặng hơn khoảng 0,2g/cm3 so với Iridi, kim loại nặng thứ nhì).
Osmi khá cứng nhưng cũng khá giòn; nhiệt độ nóng chảy rất cao, khoảng
3030°C, đứng thứ 5 trong bảng xếp hạng các nguyên tố có nhiệt độ nóng
chảy cao nhất.
Hóa học
Trạng thái oxi hóa của Osmi
−2 Na2[Os(CO)4] +2 OsI2 +6 OsF6
−1 Na2[Os4(CO)13] +3 OsBr3 +7 OsOF5
0 Os3(CO)12 +4 OsO2, OsCl4 +8 OsO4, Os(NCH3)4
+1 OsI +5 OsF5
Trong hợp chất, Osmi có số oxi hóa từ -2 đến +8. Trong đó, hợp chất có số
oxi hóa +2; +3; +4 và +8 là khá phổ biến.
Page 695 of 970
OsO4 (Osmi tetraoxit) là hợp chất của Osmi mà trong đó Osmi có số oxi hóa
+8. OsO4 là tinh thể màu vàng nhạt có mùi mạnh, tan trong nước, dễ bay hơi,
được hình thành khi cho bột Osmi tiếp xúc với không khí.
Đồng vị
Osmi có 7 đồng vị tự nhiên, trong đó có 6 đồng vị bền là: 184Os, 187Os, 188Os,
189
Os, 190Os và 192Os.
Ứng dụng
Page 696 of 970

Kim loại này được dùng chủ yếu trong các hợp kim không gỉ dùng để bịt đầu
các ngòi bút hoặc các trụ bản lề dụng cụ.
 Tóm tắt:
Osmi, 76Os
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Osmi, Os
Phiên âm /ˈɒzmiəm/ OZ-mee-əm
Hình dạng Bạc ánh xanh
Osmi trong bảng tuần hoàn
Ru
↑
Os
↓
Hs
Rheni ← Osmi → Iridi
chuẩn (Ar)
Page 697 of 970


Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 14, 2

Màu sắc Bạc ánh xanh
Nhiệt độ sôi 5285 K (5012 °C, 9054 °F)
Mật độ 22,59 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 3160 3423 3751 4148 4638 5256

Trạng thái ôxy hóa 8, 7, 6, 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -2 Axít nhẹ
hóa trị
Thông tin khác

Page 698 of 970

Điện trở suất ở 0 °C: 81.2 n Ω·m
Mohs
Brinell

184
Os 0.02% >5,6×1013năm (không tìm thấy) εε 1.452 184
W
185 185
Os Tổng hợp 93,6 ngày ε 1.013 Re
186
Os 1.59% 2,0×1015năm α 2.822 182
W
187 187
Os 1.96% Os ổn định với 111 neutron
188 188
189 189
190 190
191
Os Tổng hợp 15,4 ngày β− 0.314 191
Ir
192
Os 40.78% >9,8×1012năm (không tìm thấy) β−β− 0.414 192
Pt
193
Os Tổng hợp 30,11 ngày β− 1.141 193
Ir
194
Os Tổng hợp 6 năm β− 0.097 194
Ir
77. Iridi (Ir)

Page 699 of 970
Iridi là một nguyên tố hóa học với số nguyên tử 77 và ký hiệu là Ir. Là một

kim loại chuyển tiếp, cứng, màu trắng bạc thuộc nhóm platin, iridi là nguyên
tố đặc thứ 2 (sau osmi) và là kim loại có khả năng chống ăn mòn nhất, thậm
chí ở nhiệt độ cao khoảng 2000°C. Mặc dù chỉ các muối nóng chảy và
halogen nhất định mới ăn mòn iridi rắn, bụi iridi mịn thì phản ứng mạnh hơn
và thậm chí có thể cháy. Các hợp chất iridi quan trọng nhất được sử dụng là
các muối và axit tạo thành với clo, mặc dù iridi cũng tạo thành một số các
hợp chất kim loại hữu cơ được dùng làm chất xúc tác và nghiên cứu.191Ir và
193
Ir là hai đồng vị tự nhiên của iridi và cũng là hai đồng vị bền; trong đó
đồng vị 193Ir phổ biến hơn.
Iridi được Smithson Tennant phát hiện năm 1803 ở Luân Đôn, Anh, trong số
các tạp chất không hòa tan trong platin tự nhiên ở Nam Mỹ. Mặc dù nó là
một trong những nguyên tố hiếm nhất trong vỏ Trái Đất, với sản lượng và
tiêu thụ hàng năm chỉ 3 tấn, nó có nhiều ứng dụng trong công nghiệp đặc thù
và trong khoa học. Iridi được dùng với chức năng chống ăn mòn cao ở nhiệt
độ cao như nồi nung làm tái kết tinh của các chất bán dẫn ở nhiệt độ cao, các
điện cực trong sản xuất clo, và máy phát nhiệt điện đồng vị phóng xạ được
dùng trong phi thuyền không người lái. Các hợp chất iridi cũng được dùng
làm các chất xúc tác trong sản xuất axit axetic. Trong công nghiệp ôtô, iridi
được dùng làm bugi (high-end after-market sparkplugs) với vai trò điện cực
trung tâm, thay thế việc sử dụng các kim loại thông thường.
Các dị thường iridi cao trong lớp sét thuộc ranh giới địa chất K-T (kỷ Creta -
kỷ Trias) đã đưa đến giả thuyết Alvarez, mà theo đó sự ảnh hưởng của một
vật thể lớn ngoài không gian đã gây ra sự tiệt chủng của khủng long và các
loài khác cách đây 65 triệu năm. Iridi được tìm thấy trong các thiên thạch với
hàm lượng cao hơn hàm lượng trung bình trong vỏ Trái Đất.[6] Người ta cho
rằng lượng iridi trong Trái Đất cao hơn hàm lượng được tìm thấy trong lớp
vỏ đá của nó, nhưng có mật độ cao và khuynh hướngcủa iridi liên kết với sắt,
hầu hết iridi giảm theo chiều từ bên dưới lớp vỏ đi vào tâm Trái Đất khi Trái
Đất còn trẻ và vẫn nóng chảy.
Iridi có thể được làm thành dải hoặc dây mảnh bằng cách cán hoặc chuốt kéo.
Tính chất
1 troi ao-xơ (31g) iridi nóng chảy
Page 700 of 970
Là thành viên của các kim loại nhóm platin, iridi có màu trắng tương tự platin
nhưng chơi ngả sang màu vàng nhạt. Do độ cứng, giòn, và điểm nóng
chảy rất cao của nó, iridi rắn khó gia công, định hình, và thường được sử
dụng ở dạng bột luyện kim.[7] Nó là kim loại duy nhất duy trì được các đặc
điểm cơ học tốt trong không khí ở nhiệt độ trên 1600°C.[8]Iridi có điểm nóng
chảy cao và trở thành chất siêu dẫn ở nhiệt độ dưới 0,14°K.[9]
Mô đun đàn hồi của iridi lớn thứ 2 trong các kim loại, sau osmi.[8] Điều này
kết hợp với mô đun độ cứng cao và hệ số Poisson thấp cho thấy cấp độ của
độ cứng và khả năng chống biến dạng lớn nên để chế tạo các bộ phận hữu ích
là vấn đề rất khó khăn. Mặc dù có những hạn chế và giá cao, nhiều ứng dụng
đã được triển khai trong các môi trường cần độ bền cơ học cao đặc biệt trong
công nghệ hiện đại.[8]
Mật độ được đo đạc của iridi chỉ thấp hơn của osmi một ít (khoảng 0,1%).[10]
[11]
Có một số nhập nhằng liên quan đến hai nguyên tố này là nguyên tố nào
đặc hơn, do kích thước nhỏ khác nhau về mật độ và khó khăn về độ chính xác
của phép đo,[12] nhưng, khi độ chính xác tăng khi tính mật độ bằng dữ liệu
tinh thể học tia X thì mật độ của iridi là 22,56g/cm3 và của osmi là
22,59g/cm3.[13]

Iridi là kim loại có khả năng chống ăn mòn lớn nhất:[14] nó không phản ứng
với hầu hết axit, nước cường toan, kim loại nóng chảy hay các silicat ở nhiệt
độ cao. Tuy nhiên, nó có thể phản ứng với một số muối nóng chảy như natri
xyanua và kali xyanua,[15] cũng như oxy và các halogen (đặc biệt flo)[16] ở
nhiệt độ cao hơn.[17]
Các hợp chất
Các trạng thái ôxy hóa[note 1]
−3 [Ir(CO)3]3− +2 IrCl2 +6 IrF6
−1 [Ir(CO)3(PPh3)]− +3 IrCl3 +7 [(η2-O2)IrO2]+
Page 701 of 970

0 Ir4(CO)12 +4 IrO2 +8 IrO4
+1 [Ir(CO)Cl(PPh3)2] +5 Ir4F20 +9 [IrO4]+[3]
Iridi tạo thành các hợp chất ở dạng ôxit có trạng thái ôxi hóa từ −3 đến +6;
trạng thái ôxy hóa phổ biến nhất là +3 và +4.[7] Các mẫu có tính chất đặc
trưng tốt của các trạng thái ôxy hóa cao nhất thì hiếm có, nhưng có một số
dạng như IrF6 và 2 ôxit hỗn hợp Sr2MgIrO6 và Sr2CaIrO6.[7][18] Ngoài ra, năm
2009, iridi (VIII) tetroxit (IrO4) đã được điều chế ở dạng matrix isolation
conditions (6°K trong Ar) bằng cách chiếu tia cực tím vào phức iridium -
peroxo. Tuy nhiên, mẫu này không ổn định như mong đợi khi mà trạng thái
rắn của nó phải được duy trì ở nhiệt độ cao hơn.[19] Trạng thái ôxy hóa cao
nhất (+9) cũng là điểm mà nhiệt độ cao nhất được ghi nhận đối với bất kỳ
nguyên tố này, chỉ được biết đến ở một cation IrO+4; đó là loại pha khí duy
nhất được biết đến và không hình thành bất kỳ muối nào.[3]
Iridi điôxít, IrO2, một chất bột màu nâu, là ôxít của iridi được mô tả chi tiết
nhất.[7] Sesquioxit, Ir2O3, đã được mô tả là một chất bộ màu xanh - đen bị ôxy
hóa thành IrO2 bởi HNO3.[16]Disulfua, diselenua, sesquisulfua, và
sesquiselenua tương ứng cũng đã được biết đến, và IrS3cũng đã được nghiên
cứu.[7] Iridi cũng tạo thành các iridat có trạng thái ô-xy hóa +4 và +5, như
K2IrO3 và KIrO3, các chất này có thể được điều chế từ phản ứng của kali ôxít
hoặc kali superoxitvới iridi ở nhiệt độ cao.[20]
Mặc dù các hydrua hai cấu tử của iridi, IrxHy đã được biết đến, các phức được
cho là có chứa IrH4−5 và IrH3−6, trong các phức này iridi có trạng thái ôxy
hóa tương ứng là +1 và +3.[21] Hydrua ba cấu tử Mg6Ir2H11 được tin là chứa
cả IrH4−5 và IrH5−4 18-electron.[22]
Không monohalua hoặc dihalua nào tồn tại trong khi trihalua, IrX3, kết hợp
với tất cả halogen.[7] Đối với trạng thái ôxy hóa +4 và cao hơn, chỉ có
tetrafluorua, pentafluorua và hexafluorua là tồn tại.[7] Iridi hexafluorua, IrF6,
là chất rắn màu vàng có tính phản ứng mạnh, bao gồm các phân tử tám mặt.
Nó phân hủy trong nước và bị khử thành IrF4 ở dạng chất rắn kết tinh bằng
iridi màu đen.[7] Iridi pentaflorua có tính chất tương tự nhưng thật sự là một
Page 702 of 970
tetramer, Ir4F20, được tạo thành bởi bát diện dùng chung 4 góc.[7] Kim loại
iridi tan trong cyanua - kali kim loại nóng chảy tạo ra ion Ir(CN)3+6
(hexacyanoiridat).
Phức Vaska
Axít hexachloroiridic (IV), H2IrCl6, và các muối
của nó là những hợp chất iridi quan trong nhất
trong lĩnh vực công nghiệp.[23] Chúng liên quan
đến việc làm tinh khiết iridi và được sử dụng
như các tiền chất để tạo các hợp chất iridi quan
trọng khác, cũng như trong việc mạ anode. Ion IrCl2−6 có màu nâu sẫm, và
có thể dễ dàng bị khử thành IrCl3−6 nhạt màu hơn và ngược lại.[23] Iridi
trichlorua, IrCl3, có thể thu được ở dạng anhydrat từ sự ôxy hóa trực tiếp bột
iridi bằng clo ở 650°C,[23] hoặc dạng hydrat bằng cách hòa tan Ir2O3 trong
Axit clohydric, thường được dùng làm vật liệu ban đầu trong việc tổng hợp
các hợp chất Ir (III) khác.[7] Hợp chất khác được sử dụng làm tiến chất là
ammoni hexachloroiridat (III), (NH4)3IrCl6. Các phức iridi (III) là nghịch từ
(spin thấp) và thường có phân tử tám mặt đối xứng.[7]
Các hợp chất iridi hữu cơ chứa các liên kết iridi – carbon trong đó kim loại
thường có trạng thái ôxy hóa thấp hơn. Ví dụ, trong thái ôxy hóa zero được
phát hiện trong tetrairidi dodecacarbonyl, Ir4(CO)12, đây là một carbonyl của
iridi hai cấu tử bền ổn định và phổ biến nhất.[7] Trong hợp chất này, mỗi
nguyên tử iridi được liên kết đến 3 nguyên tử khác, tạo thành ô mạng tứ diện.
Một vài hợp chất kim loại hữu cơ Ir (I) không đủ nổi tiếng để đặt tên sau khi
được phát hiện ra. Ví dụ một chất là phức Vaska, IrCl(CO)[P(C6H5)3]2, nó có
tính chất liên kết bất thường với phân tử ôxy, O2.[24] Một chất khác là xúc tác
Crabtree, xúc tác đồng nhất trong các phản ứng tạo hydro.[25] Các hợp chất
này đều có cấu trúc phẳng vuông, phức d8, có tổng cộng 16 electron liên kết,
chúng liên quan đến tính hoạt động của chất này.[26]
Một vật liệu hữu cơ gốc iridi LED đã được ghi nhận, và được phát hiện là
sáng hơn nhiều so với DPA hoặc PPV, vì vậy nó có thể là nền tảng cho ánh
sáng OLED chủ động trong tương lai.[27]
Đồng vị
Iridi có hai đồng vị bền trong tự nhiên là 191Ir và 193Ir, với thành phần thứ tự
37,3% và 62,7%.[28] Có ít nhất 34 đồng vị phóng xạ đã được tổng hợp có số
Page 703 of 970
khối từ 164 đến 199. 192Ir, nằm giữa hai đồng vị bền là đồng vị phóng xạ bề
nhất với chu kỳ bán rã là 73,827 ngày, và được ứng dụng trong cận xạ trị[29]
và trong chụp ảnh phóng xạ công nghiệp, đặc biệt trong các thí nghiệm không
phá hủy các mối hàn của thép và trong công nghiệp dầu khí; các nguồn iridi -
192 liên quan đến nhiều sự cố phóng xạ. Ba đồng vị khác có chu kỳ bán rã ít
nhất một ngày - 188Ir, 189Ir, và 190Ir.[28] Các đồng vị có số khối dưới 191 phân rã
theo cách kết hợp giữa phân rã β+, α, và (hiếm hơn) phát xạ proton, ngoại
trừ 189Ir phân rã bằng cách bắt giữ electron. Các đồng vị tổng hợp nặng hơn
191 phân rã β−, mặc dù 192Ir cũng có bắt giữ một ít electron.[28] Tất cả các
đồng vị đã biết của iridi đã được phát hiện trong khoảng thời gian 1934 và
2001; đồng vị được phát hiện gần đây nhất là 171Ir.[30]
Ít nhất có 32 đồng phân hạt nhân đã được mô tả có số khối từ 164 đến 197.
Đồng phân ổn định nhất là 192m2Ir, nó phân rã thành đồng phân chuyển tiếp
với chu kỳ bán rã 241 năm,[28] nên nó là đồng phân ở định hơn trong tất cả các
đồng vị tổng hợp ở trạng thái ổn định. Đồng phân kém bền nhất là 190m3Ir có
chu kỳ bán rã chỉ 2µ giây.[28] Đồng vị 191Ir là đồng vị đầu tiên trong bất kỳ
nguyên tổ nào thể hiện hiệu ứng Mössbauer. Điều này rất hữu ích trong phổ
Mössbauer trong nghiên cứu vật lý, hóa học, sinh hóa, luyện kim và khoáng
vật học.[31]
Lịch sử
Thần Hy Lạp Iris, được dùng để đặt tên cho
nguyên tố iridi
Việc phát hiện ra iridi đan xen với việc phát
hiện ra platin và các kim loại khác trong nhóm
platin. Platin tự sinh được sử dụng bởi người
Ethiopia cổ đại[32] và trong các nền văn hóa
Nam Mỹ[33] cũng có chứa một lượng nhỏ các
kim loại khác thuộc nhóm platin bao gồm cả
iridi. Platin đến Châu Âu với tên gọi là platina
("silverette"), được tìm thấy trong thế kỷ 17 bởi
những kẻ xâm lược người Tây Ban Nha trong
vùng mà ngày nay được gọi là Chocó ở
Colombia.[34] Việc phát hiện kim loại này
không ở dạng hợp kim của các nguyên tố đã
Page 704 of 970
biết, nhưng thay vào đó là một nguyên tố hoàn toàn mới, mà đã không được
biết đến cho mãi tới năm 1748.[35]
Các nhà hóa học nghiên cứu platin đã hòa tan nó trong nước cường toan để
tạo ra các muối tan. Chúng được quan sát từ một lượng nhỏ có màu sẫm, chất
còn lại không tan.[8] Joseph Louis Proust đã nghĩ rằng chất không tan này là
graphit.[8] Các nhà hóa học Pháp Victor Collet - Descotils, Antoine François,
comte de Fourcroy, và Louis Nicolas Vauquelin cũng đã quan sát chất cặn
này năm 1803, nhưng không thu thập đủ cho các thí nghiệm sau đó.[8]
Năm 1803, nhà khoa học Anh Smithson Tennant (1761–1815) đã phân tích
chất cặn không tan và kết luận rằng nó phải chứa một kim loại mới.
Vauquelin đã xử lý bột trộn vô li kiềm và các axit[14] và thu được một ôxit dễ
bay hơn mới, mà từ đó ông tin rằng đây là kim loại mới, ông đặt tên nó là
ptene, trong tiếng Hy Lạp πτηνός ptēnós nghĩa là "cánh chim".[36][37] Tennant
đã có thuận lợi hơn trong việc thu được lượng cặn lớn hơn, và ông tiếp tục
nghiên cứu của mình và xác định hai nguyên tố mà trước đó chưa được phát
hiện trong chất cặn đen, là iridi và osmi.[8][14] Ông thu được các tinh thể màu
đỏ sẫm (có lẽ là Na2[IrCl6]·nH2O) bằng một chuỗi các phản ứng với natri
hydroxit và Axit clohydric.[37] Ông đặt tên iridium theo tên Iris (Ἶρις), the
Greek winged goddess of the rainbow and the messenger of the Olympian
gods, bởi vì nhiều muối mà ông thu được có nhiều màu.[note 2][38] Việc phát
hiện ra nguyên tố mới được ghi nhận trong một lá thư gởi Hiệp hội hoàng gia
ngày 21 tháng 6 năm 1804.[8][39]
Nhà khoa học người Anh John George Children là người đầu tiên nấu chảy
mẫu iridi năm 1813 với sự trợ giúp của "pin mạ lớn nhất từng được chế tạo"
(vào lúc đó).[8] Lần đầu tiên thu nhận được iridi độ tinh khiết cao do Robert
Hare thực hiện năm 1842. Ông đã phát hiện nó có tỉ trọng khoảng 21,8g/cm3
và ghi nhận rằng kim loại này gần như không thể uốn và rất cứng. Việc nấu
chảy đầu tiên với số lượng đáng kể được thực hiện bởi Henri Sainte - Claire
Deville và Jules Henri Debray năm 1860. Họ đã đốt hơn 300 lít khí O2 và H2
tinh khiết để thu được mỗi kg iridi.[8]
Những điểm cực kỳ khó trong việc nung chảy kim loại đã làm hạn chế khả
năng xử lý iridi. John Isaac Hawkins was looking to obtain a fine and hard
point for fountain pen nibs, và năm 1834 đã kiểm soát việc tạo ra bút vàng có
đầu iridi. Năm 1880, John Holland và William Lofland Dudley đã có thể nấu
chảy iridi bằng cách cho thêm phốt pho vào và nhận được bằng sáng chế
Page 705 of 970
công nghệ này ở Hoa Kỳ; Công ty Anh Johnson Matthey sau đó đã chỉ ra họ

đã đang sử dụng công nghệ tương tự từ năm 1837 và đã trình diễn nấu chảy
iridi tại nhiều hội chợ Thế giới.[8] Ứng dụng đầu tiên của hợp kim iridi và
rutheni là làm cặp nhiệt điện, nó được tạo ra bởi Otto Feussner năm 1933.
Cặp nhiệt điện này cho phép đo nhiệt độ trong không khí lên đến 2000°C.[8]
Ở Munich, Đức vào năm 1957 Rudolf Mößbauer, trong bối cảnh được gọi là
"một trong những thí nghiệm ấn tượng của vật lý thế kỷ 20",[40] đã phát hiện
ra sự cộng hưởng và recoil - phát xạ và hấp thụ tự do các tia gama bởi các
nguyên tử trong kim loại rắn chỉ chứa 191Ir.[41] Hiện tượng này được gọi là
hiệu ứng Mössbauer (từng được quan sát trên các hạt nhân khác như 57Fe), và
đã phát triển thành phổ Mössbauer, đã có những đóng góp quan trọng trong
nghiên cứu vật lý, hóa học, sinh hóa, luyện kim, và khoáng vật học.[31]
Mössbauer đã nhận giải Giải Nobel vật lý năm 1961 ở tuổi 32, chỉ 3 năm sau
khi phát hiện của ông được công bố.[42] Năm 1986 Rudolf Mössbauer đã được
vinh dự nhận được huy chương Albert Einstein và Elliot Cresson từ thành tựu
này.
Phân bố
Thiên thạchWillamette, thiên thạch

Iridi là một trong những nguyên tố ít lớn thứ 6 được tìm thấy trên thế giới,
phổ biến nhất trong vỏ Trái đất có 4,7ppm iridi[43]
Iridi là một trong 9 nguyên tố bền ít phổ biến nhất trong vỏ trái đất, có tỉ lệ
khối trung bình 0,001ppm trong đá của vỏ; trong khi vàng phổ biến hơn gấp
Page 706 of 970
40 lần, platin gấp 10 lần, và bạc và thủy ngân gấp 80 lần.[7] Telua có độ phổ

biến bằng với iridi.[7] Ngược lại với tính phố biến thấp của nó trong đá của vỏ,
iridi tương đối phổ biến trong các thiên thạch, với hàm lượng 0,5ppm hoặc
hơn.[44] Tổng hàm lượng iridi trên Trái đất được cho rằng lớn hơn nhiều so
với những gì đã quan sát được trong đá của vỏ, nhưng do mật độ và tính
siderophilic ("ái sắt") của iridi, nó chìm xuống bên dưới vỏ và đi vào trong
lõi Trái đất khi hành tinh còn ở trạng thái nói chảy.[23]
Iridi được tìm thấy trong tự nhiên ở dạng nguyên tố không kết hợp hoặc trong
dạng hợp kim tự nhiên; đặc biệt là các hợp kim iridi – osmis, osmiridi (giàu
osmi), và iridosmi (giàu iridi).[14] Trong các mỏ nikel và đồng, các kim loại
platin tồn tại ở dạng sulfua (như (Pt,Pd)S), tellurua (như PtBiTe), antimonua
(PdSb), và arsenua (như PtAs2). Trong tất cả các hợp chất này, platin là được
trao đổi bởi một lượng nhỏ iridi và osmi. Cũng như với tất cả các kim loại
nhóm platin, iridi có thể được tìm thấy trong tự nhiên ở dạng hợp kim với
nikel tự sinh hoặc đồng tự sinh.[45]
Trong vỏ Trái đất, iridi được tìm thấy với hàm lượng cao nhất trong ba kiểu
cấu trúc địa chất: quặng mácma (các thể mácma xâm nhập từ bên dưới), các
hố va chạm, và quặng tái lắng đọng từ một trong các cấu trúc vừa kể trên. Trữ
lượng nguyên sinh lớn nhất từng được biết là trong phức hệ mácma Bushveld
ở Nam Phi,[46] mặc dù các lớn khác là mỏ đồng-nikel lớn gần Norilsk ở Nga,
và bồn trũng Sudbury ở Canada cũng có một lượng đáng kể iridi. Các trữ
lượng nhỏ hơn được tìm thấy ở Hoa Kỳ.[46] Iridi cũng được tìm thấy ở dạng
mỏ thứ sinh cùng với platin và các kim loại nhóm platin trong các trầm tích
sông. Mỏ nguồn gốc sông được sử dụng bởi người tiền Columbia vùng
Chocó, Colombia vẫn là nguồn cung cấp kim loại nhóm platin. Cho đến năm
2003, trữ lượng trên thế giới vẫn chưa được ước lượng.[14]
Có mặt trong ranh giới tuyệt chủng Creta - Paleogen

Mũi tên màu đỏ chỉ vào ranh giới kỷ Creta -
Paleogen
Ranh giới Kỷ Creta-Paleogen cách đây 66 triệu
năm, đánh dấu mốc thời gian giữa Kỷ Creta và
Paleogen trong thang thời gian địa chất, được
xác định từ một lớp địa tầng mỏng là sét giàu
[47]
iridi. Một nhóm nghiên cứu dẫn đầu là Luis Alvarez đã đề xuất năm 1980
Page 707 of 970
về nguồn gốc ngoài trái đất của lượng iridi này, đó là do sự va chạm của một
tiểu hành tinh hay sao chổi.[47] Giả thuyết của họ, được gọi là giả thiết
Alvarez, hiện được chấp nhận rộng rãi để giải thích sự kiện tuyệt chủng các
loài khủng long phi chim. Một hố va chạm lớn bị chôn vùi với tuổi ước tính
khoảng 66 triệu năm sau đó được xác định nằm ở nơi mà ngày nay là bán đảo
Yucatán (tên gọi hố va chạm Chicxulub).[48][49] Dewey M. McLean và những
người khác đã tranh luận rằng iridi có thể có nguồn gốc phun trào, do lõi Trái
Đất giàu iridi, và các núi lửa hoạt động như Piton de la Fournaise, ở đảo
Réunion, vẫn đang giải phóng iridi.[50][51]
Sản xuất
Price Price
Năm Tiêu thụ (tấn) Năm Tiêu thụ (tấn)
(USD/ozt)[52] (USD/ozt)[52]
2001 2.6 415.25 2006 4.08 349.45
2002 2.5 294.62 2007 3.70 444.43
2003 3.3 93.02 2008 3.10 448.34
2004 3.60 185.33 2009 2.52 420.4
2005 3.86 169.51 2010 10.40 642.15
Iridi được sản xuất thương mại ở dạng sản phẩm phụ của quá trình khai thác
mỏ và chế biến nickel và đồng. Trong quá trình điện luyện đồng và nickel,
các kim loại hiếm như bạc, vàng và kim loại nhóm platin cũng như selen và
tellur lắng đọng ở đáy lò ở dạng "bùn anốt", là điểm khởi đầu của việc tách
chúng.[52] Để tách các kim loại này, chúng phải được chuyển thành dung dịch.
Nhiều phương pháp tách khách nhau có thể áp dụng tùy theo thành phần của
hỗn hợp; hai phương pháp điển hình là phản ứng với natri peroxit sau khi hòa
Page 708 of 970
tan bằng nước cường toan, và phương pháp hòa tan vào hỗn hợp clo bằng
Axit clohydric.[23][46]
Sau khi hỗn hợp được hòa tan, iridi được tách ra khỏi nhóm kim loại platin
bằng cách tạo kết tủa amoni hexachloroiridate ((NH4)2IrCl6) hoặc tách
IrCl2−6 bằng các amin hữu hơ.[53] Phương pháp kết tủa tương tự như quy
trình Tennant và Wollaston sử dụng để tách chúng. Phương pháp thứ 2 có thể
được thực hiện bằng cách chiết tách chất lỏng-chất lỏng liên tục và thích hợp
hơn với sản xuất quy mô công nghiệp. Trong cả hai trường hợp, sản phẩm
được khử bằng hydro, tạo ra kim loại ở dạng bột hoặc kim loại dạng bọt, loại
này có thể được xử lý bằng các kỹ thuật luyện kim bột.[54][55]
Giá iridi dao động trong khoảng đáng kể. Với khối lượng tương đối nhỏ trên
thị trường thế giới (so với các kim loại công nghiệp khác như nhôm hay
đồng), giá iridi thay đổi mạnh với sự không ổn định về sản lượng, nhu cầu,
đầu cơ, tích trữ, và tình hình chính trong ở các quốc gia sản xuất. Là một chất
có các tính chất hiếm, giá của nó đặc biệt bị ảnh hưởng bởi những thay đổi
của công nghệ hiện đại: Giá nó giảm liên tục trong khoảng 2001 và 2003 liên
quan đến tình trạng thừa cung từ các lò nấu Ir được sử dụng trong phát triển
công nghiệp các tinh thể lớn đơn lẻ.[52][56] Tương tự giá đạt trên 1000USD/oz
trong khoảng 2010 và 2014 được giải thích là do việc lắp đặt các nhà máy
tổng hợp tinh thể sapphire đơn dùng trong LED TV.[57]
Ứng dụng
Nhu cầu iridi dao động trong khoảng từ 2,5 tấn năm 2009 đến 10,4 năm
2010, hầu hết là các ứng dụng liên quan đến điện tử làm tăng từ 0,2 đến 6 tấn
– các nồi nấu kim loại iridi được sử dụng phổ biến để nuôi các tinh thế đơn lẻ
chất lượng cao, làm cho nhu cầu tăng mạnh. Việc tăng lượng tiêu thụ iridi
được dự đoán đạt bảo hòa vì được dồn vào các lò nấu kim loại, như đã diễn ra
trước đây torng thập niên 2000. Các ứng dụng chính khác như làm bugi đánh
lửa tiêu thụ 0,78 tấn iridi năm 2007, điện cực trong công nghệ chloralkali (1,1
tấn năm 2007) và xúc tác hóa học (0,75 năm 2007).[52][58]
Trong công nghiệp và y học

Cấu trúc phân tử của Ir(mppy)3
Page 709 of 970

Tính chống mòn, độ cứng và nóng chảy cao của iridi và các kim loại của nó
định hình nên hầu hết các ứng dụng của chúng. Iridi và đặc biệt là hợp kim
iridi-platin hoặc iridi-osmi có a low wear và được sử dụng, ví dụ trong hệ
thống pét phun nhiều lỗ, qua đó nhựa polymer lỏng được đẩy ra tạo thành các
sợi chỉ nhân tạo.[59] Osmi – iridi được dùng làm vòng la bàn và để giữa thăng
bằng.[60]
Khả năng chống lại ăn mòn hồ quang làm cho các hợp kim iridi là vật liệu lý
tưởng để làm bề mặt tiếp xúc điện trong bugi,[61][62] và các bugi dùng iridi đặc
biệt được sử dụng trong ngành hàng không.
Iridi tinh khiết cực giòn, rất khó hàn các đới nứt chịu tác động của nhiệt,
nhưng nó có thể dễ uốn hơn khi thêm một lượng nhỏ titan và zirconi (khoảng
0,2%)[63]
Sự ăn mòn và chịu nhiệt làm cho iridi là một hợp kim quan trọng. các bộ
phận động cơ máy bay có tuổi thọ lâu nhất định được làm từ hợp kim iridi, và
hợp kim iridi - titan được dùng làm các ống dẫn ở vùng nước sâu do đặc điểm
chống ăn mòn của nó.[14] Iridi cũng được dùng làm chất làm cứng hơn trong
các hợp kim platin. Độ cứng Vickers của platin nguyên chất là 56HV, trong
khi đó khi thêm vào với tỷ lệ 50% iridi nó làm tăng độ cứng của hợp kim lên
hơn 500HV.[64][65]
Các thiết bị phải làm việc trong điều kiện nhiệt độ cực kỳ cao thường được
làm từ iridi. Ví dụ, các lò nấu kim oại nhiệt đ6ọ cao làm từ iridi được dùng
trong công nghệ Czochralski để tạo ra các tinh thể ôxít đơn lẻ (như sapphire)
để sử dụng trong các thiết bị bộ nhới của máy tính và trong các máy laser
trạng thái rắn.[61][66] Các tinh thể như gadolinium gallium garnet và yttrium
gallium garnet, được nuôi dưỡng bằng cách làm tan chảy tiền thiêu kết hỗn
hợp các ôxit trong điều kiện ôxy hóa ở nhiệt độ lên đến 2100°C.[8]
Các hợp chất iridi được sử dụng làm chất điện phân trong công nghệ Cativa
để cacbonyl hóa methanol tạo ra axit acetic.[67]
Đồng vị phóng xạ iridi-192 là một trong 2 nguồn năng lượng quan trọng nhất
được dùng trong công nghiệp như chụp ảnh phóng xạ-γ trong các thí nghiệm
không phá hủy các kim loại.[68][69] Ngoài ra, 192Ir được sử dụng làm nguồn
cung cấp phóng xạ gama trong điều trị ung thư, một dạng xạ trị mà các nguồn
phóng xạ đóng gói được đặt bên trong hoặc gần khu vực cần điều trị trong cơ
Page 710 of 970

thể. Các điều trị đặc biệt như cận xạ trị tiền liệt liều cao, cận xạ trị ống mật,
và cận xạ trị hốc cổ tử cung.[14]
Iridi là chất điện phân tốt trong việc phân hủy hydrazine (thành nitơ và
ammoniac), và việc phân hủy này được dùng trong các động cơ tên lửa đẩy
lực thấp; xem thêm ở tên lửa một động cơ đẩy (monopropellant rocket).
Trong khoa học

Thanh Thước nguyên bản quốc tế (International
Prototype Metre)
Một hợp kim gồm 90% platinvà 10% iridi được sử
dụng năm 1889 để làm thiết bị đo International
Prototype Metre và kilogram, được lưu trữ tại
International Bureau of Weights and Measures gần Paris.[14] Thanh thước
được thay thế bằng việc định nghĩa đơn vị đo chiều dài cơ bản vào năm 1960
bởi một vạch quang phổ nguyên tử của krypton,[note 3][70] nhưng nguyên mẫu đo
kilogram vẫn được dùng làm thang chuẩn quốc đế về đo khối lượng.[71]
Iridi từng được sử dụng trong việc phát nhiệt điện đồng vị phóng xạ của một
phi thuyền không gian chưa được đặt tên thuộc các chương trình Voyager,
Viking, Pioneer, Cassini, Galileo, và New Horizons. Iridi đã được chọn để
đóng gói nhiên liệu plutoni-238 trong các máy phát điện vì nó có thể chịu
được nhiệt độ hoạt động lên đến 2000°C và do nó có độ bền lớn.[8]
Ứng dụng khác quan tâm đến tính quang học của tia - X, đặc biệt là các kính
viễn vọng tia - X.[72] Các gương của đài thiên văn tia X Chandrađược phủ bởi
một lới iridi dày 60 nm. Iridi thể hiện là lựa chọn tốt nhất cho các phản xạ tia
X sau nickel, vàng và platin được thử nghiệm. Lớp iridi phải nhẵn ở mức vài
phân tử đã được ứng dụng bằng cách đắp lớp hơn iridi trong chân không
trên lớp nền crôm.[73]
Iridi được dùng trong vật lý hạt để tạo ra các phản proton, một hạt phản vật
chất. Các phản protons được tạo ra bằng cách bắn phá một chùm proton mật
độ cao ở một mục tiêu chuyển đổi (conversion target), điều này cần được tạo
ra từ một vật liệu tỉ trọng rất cao. Thay vì có thể dùng tungsten, thì iridi là
loại có thuận lợi hơn do tính ổn định tốt hơn trong điều kiện các sóng chấn
động được tạo ra khi nhiệt độ tăng do tác động của các tia.[74]
Page 711 of 970

Cộng hợp ôxy hóa

với các
hydrocacbon
trong hóa cơ kim
[75][76]
Kích hoạt liên kết C-H (Carbon–hydrogen bond activation) là một lĩnh vực
nghiên cứu về các phản ứng tách các liên kết C-H, mà trước đây được coi là
không thể phản ứng. Thông cáo đầu tiên về sự thành công trong việc tác liên
kết C-H trong các hydrocacbon bảo hòa được công bố năm 1982, đã sử dụng
các phức cơ kim iridi thông qua quá trình cộng hợp ôxy hóa với
hydrocacbon.[75][76]
Các phức của iridi đang được nghiên cứu ở dạng chất điện phân trong phản
ứng hydro hóa đối xứng. Các chất điện phân này được sử dụng trong việc
tổng hợp các sản phẩm tự nhiên và có thể hydro hóa các chất khó hydro hóa
hơn như các anken phi chức năng, tổng hợp không đối xứng (chỉ tạo ra một
trong hai đồng phân đối hình tiềm năng).[77][78]
Iridi tạo thành một loạt các phức cơ bản of fundamental interest in triplet
harvesting.[79][80][81]
Lịch sử ứng dụng

Ngòi bút máy gắn Iridium Point
Các hợp kim iridi – osmi đã được sử dụng làm
ngòi bút bút máy. Ứng dụng quan trọng đầu tiên
của iridi được thực hiện năm 1834 trong một
đầu bút gắn trên vàng.[8] Từ năm 1944, cây bút
máy nổi tiếng Parker 51 có đầu là hợp kim
rutheni và iridi (với 3,8% iridi). các nguyên liệu
quan trọng làm đầu bút máy hiện đại về truyền
thống vẫn được gọi là "iridi", mặc dù chúng không có một ít iridi nào trong
đó; các kim loại khác như rutheni, osmi và tungsten được dùng thay cho iridi.
[82]
Một hợp kim iridi – platin đã được dùng làm touch hole hay rãnh nhỏ trong
súng thần công. Theo một báo cáo về Triễn lãm Paris năm 1867, một trong
những mảnh này được Johnson and Matthey trưng bày "has been used in a
Page 712 of 970

Withworth gun for more than 3000 rounds, and scarcely shows signs of wear
yet. Those who know the constant trouble and expense which are occasioned
by the wearing of the vent-pieces of cannon when in active service, will
appreciate this important adaptation".[83]
Chất tạo màu đen iridi gồm các bột iridi rất mịn, được dùng trong sơn
porcelain an intense black; it was said that "all other porcelain black colors
appear grey by the side of it".[84]
Chú ý
Iridi ở dạng khối kim loại không có vai trò sinh học quan trọng hoặc nguy
hiểm đối với sức khỏe do nó không phản ứng với các tế bào; chỉ có khoảng
20 ppt (một phần tỉ) iridi có mặt trong tế bào.[14] Tuy nhiên, bột iridi mịn có
thể nguy hiểm khi tiếp xúc, vì nó là một chất kích thích và có thể cháy trong
không khí.[46] Có rất ít thông tin về độc tính của các hợp chất iridi do chúng
được sử dụng với số lượng rất nhỏ, nhưng các muối hòa tan như iridi halua,
có thể nguy hiểm do các nguyên tố khác trong hợp chất hơn là do iridi.[29] Hầu
hết các hợp chất iridi không hòa tan nên nó khó hấp thụ vào trong cơ thể.[14]
Đồng vị phóng xạ của iridi, 192Ir thì nguy hiểm giống như các đồng vị phóng
xạ khác. Tổn thương được thông báo duy nhất liên quan đến việc tiếp xúc
192
Ir là loại được dùng trong cận xạ trị.[29] Bức xạ gama năng lượng cao của
192
Ir có thể làm tăng nguy cơ gây ung thư. Tiếp xúc bên ngoài có thể gây
bỏng, nhiễm độc phóng xạ, và chết. Ăn 192Ir vào có thể đốt cháy lớp lót dạ
dày và ruột.[85] 192Ir, 192mIr, và 194mIr có xu hướng tích tụ trong gan, và có thể
gây nguy hiểm cho sức khỏe do bức xạ beta và gamma.[44]
 Tóm tắt:
Iridi, 77Ir
Page 713 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Iridi, Ir
Phiên âm /ɪˈrɪdiəm/
i-RID-ee-əm
Iridi trong bảng tuần hoàn
Rh
↑
Ir
↓
Mt
Osmi ← Iridi → Platin
Khối lượng nguyên tử 192,217[1]
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Page 714 of 970

mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 15, 2

Nhiệt độ sôi 4701 K (4428 °C, 8002 °F)
Mật độ 22,56 [2] g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2713 2957 3252 3614 4069 4659

Trạng thái ôxy hóa −3, −1, 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9[3]
hóa trị
Thông tin khác


Page 715 of 970

Độ cảm từ (χmol) +25,6·10−6 cm3/mol (298 K)[5]
Mohs
Vickers
Brinell

188 188
Ir Tổng hợp 1,73 ngày ε 1.64 Os
189 189
190 190
191 191
Ir 37.3% Ir ổn định với 114 neutron
192
Ir Tổng hợp 73,827 ngày β– 1.460 192
Pt
192
ε 1.046 Os
192m2 192
Ir Tổng hợp 241 năm IT 0.161 Ir
193 193
Ir 62.7% Ir ổn định với 116 neutron
193m 193
Ir Tổng hợp 10,5 ngày IT 0.080 Ir
194
Ir Tổng hợp 19,3 giờ β– 2.247 194
Pt
194m2 194
Ir Tổng hợp 171 ngày IT ? Ir
78. Platin (Pt)

Platin hay còn gọi là bạch kim là một nguyên tố hóa học, ký hiệu Pt có số
nguyên tử 78 trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. Tên Platin bắt
Page 716 of 970
nguồn từ thuật ngữ tiếng Tây Ban Nha platina del Pinto, nghĩa đen là "sắc
hơi óng ánh bạc của sông Pinto".[1] Platin là một kim loại chuyển tiếp quý
hiếm, màu xám trắng, đặc dẻo, dễ uốn. Mặc dù nó có sáu đồng vị tự nhiên,
những Platin vẫn là một trong những nguyên tố hiếm nhất trong lớp vỏ Trái
Đất với mật độ phân bố trung bình khoảng 0,005 mg/kg. Platin thường được
tìm thấy ở một số quặng niken và đồng, chủ yếu là ở Nam Phi chiếm 80%
tổng sản lượng trên toàn thế giới.
Platin thuộc nhóm 10 của bảng tuần hoàn cho nên nó có tính trơ, rất ít bị ăn
mòn thậm chí ở nhiệt độ cao, vì vậy nó được xem là một kim loại quý. Platin
thường xuất hiện ở trong bồi tích tự nhiên của một số con sông, nó lần đầu
tiên được sử dụng để sản xuất các đồ tạo tác bởi người bản xứ Nam Mỹ thời
kỳ tiền Columbus. Platin đã từng được nhắc đến trong các bản thảo ở châu
Âu vào đầu thế kỷ 16, nhưng vẫn không được phổ biến cho đến năm 1748,
khi Antonio de Ulloa báo cáo về một loại kim loại mới có nguồn gốc từ
Colombia, sau đó Platin đã trở thành tâm điểm của các cuộc điều tra khoa
học.
Platin được sử dụng trong làm chất xúc tác, trang thiết bị phòng thí nghiệm,
thiết bị điện báo, các điện cực, nhiệt kế điện trở bạch kim, thiết bị nha khoa,
và đồ trang sức. Platin là một vật liệu khan hiếm, quý và rất có giá trị bởi vì
sản lượng khai thác hằng năm chỉ tầm vài trăm tấn. Vì là một kim loại nặng,
nó có ảnh hưởng không tốt đối với sức khỏe khi tiếp xúc với các muối của
nó, nhưng do khả năng chống ăn mòn cho nên nó ít độc hại hơn so với các
kim loại khác. Một số hợp chất của Platin, đặc biệt là cisplatin, được sử dụng
để dùng trong hóa trị liệu chống lại một số loại ung thư.
Từ nguyên
Cách gọi "platin" là cách gọi quy ước của người Việt đối với tên các nguyên
tố tiếng Latin: bỏ tiếp vĩ ngữ "-um". Tên gọi Latin "platinum" có gốc từ tiếng
Tây Ban Nha "platina", nghĩa đen là "bạc nhỏ".
"Bạch kim" (白金 "vàng trắng") là tên gọi khác của cả hai kim loại Ag và Pt.
Platin có tên Hán Việt là "bạc" (鉑). Chữ Hán "鉑" hợp thành từ "金" ("kim
loại vàng") và "白" ("màu trắng"). Trong tiếng Việt, "bạc" lại bị hiểu thành
kim loại có ký hiệu hoá học là Ag.
Page 717 of 970

Đặc điểm
Ở dạng tinh khiết, Platin có màu trắng bạc, sáng bóng, dẻo và dễ uốn.[2] Nó
không bị ôxy hóa ở bất cứ nhiệt độ nào, tuy nhiên có thể bị ăn mòn bởi các
halogen, xianua, lưu huỳnh và dung dịch kiềm ăn da. Platin không hòa tan
trong axít clohiđric và axít nitric, nhưng tan trong nước cường toan để tạo
thành hexachloroplatinic acid, H2PtCl6.[3] Platin ít bị mài mòn và mờ cho nên
rất thích hợp để làm đồ trang sức mỹ nghệ. Kim loại này khó bị ăn mòn, chịu
được nhiệt độ cao và có tính dẫn điện ổn định cho nên được sử dụng trong
các ứng dụng công nghiệp.[4]

Platin tan trong nước cường toan nóng
Platin thường có số oxy hóa phổ biến nhất là +2
và +4, các số oxy hóa +1 và +3 ít phổ biến hơn.
Tinh thể Platin(II) tam phối tử (tetracoordinate)
có dạng hình vuông phẳng 16 electron. Platin
hòa tan trong nước cường toan cho ra
hexachloroplatinic acid tan ("H2PtCl6",
(H3O)2PtCl6.nH2O):[5]
Pt + 4HNO3 + 6HCl → H2PtCl6 + 4NO2↑ + 4H2O
Platin có tính axit nhẹ nên nó có ái lực lớn đối với lưu huỳnh, ví dụ lưu
huỳnh trong dimethyl sulfoxid (DMSO), tạo thành một số phức chất DMSO
tùy theo dung môi phản ứng.[6]
Đồng vị
Platinum có sáu đồng vị tự nhiên: 190Pt, 192Pt, 194Pt, 195Pt, 196Pt, và 198Pt. Phổ
biến nhất trong số này là 195Pt, chiếm tỉ lệ 33,83%. Đây là đồng vị ổn định
duy nhất có spin khác 0; spin l=1/2. Đồng vị 190Pt là hiếm nhất, chỉ chiếm
0,01%. Trong số các đồng vị tự nhiên, chỉ có 190Pt là không ổn định, mặc dù
nó bị phân rã với chu kỳ bán rã 6,5 × 1011 năm.198Pt cũng phân rã alpha,
nhưng với chu kỳ bán rã lớn hơn 3,2 × 1014 năm, cho nên nó được coi là ổn
Page 718 of 970

định. Platin cũng có 31 đồng vị tổng hợp khác nhau, có khối lượng nguyên tử
từ 166 đến 202, nâng tổng số đồng vị lên 37. Trong số các đồng vị này, 166Pt
là ít ổn định nhất với chu kỳ bán rã 300 μs, ổn định nhất là 193Pt với chu kỳ
bán rã 50 năm. Hầu hết các đồng vị Platin phân rã hạt nhân theo kiểu kết hợp
giữa phân rã beta và phân rã alpha.188Pt, 191Pt, và 193Pt thường phân rã khi bắt
electron.190Pt và 198Pt phân rã beta kép.[7]
Phân bố
Bạch kim tự nhiên
Platin là một kim loại cực kỳ hiếm,[8] nó chỉ
chiếm mật độ 0.00ppm trong lớp vỏ Trái Đất[9]
[10]
. Platin tự nhiên thường được tìm thấy ở dạng
tinh khiết và hợp kim với Iridi như
platiniridium. Phần lớn Platin tự nhiên được tìm
thấy ở các lớp trầm tích đại trung sinh. Các mỏ
bồi tích được khai thác bởi người Nam Mỹ thời kỳ tiền Columbus ở Chocó
Department, Colombia vẫn còn là nguồn cung cấp các kim loại nhóm Platin.
Một mỏ bồi tích lớn khác ở dãy núi Ural, Nga cũng đang được khai thác.[3]
Trong các mỏ niken và đồng, các kim loại nhóm Platin thường xuất hiện ở
dạng muối sulfua như (Pt,Pd)S, Te2− như PtBiTe, antimonat (PdSb), asenua
như PtAs2 và các dạng hợp kim với Ni và Cu. PtAs2 là nguồn platin chính
trong quặng nickel ở mỏ Sudbury Basin, Ontario Canada. Mỏ Merensky Reef
ở Gauteng, Nam Phi chứa nhiều quặng sunfua của các kim loại quý hiếm Pt,
Pd và Ni.[11]
Năm 1865, crôm đã được phát hiện trong khu vực Bushveld của Nam Phi,
tiếp theo sau đó là platin vào năm 1906.[12] Đây là nơi có trữ lượng platin lớn
nhất được biết đến.[13] Ngoài ra còn 2 mỏ đồng-niken trữ lượng lớn gần
Norilsk ở Nga và lưu vực Sudbury Canada. Ở lưu vực sông Sudbury, mật độ
platin trong quặng niken thực tế hiện nay chỉ là 0,5 ppm. Các mỏ nhỏ hơn có
thể được tìm thấy ở Hoa Kỳ,[13] ví dụ như trong dãy Absaroka ở Montana.[14]
Trong năm 2009., Nam Phi là nước sản xuất platin hàng đầu, chiếm gần 80%
tổng sản lượng toàn thế giới, tiếp theo là Nga với 11%.[15]
Platin tồn tại với mật độ phân bố cao ở Mặt Trăng và các thiên thạch. Tương
ứng, platin được tìm thấy hơi nhiều ở những nơi bị sao băng va chạm trên
Page 719 of 970

Trái Đất kết hợp với tác động của núi lửa, các lưu vực Sudbury là một ví dụ.
[16]
Hợp chất
Halogen
Acid Hexachloroplatinic có lẽ là hợp chất bạch kim quan trọng nhất, vì nó tạo
nên các hợp chất platin khác. Bản thân acid này được ứng dụng trong nhiếp
ảnh, khắc kẽm, mực in không phai, mạ, làm gương, nhuộm màu sứ, và như
một chất xúc tác.[17]
Tác dụng của acid hexachloroplatinic với muối amoni, chẳng hạn như clorua
amoni, tạo thành hexachloroplatinate amoni[5] gần như không tan trong dung
dịch amoniac. Đốt nóng muối amoni này với sự có mặt của hiđrô sẽ tạo ra
platin nguyên chất.[18] Kali hexachloroplatinate cũng không tan, và acid
hexachloroplatinic đã được sử dụng trong việc xác định ionkali bằng phương
pháp phân tích trọng lượng.[19]
Khi acid hexachloroplatinic được đun nóng, nó phân hủy bằng Pt (IV) clorua
và Pt (II) clorua rồi thành platin nguyên tố theo các bước phản ứng sau:[20]
0
(H3O)2PtCl6·nH2O ‡ˆ ˆt †ˆˆ PtCl4 + 2HCl + (n + 2)H2O
0
PtCl4 ‡ˆ ˆt †ˆ PtCl2 + Cl2
0
PtCl2 ‡ˆ ˆt †ˆ Pt + Cl2
Cả ba phản ứng đều là phản ứng thuận nghịch. Platin (II) và Platin (IV)
bromua cũng có những phản ứng tương tự. Platin hexafluoride là một chất
ôxy hóa mạnh có khả năng oxy hóa cả oxy.
O2 + PtF6 → O2[PtF6]
Ôxít
Ôxít Platin (IV), PtO2, còn được gọi là chất xúc tác của Adams, là một chất
bột màu đen hòa tan trong dung dịch KOH và acid đậm đặc.[21] PtO2 và hiếm
hơn là PtO đều bị phân hủy khi đun nóng.[2] Ôxit Platin (II, IV), Pt3O4, được
hình thành từ phản ứng sau đây:
0
2Pt2+ + Pt4+ + 4O2− 
t
 Pt3O4
Page 720 of 970

Platinum cũng tạo một triôxít với số ôxy hóa +4.
Các hợp chất khác
Dichloro(cycloocta-1,5-
Ion hexachloroplatinate diene)platin(II)
Anion của muối Zeize. Cisplatin
Hình ảnh
Ký hiệu Bạch kim trong giả kim

thuật, là kết hợp 2 ký hiệu của bạc
Nguyên tố Bạch kim và vàng
Page 721 of 970

Đồng 100oz có hình đại bàng bạch

kim Mảnh bạch kim vụn
 Tóm tắt:
Platin, 78Pt
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Platin, Pt
Phiên âm /ˈplæt.n.əm/
or /ˈplæt.nəm/
Platin trong bảng tuần hoàn
Pd
↑
Pt
↓
Ds
Page 722 of 970

Iridi ← Platin → Vàng
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 17, 1

Nhiệt độ sôi 4098 K (3825 °C, 6917 °F)
Mật độ 21,45 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng nóng 22.17 kJ·mol−1
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2330 (2550) 2815 3143 3556 4094

Trạng thái ôxy hóa 6, 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2 Bazơ nhẹ
Page 723 of 970


hóa trị
Waals
Thông tin khác


Độ cứng theo thang 4–4,5
Mohs
Vickers
Brinell

190
Pt 0.014% 6,5×1011năm α 3.18 186
Os
192 192
Pt 0.782% Pt ổn định với 114 neutron
193 193
Pt Tổng hợp 50 năm ε ? Ir
194 194
Page 724 of 970

195 195
196 196
198 198
79. Vàng (Au)

Vàng là tên nguyên tố hoá học có ký hiệu Au (L. aurum) và số nguyên tử 79
trong bảng tuần hoàn. Là kim loại chuyển tiếp (hoá trị 3 và 1) mềm, dễ uốn,
dễ dát mỏng, màu vàng và chiếu sáng, vàng không phản ứng với hầu hết các
hoá chất nhưng lại chịu tác dụng của nước cường toan (aqua regia) để tạo
thành axit cloroauric cũng như chịu tác động của dung dịch xyanua của các
kim loại kiềm. Kim loại này có ở dạng quặng hoặc hạt trong đá và trong các
mỏ bồi tích và là một trong số kim loại đúc tiền.
Vàng được dùng làm một tiêu chuẩn tiền tệ ở nhiều nước và cũng được sử
dụng trong các ngành trang sức, nha khoa và điện tử. Mã tiền tệ ISO của nó
là XAU.
Các đặc tính đáng lưu ý

Vàng là nguyên tố kim loại có màu vàng khi thành khối, khi dạng bột vàng
nguyên chất 100% có màu đen, hồng ngọc hay tía khi được cắt nhuyễn. Nó là
kim loại dễ uốn dát nhất được biết. Thực tế, 1g vàng có thể được dập thành
tấm 1m², hoặc 1 ounce thành 300 feet². Là kim loại mềm, vàng thường tạo
hợp kim với các kim loại khác để làm cho nó cứng thêm.
Vàng có tính dẫn nhiệt và điện tốt, không bị tác động bởi không khí và phần
lớn hoá chất (chỉ có bạc và đồng là những chất dẫn điện tốt hơn). Nó không
bị ảnh hưởng về mặt hoá học bởi nhiệt, độ ẩm, ôxy và hầu hết chất ăn mòn;
vì vậy nó thích hợp để tạo tiền kim loại và trang sức. Các halogen có tác dụng
hoá học với vàng, còn nước cường toan thì hoà tan nó. Tuy nhiên, axit selenic
đậm đặc nóng ăn mòn vàng tạo thành vàng selenat.
Màu của vàng rắn cũng như của dung dịch keo từ vàng (có màu đậm, thường
tía) được tạo ra bởi tần số plasmon của nguyên tố này nằm trong khoảng thấy
được, tạo ra ánh sáng vàng và đỏ khi phản xạ và ánh sáng xanh khi hấp thụ.
Vàng tự nhiên có chứa khoảng 8 đến 10% bạc, nhưng thường nhiều hơn thế.
Page 725 of 970

Hợp kim tự nhiên với thành phần bạc cao (hơn 20%) được gọi là electrum.
Khi lượng bạc tăng, màu trở nên trắng hơn và trọng lượng riêng giảm.
Vàng tạo hợp kim với nhiều kim loại khác; hợp kim với đồng cho màu đỏ
hơn, hợp kim với sắt màu xanh lá, hợp kim với nhôm cho màu tía, với bạch
kim cho màu trắng, bitmut tự nhiên với hợp kim bạc cho màu đen. Đồ trang
sức được làm bằng các kết hợp vàng nhiều màu được bán cho du khách ở
miền Tây nước Mĩ được gọi là "vàng Black Hills".
Trạng thái ôxi hoá thường gặp của vàng gồm +1 (vàng (I) hay hợp chất aurơ)
và +3 (vàng (III) hay hợp chất auric). Ion vàng trong dung dịch sẵn sàng
được khử và kết tủa thành vàng kim loại nếu thêm hầu như bất cứ kim loại
nào khác làm tác nhân khử. Kim loại thêm vào được ôxi hoá và hoà tan cho
phép vàng có thể được lấy khỏi dung dịch và được khôi phục ở dạng kết tủa
rắn.
Đồng vị
Vàng trong tự nhiên có 1 đồng vị ổn định là 197Au.
Sử dụng và Ứng dụng

Vàng nguyên chất quá mềm không thể dùng cho việc thông thường nên
chúng thường được làm cứng bằng cách tạo hợp kim với bạc, đồng và các
kim loại khác. Vàng và hợp kim của nó thường được dùng nhiều nhất trong
ngành trang sức, tiền kim loại và là một chuẩn cho trao đổi tiền tệ ở nhiều
nước. Vì tính dẫn điện tuyệt vời, tính kháng ăn mòn và các kết hợp lý tính và
hóa tính mong muốn khác, vàng nổi bật vào cuối thế kỷ 20 như là một kim
loại công nghiệp thiết yếu.
Trao đổi tiền tệ

Vàng đã được sử dụng rộng rãi trên khắp thế giới như một phương tiện
chuyển đổi tiền tệ, hoặc bằng cách phát hành và công nhận các đồng xu vàng
hay các số lượng kim loại khác, hay thông qua các công cụ tiền giấy có thể
quy đổi thành vàng bằng cách lập ra bản vị vàng theo đó tổng giá trị tiền
được phát hành được đại diện bởi một lượng vàng dự trữ.
Page 726 of 970

Tuy nhiên, số lượng vàng trên thế giới là hữu hạn và việc sản xuất không gia
tăng so với nền kinh tế thế giới. Ngày nay, sản lượng khai thác vàng đang sụt
giảm.[1] Với sự tăng trưởng mạnh của các nền kinh tế trong thế kỷ 20, và sự
gia tăng trao đổi quốc tế, dự trữ vàng thế giới và thị trường của nó đã trở
thành một nhánh nhỏ của toàn bộ các thị trường và các tỷ lệ trao đổi tiền tệ cố
định với vàng đã trở nên không thể duy trì. Ở đầu Thế chiến I các quốc gia
tham gia chiến tranh đã chuyển sang một bản vị vàng nhỏ, gây lạm phát cho
đồng tiền tệ của mình để có tiền phục vụ chiến tranh. Sau Thế chiến II vàng
bị thay thế bởi một hệ thống tiền tệ có thể chuyển đổi theo hệ thống Bretton
Woods. Bản vị vàng và tính chuyển đổi trực tiếp của các đồng tiền sang vàng
đã bị các chính phủ trên thế giới huỷ bỏ, bị thay thế bằng tiền giấy. Thụy Sĩ là
quốc gia cuối cùng gắn đồng tiền của mình với vàng; vàng hỗ trợ 40% giá trị
của tiền cho tới khi Thụy Sĩ gia nhập Quỹ Tiền tệ Quốc tế năm 1999.[2]
Hàm lượng vàng trong hợp kim được xác định bằng kara (k). Vàng nguyên
chất được định danh là 24k. Các đồng xu vàng được đưa vào lưu thông từ
năm 1526 tới thập niên 1930 đều là hợp chất vàng tiêu chuẩn 22k được gọi là
vàng hoàng gia, vì độ cứng.
Đầu tư
Nhiều người sở hữu vàng và giữ chúng dưới hình thức các thỏi nén hay thanh
như một công cụ chống lại lạm phát hay những đợt khủng hoảng kinh tế. Tuy
nhiên, một số nhà kinh tế không tin việc giữ vàng là một công cụ chống lạm
phát hay mất giá tiền tệ.[3]
Mã tiền tệ ISO 4217 của vàng là XAU.
Các thỏi vàng hiện đại cho mục đích đầu tư hay cất trữ không yêu cầu các
tính chất cơ khí tốt; chúng thường là vàng nguyên chất 24k, dù American
Gold Eagle của Mỹ, gold sovereign của Anh, và Krugerrand của Nam Phi
tiếp tục được đúc theo chất lượng 22k theo truyền thống. Đồng xu Canadian
Gold Maple Leaf phát hành đặc biệt có chứa lượng vàng nguyên chất cao
nhất so với bất kỳ thỏi vàng nào, ở mức 99,999% hay 0,99999, trong khi
đồng xu Canadian Gold Maple Leaf phát hành phổ thông có độ nguyên chất
99,99%. Nhiều đồng xu vàng nguyên chất 99,99% khác cũng có trên thị
trường. Australian Gold Kangaroos lần đầu tiên được đúc năm 1986 như là
Australian Gold Nugget nhưng đã thay đổi thiết kế mặt trái vào năm 1989.
Ngoài ra, có nhiều đồng xu thuộc loạt Australian Lunar Calendar và Austrian
Page 727 of 970
Philharmonic. Năm 2006, Sở đúc tiền Hoa Kỳ bắt đầu sản xuất đồng xu vàng
American Buffalo với độ nguyên chất 99,99%.
Nữ trang
Vòng cổ vàng Moche với các hình đầu
mèo. Bộ sưu tập Bảo tàng Larco, Lima,
Peru
Vì tính mềm của vàng nguyên chất (24k),
nó thường được pha trộn với các kim loại
căn bản khác để sử dụng trong công nghiệp
nữ trang, làm biến đổi độ cứng và tính
mềm, điểm nóng chảy, màu sắc và các đặc
tính khác. Các hợp kim với độ cara thấp, thường là 22k, 18k, 14k hay 10k, có
chứa nhiều đồng, hay các kim loại cơ bản khác, hay bạc hoặc paladi hơn
trong hỗn hợp. Đồng là kim loại cơ sở thường được dùng nhất, khiến vàng có
màu đỏ hơn. Vàng 18k chứa 25% đồng đã xuất hiện ở đồ trang sức thời cổ
đại và đồ trang sức Nga và có kiểu đúc đồng riêng biệt, dù không phải là đa
số, tạo ra vàng hồng. Hợp kim vàng - đồng 14k có màu sắc gần giống một số
hợp kim đồng, và cả hai đều có thể được dùng để chế tạo các biểu trưng cho
cảnh sát và các ngành khác. Vàng xanh có thể được chế tạo bởi một hợp kim
với sắt và vàng tía có thể làm bằng một hợp kim với nhôm, dù hiếm khi được
thực hiện trừ khi trong trường hợp đồ trang sức đặc biệt. Vàng xanh giòn hơn
và vì thế khó chế tác hơn trong ngành trang sức. Các hợp kim vàng 18 và 14
carat chỉ pha trộn với bạc có màu xanh - vàng nhất và thường được gọi là
vàng xanh. Các hợp kim vàng trắng có thể được làm với paladi hay niken.
Vàng trắng 18 carat chứa 17,3% niken, 5,5% kẽm và 2,2% đồng có màu bạc.
Tuy nhiên, niken là chất độc, và độ giải phóng của nó bị luật pháp quản lý ở
châu Âu. Các loại hợp kim vàng trắng khác cũng có thể thực hiện với paladi,
bạc và các kim loại trắng khác,[4] nhưng các hợp kim paladi đắt hơn các hợp
kim dùng niken. Các hợp kim vàng trắng có độ nguyên chất cao có khả năng
chống ăn mòn hơn cả bạc nguyên chất hay bạc sterling. Hội tam điểm Nhật
Mokume - gane đã lợi dụng sự tương phản màu sắc giữa màu sắc các hợp
kim vàng khi dát mỏng để tạo ra các hiệu ứng kiểu thớ gỗ.
Y học
Page 728 of 970
Thời Trung Cổ, vàng thường được xem là chất có lợi cho sức khoẻ, với niềm
tin rằng một thứ hiếm và đẹp phải là thứ tốt cho sức khoẻ. Thậm chí một số
người theo chủ nghĩa bí truyền và một số hình thức y tế thay thế khác coi kim
loại vàng có sức mạnh với sức khoẻ.[5] Một số loại muối thực sự có tính chất
chống viêm và đang được sử dụng trong y tế để điều trị chứng viêm khớp và
các loại bệnh tương tự khác.[6] Tuy nhiên, chỉ các muối và đồng vị của vàng
mới có giá trị y tế, còn khi là nguyên tố (kim loại) vàng trơ với mọi hoá chất
nó gặp trong cơ thể. Ở thời hiện đại, tiêm vàng đã được chứng minh là giúp
làm giảm đau và sưng do thấp khớp và lao.[6][7]
Các hợp kim vàng đã được sử dụng trong việc phục hồi nha khoa, đặc biệt là
răng, như thân răng và cầu răng vĩnh viễn. Tính dễ uốn của các hợp kim vàng
tạo điều kiện thuận lợi cho việc tạo bề mặt kết nối răng và có được các kết
quả nói chung tốt hơn các loại khác làm bằng sứ. Việc sử dụng thân răng
vàng với các răng có số lượng nhiều như răng cửa đã được ưa chuộng ở một
số nền văn hoá nhưng lại không được khuyến khích ở các nền văn hoá khác.
Sự pha chế vàng keo (chất lỏng gồm các phân tử nano vàng) trong nước có
màu rất đỏ, và có thể được thực hiện với việc kiểm soát kích cỡ các phân tử
lên tới một vài phần chục nghìn nanomét bằng cách giảm vàng clorua với các
ion citrat hay ascorbat. Vàng keo được sử dụng trong nghiên cứu y khoa, sinh
học và khoa học vật liệu. Kỹ thuật miễn dịch vàng (immunogold) khai thác
khả năng của các phần tử vàng hấp thụ các phân tử protein lên các bên mặt
của chúng. Các phần tử vàng keo được bao phủ với các kháng thể riêng biệt
có thể được dùng để phát hiện sự hiện diện và vị trí của các kháng nguyên
trên bề mặt của tế bào.[8] Trong các phần siêu mỏng của mô được quan sát bởi
kính hiển vi electron, các đoạn immunogold xuất hiện với mật độ cực lớn bao
quanh các điểm ở vị trí của kháng thể.[9] Vàng keo cũng là hình thức vàng
được sử dụng như sơn vàng trong ngành gốm sứ trước khi nung.
Vàng, hay các hợp kim của vàng và paladi, được áp dụng làm lớp dẫn cho
các mẫu sinh học và các vật liệu phi dẫn khác như nhựa dẻo tổng hợp và thủy
tinh để được quan sát trong một kính hiển vi electron quét. Lớp phủ, thường
được tạo bởi cách phun tia bằng một luồng plasma agon, có ba vai trò theo
cách ứng dụng này. Tính dẫn điện rất cao của vàng dẫn điện tích xuống đất,
và mật độ rất cao của nó cung cấp năng lượng chặn cho các electron trong
chùm electron, giúp hạn chế chiều sâu chùm electron xâm nhập vào trong
mẫu. Điều này cải thiện độ nét của điểm và địa hình bề mặt mẫu và tăng độ
phân giải không gian của hình ảnh. Vàng cũng tạo ra một hiệu suất cao của
Page 729 of 970
các electron thứ hai khi bị bức xạ bởi một chùm electron, và các electron
năng lượng thấp đó thường được dùng làm nguồn tín hiệu trong kính hiển vi
quét electron.[10]
Đồng vị vàng-198, (bán rã 2,7 ngày) được dùng trong một số phương pháp
điều trị ung thư và để điều trị một số loại bệnh.[11]
Thực phẩm và đồ uống


Vàng có thể được sử dụng trong thực phẩm và có số E 175.[12]

Vàng lá, bông hay bụi được dùng trên và trong một số thực phẩm cho
người sành ăn, đáng chú ý nhất là các đồ bánh kẹo và đồ uống như thành
phần trang trí.[13] Vàng lá đã được giới quý tộc thời châu Âu Trung Cổ sử
dụng như một thứ đồ trang trí cho thực phẩm và đồ uống, dưới dạng lá,
bông hay bụi, hoặc để thể hiện sự giàu có của chủ nhà hay với niềm tin
rằng một thứ có giá trị và hiếm sẽ có lợi cho sức khoẻ con người. Lá vàng
và bạc thỉnh thoảng được dùng trong các đồ bánh kẹo ở Nam Á như barfi.
[14]

Goldwasser (nước vàng) là một đồ uống thảo mộc truyền thống được sản
xuất tại Gdańsk, Ba Lan, và Schwabach, Đức, và có chứa những bông
vàng lá. Cũng có một số loại cocktail đắt giá (~$1.000) có chứa bông vàng
lá.[15] Tuy nhiên, bởi vàng kim loại trơ với mọi chất hoá học trong cơ thể,
nó không mang lại hương vị cũng không có hiệu quả dinh dưỡng nào và
không làm thay đổi gì cho cơ thể.[16]
Công nghiệp
Chinkuashi, Đài Loan, Trung Hoa
Dân Quốc
Viên gạch vàng 220kg được trưng

bày tại Bảo tàng Vàng
Page 730 of 970

Thanh vàng lớn nhất thế giới nặng

250kg. Bảo tàng Toi, Nhật Bản
Một cục vàng tự nhiên đường kính

5mm (đáy) có thể được dát mỏng
bằng búa thành một lá vàng khoảng
0,5 mét vuông. Bảo tàng Toi, Nhật
Bản

Hàn vàng được dùng để gắn kết các thành phần vàng trang sức bằng hàn
cứng nhiệt độ cao hay hàn vảy cứng. Nếu tác phẩm nghệ thuật đòi hỏi dấu
xác nhận tiêu chuẩn chất lượng, tuổi của vàng hàn phải trùng khớp với
tuổi vàng của tác phẩm, và công thức hợp kim hầu hết được chế tạo theo
tiêu chuẩn tuổi vàng công nghiệp để màu sắc phù hợp với vàng vàng và
vàng trắng. Hàn vàng thường được thực hiện ở ít nhất ba khoảng nhiệt độ
nóng chảy được gọi là Dễ, Trung bình và Khó. Bằng cách đầu tiên sử
dụng vàng hàn khó có điểm nóng chảy cao, sau đó là các loại vàng hàn có
điểm nóng chảy thấp dần, thợ vàng có thể lắp ráp các đồ vật phức tạp với
nhiều điểm hàn tách biệt.

Vàng có thể được chế tạo thành sợi chỉ và được dùng trong thêu thùa.

Vàng mềm và có thể uốn, có nghĩa nó có thể được chế tạo thành sợi dây
rất mỏng và có thể được dát thành tấm rất mỏng gọi là lá vàng.
Page 731 of 970

Vàng tạo màu đỏ sâu khi được dùng làm tác nhân màu trong sản xuất thủy
tinh nam việt quất (hay thủy tinh rubi vàng).

Trong nhiếp ảnh, các chất liệu màu bằng vàng được dùng để chuyển đổi
màu của các điểm trắng và đen trên giấy ảnh thành màu xám và xanh, hay
để tăng sự ổn định của chúng. Được dùng trong in tông nâu đỏ, chất màu
vàng tạo ra các tông đỏ. Kodak đã công bố các công thức cho nhiều kiểu
tông màu từ vàng, trong đó sử dụng vàng như một loại muối clorua.[17]

Bởi vàng là một chất phản xạ tốt với bức xạ điện từ như hồng ngoại và ánh
sáng nhìn thấy được cũng như các sóng radio, nó được dùng làm lớp phủ
bảo vệ cho nhiều vệ tinh nhân tạo, trong các tấm bảo vệ nhiệt hồng ngoại
và mũ của các nhà du hành vũ trụ và trên các máy bay chiến tranh điện tử
như EA-6B Prowler.

Vàng được dùng như lớp phản xạ trên một số đĩa CD công nghệ cao.

Ô tô có thể sử dụng vàng để tản nhiệt. McLaren sử dụng vàng lá trong
khoang động cơ model F1 của mình.[18]

Vàng có thể được sản xuất mỏng tới mức nó dường như trong suốt. Nó
được dùng trong một số cửa sổ buồng lái máy bay để làm tan băng hay
chống đóng băng bằng cách cho một dòng điện chạy qua đó. Nhiệt tạo ra
bởi kháng trở của vàng đủ để khiến băng không thể hình thành.[19]
Điện tử
Mật độ electron tự do trong vàng kim loại là 5,90×1022cm−3. Vàng có tính dẫn
điện rất cao, và đã được dùng làm dây dẫn điện trong một số thiết bị tiêu thụ
nhiều điện năng (bạc thậm chí có độ dẫn điện trên thể tích cao hơn, nhưng
vàng có ưu điểm chống ăn mòn). Ví dụ, các dây dẫn điện bằng vàng đã được
sử dụng trong một số thực nghiệm nguyên tử thuộc Dự án Manhattan, nhưng
những dây dẫn bạc dòng lớn cũng được sử dụng trong các nam châm tách
đồng vị calutron của dự án này.
Dù vàng bị clo tự do tấn công, tính dẫn điện tốt của nó và khả năng chống ôxi
hoá và ăn mòn nói chung trong các môi trường khác (gồm cả khả năng kháng
axít không clo) đã khiến nó được sử dụng rộng rãi trong công nghiệp điện tử
bởi chỉ một lớp phủ vàng mỏng có thể đảm bảo kết nối điện mọi dạng, vì thế
đảm bảo độ kết nối tốt. Ví dụ, vàng được dùng làm thiết bị nối của các dây
dẫn điện đắt đỏ, như audio, video và cáp USB. Lợi ích của việc sử dụng vàng
Page 732 of 970

làm kim loại kết nối so với kim loại khác như thiếc đang bị tranh luận dữ dội.
Các kết nối vàng thường bị các chuyên gia nghe nhìn chỉ trích là không cần
thiết với hầu hết khách hàng và bị coi chỉ đơn giản là một trò marketing. Tuy
nhiên, việc sử dụng vàng trong các thiết bị điện tử kiểu trượt khác trong các
môi trường rất ẩm ướt và ăn mòn, và cho các tiếp xúc với chi phí hư hỏng lớn
(một số máy tính, thiết bị thông tin, tàu vũ trụ, động cơ máy bay phản lực)
vẫn rất phổ biến.[20]
Bên cạnh tiếp xúc điện kiểu trượt, vàng cũng được dùng trong tiếp xúc điện
bởi nó có khả năng chống ăn mòn, độ dẫn điện, mềm và không độc.[21] Các
công tắc kiểu bấm nói chung dễ bị ăn mòn hơn công tắc trượt. Các dây dẫn
bằng vàng mỏng được dùng để kết nối các thiết bị bán dẫn với gói thiết bị của
chúng qua một quá trình được gọi là kết nối dây.
Hoá học
Vàng bị tấn công và hoà tan trong các dung dịch kiềm hay natri xyanua, và
xyanua vàng là chất điện phân được dùng trong kỹ thuật mạ điệnvàng lên các
kim loại cơ sở và kết tủa điện. Các dung dịch vàng clorua (axit cloroauric)
được dùng để chế tạo vàng keo bằng cách khử với các ion citrat hay ascorbat.
Vàng clorua và vàng oxit được dùng để chế tạo thuỷ tinh màu đỏ hay thuỷ
tinh nam việt quất, mà giống như huyền phù vàng keo, có chứa các hạt vàng
nano hình cầu với kích cỡ đồng đều.[22]
Đơn vị đo lường
Trong ngành kim hoàn ở Việt Nam, khối lượng của vàng được tính theo đơn
vị là lượng (lượng hay lạng) hoặc chỉ. Một lượng vàng nặng 37,50g. Một chỉ
bằng 1/10 lượng vàng.
Trên thị trường thế giới, vàng thường được đo lường theo hệ thống khối
lượng troy, trong đó 1 troy ounce (ozt) tương đương 31,1034768 gam.
Tuổi (hay hàm lượng) vàng được tính theo thang độ K (kara). Một kara tương
đương 1/24 vàng nguyên chất. Vàng 99,99% tương đương với 24K. Khi ta
nói tuổi vàng là 18K thì nó tương đương với hàm lượng vàng trong mẫu xấp
xỉ 75%. Hiện nay ở Việt Nam người ta thường kinh doanh vàng dưới dạng
các bánh, thỏi, nhẫn, dây chuyền, vòng, lắc với hàm lượng vàng chủ yếu là
Page 733 of 970

99,999%; 99,99%; 99,9%; 99% hay 98%. Vàng dùng trong ngành trang sức
thông thường còn gọi là vàng tây có tuổi khoảng 18K.
Lịch sử
Bản đồ Giấy cói Turin
Jason trở về với mớ lông cừu vàng.

Hình trên vò gốm họa tiết đỏ Apulia,
Mặt nạ tang lễ của Tutankhamun khoảng 340 – 330 TCN
Vàng đã được biết tới và sử dụng bởi các nghệ nhân từ thời đồng đá. Các đồ
tạo tác bằng vàng ở Balkan xuất hiện từ thiên niên kỷ 4 trước Công Nguyên,
như những đồ vật được tìm thấy tại Varna Necropolis. Các đồ tạo tác bằng
vàng như những chiếc mũ vàng và đĩa Nebra xuất hiện ở Trung Âu từ thiên
niên kỷ 2 trước Công Nguyên tại Thời đồ đồng.
Chữ tượng hình Ai Cập ngay từ năm 2600 TCN đã miêu tả vàng, mà vua
Tushratta của Mitanni tuyên bố là "nhiều hơn cát bụi" tại Ai Cập.[23] Ai Cập
và đặc biệt là Nubia có các nguồn tài nguyên để biến họ trở thành các trung
tâm chế tạo vàng trong hầu hết lịch sử. Bản đồ sớm nhất được biết tới là Bản
đồ giấy cói Turin và thể hiện sơ đồ của một mỏ vàng tại Nubia cùng với
những chỉ dẫn địa lý địa phương. Các phương thức chế biến ban đầu đã được
Strabo miêu tả và gồm cả việc nung chảy. Những mỏ lớn cũng hiện diện trên
khắp Biển Đỏ ở nơi hiện là Ả Rập Saudi.
Page 734 of 970

Truyền thuyết về bộ lông cừu vàng có thể để cập tới việc dùng lông cừu để
khai thác bụi vàng từ trầm tích cát vàng ở thế giới cổ đại. Vàng thường được
đề cập tới trong Cựu ước, bắt đầu với Khải huyền 2:11 (tại Havilah) và gồm
trong với các quà tặng của magi trong những chương đầu tiên của Tân ước
của Matthew. Sách Khải huyền 21:21 đã miêu tả thành phố Jerusalem Mới có
các đường phố "làm bằng vàng nguyên chất, sáng như pha lê". Góc tây nam
của Biển Đen nổi tiếng với vàng. Việc khai thác được cho là đã bắt đầu từ
thời Midas, và vàng ở đây đóng vai trò quan trọng trong việc hình thành cái
có thể là đồng tiền đúc đầu tiên tại Lydia khoảng năm 610 trước Công
Nguyên.[24] Từ thế kỷ 6 hay 5 trước Công Nguyên, nhà Chu đã cho sử dụng
dĩnh viên, một kiểu đồng tiền xu vàng.
Người La Mã đã phát triển các kỹ thuật mới để khai thác vàng ở quy mô lớn
bằng các phương pháp khai mỏ thuỷ lực, đặc biệt tại Hispania từ năm 25
trước Công Nguyên trở đi và tại Dacia từ năm 150 trở đi. Một trong những
mỏ lớn nhất nằm tại Las Medulas ở León (Tây Ban Nha), nơi bảy cống dẫn
nước cho phép tháo hầu hết trầm tích bồi tích lớn. Các mỏ tại Roşia Montană
ở Transilvania cũng rất lớn, và cho tới tận gần đây, vẫn được khai thác bằng
các phương thức khai mỏ lộ thiên. Các mỏ nhỏ hơn tại Anh cũng được khai
thác, như các sa khoáng cát vàng và khoáng sàng đá cứng tại Dolaucothi.
Nhiều phương pháp họ sử dụng đã được Pliny Già miêu tả kỹ lưỡng trong
bách khoa toàn thư của mình (Naturalis Historia) được viết vào khoảng cuối
thế kỷ 1.
Đế quốc Mali tại châu Phi nổi tiếng khắp Cựu thế giới về trữ lượng vàng lớn
của mình. Mansa Musa, nhà cai trị đế chế (1312–1337) trở nên nổi tiếng khắp
Cựu thế giới về cuộc hành hương của mình tới Mecca năm 1324. Ông đã đi
qua Cairo tháng 7 năm 1324, và được mô tả là đã được tháp tùng bởi một
đoàn lạc đà với hàng nghìn người và gần một trăm con lạc đà. Ông đã cho đi
rất nhiều vàng tới mức vàng giảm giá ở Ai Cập trong hơn một thập niên.
[25]
Một sử gia Ả Rập đương thời đã bình luận:
“ Vàng đang có giá cao ở Ai Cập cho tới khi họ tới năm ấy.
Một mithqal không dưới 25 dirham và nói chung là cao hơn, nhưng từ thời
điểm ấy giá trị của nó đã giảm và mức giá thấp này vẫn còn tới ngày nay.
Một mithqal không vượt quá 22 dirham hay ít hơn. Đây là mức giá trao đổi
trong khoảng mười hai năm cho tới hiện tại bởi số lượng vàng lớn mà họ đã
mang tới Ai Cập và chi tiêu tại đó [...] ”
Page 735 of 970
— Chihab Al-Umari[26]
Cuộc thám hiểm châu Mỹ của người châu Âu đã được kích thích một phần
lớn bởi những báo cáo về các đồ trang sức bằng vàng được trưng bày khắp
nơi bởi người bản xứ châu Mỹ, đặc biệt tại Trung Mỹ, Peru, Ecuador và
Colombia. Người Aztec coi vàng theo nghĩa đen là sản phẩm của thần thánh,
gọi nó là "phân của thánh" (teocuitlatl trong tiếng Nahuatl).[27]
Dù giá của một số nhóm kim loại platin cao hơn nhiều, vàng từ lâu đã được
coi là kim loại đáng thèm muốn nhất trong các kim loại quý, và giá trị của nó
đã được sử dụng làm bản vị cho nhiều tiền tệ (được gọi là bản vị vàng) trong
lịch sử. Vàng đã được sử dụng như một biểu tượng cho sự thanh khiết, giá trị,
sự vương giả, và đặc biệt các vai trò phối hợp cả ba đặc tính đó. Vàng như
một dấu hiệu của sự giàu sang và danh vọng đã bị Thomas More đem ra chế
nhạo trong chuyên luận Utopia. Trên hòn đảo tưởng tượng đó, vàng quá dư
thừa tới mức nó được dùng làm xiềng xích cho nô lệ, đồ ăn và đồ cho nhà vệ
sinh. Khi các đại sứ từ các quốc gia khác tới, đeo những bộ đồ trang sức bằng
vàng, người dân Utopia tưởng họ là những kẻ hầu hạ, và chỉ tỏ lòng kính
trọng với những người ăn mặc xoàng xĩnh nhất trong đoàn.
Có một truyền thống từ lâu là việc cắn vàng để thử nó. Dù đây chắc chắn
không phải là một cách chuyên nghiệp để thử vàng, việc cắn để thử có thể để
lại dấu vết vì vàng là một kim loại mềm, như được chỉ ra bởi điểm của nó
trong bảng độ cứng khoáng vật Mohs. Vàng càng nguyên chất thì càng dễ tạo
dấu. Chì được sơn có thể đánh lừa việc thử này bởi chì mềm hơn vàng (và có
thể gây ra một nguy cơ ngộ độc chì nhỏ nếu một lượng chì đủ lớn bị hấp thụ
trong lần cắn).
Vàng thời cổ đại về mặt địa chất khá dễ để có được; tuy nhiên 75% tổng
lượng vàng từng được khai thác đã được khai thác từ năm 1910.[28] Ước tính
rằng tổng lượng vàng từng được khai thác sẽ tạo ra một khối 20m (66 ft) mỗi
cạnh (tương đương 8.000m3).[28]
Một mục đích chính của các nhà giả kim thuật là tạo ra vàng từ các chất khác,
như chì - được cho là qua tương tác với một chất bí ẩn được gọi là đá của nhà
hiền triết. Dù họ không bao giờ thành công trong nỗ lực này, các nhà giả kim
thuật đã khiến người ta quan tâm hơn vào cái có thể thực hiện được với các
chất, và điều này đã đặt ra nền tảng cho ngành hóa học ngày nay. Biểu tượng
của họ cho vàng là vòng tròn với một điểm ở tâm (☉), cũng là biểu tượng
Page 736 of 970

chiêm tinh và chữ cái Trung Quốc cổ cho Mặt Trời. Với việc tạo ra vàng
nhân tạo thời hiện đại bằng cách bắt neutron, xem Tổng hợp vàng.
Trong thế kỷ 19, những cuộc đổ xô đi tìm vàng đã xảy ra bất kỳ khi nào
những trầm tích vàng lớn được phát hiện. Lần khám phá đầu tiên ra vàng tại
Hoa Kỳ được ghi lại là tại Mỏ Vàng Reed gần Georgeville, Bắc Carolina năm
1803.[29] Cuộc đổ xô đi tìm vàng đầu tiên ở Hoa Kỳ diễn ra tại một thị trấn
nhỏ phía bắc Georgia tên là Dahlonega.[30] Những cuộc đổ xô đi tìm vàng
khác diễn ra tại California, Colorado, Black Hills, Otago, Australia,
Witwatersrand, và Klondike.
Bởi giá trị cao từ trong lịch sử của nó, đa số vàng đã được khai thác trong
suốt lịch sử vẫn đang được lưu chuyển dưới hình thức này hay hình thức
khác. Năm 2009, Satoshi Nakamoto đã phát minh ra một loại tiền tệ mới với
tên gọi là Bitcoin, có khả năng cạnh tranh trực tiếp với vàng do có đầy đủ các
tính chất của kim loại này và vượt qua được sự kiểm soát của chính phủ.[31]
Sự phổ biến
Cục vàng tự nhiên 156 - ounce (4,85kg) này
được một người tìm quặng tìm thấy ở Sa mạc
Nam California bằng một máy dò kim loại
Số nguyên tử 79 của vàng khiến nó là một trong
những nguyên tố có số nguyên tử lớn nhất có
mặt trong tự nhiên. Giống mọi nguyên tố với
các số nguyên tử lớn hơn sắt, vàng được cho là
đã hình thành từ một quá trình tổng hợp hạt
nhân sao siêu mới. Những vụ nổ sao siêu mới tung bụi có chứa kim loại (gồm
cả các nguyên tố nặng như vàng) vào trong vùng không gian sau này đặc lại
thành hệ mặt trời và Trái Đất của chúng ta.[32]
Trên Trái Đất, vàng thường xuất hiện như là kim loại tự nhiên, thường là
trong dung dịch đặc của vàng và bạc (nghĩa là hợp kim của vàng với bạc).
Các hợp kim này thường có hàm lượng bạc 8 – 10%. Electrum là vàng
nguyên tố với hơn 20% bạc. Màu sắc của quặng vàng bạc thay đổi từ màu
vàng - bạc tới bạc, phụ thuộc vào hàm lượng bạc. Càng nhiều bạc, nó càng có
trọng lượng riêng thấp.
Page 737 of 970

Kích thước so sánh của một khối quặng vàng

860kg và 30g vàng có thể lấy được từ nó. Mỏ
vàng Toi, Nhật Bản
Vàng được tìm thấy trong quặng được tạo ra từ
đá với các phần từ vàng rất nhỏ hay cực nhỏ.
Quặng vàng này thường được tìm thấy cùng
thạch anh hay các khoáng chất sulfua, như
Fool's Gold (vàng của thằng ngốc), vốn là một
[33]
pyrit. Chúng được gọi là khoáng sản "mạch". Vàng tự nhiên cũng có dưới
hình thức các bông tự do, các hạt hay những quặng vàng lớn đã bị ăn mòn
khỏi đá và kết thúc trong các trầm tích phù sa (được gọi là trầm tích cát
vàng). Những loại vàng tự do đó luôn nhiều hơn tại bề mặt các mạch có vàng
do ôxi hoá các khoáng chất kèm theo bởi thời tiết, và việc rửa trôi bụi vào các
con suối và dòng sông, nơi nó tụ tập lại và có thể được hoạt động của nước
liên kết lại với nhau để hình thành nên các cục vàng.
Vàng thỉnh thoảng được tìm thấy cùng telua như là các khoáng vật calaverit,
krennerit, nagyagit, petzit và sylvanit, và như khoáng vật bitmutua hiếm
maldonit (Au2Bi) và antimonua aurostibit (AuSb2). Vàng cũng phát sinh
trong các hợp kim hiếm với đồng, chì, và thủy ngân: các khoáng vật
auricuprid (Cu3Au), novodneprit (AuPb3) và weishanit ((Au, Ag)3Hg2).
Nghiên cứu gần đây gợi ý rằng các vi sinh vật đôi khi có thể đóng vai trò
quan trọng trong việc hình thành các trầm tích vàng, vận chuyển và kết tủa
vàng để hình thành các hạt và cục được thu thập trong các trầm tích phù sa.[34]
Các đại dương trên Trái Đất có chứa vàng. Hàm lượng vàng ước tính trong
Đại Tây Dương và Đông Bắc Thái Bình Dương là 50 – 150fmol/L hay 10 -
30 phần trên triệu luỹ thừa bốn. Nói chung, hàm lượng vàng trong các mẫu ở
nam Đại Tây Dương và trung Thái Bình Dương là tương đương (~50fmol/L)
nhưng ít chắc chắn hơn. Những vùng nước sâu Địa Trung Hải có hàm lượng
vàng lớn hơn (100 – 150fmol/L) do bụi do gió thổi và / hoặc do các con sông.
Ở mức 10 phần trên triệu luỹ thừa bốn các đại dương của Trái Đất sẽ chứa
15.000 tấn vàng[35]. Những con số này nhỏ bằng một phần ba số ước tính
trong tài liệu trước năm 1988, cho thấy các vấn đề với dữ liệu trước đó.
Một số người đã tuyên bố có khả năng khai thác vàng một cách kinh tế từ
nước biển, nhưng tất cả họ đều hoặc gặp sai lầm hoặc là có ý đồ lừa gạt.
Prescott Jernegan đã cho hoạt động một chiếc máy khai thác vàng ở Hoa Kỳ
Page 738 of 970
trong những năm 1890. Một kẻ bịp bợm người Anh cũng có một chiếc máy
tương tự ở Anhđầu những năm 1900.[36] Fritz Haber (nhà phát minh người
Đức với quy trình Haber) đã nghiên cứu việc tách vàng từ nước biển trong
một nỗ lực giúp nước Đức bồi thường chiến phí sau Thế chiến I.[37] Dựa trên
các giá trị được công bố là 2 tới 64ppb vàng trong nước biển thì sự tách vàng
thành công về mặt thương mại ra khỏi nước biển dường như là có thể. Sau
những phân tích 4.000 mẫu nước biển với hàm lượng trung bình 0,004ppb
mọi việc trở nên rõ ràng rằng việc tách vàng sẽ không thể trở thành hiện thực
và ông đã dừng dự án.[38] Không một cơ cấu thương mại thực sự nào cho việc
tách chiết vàng từ nước biển đã từng được xác nhận. Tổng hợp vàng không
có tính kinh tế và dường như cũng sẽ luôn như vậy trong tương lai.
Các mẫu vàng tự nhiên
"Dây vàng" từ Sông Vàng kết tinh từ Mina Vàng lá từ Mỏ Harvard,

Lena, Cộng hoà Sakha, Zapata, Santa Elena de Jamestown, Hoa Kỳ.
Nga. Kích thước: Uairen, Venezuela. Kích Kích thước 9,3×3,2×
2,5×1,2×0,7cm thước: 3,7×1,1×0,4cm 0,1cm
Page 739 of 970

Sản xuất
Khuynh hướng khai thác vàng của

thế giới
Lối vào mỏ vàng ngầm dưới đất

tại Victoria, Úc
Sản lượng vàng năm 2005
Vàng nguyên chất kết tủa được sản

xuất bởi quá trình luyện nước cường
toan
Khai thác vàng có tính kinh tế nhất khi thực hiện tại các mỏ lớn, có trầm tích
dễ khai thác. Các cấp quặng thấp ở mức 0,5mg/kg (0,5 phần trên triệu, ppm)
có thể có tính kinh tế. Các cấp quặng thông thường tại các mỏ lộ thiên là 1 –
5mg/kg (1 – 5ppm); các cấp quặng ngầm dưới đất hay mỏ đá cứng thường ít
nhất đạt 3mg/kg (3ppm). Bởi phải có các cấp quặng 30mg/kg (30ppm) để
vàng có thể được quan sát bằng mắt thường, tại hầu hết các mỏ thì vàng
không thể nhìn thấy được.
Page 740 of 970

Từ những năm 1880, Nam Phi đã là một nguồn chiếm tỷ lệ lớn nguồn cung
vàng thế giới, với khoảng 50% tất cả lượng vàng từng được sản xuất có
nguồn gốc từ Nam Phi. Sản lượng năm 1970 chiếm 79% nguồn cung thế giới,
sản xuất khoảng 1.480 tấn. Sản lượng toàn thế giới năm 2008 là 2.260 tấn và
năm 2011 là 2.700 tấn. Năm 2007 Trung Quốc (với 276 tấn) đã vượt qua
Nam Phi trở thành nước sản xuất vàng lớn nhất, lần đầu tiên từ năm 1905 mất
ngôi vị số một.[39]
Thành phố Johannesburg ở Nam Phi đã được thành lập sau Cuộc đổ xô đi tìm
vàng Witwatersrand dẫn tới sự phát hiện một trong những trầm tích vàng lớn
nhất thế giới từng có. Các mỏ vàng nằm trong châu thổ các tỉnh Free State và
Gauteng rộng về strike and dipđòi hỏi một trong những mỏ sâu nhất thế giới,
với các mỏ Savuka và TauTona hiện là những mỏ vàng sâu nhất thế giới với
độ sâu 3.777m. Cuộc chiến tranh Boer lần thứ hai giai đoạn 1899 – 1901 giữa
Đế chế Anh và người Boer Afrikaner ít nhất một phần vì các quyền khai mỏ
và sở hữu các mỏ vàng ở Nam Phi.
Các nhà sản xuất vàng lớn khác gồm Hoa Kỳ, Australia, Nga và Peru. Các
mỏ ở Nam Dakota và Nevada cung cấp hai phần ba lượng vàng sử dụng tại
Hoa Kỳ. Ở Nam Mỹ, dự án Pascua Lama gây tranh cãi có mục tiêu khai thác
các mỏ vàng giàu trữ lượng tại những dãy núi cao ở Sa mạc Atacama, tại biên
giới giữa Chile và Argentina. Ngày nay một phần tư sản lượng vàng thế giới
ước tính có nguồn gốc từ các mỏ vàng khai thác thủ công hay mỏ cỡ nhỏ.[40]
Sau khi sản xuất ban đầu, vàng thường được tinh chế theo cách công nghiệp
bằng quá trình Wohlwill dựa trên điện phân hay bằng quá trình Miller, khử
clo cho dung dịch. Quá trình Wohlwill mang lại độ tinh khiết cao hơn, nhưng
phức tạp hơn và thường áp dụng cho các cơ sở quy mô nhỏ.[41][42] Các phương
pháp khác để phân tích và tinh luyện vàng gồm thủy phân và tách bạc cũng
như phương pháp cupell, hay các phương pháp tinh luyện dựa trên việc hoà
tan vàng trong aqua regia.[43]
Ở thời điểm cuối năm 2006, ước tính tất cả lượng vàng từng được khai thác là
158.000 tấn[44] và trong ấn bản tháng 1 năm 2009 của mình, National
Geographic viết: "Trong toàn bộ lịch sử, chỉ 161.000 tấn vàng đã được khai
thác, chỉ đủ để lấp đầy hai bể bơi dùng trong Olympic." Nó có thể được thể
hiện bằng một khối với chiều dài cạnh khoảng 20,28 mét. Giá trị của nó rất
hạn chế; với giá $1.000 trên ounce, 161.000 tấn vàng sẽ chỉ có giá trị 5,2
nghìn tỷ dollar.
Page 741 of 970
Trung bình chi phí để khai thác vàng khoảng US$317/oz năm 2007, nhưng
nó có thể khác biệt rất lớn phụ thuộc vào kiểu mỏ và chất lượng quặng; sản
lượng sản xuất tại các mỏ toàn cầu đạt 2.471,1 tấn.[45]
Vàng rất ổn định và có giá trị tới mức nó luôn được thu lại và tái sử dụng.
Không có việc tiêu thụ vàng thực sự theo nghĩa kinh tế; việc lưu giữ vàng vẫn
là điều thiết yếu khi quyền sở hữu chuyển từ bên này qua bên khác.[46]
Tiêu thụ
Tỷ lệ tiêu thụ vàng được sản xuất trên thế giới ước khoảng 50% trong lĩnh
vực trang sức, 40% để đầu tư và 10% trong công nghiệp.
Cho tới năm 2013, Ấn Độ là nước tiêu thụ vàng nhiều nhất thế giới. Người
Ấn Độ mua khoảng 25% lượng vàng của thế giới,[47] xấp xỉ 800 tấn mỗi năm.
Ấn Độ cũng là nhà nhập khẩu kim loại vàng. Năm 2008 Ấn Độ nhập khẩu
khoảng 400 tấn vàng.[48]
Theo Hội đồng Vàng Thế giới (World Gold Council), Trung Quốc là nước
tiêu thụ vàng nhiều nhất thế giới vào năm 2013 và lần đầu tiên vượt qua Ấn
Độ, với mức tiêu thụ của Trung Quốc tăng 32% chỉ trong một năm, trong khi
Ấn Độ chỉ tăng 13% và toàn thế giới tăng 21%. Không giống như Ấn Độ, nơi
vàng được sử dụng chủ yếu trong ngành kim hoàn, Trung Quốc chủ yếu sử
dụng vàng để sản xuất và bán lẻ.[49]
Tiêu thụ vàng trang sức theo quốc gia, tính bằng tấn[50][51][52]
Quốc gia 2009 2010 2011 2012 2013
Ấn Độ 442,37 745,70 986,3 864 974
Trung Quốc 376,96 428,00 921,5 817,5 1.120,1
Hoa Kỳ 150,28 128,61 199,5 161 190
Page 742 of 970

Quốc gia 2009 2010 2011 2012 2013
Thổ Nhĩ Kỳ 75,16 74,07 143 118 175,2
Ả Rập Saudi 77,75 72,95 69,1 58,5 72,2
Nga 60,12 67,50 76,7 81,9 73,3
Các Tiểu vương quốc Ả Rập

67,60 63,37 60,9 58,1 77,1
Thống nhất
Ai Cập 56,68 53,43 36 47,8 57,3
Indonesia 41,00 32,75 55 52,3 68
Vương quốc Anh 31,75 27,35 22,6 21,1 23,4
Các quốc gia khác vùng vịnh Ba

24,10 21,97 22 19,9 24,6
Tư
Nhật Bản 21,85 18,50 −30,1 7,6 21,3
Hàn Quốc 18,83 15,87 15,5 12,1 17,5
Việt Nam 15,08 14,36 100,8 77 92,2

Page 743 of 970
Quốc gia 2009 2010 2011 2012 2013
Thái Lan 7,33 6,28 107,4 80,9 140,1
Tổng cộng 1.508,70 1.805,6 3.097,1 2.770,1 3.412,8
Các quốc gia khác 251,6 254,0 390,4 393,5 450,7
Toàn thế giới 1.760,3 2.059,6 3.487,5 3.163,6 3.863,5
Hoá học
Dù vàng là một kim loại quý, nó hình thành nhiều hợp chất. Số oxi hóa của
vàng trong các hợp chất của nó thay đổi từ −1 đến +5, nhưng Au (I) và Au
(III) chi phối tính chất hóa học của nó. Au (I), thường được gọi là ion aurơ, là
trạng thái ôxi hoá phổ biến nhất với các phối tử mềm như các thioether,
thiolat, và phosphin ba. Các hợp chất Au (I) thường có đặc trưng tuyến tính.
Một ví dụ điển hình là Au(CN)2−, là hình thức hoà tan của vàng trong khai
mỏ. Đáng ngạc nhiên, các phức chất với nước khá hiếm. Các vàng halogen
nhị phân, như AuCl, tạo nên các chuỗi polyme zíc zắc, một lần nữa thể hiện
phối trí tuyến tính tại Au. Đa số thuốc dựa trên vàng là các dẫn xuất Au (I).[53]
Au (III) (auric) là một trạng thái ôxi hoá phổ biến và được thể hiện bởi vàng
(III) clorua, Au2Cl6. Các trung tâm nguyên tử vàng trong các phức chất Au
(III), giống như các hợp chất d8khác, nói chung là phẳng vuông, với các liên
kết hóa học có các đặc trưng cả cộng hóa trị lẫn ion.
Page 744 of 970

Aqua regia, một hỗn hợp 1:3 gồm axit nitric và axit clohydric, hoà tan vàng.
Axit nitric ôxi hoá vàng kim loại thành các ion +3, nhưng chỉ với những khối
lượng nhỏ, thường không thể phát hiện trong axit tinh khiết bởi trạng thái cân
bằng hoá học của phản ứng. Tuy nhiên, các ion bị loại bỏ khỏi trạng thái cân
bằng bởi axit clohydric, hình thành các ion AuCl4−, hay axit cloroauric, vì thế
cho phép sự tiếp tục ôxi hoá.
Một số halogen tự do phản ứng với vàng.[54] Vàng cũng phản ứng với các
dung dịch kiềm của kali xyanua. Với thuỷ ngân, nó hình thành một hỗn hống.
Các trạng thái ôxi hoá ít phổ biến khác

Các trạng thái ôxi hoá ít phổ biến của vàng gồm −1, +2 và +5.
Trạng thái ôxi hoá −1 xảy ra trong các hợp chất có chứa anion Au−, được gọi
là aurua. Ví dụ, xêzi aurua (CsAu), kết tinh theo kiểu xêzi clorua.[55] Các
aurua khác gồm các aurua của Rb+, K+, và tetramethylammoni (CH3)4N+.[56]
Các hợp chất vàng(II) thường nghịch từ với các liên kết Au–Au như
[Au(CH2)2P(C6H5)2]2Cl2. Sự bay hơi của một dung dịch Au(OH)3 trong
H2SO4 cô đặc tạo ra các tinh thể đỏ của vàng (II) sulfat, AuSO4. Ban đầu
được cho là một hợp chất có hoá trị hỗn hợp, nó đã được chứng minh có chứa
một số cation Au4+2.[57][58] Một phức chất vàng (II) đáng chú ý, và chính
thống là cation tetraxenon vàng (II), có chứa xenon như một phối tử, được
tìm thấy trong [AuXe4](Sb2F11)2.[59]
Vàng pentaflorua và anion dẫn xuất của nó, AuF−6, là ví dụ duy nhất về vàng
(V), trạng thái ôxi hoá cao nhất được kiểm tra.[60]
Một số hợp chất vàng thể hiện liên kết ái vàng, miêu tả khuynh hướng của
các ion vàng phản ứng ở các khoảng cách quá xa để là một liên kết Au–Au
thông thường nhưng ngắn hơn khoảng cách liên kết van der Waals. Tương
tác được ước tính có thể so sánh về độ mạnh với liên kết hydro.
Các hợp chất hoá trị hỗn hợp

Các hợp chất cụm được định nghĩa rõ có rất nhiều.[56] Trong những trường
hợp đó, vàng có một trạng thái ôxi hoá phân đoạn. Một ví dụ đại diện là loại
tám mặt {Au(P(C6H5)3)}62+. Các hợp chất vàng chalcogenua, như vàng sulfua,
có đặc trưng là có các lượng tương đương của Au (I) và Au (III).
Page 745 of 970

Độc tính
Kim loại (nguyên tố) vàng nguyên chất không độc và không gây kích thích
khi ăn vào[61] và thỉnh thoảng được dùng để trang trí thực phẩm dưới dạng
vàng lá. Vàng kim loại cũng là một thành phần của các loại đồ uống có cồn
Goldschläger, Gold Strike, và Goldwasser. Vàng kim loại đã được cho phép
như một phụ gia thực phẩm tại EU (E175 trong Codex Alimentarius). Dù ion
vàng độc, việc chấp nhận kim loại vàng như một phụ gia thực phẩm bởi tính
chất trơ tương đối với hoá học của nó, và khả năng chống ăn mòn hay biến
thành một loại muối hoà tan (các hợp chất vàng) bởi bất kỳ một quá trình hoá
học nào đã được biết có thể xảy ra bên trong cơ thể người.
Các hợp chất hoà tan (các muối vàng) như gold clorua độc hại với gan và
thận. Các muối cyanide thông thường của vàng như vàng cyanide kali, được
dùng trong việc mạ điện, độc hại cả về tình chất cyanide cả về hàm lượng
vàng có trong nó. Đó là những trường hợp hiếm về ngộ độc vàng nguy hiểm
từ vàng cyanide kali.[62][63] Ngộ độc vàng có thể được chữa trị bằng một liệu
pháp chelation với một tác nhân như Dimercaprol.
Vàng kim loại đã được bầu là Chất gây dị ứng của Năm năm 2001 bởi
American Contact Dermatitis Society. Dị ứng do tiếp xúc với vàng hầu hết
ảnh hưởng tới phụ nữ.[64] Dù vậy, vàng là một chất gây dị ứng do tiếp xúc
không mạnh, so với các kim loại như nickel.[65]
Giá cả
Giá vàng trên troy ounce theo USD từ năm
1960 và theo US$ danh nghĩa và có điều
chỉnh lạm phát theo US$ năm 2008
Như mọi kim loại quý khác, vàng được tính
theo trọng lượng troy và bằng gam. Khi nó
kết hợp với các kim loại khác, thuật
ngữ karahay karat được sử dụng để chỉ hàm
lượng vàng có bên trong, với 24 kara là vàng nguyên chất và các tỷ lệ thấp
hơn thể hiện bằng các con số thấp hơn. Độ tinh khiết của một thỏi vàng hay
đồng xu vàng cũng có thể được thể hiện bằng một con số thập phân từ 0 tới 1,
được gọi là tuổi vàng theo phần nghìn, như 0,995 là rất tinh khiết.
Page 746 of 970
Giá vàng được xác định qua giao dịch tại các thị trường vàng và phái sinh,
nhưng một quy trình được gọi là Định giá Vàng tại Luân Đôn, bắt đầu từ
tháng 9 năm 1919, cung cấp một giá chuẩn cho ngành công nghiệp. Việc định
giá vào buổi chiều được đưa ra năm 1968 để cung cấp giá vàng khi các thị
trường Mỹ mở cửa.
Trong lịch sử tiền xu vàng được sử dụng rộng rãi làm tiền tệ; khi tiền giấy
xuất hiện, nó thường là một chứng nhận có thể chuyển đổi sang đồng xu vàng
hay nén vàng. Trong một hệ thống kinh tế được gọi là bản vị vàng, một trọng
lượng vàng nào đó sẽ được lấy làm tên đơn vị tiền tệ. Trong một giai đoạn
dài, chính phủ Hoa Kỳ quy định giá trị của đồng dollar Mỹ để một troy ounce
tương đương với $20,67 ($664,56/kg), nhưng vào năm 1934 đồng dollar bị
phá giá xuống còn $35,00 trên troy ounce ($1.125,27/kg). Tới năm 1961,
nước Mỹ đã không còn khả năng duy trì giá này nữa, và một nhóm các ngân
hàng Mỹ và châu Âu đồng ý thao túng thị trường để ngăn chặn sự phá giá
tiền tệ hơn nữa trước nhu cầu đang gia tăng với vàng.
Thỏi vàng 1 kg của Thụy Sĩ
Ngày 17 tháng 3 năm 1968, các bối cảnh kinh tế
đã gây nên sự sụp đổ của khối thị trường vàng,
và một mô hình giá hai tầng được hình thành
theo đó vàng vẫn được dùng để quy định các tài
khoản quốc tế ở mức cũ $35,00 trên troy ounce
($1.130/kg) nhưng giá vàng trên thị trường tư
nhân được cho phép biến động; hệ thống giá hai
tầng này đã bị huỷ bỏ vào năm 1975 khi giá vàng được để theo mức của thị
trường tự do. Các Ngân hàng trung ương vẫn giữ dự trữ vàng lịch sử như một
sự lưu trữ giá trị dù mức độ nói chung đã sụt giảm. Dự trữ vàng lớn nhất trên
thế giới là kho dự trữ của Ngân hàng Dự trữ Liên bang Mỹ tại New York,
nắm giữ khoảng 3%[66] lượng vàng từng được khai thác, xấp xỉ lượng vàng
chứa trong Kho vàng thỏi Hoa Kỳ tại Fort Knox.
Năm 2005 Hội đồng Vàng Thế giới ước tính tổng nguồn cung thế giới là
3.859 tấn và nhu cầu là 3.754 tấn, với thặng dư cung 105 tấn.[67]
Từ năm 1968 giá vàng đã thay đổi mạnh, từ mức cao $850/oz ($27.300/kg)
ngày 21 tháng 1 năm 1980, xuống mức thấp $252,90/oz ($8.131/kg) ngày 21
tháng 6 năm 1999 (Định giá Vàng Luân Đôn).[68] Giai đoạn từ năm 1999 tới
năm 2001 đánh dấu "Đáy Brown" sau một thị trường giá giảm kéo dài 20
Page 747 of 970
năm.[69] Giá đã tăng lên nhanh chóng từ năm 1991, nhưng đỉnh cao năm 1980
mãi tới ngày 3 tháng 1 năm 2008 mới bị vượt qua khi mức giá mới $865,35
trên troy ounce được thiết lập (Định giá Vàng Luân Đôn buổi sáng).[70] Một
mức giá kỷ lục khác được lập ngày 17 tháng 3 năm 2008 ở mức $1.023,50/oz
($32.900/kg)(Định giá Vàng Luân Đôn buổi sáng).[70] Mùa thu năm 2009, các
thị trường vàng tiếp tục đi vào giai đoạn tăng giá vì sự gia tăng nhu cầu và sự
suy yếu của đồng dollar Mỹ. Ngày 2 tháng 12 năm 2009, Vàng vượt qua
ngưỡng quan trọng ở mức US$1.200 trên ounce và đóng cửa ở mức $1.215.
[71]
Giá vàng tiếp tục tăng mạnh và đạt tới những kỷ lục mới trong tháng 5
năm 2010 sau khi cuộc khủng hoảng nợ ở Liên minh châu Âu khiến giới đầu
tư đổ xô vào mua vàng như một tài sản an toàn.[72][73]
Từ tháng 4 năm 2001 giá vàng đã tăng gấp ba so với đồng dollar Mỹ,[74] dẫn
tới suy đoán rằng thị trường giá giảm muôn thuở từ lâu này đã chấm dứt và
một thị trường giá tăng đã quay trở lại.[75] Trong quý 3 của năm 2011, thị
trường vàng thế giới lại chứng kiến một đợt tăng giá của vàng do sự suy yếu
của kinh tế Mỹ và khu vực đồng Euro. Giá vàng lập kỷ lục lên đến gần
$1.900/oz.[76]
Tính biểu tượng

Những thỏi vàng tại sòng bạc Emperor ở Ma
Cao
Trong suốt các thời kỳ lịch sử của nhiều xã hội
vàng luôn được đánh giá cao. Đi cùng với nó
vàng luôn có một ý nghĩa biểu tượng mạnh liên
kết chặt chẽ với các giá trị cao nhất trong các xã
hội. Vàng có thể biểu tượng cho quyền lực, sự
giàu có, sự nhiệt tình, hạnh phúc, tình yêu, hy
vọng, sự lạc quan, thông minh, công lý, cân bằng, sự hoàn hảo, mùa hè, mùa
thu hoạch và mặt trời.
Các thành tựu vĩ đại của con người thường được trao tặng bằng vàng, dưới
hình thức các huy chương vàng, các cúp và vật trang trí khác màu vàng.
Những người giành chiến thắng trong các sự kiện thể thao và những cuộc thi
được xếp hạng khác thường được trao huy chương vàng (ví dụ, Olympic
Games). Nhiều giải thưởng như Giải Nobel cũng được làm bằng vàng.
Những bức tượng và giải thưởng khác được thể hiện bằng vật liệu vàng hay
Page 748 of 970
được mạ vàng (như Giải Oscar, Giải Quả cầu Vàng, Giải Emmy, Cành Cọ

Vàng, và Giải thưởng Viện hàn lâm Phim ảnh Anh).
Aristotle trong các cuốn sách của mình đã sử dụng tính biểu tượng của vàng
khi đề cập tới cái mà hiện thường được nhận thức là "trung bình vàng".
Tương tự, vàng gắn liền với các nguyên tắc hoàn hảo hay thần thánh, như
trong trường hợp của Phi, thỉnh thoảng được gọi là "tỷ lệ vàng".
Vàng thể hiện giá trị to lớn. Những người được tôn trọng được đối xử với
quy tắc có giá trị nhất, "quy tắc vàng". Một công ty có thể trao cho các khách
hàng quan trọng nhất của mình các "thẻ vàng" hay biến họ thành các "thành
viên vàng". Chúng ta đề cao các khoảnh khắc yên tĩnh và vì thế chúng ta nói:
"im lặng là vàng". Trong thần thoại Hy Lạp có "bộ lông cừu vàng".
Vàng còn gắn liền với sự sáng suốt của tuổi tác và sự thành thục. Lễ kỷ niệm
ngày cưới lần thứ 50 là đám cưới vàng. Những năm tháng quý giá đó của
chúng ta thỉnh thoảng được gọi là "những năm tháng vàng". Đỉnh cao của
một nền văn minh được gọi là "thời đại vàng son".
Trong Kitô giáo vàng thỉnh thoảng được liên kết với những thái cực của sự
quỷ quái nhất và sự thánh thiện tối cao. Trong Sách Xuất Hành, con bò vàng
là một biểu tượng của sự thờ ngẫu tượng. Trong Sách Khải Huyền, Abraham
được miêu tả có nhiều vàng và bạc, và Moses được dạy che phủ Nắp Xá Tội
của Hòm Giao Ước bằng vàng nguyên chất. Trong nghệ thuật Kitô giáo các
quầng hào quang của Chúa Giêsu, Đức Mẹ và các vị thánh đều bằng vàng.
Các vị vua thời Trung Cổ lên ngôi dưới các dấu hiệu của dầu thánh và một
vương miện vàng, vương miện thể hiện ánh sáng chiếu vĩnh cửu của thiên
đường và vì thế một vị vua Kitô giáo là người nắm chính quyền theo ý
nguyện của thần thánh. Nhẫn cưới từ lâu đã được làm bằng vàng. Nó tồn tại
lâu dài và không bị ảnh hưởng bởi thời gian và có thể mang tính biểu tượng
của lời thề nguyền bất tử trước chúa và/hay Mặt Trời và Mặt Trăng và sự
biểu thị hoàn hảo của hôn nhân. Trong Chính Thống giáo Đông phương, các
cặp vợ chồng kết hôn được trao một vương miện vàng trong buổi lễ, một sự
pha trộn các nghi lễ biểu tượng.
Trong văn hoá đại chúng vàng có nhiều ý nghĩa nhưng nổi bật nhất nó liên hệ
với các ý nghĩa như tốt hay vĩ đại, như trong các câu: "có một trái tim vàng",
"thời khắc vàng" và "chú bé vàng" v.v. Vàng vẫn duy trì được vị thế của nó
Page 749 of 970

như một biểu tượng của sự giàu có và thông qua nó, trong nhiều xã hội, là sự
thành công.
Biểu tượng quốc gia

Năm 1965, Cơ quan lập pháp California đã định danh vàng là "Khoáng vật
bang và biểu tượng khoáng vật học".[77]
Năm 1968, Cơ quan lập pháp Alaska gọi tên vàng là "khoáng vật chính thức
của bang."[78]
 Tóm tắt:
Vàng, 79Au
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Vàng, Au
Phiên âm /ˈɡoʊld/
Hình dạng Ánh kim vàng
Vàng trong bảng tuần hoàn
Ag
↑
Au
↓
Rg
Page 750 of 970

Platin ← Vàng → Thủy ngân
chuẩn (±) (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 1

Màu sắc Ánh kim vàng
Nhiệt độ sôi 3129 K (2856 °C, 5173 °F)
Mật độ 19,30 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1646 1814 2021 2281 2620 3078

Trạng thái ôxy hóa -1, 1, 2, 3, 4, 5 Lưỡng tính
Page 751 of 970

hóa trị
Waals
Thông tin khác


Mohs
Vickers
Độ cứng theo thang 25 HB MPa
Brinell

195 195
Au Tổng hợp 186,10 ngày ε 0,227 Pt
196 196
Au Tổng hợp 6,183 ngày ε 1,506 Pt
β− 0,686 196
Hg
Page 752 of 970

197 197
Au 100% Au ổn định với 118 neutron
198
Au Tổng hợp 2,69517 ngày β− 1,372 198
Hg
199
Au Tổng hợp 3,169 ngày β− 0,453 199
Hg
81. Thủy ngân (Hg)

Thủy ngân là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Hg
(từ tiếng Hy Lạp hydrargyrum, tức là thủy ngân (hay nước bạc)) và số
nguyên tử 80. Là một kim loại nặng có ánh bạc, thủy ngân là một nguyên tố
kim loại được biết có dạng lỏng ở nhiệt độ thường. Thủy ngân được sử dụng
trong các nhiệt kế, áp kế và các thiết bị khoa học khác. Thủy ngân thu được
chủ yếu bằng phương pháp khử khoáng chất thần sa.
Thuộc tính
Thủy ngân có tính dẫn nhiệt kém nhưng dẫn điện tốt.
Thủy ngân tạo ra hợp kim với phần lớn các kim loại, bao gồm vàng, nhôm và
bạc, đồng nhưng không tạo với sắt. Do đó, người ta có thể chứa thủy ngân
trong bình bằng sắt. Telua cũng tạo ra hợp kim, nhưng nó phản ứng rất chậm
để tạo ra telurua thủy ngân. Hợp kim của thủy ngân được gọi là hỗn hống.
Kim loại này có hệ số nở nhiệt là hằng số khi ở trạng thái lỏng, hoạt động hóa
học kém kẽm và cadmium. Trạng thái ôxi hóa phổ biến của nó là +1 và +2.
Rất ít hợp chất trong đó thủy ngân có hóa trị +3 tồn tại.
Thủy ngân rất độc, có thể gây chết người khi bị nhiễm độc qua đường hô hấp.
Ứng dụng
Thủy ngân được sử dụng chủ yếu trong sản xuất các hóa chất, trong kỹ thuật
điện và điện tử. Nó cũng được sử dụng trong một số nhiệt kế. Các ứng dụng
khác là:
 Máy đo huyết áp chứa thủy ngân (đã bị cấm ở một số nơi).

 Thimerosal, một hợp chất hữu cơ được sử dụng như là chất khử trùng
trong vaccin và mực xăm (Thimerosal in vaccines).
Page 753 of 970

 Phong vũ kế thủy ngân, bơm khuếch tán, tích điện kế thủy ngân và nhiều

thiết bị phòng thí nghiệm khác. Là một chất lỏng với tỷ trọng rất cao, Hg
được sử dụng để làm kín các chi tiết chuyển động của máy khuấy dùng
trong kỹ thuật hóa học.
 Điểm ba trạng thái của thủy ngân, -38,8344°C, là điểm cố định được sử
dụng như nhiệt độ tiêu chuẩn cho thang đo nhiệt độ quốc tế (ITS-90).
 Trong một số đèn điện tử.
 Hơi thủy ngân được sử dụng trong đèn hơi thủy ngân và một số đèn kiểu
"đèn huỳnh quang" cho các mục đích quảng cáo. Màu sắc của các loại đèn
này phụ thuộc vào khí nạp vào bóng.
 Thủy ngân được sử dụng tách vàng và bạc trong các quặng sa khoáng.
 Thủy ngân vẫn còn được sử dụng trong một số nền văn hóa cho các mục
đích y học dân tộc và nghi lễ. Ngày xưa, để chữa bệnh tắc ruột, người ta
cho bệnh nhân uống thủy ngân lỏng (100 - 200g). Ở trạng thái kim loại
không phân tán, thủy ngân không độc và có tỷ trọng lớn nên sẽ chảy trong
hệ thống tiêu hóa và giúp thông ruột cho bệnh nhân.
Các ứng dụng khác: chuyển mach điện bằng thủy ngân, điện phân với
cathode thủy ngân để sản xuất NaOH và clo, các điện cựctrong một số dạng
thiết bị điện tử, pin và chất xúc tác, thuốc diệt cỏ (ngừng sử dụng năm 1995),
thuốc trừ sâu, hỗn hống nha khoa, pha chế thuốc và kính thiên văn gương
lỏng.
Lịch sử
Người Trung Quốc và Hindu cổ đại đã biết tới thủy ngân và nó
được tìm thấy trong các ngôi mộ cổ Ai Cập có niên đại vào khoảng
năm 1500 TCN. Tại Trung Quốc, Ấn Độ và Tây Tạng, việc sử
dụng thủy ngân được cho là kéo dài tuổi thọ, chữa lành chỗ gãy và
duy trì một sức khỏe tốt. Người Hy Lạp cổ đại sử dụng thủy ngân
trong thuốc mỡ và người La Mã sử dụng nó trong mỹ phẩm. Vào khoảng năm
500 TCN thủy ngân đã được sử dụng để tạo các hỗn hống với các kim loại
khác.
Từ Rassayana trong tiếng Ấn Độ có nghĩa là giả kim thuật còn có nghĩa là
‘con đường của thủy ngân’ Các nhà giả kim thuật thông thường nghĩ rằng
Page 754 of 970
thủy ngân là vật chất khởi đầu để các kim loại khác được tạo ra. Các kim loại
khác nhau có thể được sản xuất bởi các lượng và chất khác nhau của lưu
huỳnh chứa trong thủy ngân. Khả năng chuyển thủy ngân thành kim loại khác
phụ thuộc vào "chất lượng thủy ngân thiết yếu" của các kim loại. Tinh khiết
nhất trong số đó là vàng, và thủy ngân là thiết yếu để biến đổi của các kim
loại gốc (hay không tinh khiết) thành vàng. Đây là nguyên lý và mục đích cơ
bản của giả kim thuật, xét cả về phương diện tinh thần hay vật chất.
Hg là ký hiệu hóa học ngày nay cho thủy ngân. Nó là viết tắt của
Hydrargyrum, từ Latinh hóa của từ Hy Lạp Hydrargyros, là tổ hợp của 2 từ
'nước' và 'bạc' - vì nó lỏng giống như nước, và có ánh kim giống như bạc.
Trong ngôn ngữ châu Âu, nguyên tố này được đặt tên là Mercury, lấy theo
tên của thần Mercury của người La Mã, được biết đến với tính linh động và
tốc độ. Biểu tượng giả kim thuật của nguyên tố này cũng là biểu tượng chiêm
tinh học cho Thủy Tinh.
Từ giữa thế kỷ 18 đến giữa thế kỷ 19, một công nghệ gọi là "carroting" được
sử dụng trong sản xuất mũ phớt. Da động vật được ngâm vào trong dung dịch
màu da cam của hợp chất nitrat thủy ngân, Hg(NO3)2•2H2O. Công nghệ này
tách lông ra khỏi da động vật và cuộn chúng lại với nhau. Dung dịch này và
hơi của nó rất độc. Việc sử dụng chất này đã làm cho một loạt các nhà sản
xuất mũ ngộ độc thủy ngân. Triệu chứng của nó là run tay chân, dễ xúc cảm,
mất ngủ, hay quên và ảo giác. Tháng 12 năm 1941, Dịch vụ sức khỏe cộng
đồng Mỹ đã cấm sử dụng thủy ngân trong sản xuất mũ.
Nha khoa
Thủy ngân nguyên tố là thành phần chính trong hỗn hống nha khoa. Tranh
luận xung quanh các ảnh hưởng sức khỏe từ việc sử dụng hỗn hống thủy
ngân bắt đầu kể từ khi nó được đưa vào sử dụng ở phương Tây, khoảng 200
năm trước. Năm 1843, Hiệp hội các nha sĩ Mỹ, lo ngại về ngộ độc thủy ngân,
đã yêu cầu các thành viên ký cam kết bảo đảm không sử dụng hỗn hống.
Năm 1859, Hiệp hội nha khoa Mỹ (ADA) đã được các nha sĩ (tin rằng hỗn
hống là an toàn và hiệu quả) thành lập. ADA, "tiếp tục tin rằng hỗn hống là
lựa chọn có giá trị, an toàn đối với các bệnh nhân nha khoa" như đã viết ra
trong tuyên bố về hỗn hống nha khoa] của họ. Năm 1993, Dịch vụ sức khỏe
cộng đồng Mỹ báo cáo rằng "việc bơm hỗn hống giải phóng một lượng nhỏ
hơi thủy ngân", nhưng nhỏ tới mức nó "không chỉ ra to các hiệu ứng bất lợi
Page 755 of 970
cho sức khỏe nào". Năm 2002, California trở thành bang đầu tiên cấm sử
dụng việc bơm hỗn hống trong tương lai(có hiệu lực từ năm 2006). Cho đến
thời điểm năm 2005, tranh cãi xung quanh hỗn hống nha khoa vẫn còn tiếp
diễn.
Y tế
Thủy ngân đã được sử dụng để chữa bệnh trong hàng thế kỷ. Clorua thủy
ngân (I) và clorua thủy ngân (II) là những hợp chất phổ biến nhất. Thủy ngân
được đưa vào điều trị giang mai sớm nhất vào thế kỷ 16, trước khi có các
chất kháng sinh. "Blue mass", viên thuốc nhỏ chứa thủy ngân, đã được kê
đơn trong suốt thế kỷ 19 đối với hàng loạt các triệu chứng bệnh như táo bón,
trầm cảm, sinh đẻ và đau răng. Trong đầu thế kỷ 20, thủy ngân được cấp phát
cho trẻ em hàng năm như là thuốc nhuận tràng và tẩy giun. Nó là bột ngậm
cho trẻ em và một số vacxin có chứa chất bảo quản Thimerosal (một phần là
etyl thủy ngân) kể từ những năm 1930. Clorua thủy ngân (II) là chất tẩy trùng
đối với các bác sĩ, bệnh nhân và thiết bị.
Thuốc và các thiết bị chứa thủy ngân tiềm ẩn nhiều nguy hiểm, mặc dù chúng
đã được sử dụng rộng rãi trong quá khứ. Nhiệt kế và huyết áp kế chứa thủy
ngân đã được phát minh trong thế kỷ 18 và 19, trong đầu thế kỷ 21, việc sử
dụng chúng đã giảm và bị cấm ở một số quốc gia, khu vực và trường đại học.
Năm 2002, Thượng viện Mỹ đã thông qua sắc luật cấm bán nhiệt kế thủy
ngân không theo đơn thuốc. Năm 2003, Washington và Maine trở thành các
bang đầu tiên cấm các thiết bị đo huyết áp có chứa thủy ngân. Năm 2005, các
hợp chất thủy ngân được tìm thấy ở một số dược phẩm quá mức cho phép, ví
dụ các chất tẩy trùng cục bộ, thuốc nhuận tràng, thuốc mỡ trên tã chống hăm,
các thuốc nhỏ mắt hay xịt mũi. Cục quản lý thuốc và thực phẩm (FDA) có
"dữ liệu không đủ để thiết lập sự thừa nhận chung về tính an toàn và hiệu
quả" của thành phần thủy ngân trong các sản phẩm này.
Phổ biến
Quặng thủy ngân
Là một nguyên tố hiếm trong vỏ Trái Đất, thủy
ngân được tìm thấy hoặc như là kim loại tự
nhiên (hiếm thấy) hay trong thần sa, corderoit,
Page 756 of 970
livingstonit và các khoáng chất khác với chu sa (HgS) là quặng phổ biến

nhất. Khoảng 50% sự cung cấp toàn cầu đến từ Tây Ban Nha và Ý, và phần
lớn số còn lại từ Slovenia, Nga và Bắc Mỹ. Kim loại thu được bằng cách đốt
nóng chu sa trong luồng không khí và làm lạnh hơi thoát ra.
Hợp chất
Các muối quan trọng nhất là:
 Clorua thủy ngân (I) (calomen và đôi khi vẫn được sử dụng trong y học).
 Clorua thủy ngân (II) (là một chất có tính ăn mòn mạnh, thăng hoa và là
chất độc cực mạnh)
 Fulminat thủy ngân, (ngòi nổ sử dụng rộng rãi trong thuốc nổ),
 Sulfua thủy ngân (II) (màu đỏ thần sa là chất màu chất lượng cao),
 Selenua thủy ngân (II) chất bán dẫn,
 Telurua thủy ngân (II) chất bán dẫn và
 Telurua cadmi thủy ngân là những vật liệu dùng làm đầu dò tia hồng
ngoại.
Các hợp chất hữu cơ của thủy ngân cũng là quan trọng. Các thí nghiệm trong
phòng thí nghiệm cho thấy sự phóng điện làm cho các khí trơ kết hợp với hơi
thủy ngân. Các hợp chất này được tạo ra bởi các lực van der Waals và kết quả
là các hợp chất như HgNe, HgAr, HgKr và HgXe. Methyl thủy ngân là hợp
chất rất độc, là chất gây ô nhiễm thủy sinh vật.
Đồng vị
Có 7 đồng vị ổn định của thủy ngân với 202Hg là phổ biến nhất (29,86%). Các
đồng vị phóng xạ bền nhất là 194Hg với chu kỳ bán rã 444 năm, và 203Hg với
chu kỳ bán rã 46,612 ngày. Phần lớn các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 1 ngày.
Vấn đề môi trường
Page 757 of 970

Lượng thủy ngân trong khí quyển ở

sông băng Fremont trong 270 năm
qua
Tỷ lệ lắng đọng của thủy ngân
trước thời kỳ công nghiệp từ khí
quyển có thể nằm trong khoảng
4ng/L ở miền tây nước Mỹ. Mặc dù
có thể coi nó như là mức phơi
nhiễm tự nhiên, nhưng nó có ảnh
hưởng đáng kể. Sự phun trào núi
lửa có thể tăng nồng độ trong khí
quyển từ 4 – 6 lần. [1]
Thủy ngân đi vào môi trường như
một chất gây ô nhiễm từ các ngành
công nghiệp khác nhau:
 Các xí nghiệp sử dụng than làm

nhiên liệu là nguồn lớn nhất
(40% trong khí thải của Mỹ
năm 1999, tuy nhiên đã giảm
khoảng 85%). [2]
 Các công nghệ trong công
nghiệp:
 Sản xuất clo, thép, phốtphat & vàng
 Luyện kim
 Sản xuất & sửa chữa các thiết bị điện tử
 Việc đốt hay vùi lấp các chất thải đô thị
 Các ứng dụng y học, kể cả trong quá trình sản xuất và bảo quản vacxin.
 Nha khoa
 Công nghiệp mỹ phẩm
 Các thí nghiệm trong phòng thí nghiệm liên quan đến các hợp chất của
thủy ngân và lưu huỳnh.
Page 758 of 970

Thủy ngân cũng đi vào môi trường theo đường xử lý một số sản phẩm nào
đó. Các sản phẩm có chứa thủy ngân bao gồm: các bộ phận của ô tô, pin, đèn
huỳnh quang, các sản phẩm y tế, nhiệt kế và máy điều nhiệt.[3]. Vì các vấn
đề liên quan tới sức khỏe (xem dưới đây), các cố gắng giảm sử dụng các chất
độc là cắt giảm hoặc loại bỏ thủy ngân trong các sản phẩm đó. Ví dụ, phần
lớn các nhiệt kế sử dụng rượu nhuộm màu thay cho thủy ngân. Các nhiệt kế
thủy ngân thỉnh thoảng vẫn được sử dụng trong y khoa hay các ứng dụng
khoa học do chúng có độ chính xác cao hơn của nhiệt kế rượu và có khoảng
đo cao hơn, mặc dù cả hai đang được thay thế dần bằng các nhiệt kế điện tử.
Một trong những thảm họa công nghiệp tồi tệ nhất trong lịch sử là thải các
hợp chất thủy ngân vào vịnh Minamata, Nhật Bản. Tập đoàn Chisso, một nhà
sản xuất phân hóa học và sau này là công ty hóa dầu, đã bị phát hiện là chịu
trách nhiệm cho việc gây ô nhiễm vịnh này từ năm 1932 đến 1968. Người ta
ước tính rằng trên 3.000 người đã có những khuyết tật nào đó hay có triệu
chứng ngộ độc thủy ngân nặng nề hoặc đã chết vì ngộ độc nó, từ đó nó trở
thành nổi tiếng với tên gọi thảm họa Minamata.
Các hiệu ứng sức khỏe & môi trường

Thủy ngân nguyên tố lỏng là ít độc, nhưng hơi, các hợp chất và muối của nó
là rất độc và là nguyên nhân gây ra các tổn thương não và gan khi con người
tiếp xúc, hít thở hay ăn phải. Nguy hiểm chính liên quan đến thủy ngân
nguyên tố là ở STP, thủy ngân có xu hướng bị ôxi hóa tạo ra Ôxít thủy ngân -
khi bị rớt xuống hay bị làm nhiễu loạn, thủy ngân sẽ tạo thành các hạt rất
nhỏ, làm tăng diện tích tiếp xúc bề mặt một cách khủng khiếp.
Thủy ngân là chất độc tích lũy sinh học rất dễ dàng hấp thụ qua da, các cơ
quan hô hấp và tiêu hóa. Các hợp chất vô cơ ít độc hơn so với hợp chất hữu
cơ của thủy ngân. Cho dù ít độc hơn so với các hợp chất của nó nhưng thủy
ngân vẫn tạo ra sự ô nhiễm đáng kể đối với môi trường vì nó tạo ra các hợp
chất hữu cơ trong các cơ thể sinh vật.
Một trong những hợp chất độc nhất của nó là đimêtyl thủy ngân, là độc đến
đến mức chỉ vài micrôlít rơi vào da có thể gây tử vong. Một trong những mục
tiêu chính của các chất độc này là enzym pyruvat dehiđrôgenat (PDH).
Enzym bị ức chế hoàn toàn bởi một vài hợp chất của thủy ngân, thành phần
Page 759 of 970

gốc axít lipoic của phức hợp đa enzym liên kết với các hợp chất đó rất bền và
vì thế PDH bị ức chế.
Chứng bệnh Minamata là một dạng ngộ độc thủy ngân. Thủy ngân tấn công
hệ thần kinh trung ương và hệ nội tiết và ảnh hưởng tới miệng, các cơ quai
hàm và răng. Sự phơi nhiễm kéo dài gây ra các tổn thương não và gây tử
vong. Nó có thể gây ra các rủi ro hay khuyết tật đối với các thai nhi. Không
khí ở nhiệt độ phòng có thể bão hòa hơi thủy ngân cao hơn nhiều lần so với
mức cho phép, cho dù nhiệt độ sôi của thủy ngân là không thấp.
Thông qua quá trình tích lũy sinh học mêtyl thủy ngân nằm trong chuỗi thức
ăn, đạt đến mức tích lũy cao trong một số loài như cá ngừ. Sự ngộ độc thủy
ngân đối với con người là kết quả của việc tiêu thụ lâu dài một số loại lương
thực, thực phẩm nào đó. Các loài cá lớn như cá ngừ hay cá kiếm thông
thường chứa nhiều thủy ngân hơn các loài cá nhỏ, do thủy ngân tích lũy tăng
dần theo chuỗi thức ăn.
Các nguồn nước tích lũy thủy ngân thông qua quá trình xói mòn của các
khoáng chất hay trầm tích từ khí quyển. Thực vật hấp thụ thủy ngân khi ẩm
ướt nhưng có thể thải ra trong không khí khô [4]. Thực vật và các trầm tích
trong than có các nồng độ thủy ngân dao động mạnh.
Êtyl thủy ngân là sản phẩm phân rã từ chất chống khuẩn thimerosal và có
hiệu ứng tương tự nhưng không đồng nhất với mêtyl thủy ngân.
Cảnh báo & Quy định

Thủy ngân cần được tiếp xúc một cách cực kỳ cẩn thận. Các đồ chứa thủy
ngân phải đậy nắp chặt chẽ để tránh rò rỉ và bay hơi. Việc đốt nóng thủy ngân
hay các hợp chất của nó phải tiến hành trong điều kiện thông gió tốt và người
thực hiện phải đội mũ có bộ lọc khí. Ngoài ra, một số ôxít có thể bị phân tích
thành thủy ngân, nó có thể bay hơi ngay lập tức mà không để lại dấu vết.
Vì các ảnh hưởng tới sức khỏe trong phơi nhiễm thủy ngân, các ứng dụng
thương mại và công nghiệp nói chung được điều tiết ở các nước công nghiệp.
Tổ chức y tế thế giới(WHO), OSHA và NIOSH đều thống nhất rằng thủy
ngân là nguy hiểm nghề nghiệp và đã thiết lập các giới hạn cụ thể cho các
phơi nhiễm nghề nghiệp. Ở Mỹ, giới hạn thải ra môi trường được EPA quy
định.
Page 760 of 970

 Tóm tắt:
Thủy ngân, 80Hg
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Thủy ngân, Hg
Phiên âm /ˈmɜrkjəri/
or /ˈmɜrkəri/ MER-k(y)ə-ree
alternatively /ˈkwɪksɪlvər/
or /haɪˈdrɑrdʒɪrəm/ hye-DRAR-ji-rəm
Hình dạng Ánh bạc, phát sáng với ánh sáng xanh khi ở thể plasma
Thủy ngân trong bảng tuần hoàn
Cd
↑
Hg
↓
Cn
Page 761 of 970

Vàng ← Thủy ngân → Tali
Số nguyên 80
tử (Z)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 12, d
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình [Xe] 4f14 5d10 6s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 2

Màu sắc Ánh bạc
Trạng thái vật Chất lỏng
chất
Nhiệt độ nóng 234,32 K (-38,83 °C, -37,89 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 629,88 K (356,73 °C, 674,11 °F)
Mật độ
13,534 g·cm−3
nóng chảy
Áp suất hơi
Page 762 of 970

P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k

ở T (K) 315 350 393 449 523 629

Trạng thái ôxy 4, 2 (mercuric), 1 (mercurous)Bazơ nhẹ
hóa
Năng lượng ion Thứ nhất: 1007,1 kJ·mol−1
hóa Thứ hai: 1810 kJ·mol−1
hoá trị
kết cộng hóa trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Ba phương
thể
Vận tốc âm (Lỏng, 20 °C) 1451,4 m·s−1

thanh
Độ giãn nở 60,4 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Điện trở suất (25 °C) 961n Ω·m
CAS

194 194
Hg Tổng hợp 444 năm ε 0.040 Au
195 195
Hg Tổng hợp 9,9 giờ ε 1.510 Au
Page 763 of 970

196 196
Hg 0.15% Hg ổn định với 116 neutron
197 197
Hg Tổng hợp 64,14 giờ ε 0.600 Au
198 198
199 199
200 200
201 201
202 202
203
Hg Tổng hợp 46,612 ngày β− 0.492 203
Tl
204 204
82. Tali (Tl)

Tali là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu
Tl và số nguyên tử bằng 81.
Nó có màu xám của kim loại yếu, trông giống thiếc nhưng thay đổi màu khi
tiếp xúc với không khí. Tali rất độc và đã được dùng trong thuốc diệt chuột
và côn trùng. Tuy nhiên các thuốc này gây ung thư và đã bị đình chỉ hay hạn
chế tại một số nước. Nó cũng được dùng trong các máy dò hồng ngoại.
Thuộc tính
Kim loại này rất mềm, dễ dát mỏng, có thể cắt bằng dao. Khi cho tiếp xúc lần
đầu với không khí, Tali lúc đầu có sắc sáng bóng đặc trưng của kim loại,
nhưng nhanh chóng bị mờ xỉn đi thành màu xám xanh do bị ôxi hóa giống
như chì. Nó có thể được bảo quản chống ôxi hóa bằng cách ngâm trong dầu
lửa hay dầu khoáng. Nếu để trong không khí lâu, một lớp ôxít rất dày sẽ hình
thành trên bề mặt khối tali. Nếu có thêm nước, lớp hiđrua tali sẽ hình thành.
Ứng dụng
 Hợp chất sulfat tali từng được dùng làm thuốc diệt chuột và côn trùng do

rất độc và không mùi, không vị. Tuy nhiên nó có thể ảnh hưởng đến sức
khỏe con người và đã bị cấm ở một số nước.
Page 764 of 970

 Độ dẫn điện của hợp chất sulfua tali, đặc biệt Tl2S, thay đổi khi được
chiếu tia hồng ngoại, do vậy có thể được dùng chế tạo quang trở hồng
ngoại.
 Các tinh thể brômua tali-iốtua tali trong suốt đối với tia hồng ngoại, được
dùng làm các thiết bị quang học sử dụng tia hồng ngoại, ví dụ các cửa sổ
trước máy thu hồng ngoại.
 Ôxít tali được dùng để chế tạo kính có chiết suất cao.
 Tali được pha với selen trong vật liệu bán dẫn chế tạo các điốt dành cho
bộ nắn dòng.
 Tali dùng trong các dụng cụ thu tia gamma.
 Tali được dùng trong các chất lỏng nặng để lọc khoáng sản theo phương
pháp chìm - nổi.
 Có thể dùng điều trị một số bệnh da liễu. Nhưng việc áp dụng bị hạn chế
do tính độc của tali.
 Đồng vị phóng xạ tali-201 được dùng trong chẩn đoán radio trong y học
hạt nhân.
 Khi kết hợp với lưu huỳnh, Selen hay Asen, Tali có thể dùng để chế tạo
kính quang học mật độ cao có điểm nóng chảy thấp (125 đến 150°C). Các
kính này có tính chất như kính thường ở nhiệt độ thông thường, nhưng rất
bền, không tan trong nước và có chiết suất đồng nhất.
 Tali được dùng trong chế tạo vật liệu siêu dẫn nhiệt độ cao cho các ứng
dụng như chụp cộng hưởng từ, lưu giữ năng lượng từ, lực đẩy từ, sản xuất
điện năng và truyền điện.
 Trong nhiệt kế: Pha trộn thủy ngân (91,5%) và Tali (8,5%) tạo nên thể
cùng tinh lỏng cho đến nhiệt độ -60°C. Hỗn hợp này được dùng trong
nhiệt kế cho những vùng rất lạnh.
Lịch sử
Tali (xuất phát từ tiếng Hy Lạp thallos nghĩa là "nhánh cây non màu xanh lá
cây") được phát hiện bởi William Crookes năm 1861 tại nước Anh khi ông
đang nghiên cứu quang phổ phát xạ của chất Telua trong một mẫu axít
sulfuric của thực vật. Quang phổ vạchmàu xanh lá cây sáng của tali đã khiến
Crookes đặt tên nó như vậy. Năm 1862 cả Crookes và Claude - Auguste
Lamy đều, độc lập với nhau, tách được kim loại này ra từ hợp chất của nó.
Page 765 of 970

Độ phổ biến
Trong vỏ Trái Đất Tali chiếm tỷ lệ 0,7mg/kg, thuộc loại tương đối phổ biến,
chủ yếu liên kết với khoáng chất Kali trong bùn, đất, và đá granít nhưng
thường khó chiết tách thương mại được từ các nguồn này. Nguồn Tali thương
mại lấy từ sản phẩm phụ của các quặng đồng, chì, thiếc,...
Đồng vị
Tali có 25 đồng vị với khôi lượng nguyên tử từ 184 đến 210. Chỉ có Tl–203
và Tl–205 là các đồng vị bền. Tl–204 là đồng vị phóng xạ bền nhất có chu kỳ
bán rã là 3,78 năm.
Cảnh báo
Tali và các hợp chất của nó rất độc, cần cẩn trọng khi làm việc với chúng.
Độc tính của Tali là khả năng thay Kali trong cơ thể, làm ngưng trệ nhiều
hoạt động tế bào. Một số triệu chứng đặc trưng của nhiễm độc Tali là rụng
tóc, tổn thương thần kinh ngoại biên. Tali là một chất có thể gây ung thư.
Cần có thông gió tốt khi nấu chảy kim loại này. Việc tiếp xúc với các dung
dịch Tali không được vượt 0,1 mg trên m2 da trong trung bình 8 tiếng mỗi
ngày.
 Tóm tắt:
Tali, 81Tl
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Tali, Tl
Phiên âm /ˈθæliəm/
THAL-ee-əm
Page 766 of 970

Tali trong bảng tuần hoàn
In
↑
Tl
↓
Nh
Thủy ngân ← Tali → Chì
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p1
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 3

Nhiệt độ sôi 1746 K (1473 °C, 2683 °F)
Mật độ 11,85 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Page 767 of 970


Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 882 977 1097 1252 1461 1758

cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác


Mohs
Brinell
Page 768 of 970

203 203
Tl 29.524% Tl ổn định với 122 neutron
204
Tl Tổng hợp 3,78 năm) β− 0.764 204
Pb
204
ε 0.347 Hg
205 205
Tl 70.476% Tl ổn định với 124 neutron
82. Chì (Pb)

Chì là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn hóa học viết tắt là Pb
(Latin: Plumbum) và có số nguyên tử là 82.Chì có hóa trị phổ biến là II, có
khi là IV. Chì là một kim loại mềm, nặng, độc hại và có thể tạo hình. Chì có
màu trắng xanh khi mới cắt nhưng bắt đầu xỉn màu thành xám khi tiếp xúc
với không khí. Chì dùng trong xây dựng, ắc quy chì, đạn, và là một phần của
nhiều hợp kim. Chì có số nguyên tố cao nhất trong các nguyên tố bền.
Khi tiếp xúc ở một mức độ nhất định, chì là chất độc đối với động vật cũng
như con người. Nó gây tổn thương cho hệ thần kinhvà gây ra rối loạn não.
Tiếp xúc ở mức cao cũng gây ra rối loạn máu ở động vật. Giống với thủy
ngân, chì là chất độc thần kinhtích tụ trong mô mềm và trong xương. Nhiễm
độc chì đã được ghi nhận từ thời La Mã cổ đại, Hy Lạp cổ đại, và Trung
Quốc cổ đại.
Lịch sử
Sản lượng chì thế giới đạt đỉnh trong
giai đoạn La Mã cổ đại và tăng cao
trong cuộc cách mạng công nghiệp.[1]
Page 769 of 970

Các thỏi chì ở Anh thuộc La Mã

được trưng bày ở bảo tàng Wells và
Mendip
Chì từng được sử dụng phổ biến hàng ngàn năm trước do sự phân bố rộng rãi
của nó, dễ chiết tách và dễ gia công. Nó dễ dát mỏng và dễ uốn cũng như dễ
nung chảy. Các hạt chì kim loại có tuổi 6400 TCN đã được tìm thấy ở
Çatalhöyük, Thổ Nhĩ Kỳ ngày nay.[2] Vào đầu thời kỳ đồ đồng, chì được sử
dụng cùng với antimon và asen.
Nhà sản xuất chì lớn nhất trước thời kỳ công nghiệp là nền kinh tế La Mã,
với sản lượng hàng năm 80.000 tấn, đặc biệt chúng là phụ phẩm của quá trình
nung chảy bạc.[1][3][4] Hoạt động khai thác mỏ của La Mã diễn ra ở Trung Âu,
Anh thuộc La Mã, Balkans, Hy Lạp, Tiểu Á; riêng ở Hispania chiếm 40% sản
lượng toàn cầu.[1]
Các ống chì La Mã thường khảm lên phù hiệu của các hoàng đế La Mã.
Đường ống dẫn nước bằng chì ở Tây Latin có thể đã được duy trì vượt qua
thời kỳ Theodoric Đại đế tới tận thời Trung Cổ.[5] Một số thỏi chì La Mã
tượng trưng cho lịch sử khai thác chì Derbyshire và trong lịch sử công nghiệp
của các trung tâm kinh tế ở Anh khác. Người La Mã cũng sử dụng chì nóng
chảy để giữ các chân trụ sắt gắn kết với các khối đá vôilớn ở các nhà thờ nhất
định. Trong giả kim thuật, chì từng được cho là kim loại cổ nhất và liên quan
đến Sao Thổ. Các nhà giả kim thuật sử dụng biểu tượng của Sao Thổ (♄) để
ám chỉ chì.
Ký hiệu của chì Pb là chữ viết tắt từ tên tiếng Latin plumbum nghĩa là kim
loại mềm; có nguồn gốc từ plumbum nigrum ("plumbum màu đen"), trong
khi plumbum candidum(nghĩa là "plumbum sáng màu") là thiếc.

Chì có màu trắng bạc và sáng, bề mặt cắt còn tươi của nó xỉ nhanh trong
không khí tạo ra màu tối. Nó là kim loại màu trắng xanh, rất mềm, dễ uốn và
Page 770 of 970
nặng, và có tính dẫn điện kém so với các kim loại khác. Chì có tính chống ăn
mòn cao, và do thuộc tính này, nó được sử dụng để chứa các chất ăn mòn
(như axit sulfuric). Do tính dễ dát mỏng và chống ăn mòn, nó được sử dụng
trong các công trình xây dựng như trong các tấm phủ bên ngoài các khới lợp.
Chì kim loại có thể làm cứng bằng cách thêm vào một lượng nhỏ antimony,
hoặc một lượng nhỏ các kim loại khác như canxi.
Chì dạng bột cháy cho ngọn lửa màu trắng xanh. Giống như nhiều kim loại,
bộ chì rất mịn có khả năng tự cháy trong không khí.[6] Khói độc phát ra khi
chì cháy.

Các dạng ôxi hóa khác nhau của chì dễ dàng bị khử thành kim loại. Ví dụ như
khi nung PbO với các chất khử hữu cơ như glucose. Một hỗn hợp ôxít và
sulfua chì nung cùng nhau cũng tạo thành kim loại.[7]
0
2PbO + PbS 
t
 3Pb↓ + SO2↑
Chì kim loại chỉ bị ôxi hóa ở bề ngoài trong không khí tạo thành một lớp chì
ôxít mỏng, chính lớp ôxít này lại là lớp bảo vệ chì không bị ôxi hóa tiếp. Chì
kim loại không phản ứng với các axit sulfuric hoặc clohydric. Nó hòa tan
trong axit nitric giải phóng khí nitơ ôxít và tạo thành dung dịch chứa
Pb(NO3)2.
3Pb + 8H+ + 8NO−3 → 3Pb2+ + 6NO−3 + 2NO↑ + 4H2O
Khi nung với các nitrat của kim loại kiềm, chì bị ôxi hóa thành PbO, và kim
loại kiềm nitrat. PbO đặc trưng cho mức ôxi hóa +2 của chì. Nó hòa tan trong
axit nitric và acetic tạo thành các dung dịch có khả năng kết tủa các muối của
chì sulfat, cromat, cacbonat (PbCO3), và Pb3(OH)2(CO3)2. Chì sulfua cũng có
thể được kết tủa từ các dung dịch acetat. Các muối này đều rất kém hòa tan
trong nước. Trong số các muối halua, iodua là ít hòa tan hơn bromua, và
bromua ít hòa tan hơn clorua.[8]
Chì (II) ôxít cũng hòa tan trong các dung dịch hydroxit kim loại kiềm để tạo
thành muối plumbit tương ứng.[7]
PbO + 2OH− + H2O → Pb(OH)2−4
Clo hóa các dung dịch muối trên sẽ tạo ra chì có trạng thái ôxi hóa +4.
Page 771 of 970

Pb(OH)2−4 + Cl2 → PbO2 + 2Cl− + 2H2O

Chì diôxit là một chất ôxi hóa mạnh. Muối clo ở trạng thái ôxi hóa này khó
được tạo ra và dễ bị phân hủy thành chì (II) clorua và khí clo. Muối iodua và
bromua của chì (IV) không tồn tại.[8] Chì dioxit hòa tan trong các dung dịch
hydroxit kim loại kiềm để tạo ra các muối plumbat tương ứng.[7]
PbO2 + 2OH− + 2H2O → Pb(OH)2−6
Chì cũng có trạng thái ôxi hóa trộn lẫn giữa +2 và +4, đó là chì đỏ (Pb3O4).
Chì dễ dàng tạo thành hợp kim đồng mol với kim loại natri, hợp kim này
phản ứng với các alkyl halua tạo thành các hợp chất hữu cơ kim loại của chì
như tetraethyl chì.[9]
Các phức chất với clo

Các hợp chất chì (II) tạo một loạt các phức chất với ion clorua, với sự hình thành của chúng
làm thay đổi sự ăn mòn hóa học của chì. Quá trình này sẽ hạn chế khả năng hòa tan của chì trong
môi trường mặn.
Hằng số cân bằng của các dung dịch phức chì clorua ở 25°C[10]
Pb2+ + Cl− → PbCl+ K1 = 12,59
PbCl+ + Cl− → PbCl2 K2 = 14,45
PbCl2 + Cl− → PbCl3− K3 = 3,98 ×10−1
PbCl3− + Cl− → PbCl42− K4 = 8,92 × 10−2
Các biểu đồ pha hòa tan của chì

Chì (II) sulfat có khả năng hòa tan kém, như thể hiện trên biểu đồ pha khi
thêm SO42− vào dung dịch 0,1M Pb2+. pH của dung dịch là 4,5, và khi lớn hơn
giá trị đó, nồng độ Pb2+ có thể không bao giờ đạt đến 0,1 M do sự tạo thành
Page 772 of 970
Pb(OH)2. Quan sát sự hòa tan của Pb2+ giảm 10.000 lần khi SO42− đạt đến
0,1M.
Đồ thị biểu diễn nồng độ dung dịch

Biểu đồ biểu diễn chì trong dung dịch
của Pb2+ hòa tan biến thiên theo
sulfat
SO42−
Khi thêm clorua vào có thể làm giảm khả năng hòa tan của chì, mặc dù trong
dung dịch giàu clorua (như aqua regia) thì chì có thể hòa tan trở lại ở dạng
anion phức - clo.
Page 773 of 970

Đồ thị biểu diễn khả năng hòa tan của

chì trong dung dịch cloura. Biểu đồ biểu diễn chì trong dung dịch
Các giá trị nồng độ chì được biểu diễn clorua (0,1M)
theo tổng clorua.
Đồng vị
Một đồng vị phân rã từ phóng xạ phổ biến là 202Pb, có chu kỳ bán rã là 53.000
năm.[11]
Tất cả các đồng vị của chì, trừ chì 204, có thể được tìm thấy ở dạng các sản
phẩm cuối của quá trình phân rã phóng xạ của các nguyên tố nặng hơn như
urani và thori.
Phân bố
Các mỏ clastic và cacbonat chứa chì và kẽm
Chì kim loại có tồn tại trong tự nhiên nhưng
ít gặp. Chì thường được tìm thấy ở dạng
quặng cùng với kẽm, bạc, và (phổ biến nhất)
đồng, và được thu hồi cùng với các kim loại
Page 774 of 970
này. Khoáng chì chủ yếu là galena (PbS), trong đó chì chiếm 86,6% khối
lượng. Các dạng khoáng chứa chì khác như cerussite (PbCO3) và anglesite
(PbSO4).
Chế biến quặng

Quặng chì galena
Hầu hết quặng chì chứa ít hơn 10% chì, và các quặng
chứa ít nhất 3% chì có thể khai thác có hiệu quả kinh
tế. Quặng được nghiền và cô đặc bằng tuyển nổi bọt
thông thường đạt đến 70% hoặc hơn. Các quặng
sulfua được thiêu kết chủ yếu tạo ra chì ôxit và một
hỗn hợp sulfat và silicat của chì và các kim loại khác
có trong quặng.[12]
Chì ôxít từ quá trình thiêu kết được khử trong lò cao bằng than cốc.[13] Quá
trình này chuyển hầu hết chì thành dạng kim loại. Ba lớp khác tách biệt nhau
trong quá trình này và nổi lên đỉnh của chì kim loại. Chúng là xỉ (silicat chứa
1,5% chì), matte (sulfua chứa 15% chì), và speiss (asenua của sắt và đồng).
Các chất thải này chứa chì, kẽm, cadimi, và bitmut ở các mức hàm lượng có
thể được thu hồi một cách có kinh tế.[12]
Chì kim loại tạo ra từ các quá trình thiêu kết và lò cao vẫn chứa một hàm
lượng đáng kể các tạp chất asen, antimon, bitmut, kẽm, đồng, bạc và vàng.
Dung dịch nóng chảy được xử lý trong lò lửa quặt với không khí, hơi nước và
lưu huỳnh để ôxi hóa các tạp chất, trừ bạc, vàng và bitmut. Các tạp chất đã bị
ôxi hóa sẽ bị loại bỏ khi chúng nổi lên đỉnh.[12][14]
Hầu hết các quặng chì chứa một lượng đáng kể bạc, và kim loại nóng chảy
cũng chứa bạc ở dạng tạp chất. Bạc kim loại cũng như vàng bị loại ra và được
thu hồi bằng phương pháp Parkes.[7][12][14]
Chì sau khi được tách bạc ra sẽ tiếp tục loại bỏ bitmut bằng phương pháp
Betterton - Kroll bằng cách xử lý hỗn hợp chì với canxi và magiê kim loại để
loại bỏ bitmut.[12][14]
Chì rất tinh khiết có thể được thu hồi bằng quá trình điện phân chì nóng chảy
theo phương pháp Betts. Phương pháp điện phân này sử dụng anốt là chì
không tinh khiết và catốt là chì tinh khiết trong một bể điện phân với chất
điện li là chì fluorosilicat (PbSiF6) và axit hexafluorosilicic (H2SiF6).[12][14]
Page 775 of 970
Sản xuất và tái chế

Một mẫu chì
Sản xuất và tiêu thụ chì đang tăng trên toàn thế giới.
Tổng sản lượng hàng năm vào khoảng 8 triệu tấn;
khoảng phân nửa được sản xuất từ tái chế. Đến năm
2008, các nước sản xuất chì dẫn đầu là Úc, Trung
Quốc, Hoa Kỳ, Peru, Canada, Mexico, Thụy Điển,
Morocco, Nam Phi và Bắc Hàn.[15] Úc, Trung Quốc
và Hoa Kỳ chiếm hơn phân nửa sản lượng nguyên thủy (không tính tái chế).
[16]
Đến năm 2010, 9,6 triệu tấn chì đã được sản xuất, trong đó 4,1 triệu tấn từ
khai thác mỏ.[17]
Với tốc độ sử dụng hiện tại, nguồn cung ứng chì ước tính sẽ cạn kiệt trong
vòng 42 năm nữa.[18] Theo phân tích của Lester Brown thì ông cho rằng chì
có thể cạn kiệt trong vòng 18 năm nữa nếu tốc độ sử dụng gia tăng 2% mỗi
năm.[19] Điều này có thể cần được xem xét lại khi tính tới sự quan tâm mới
được phục hồi trong việc tái chế, và tiến bộ nhanh trong công nghệ tế bào
nhiên liệu.
Ứng dụng

Chì là thành phần chính tạo nên ắc quy, sử dụng cho xe.

Chì được sử dụng như chất nhuộm trắng trong sơn.

Chì sử dụng như thành phần màu trong tráng men đặc biệt là tạo màu đỏ
và vàng.[20]

Chì dùng làm các tấm ngăn để chống phóng xạ hạt nhân.

Chì thường được sử dụng trong nhựa PVC[21][22]
Ảnh hưởng đến sức khỏe

Chì là một kim loại độc có thể gây tổn hại cho hệ thần kinh, đặc biệt là ở trẻ
em và có thể gây ra các chứng rối loạn não và máu. Ngộ độc chì chủ yếu từ
đường thức ăn hoặc nước uống có nhiễm chì; nhưng cũng có thể xảy ra sau
Page 776 of 970
khi vô tình nuốt phải các loại đất hoặc bụi nhiễm chì hoặc sơn gốc chì.[23] Tiếp
xúc lâu ngày với chì hoặc các muối của nó hoặc các chất ôxy hóa mạnh như
PbO2) có thể gây bệnh thận, và các cơn đau bất thướng giống như đau bụng.
Đối với phụ nữ mang thai, khi tiếp xúc với chì ở mức cao có thể bị sẩy thai.
Tiếp xúc lâu dài và liên tục với chì làm giảm khả năng sinh sản ở nam giới.
[24]
Thuốc giải hoặc điều trị nhiễm độc chì là dimercaprol và succimer.
NFPA 704 Sự quan tâm đến vai trò của chì trong việc giảm nhận thức
"Biểu đồ cháy" ở trẻ em đã phổ biến rộng rãi việc giảm sử dụng nó (tiếp
xúc với chì liên quan đến giảm khả năng học).[25] Hầu hết
các trường hợp hàm lượng chì trong máu cao ở người lớn
liên quan đến nơi làm việc.[26] Hàm lượng chì trong máu cao
liên quan với tuổi dậy thì ở bé gái.[27] Ảnh hưởng của chì
cũng làm giảm vĩnh viễn khả năng nhận thức của trẻ em khi
1 tiếp xúc ở mức cực kỳ thấp.[28]
3
Trong suốt thế kỷ 20, việc sử dụng chì làm chất tạo màu
0 trong sơn đã giảm mạnh do những mối nguy hiểm từ ngộ
"Hình thoi độc chì, đặc biệt là ở trẻ em.[29][30] Vào giữa thập niên 1980,
cháy" của hạt có sự thay đổi đáng kể trong cách thức chấm dứt sử dụng
chì chì. Hầu hết sự thay đổi này là kết quả của sự tuân thủ của
người tiêu dùng Mỹ với cách quy tắc môi trường đã làm
giảm đáng kể hoặc loại hẳn việc sử dụng chì trong các sản phẩm khác
pin như gasoline, sơn, chì hàn, và hệ thống nước. Sử dụng chì đang được
Liên minh châu Âu cắt giảm theo chỉ thị RoHS. Chì vẫn có thể được tìm thấy
với lượng có thể gây hại trong gốm làm từ cát, vinyl (sử dụng làm ống và
phần cách điện của dây điện), và đồng được sản xuất tại Trung Quốc. Giữa
năm 2006 và 2007, các đồ chơi trẻ em sản xuất tại Trung Quốc đã bị thu hồi,
nguyên nhân cơ bản là sơn chứa chì được sử dụng để tạo màu cho sản phẩm.
31][32]
Các muối chì được sử dụng trong men gốm đôi khi gây ngộ độc, khi các
nước uống có tính axit như nước ép trái cây, đã làm rò rĩ các ion chì ra khỏi
men.[33] Chì (II) acetat đã từng được đế quốc La Mã sử dụng để làm cho rượu
ngọt hơn, và một số người xem đây là nguyên nhân của chứng mất trí của
một số hoàng đế La Mã.[34]
Chì làm ô nhiễm đất cũng là một vấn đề cần quan tâm, vì chì có mặt trong
các mỏ tự nhiên và cũng có thể đi vào đất thông qua sự rò rĩ từ gasoline của
Page 777 of 970
các bồn chứa dưới mặt đất hoặc các dòng thảy của sơn chứa chì hoặc từ các
nguồn của các ngành công nghiệp sử dụng chì.
Chì trong không khí có thể bị hít vào hoặc ăn sau khi nó lắng đọng. Nó bị hấp
thụ nhanh chóng vào máu và được tin là có ảnh hưởng đến hệ thần kinh trung
ương, tim mạch, thận, và hệ miễn dịch.[35]
Đặc điểm sinh hóa của ngộ độc chì
Trong cơ thể người, chì ức chế tổng hợp porphobilinogen synthase và
ferrochelatase, chống lại sự hình thành cả hai chất porphobilinogen và kết
hợp với sắt tạo thành protoporphyrin IX, giai đoạn cuối cùng trong sự tổng
hợp heme. Quá trình này làm cho sự tổng hợp heme không hiệu quả và sau
đó làm microcytic anemia.[36] Ở các mức thấp hơn, nó có vai trò tương tự như
canxi, can thiệp vào các kên ion trong quá trình truyền dẫn thần kinh. Đây là
một trong những cơ chế mà theo đó nó can thiệp vào nhận thức. Nhiễm độc
chì cấp tính được chữa trị bằng cách sử dụng dinatri canxi edetat: là canxi
chelat của muối dinatri của axit ethylene-diamine-tetracetic (EDTA). Chất
này có ái lực lớn với chì hơn là canxi và do đó tạo ra chì chelat bằng các trao
đổi ion. Chất này sau đó được bài tiết qua đường tiểu, trong khi canxi còn lại
là vô hại.[37]
Rò rỉ chì từ các bề mặt kim loại

Biểu đồ Pourbaix bên dưới cho thấy chì dễ ăn mòn trong môi trường citrat
hơn trong môi trường không tạo phức. Phần trung tâm của biểu đồ cho thấy
rằng kim loại chì bị ôxy hóa dễ dàng trong môi trường citrat hơn là trong
nước thông thường.
 Tóm tắt:
Chì, 82Pb
Page 778 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Chì, Pb
Phiên âm /ˈlɛd/ led
Chì trong bảng tuần hoàn
Sn
↑
Pb
↓
Fl
Tali ← Chì → Bitmut
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 4

Page 779 of 970

Nhiệt độ sôi 2022 K (1749 °C, 3180 °F)
Mật độ 11,34 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 978 1088 1229 1412 1660 2027

Trạng thái ôxy hóa 4, 2 Lưỡng tính
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác

Page 780 of 970


Mohs
Brinell

204
Pb 1.4% >1,4×1017năm Alpha 2.186 200
Hg
205
Pb Tổng hợp 1,53×107năm Epsilon 0.051 205
Tl
206 206
Pb 24.1% Pb ổn định với 124 neutron
207 207
208 208
210 206
Pb Tổng hợp 22,3 năm Alpha 3.792 Hg
210
Beta 0.064 Bi
83. Bismut (Bi)

Bitmut là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Bi và số
nguyên tử 83. Nó là một kim loại yếu giòn, nặng, kết tinh màu trắng ánh
hồng, có hóa trị chủ yếu là +3 và có các tính chất hóa học tương tự như asen
và antimon. Trong số các kim loại thì nó là chất có độ nghịch từ lớn nhất và
chỉ có thủy ngân là có độ dẫn nhiệt thấp hơn. Các hợp chất của bitmut không
lẫn chì đôi khi được sử dụng trong mỹ phẩm và một số ứng dụng y học.
Page 781 of 970

Tinh thể Bitmut

Nó là một kim loại giòn với sắc hồng và các vết
xỉn óng ánh nhiều màu. Trong số các kim loại
nặng, bitmut là bất thường do độ độc tính của
nó thấp hơn nhiều so với của các nguyên tố cận
kề trong bảng tuần hoàn như chì, tali và
antimon. Thông thường, nó cũng được coi là
nguyên tố có đồng vị ổn định nặng nhất, nhưng
hiện nay người ta đã biết rằng điều này không
hoàn toàn đúng (xem dưới đây). Không có kim
loại nào là nghịch từ tự nhiên nhiều hơn bitmut
(khác với tính siêu nghịch từ). Điều này diễn ra
trong dạng tự nhiên của nó và nó có trở kháng
cao. Trong số các kim loại, nó có độ dẫn nhiệt kém, chỉ hơn thủy ngân và là
kim loại có hiệu ứng Hall cao nhất. Khi cháy với ôxy, bitmut cháy với ngọn
lửa màu xanh lam và ôxít của nó tạo ra khói màu vàng.
Đã từ lâu, trên cơ sở lý thuyết người ta cho rằng bitmut là không ổn định,
nhưng chỉ đến năm 2003 thì điều này mới được chứng minh khi các nhà
nghiên cứu tại Institut d'Astrophysique Spatiale ở Orsay, Pháp đã đo đạc
được chu kỳ bán rã theo phân rã alphacủa Bi209 là 1,9 × 1019 năm, điều này có
nghĩa là bitmut là một chất phóng xạ rất chậm, với chu kỳ bán rã gấp cả hàng
tỷ lần tuổi vũ trụ mà hiện nay người ta đã ước tính. Do chu kỳ bán rã quá lớn
này, bitmut có thể coi là ổn định và không phóng xạ. Các thực phẩm thông
thường, cũng như cơ thể của chúng ta chứa một lượng đáng kể C14 có tính
phóng xạ gấp hàng nghìn lần so với bitmut. Tuy nhiên, tính phóng xạ là sự
quan tâm của giới khoa học do bitmut là một trong ít các nguyên tố mà tính
phóng xạ đã được dự báo trước trên lý thuyết, trước khi được phát hiện trong
phòng thí nghiệm.
Ứng dụng
Ôxyclorua bitmut được sử dụng nhiều trong mỹ phẩm. Subnitrat bitmut và
subcacbonat bitmut được sử dụng trong y học. Subsalicylat bitmut (Pepto -
Bismol®) được dùng làm thuốc chống bệnh tiêu chảy. [1]
Một số ứng dụng khác là:
Page 782 of 970

 Nam châm vĩnh cửu mạnh có thể được làm ra từ hợp kim bismanol

(MnBi).
 Nhiều hợp kim của bitmut có điểm nóng chảy thấp và được dùng rộng rãi
để phát hiện cháy và hệ ngăn chặn của các thiết bị an toàn cháy nổ.
 Bitmut được dùng để sản xuất thép dễ uốn.
 Bitmut được dùng làm chất xúc tác trong sản xuất sợi acrylic.
 Nó cũng dược dùng trong cặp nhiệt điện (bitmut có độ âm điện cao nhất).
 Vật chuyên chở các nhiên liệu U235 hay U233 cho các lò phản ứng hạt nhân.
 Bitmut cũng được dùng trong các que hàn. Một thực tế là bitmut và nhiều
hợp kim của nó giãn nở ra khi chúng đông đặc lại làm cho chúng trở thành
lý tưởng cho mục đích này.
 Subnitrat bitmut là thành phần của men gốm, nó tạo ra màu sắc óng ánh
của sản phẩm cuối cùng.
 Bitmut đôi khi được dùng trong sản xuất các viên đạn. Ưu thế của nó so
với chì là nó không độc, vì thế nó là hợp pháp tại Anh để săn bắn các loại
chim vùng đầm lầy.
Những năm đầu thập niên 1990, các nghiên cứu bắt đầu đánh giá bitmut là sự
thay thế không độc hại cho chì trong nhiều ứng dụng:
 Như đã nói trên đây, bitmut được sử dụng trong các que hàn; độc tính thấp
của nó là đặc biệt quan trọng cho các que hàn dùng trong các thiết bị chế
biến thực phẩm.
 Một thành phần của men gốm sứ.
 Một thành phần trong đồng đỏ.
 Thành phần trong thép dễ cắt cho các chi tiết có độ chính xác cao của máy
móc.
 Một thành phần của dầu hay mỡ bôi trơn.
 Vật liệu nặng thay chì trong các chì lưới của lưới đánh cá.
Tinh thể
Tinh thể bitmut tổng hợp
Mặc dù không được nhìn thấy nhiều
trong tự nhiên, nhưng bitmut có độ
Page 783 of 970

tinh khiết cao có thể tạo thành các tinh thể lò cò đặc trưng. Các vật tạo ra
trong phòng thí nghiệm đầy màu sắc này nói chung được bán cho những
người có sở thích sưu tập đồ kỳ dị.
Lịch sử
Bitmut (Tân Latinh bisemutum từ tiếng Đức Wismuth, có lẽ là từ weiße
Masse, "khối màu trắng") trong thời kỳ đầu đã bị nhầm lẫn với thiếc và chì
do sự tương tự của chúng. Claude Geoffroy le Jeune (Claude Geoffroy trẻ)
năm 1753 đã chỉ ra rằng kim loại này là khác hẳn chì.
Sự phổ biến
Các quặng bitmut quan trọng nhất là bitmuthinit và bitmit. Canada, Bolivia,
Nhật Bản, México và Peru là các nhà sản xuất chính. Bitmut sản xuất tại Hoa
Kỳ là sản phẩm phụ thu được từ sản xuất đồng, vàng, bạc, thiếc và đặc biệt là
chì. Năm 2000, giá trung bình của bitmut là 7,70USD trên 1kg.
 Tóm tắt:
Bismut, 83Bi
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Bismut, Bi
Phiên âm /ˈbɪzməθ/ BIZ-məth
Hình dạng Bạc bóng, ánh xà cừ khi bị ôxy hóa
Page 784 of 970

Bismut trong bảng tuần hoàn
Sb
↑
Bi
↓
Mc
Chì ← Bismut → Poloni
Số nguyên 83
tử (Z)
Khối lượng 208,98040(1)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Nhóm, phân 15, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 5

Màu sắc Bạc bóng
vật chất
Nhiệt độ nóng 544,7 K (271,5 °C, 520,7 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 1837 K (1564 °C, 2847 °F)
Mật độ 9,78 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 785 of 970
lỏng
nóng chảy
Nhiệt dung 25.52 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 941 1041 1165 1325 1538 1835

Trạng thái 3, 5 Axít nhẹ
ôxy hóa
cộng hoá trị
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Ba phương[1]
thể [[Tập tin:Ba phương[1]|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Ba phương[1] của
Bismut|Cấu trúc tinh thể Ba phương[1] của Bismut]]
thanh
Độ giãn nở 13,4 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Page 786 of 970

Mô đun 32 GPa
Young
thang Mohs
Độ cứng theo 94,2 MPa
thang Brinell
CAS

207
Bi Tổng hợp 31,55 năm ε, β+ 2.399 207
Pb
208
Bi Tổng hợp 368.000 năm ε, β+ 2.880 208
Pb
209
Bi 100% (1.9 ± 0.2) ×1019năm α 3.14 205
Tl
210m 6 210
Bi Tổng hợp 3,04×10 năm IT 0.271 Bi
84. Poloni (Po)

Poloni (tên La tinh: Polonium) là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Po và số
nguyên tử 84; đây là một nguyên tố kim loại phóng xạ cao[1]. Polonium là
kim loại có màu trắng bạc, về tính chất lý học giống với chì và bitmut. Poloni
không có đồng vị bền mà có ít nhất 25 đồng vị phóng xạ đã biết.
Một vài số liệu
 Nhiệt độ nóng chảy: 254°C

 Nhiệt độ sôi: 962°C
 Năng lượng liên kết phân tử: 812,1kJ/mol
Nguồn gốc tên gọi
Page 787 of 970

Poloni là nguyên tố phóng xạ được hai vợ chồng nhà hoá học Marie Curie và
Pierre Curie phát hiện cùng với nguyên tố phóng xạ khác là radi ở trong
quặng urani vào năm 1898. Nguyên tố được đặt tên là poloni để ghi nhớ tổ
quốc của bà Marie (polinia trong tiếng Latinh là Ba Lan). Bà muốn cho quốc
gia này được thế giới chú ý đến vì đang bị cả Nga, Phổ và Áo cai trị thời bấy
giờ.
Ứng dụng - Điều chế

Đồng vị Po210 được dùng để làm nguồn hạt alpha. Có thể điều chế trong lò
phản ứng nguyên tử (với lượng mg hoặc g) khi bắn chùm neutron vào bitmut.
Tính chất
Poloni thể hiện rõ nhất tính kim loại trong nhóm VIA, vì thế nó tác dụng
được với axit.
Đồng vị
Poloni có 33 đồng vị, tất cả chúng đều là đồng vị phóng xạ. Chúng có khối
lượng nguyên tử từ 188 đến 220u.210Po (chu kỳ bán rã 138,4 ngày) là đồng vị
phổ biến nhất. 209Po (chu kỳ bán rã 103 năm) và 208Po (chu kỳ bán rã 2,9 năm)
có thể tạo ra từ việc bắn phá hạt alpha, proton hoặc deuteron đối với chì
hoặc bismut trong máy gia tốc.
210
Po phát ra tia alpha có chu kỳ bán rã 138,4 ngày tạo ra đồng vị con bền
nhất là 206Pb. 1 mg210Po phát ra các hạt alpha/1 giây bằng với lượng hạt alpha
phát ra từ 4.5 gram 226Ra. Một ít curie (1 curie tương đương 37
gigabecquerels, 1Ci = 37GBq) của 210Po phát ra ánh sáng màu xanh do chúng
làm kích thích không khí xung quanh. Một gram 210Po sinh ra 140W năng
lượng.[2][3][4] Do nó phát ra nhiều hạt alpha, loại hạt bị ngăn chặn trong một
khoảng cách rất ngắn trong môi trường đặc và giải phóng năng lượng, 210Po
đã được sử dụng như nguồn nhiệt nhỏ để phát điện cho tế bào nhiệt điện
trong các vệ tinh nhân tạo.[5]
Trạng thái rắn

Dạng alpha của poloni rắn
Page 788 of 970
Poloni là nguyên tố phóng xạ có hai đồng phân kim loại. Đồng phân anpha là
một vì dụ duy nhất được biết đến ở dạng cấu trúc tinh thể lập phương đơn
giản trong một nguyên tử đơn, với cạnh dài 335,2 picometer; dạng beta có
cấu trúc trực thoi.[6][7][8] Cấu trúc của poloni được đặc trưng hóa bởi nhiễu xạ
tia X[9][10] và nhiễu xạ electron.[11]
210
Po (là dạng phổ biến như 238Pu) có khả năng hóa hơi để trở thành dạng khí
dễ dàng: nếu một mẫu poloni dạng này được nung trong không khí đến 55°C
(131°F), 50% của nó hóa hơi trong 45 giờ để tạo thành phân tử Po2, mặc dù
điểm nóng chảy của nó là 254°C (489°F) và điểm sôi là 962°C (1.764°F).[12]
[13][14]
Tác động sinh học - Độc tính

Polonium là rất nguy hiểm và không có vai trò y sinh học.Một đồng vị của
nguyên tố Polonium, Polonium-210 là một chất cực độc, chỉ cần một lượng
rất nhỏ cũng đủ để gây chết người. Polonium-210 gây chết người bởi nó
phóng ra hạt anpha với năng lượng đủ để làm hỏng cỗ máy gien tế bào. Nó
không được dùng cho phóng xạ y học như các đồng vị caesium-137 hoặc
cobalt-60.
Ngộ độc Polonium-210

Nạn nhân đầu tiên của chất phóng xạ Polonium chính là con gái của Bà tên
Irene Joliot Curie, kết quả của một vụ nổ trong phòng thí nghiệm. Cô Irene đã
chết 10 năm sau khi tại nạn xảy ra do chứng leukemia. Hiện tại, mức sản xuất
Polonium trên thế giới chỉ vào khoảng 100 gram với mục đích ứng dụng vào
việc khử bụi trong các kính hiển vi điện tử và trong các cân tiểu li siêu chính
xác.
Đứng về phương diện độc tố học, chất phóng xạ tạo ra những nguyên tử
(atom) có khả năng ức chế tế bào của cơ thể con người, điện hoá các tế bào
trên và sau cùng tiêu huỷ chúng. Đối với việc tiếp nhiễm do phóng xạ thiên
nhiên ở nồng độ thấp, các tế bào bị điện hoá dược cơ thể tái tạo lại sau đó, do
đó nguy cơbị ngộ độc không xảy ra.
Tuy nhiên, khi cơ thể tiếp nhiễm một số lượng lớn phóng xạ như trường hợp
của Litvinenko, cơ thể không thể tự hàn gắn và trấn áp cùng thay thế các tế
Page 789 of 970

bào đã bị huỷ diệt, từ đó nguy cơ tử vong rất cao. Các loại tế bào trong cơ thể
bị ảnh hưởng trực tiếp và bị nhiễm độc là bạch huyết cầu (white blood cell)
và tế bào sinh sản hồng huyết cầu và bạch huyết cầu.
Sự thiếu hụt tế bào trong cơ thể là chỉ dấu đầu tiên của sự ngộ độc phóng xạ;
sau đó, tế bào ruột non bị xâm nhập tạo ra sự nôn mửa kéo theo cơ thể bắt
đầu bị mất nước.
Thời gian tiếp theo, tuỳ theo cường độ bị tiếp nhiễm và thể loại phóng xạ (có
thời gian bán huỷ khác nhau), phóng xạ bắt đầu tàn phá các mô cứng và mềm
(hard and soft tissue) qua các chứng sau đây như: - nhức đầu, - hơi thở dồn
dập, - tim đập nhanh, - ho khan (không có đàm), - lồng ngực bị đau từng cơn,
- da bắt đầu chuyển sang màu xậm, - ở phần dưới da và bất cứ nơi nào trong
cơ thể đều xuất hiện những hạt máu nhỏ do các tĩnh mạch bị vỡ ra, - và
chứng thiếu máu trầm trọng xuất hiện.
Trầm trọng hơn nữa, nếu bị tiếp nhiễm nặng khoảng 10 Gray (Gy- đơn vị
phóng xạ), nạn nhân có thể mất mạng trong vòng hai đến bốn tuần lễ. Cường
độ của mức phóng xạ tiếp nhiễm cho phép chúng ta có thể ước tính được mức
nguy hai đến nạn nhân như sau: - Nếu cơ thể bị tiếp nhiễm 100 Roentgen, các
chứng
bịnh do phóng xạ bắt đầu xuất hiện; - Nếu cơ thể bị tiếp nhiễm khoảng 400
Roentgen, nửa phần cơ thể có thể bị liệt; - Nếu cơ thể bị tiếp nhiễm khoảng
100.000 Roentgen, nạn nhân bị hôn mê tức khắc và chết trong vòng một tiếng
đồng hồ.
(Đơn vị đo lường phóng xạ gồm: - Roentgen: lượng phóng xạ phóng thích do
tia gamma trong 1cm3 không khí, ký hiệu là R; - Rad: lượng phóng xạ hấp
thụ qua tiếp nhiễm. Đơn vị lầy dùng để ước tính lượng phóng xạ có trong cơ
thể; - Gray: Ký hiệu là Gy, là đơn vị chuẩn quốc tế (SI) tương đương với 100
Rad.)
Cơ chế của sự ngộ độc Polonium-210
Qua trường hợp của Litvinenko, ảnh hưởng sinh hoá học lên cơ thể của các
đồng vị phóng xạ được soi rọi rõ ràng hơn vì trước đây, những việc tiếp
nhiễm (nhiễm độc) cấp tính với liều lượng cao chỉ được diễn đạt qua tính
toán và ước tính mà thôi.
Trung tá Litvinenko là nạn nhân của một sự thanh trừng thường thấy dưới các
chế độ độc tài toàn trị như ở Liên bang Nga hiện tại. Qua bức thư trước khi
Page 790 of 970
qua đời, mặc dù không nêu đích danh Putin, nhưng mọi người đều biết ông ta
là kẽ chủ mưu chính trong cái chết nầy: “Ông (Putin) có thể thành công trong
việc làm tôi im lặng, nhưng sự im lặng sẽ đổi lấy một giá đắt cho ông. Ông đã
tự cho thấy chính ông là dã
man và sắt máu mà thế giới đã từng phê phán ông. Ông đã mặc nhiên tự nhận
là đã không tôn trọng đời sống con người, sự tự do, và bất cứ giá trị nào của
thế giới văn minh”. (cần dẫn nguồn ?)
Trở lại nguyên tố có chứa phóng xạ Polonium-210, đây là hoá chất đã từng
được dùng để chế bom nguyên tử qua tính tách rời (fission) các tia alpha.
Những tia nầy có đời sống bán huỷ (half life) là 138 ngày. Nguyên tố
Polomium-210 sau khi tách rời tất cả tia alpha, sẽ biến thành nguyên tố chì
bền vững (Lead-206) và nhân Helium cùng phóng thích ra 5,3MeV năng
lượng.
Tia alpha rất dễ dàng bị ngăn chận bởi một mảnh giấy mỏng, do đó
Polonium-210 chỉ độc hại một khi đã xâm nhập vào bên trong cơ thể qua
đường khí quản hoặc thực quản mà thôi.
Nếu Litvinenko uống vào 1ug Po-210 dưới dạng muối citrate hay chloride
(đã được các nhà khoa học phỏng đoán), thì có khoảng 3.1015 (3 ngàn ức)
đồng vị phóng xạ đã vào cơ thể ông ta, một lượng đồng vị đủ để cho hàng
trăm đồng vị kết hợp với mỗi tế bào của cơ thể. Ở mỗi điểm đến của tia
alpha, chúng để lại một số năng lượng lớn trong một vùng nhỏ của tế bào,
căn cứ vào kết quả nghiên cứu của GS Roger Howell thuộc Đại học Y khoa.
Mỗi tia alpha sẽ ngăn cách tế bào tạo thành một chuỗi gốc (radical) lần lần
thiêu huỷ protein của cơ thể cũng như gây thương tổn đến các chuỗi DNA.
Litvinenko qua đời sau 22 ngày bị đầu độc, theo TS Wiley Jr. thuộc
Radiation Emergency Assistance Center, Tennessee, có lẽ đến từ nguyên do
là các tia alpha đã phá huỷ các tế bào gốc (stem) trong tuỷ bộ (bone marrow).
Hiện tượng này làm mất sự cân bằng của số lượng hồng huyết cầu và ảnh
hưởng đến các tế bào trong hệ miễn nhiễm của cơ thể.
Phương pháp chữa trị
Trong giai đoạn đầu sau khi bị nhiễm độc, thuốc ngăn chặn ói mửa và các
loại thuốc chống đau nhức có thể được sử dụng để chống lại các dấu hiệu ban
đầu qua ảnh hưởng của phóng xạ. Còn các ảnh hưởng tiếp theo, cần phải có
Page 791 of 970

thuốc kháng sinh mạnh trong việc trị liệu. Và nạn nhân cần phải được truyền
máu để chống lại bệnh thiếu máu (anemia).
Thông thường trong những tai nạn về phóng xạ, như trường hợp ở, Liên bang
Nga cách đây hơn 20 năm, ảnh hưởng của phóng xạ vẫn còn tiếp tục, và các
chứng bệnh kể trên vẫn còn hiện diện. Các cơ quan trong cơ thể bị ảnh hưởng
dài hạn như các tuyến nội tiết (endocrine) và tuyến hormone bài tiết
(hormone secreting).
Tại Chernobyl, số lượng nạn nhân bị ung thư tuyến giáp trạng (thyroid) ở
Belarus, quốc gia bị ảnh hưởng nặng nhất, tăng gấp 100 lần 20 năm sau khi
tai nạn xảy ra.
Về các bịnh liên quan đến thần kinh, theo kết quả UNICEF công bố là bịnh
rối loạn (disorder) về xương, bắp thịt tăng 43%, về mắt tăng 62%. Đặc biệt
trong trường hợp tai nạn Chernobyl, TS George Vargo, thuộc Chương trình
An toàn Hạch nhân Quốc tế (INSP) thuộc LHQ đã ra một khuyến cáo là hiện
tượng suy dinh dưỡng và việc không đủ phương tiện y khoa để chữa trị như
trường hợp ở Belarus cũng có thể là nguyên nhân của sự gia tăng số lượng
nạn nhân, ngoài ảnh hưởng chính là do tiếp nhiễm phóng xạ.
Riêng về ảnh hưởng đến các thế hệ về sau, hiện tại, các khoa học gia vẫn còn
đang tranh cãi về ảnh hưởng của phóng xạ lên hệ thống di truyền vì DNA của
người bị tiếp nhiễm bị biến thể và chuyển qua các thế hệ tiếp nối. Điều này
đã được chứng nghiệm qua trường hợp, nhưng vẫn chưa có báo cáo khoa học
nào về vấn đề lầy đối với nạn nhân ở và trong thời thế chiến thứ hai.
 Tóm tắt:
Poloni, 84Po
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Poloni, Po
Phiên âm /pɵˈloʊniəm/ po-LOH-nee-əm
Poloni trong bảng tuần hoàn
Page 792 of 970

Bitmut ← Poloni → Astatin
Khối lượng nguyên 209
tử chuẩn (Ar)
Phân loại á kim
Chu kỳ Chu kỳ 6
Cấu hình electron [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 6

Màu sắc Bạc
Nhiệt độ sôi 1235 K (962 °C, 1764 °F)
Mật độ (alpha) 9,196 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
(beta) 9,398 g·cm−3
Nhiệt lượng nóng ca. 13 kJ·mol−1
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) (846) 1003 1236

Trạng thái ôxy hóa 6, 4, 2, -2 Lưỡng tính
Page 793 of 970

trị
cộng hóa trị
Waals
Thông tin khác


Độ dẫn nhiệt ? 20 W·m−1·K−1
Điện trở suất ở 0 °C: (α) 0,40 µ Ω·m
Tính chất từ Không từ tính

208 204
Po Tổng hợp 2,898 năm α 5.215 Pb
ε, β+ 1.401 208
Bi
209 205
Po Tổng hợp 103 năm α 4.979 Pb
ε, β+ 1.893 209
Bi
210 206
Po Tổng hợp 138,376 ngày α 5.307 Pb
85. Astatin (At)

Astatin là một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn, có ký hiệu At và số
nguyên tử là 85. Đây là một nguyên tố phóng xạ có trong tự nhiên do phân rã
của Urani-235 và Urani-238. Nó là nguyên tố nặng nhất trong số các halogen.
Lịch sử
Sự tồn tại của "eka-iodine" đã được Mendeleev dự đoán. Astatin (theo tiếng
Hy Lạp αστατος astatos, nghĩa là "không ổn định") được tổng hợp đầu tiên
Page 794 of 970
năm 1940 bởi Dale R. Corson, Kenneth Ross MacKenzie, và Emilio Segrè tại

đại học California, Berkeley bằng cách bắn phá hạt nhân bismuth bởi các hạt
anpha.[1]
Khi các nguyên tố trong bảng tuần hoàn chưa được biết hết, một số nhà khoa
học cố gắng tìm nguyên tố đứng sau iốt trong bảng tuần hoàn trong nhóm
halogen. Chất chưa biết được gọi là Eka-iodine trước khi nó được phát hiện
do tên gọi của nguyên tố sẽ do người phát hiện đề xuất. Tuyên bố tìm ra
nguyên tố này được đưa ra vào năm 1931 tại Viện Công nghệ Alabama
(Alabama Polytechnic Institute - nay là Đại học Auburn) bởi Fred Allison và
cộng sự, làm cho nguyên tố này được đặt tên là alabamine (Ab) trong vài
năm.[2][3][4] Phát hiện này sau đó được cho là phát hiện sai lầm. Các phát hiện
sai lầm khác và các tên gọi sau đó là dakin, được đề xuất năm 1937 bởi nhà
hóa học Rajendralal De làm việc ở Dhaka, Bangladesh (sau đó là British
India);[5] và mang tên helvetium bởi nhà hóa học Thụy Sĩ Walter Minder, khi
ông thông báo về việc phát hiện ra nguyên tố thứ 85 năm 1940, và tên gọi của
nguyên tố này được đổi thành anglohelvetium năm 1942.[6][7][8]
Năm 1943, astatin được chính thức phát hiện ở dạng sản phẩm phân rã của
quá trình phóng xạ tự nhiên, bởi hai nhà khoa học Berta Karlik và Traude
Bernert.[9][10]
Đặc điểm
Nguyên tố phóng xạ cao này được xác nhận bởi các khối phổ kế là có tính
chất hóa học giống các halogen khác, đặc biệt là iốt, mặc dù astatin được xem
là có tính phi kim mạnh hơn iốt. Các nhà nghiên cứu ở Brookhaven National
Laboratory đã tiến hành các thí nghiệm để xác định và đo đạc các phản ứng
liên quan đến astatin;[11] tuy nhiên, nghiên cứu hóa học của astatin bị giới hạn
bởi nó cực kỳ hiếm, và nó có thời gian sống cực ngắn. Đồng vị bền nhất của
nó có chu kỳ bán rã khoảng 8,3 giờ. Các sản phẩm cuối cùng của phân rã
astatin là các đồng vị của chì. Các halogen có màu tối hơn khi khối lượng
phân tử và số nguyên tử tăng. Do đó, theo xu hướng này, astatin có thể được
trông đợi là một chất rắn gần như đen, và khi nóng nó thăng hoa thành hơi
màu đen, tía (sẫm hơn iốt). Astatin được cho là tạo thành các liên kết ion với
các kim loại như natri giống như các halogen khác, nhưng có thể bị thay thế ở
dạng muối bởi các halogen nhẹ và hoạt động mạnh hơn. Astatin có thể phản
ứng với hydro tạo thành astatan, có khả năng hòa tan trong nước tạo thành
Page 795 of 970
axit hydroastatic mạnh đặc biệt. Astatin là nguyên tố hoạt động yếu nhất của
nhóm halogen.[12]
Phân bố
Astatin xuất tồn tại tự nhiên trong 3 chuỗi phân rã phóng xạ tự nhiên, có chu
kỳ bán rã ngắn chỉ vài phút. Astatin-218 (218At) được tìm thấy trong chuỗi
phân rã phóng xạ urani và 215At cũng như 219At có trong chuỗi phân rã phóng
xạ của actini.[13]. Astatin là nguyên tố xuất hiện trong tự nhiên hiếm nhất với
tổng khối lượng trong vỏ Trái Đất được ước tính nhỏ hơn 28 gram vào bất
cứu thời điểm nào. Sách kỷ lục Guinness ghi nhận đây là nguyên tố hiếm nhất
trên Trái Đất: "chỉ khoảng 25g nguyên tố astatin (At) có mặt trong tự nhiên".
Sản xuất
Astatin được tạo ra bằng cách bắn phá bismuth bởi các hạt anpha mạnh tạo ra
các đồng vị có thời gian sống tương đối lâu 209At đến 211At, các đồng vị này có thể
được tách ra bằng cách nung nóng trong không khí. Năng lượng các hạt anpha được sử dụng để
bắn phá sẽ cho biết loại đồng vị nào sẽ được tạo ra:
Phản ứng Năng lượng hạt anpha
20983Bi + 42 → 21185At + 2 10 26MeV

20983Bi + 42 → 21085At + 3 10 40MeV
20983Bi + 42 → 20985At + 4 10 60MeV[14]
 Tóm tắt:
Astatin, 85At
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Astatin, At
Phiên âm /ˈæstətiːn/ AS-tə-teen
or /ˈæstətɪn/ AS-tət-in
Page 796 of 970

Astatin trong bảng tuần hoàn
I
↑
At
↓
Ts
Poloni ← Astatin → Radon
Khối lượng nguyên tử (210)
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 7

Màu sắc Đen
Nhiệt độ sôi 610 K (337 °C, 639 °F)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 361 392 429 475 531 607

Page 797 of 970
Trạng thái ôxy hóa ±1, 3, 5, 7

Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 890±40 kJ·mol−1
Bán kính liên kết cộng hóa 150 pm
trị
Thông tin khác

Tính chất từ Không có dữ liệu

210
At Tổng hợp 8,1 giờ ε, β+ 3.981 210
Po
α 5.631
211
At Tổng hợp 7,2 giờ
86. Radon (Rn)

Radon là một nguyên tố hóa học thuộc nhóm khí trơ trong bảng tuần hoàn có
ký hiệu Rn và có số nguyên tử là 86. Radon là khí hiếm phóng xạ không màu,
không mùi, là sản phẩm phân rã của radium. Nó là một trong những chất đặc
nhất tồn tại ở dạng khí trong các điều kiện bình thường và được xem là có hại
cho sức khỏe do tính phóng xạ của nó. Đồng vị bền nhất của nó là 222Rn, có
chu kỳ bán rã 3,8 ngày. Do cường độ phóng xạ của nó cao nên nó chưa được
nghiên cứu nhiều, chỉ có vài hợp chất được biết đến.
Radon được tạo ra trong chuỗi phân rã phóng xạ bình thường của urani.
Urani đã có trên Trái Đất từ lúc Trái Đất được hình thành và các đồng vị của
urani có chu kỳ bán rã rất lâu (4,5 tỷ năm). Urani, radi, và radon sẽ tiếp tục có
mặt trong vài triệu năm nữa với cùng nồng độ so với hiện tại.[1]
Khí radon có nguồn gốc tự nhiên có thể tích tụ trong các tòa nhà, đặc biệt
trong các khu vực như gác xép và tầng hầm. Nó cũng có thể được tìm thấy
trong một số suối nước nóng.[2] Bằng chứng dịch tễ học cho thấy mối quan hệ
Page 798 of 970
rõ ràng giữa hít thở nồng độ radon cao với tỷ lệ mắc ung thư phổi. Do đó,
radon được xem là chất gây ô nhiễm đáng kể ảnh hưởng đến chất lượng
không khí trong nhà trên toàn cầu. Theo EPA, radon là chất gây ung thư phổi
đứng thứ 2 sau tác hại của thuốc lá, đã gây nên 21.000 ca tử vong do ung thư
phổi hàng năm ở Hoa Kỳ.[3]
Tính chất
Radon là khí không màu, không mùi và không vị, và do đó không thể phát
hiện chỉ bằng giác quan con người. Ở điều kiện tiêu chuẩn, radon ở dạng khí
đơn nguyên tử với mật độ 9,73kg/m3,[4] cao khoảng 8 lần mật độ của khí
quyển Trái Đất trên bề mặt đất, 1,217kg/m3,[5] và là một trong những khí nặng
nhất ở nhiệt độ phòng và là khí hiếm nặng nhất, kể cả ununocti. Ở điều kiện
tiêu chuẩn, radon là chất khí không màu nhưng khi nó bị làm lạnh bên
dưới điểm đông của nó 202°K (−71°C; −96°F), nó là chất lân quang sáng và
từ từ chuyển sang màu vàng khi nhiệt độ xuống thấp hơn nữa, và chuyển
sang màu đỏ - cam khi hóa lỏng ở nhiệt độ dưới 93°K (−180,1°C; −292,3°F).
[6]
Ở trạng thái ngưng tụ, radon cũng sôi do các bức xạ cao mà nó tạo ra.[7]

An electron shell diagram for radon. Note the
eight electrons in the outer shell
Radon là nguyên tố hóa trị-0 thuộc nhóm khí
hiếm, nên nó trơ với hầu hết các phản ứng hóa
học như cháy, do lớp ngoài cùng chứa đủ 8
electron. Đặc điểm này làm cho nó có năng
lượng ổn định, tối thiểu mà theo đó các electron
ngoài cùng liên kết với nhau một cách chặt chẽ.
[8]
Cần hơn 248kcal/mol để tách một electronn ra
khỏi lớp ngoài cùng (hay còn gọi là năng lượng
ion hóa cấp 1).[9] Tuy nhiên, do xu hướng tuần
hoàn, radon có ái lực electron thấp hơn các nguyên tố cùng nhóm trước
nó, xenon, và do đó phản ứng mạnh hơn. Radon ít hòa tan trong nước, nhưng
hòa tan nhiều hơn trong các khí hiếm nhẹ hơn. Radon hòa tan nhiều trong các
Page 799 of 970

dung môi hữu cơ hơn trong nước. Các nghiên cứu trước đây kết luận rằng
khả năng ổn định của hydrat radon có thể giống như các hydrat của clo (Cl2)
hoặc sulfur dioxide (SO2), và cao hơn đáng kể so với khả năng ổn định của
hydrat hiđrô sunfua (H2S).[10]
Do giá cả và tính phóng xạ của nó nên có ít thí nghiệm hóa học được tiến
hành với radon, và do vậy có ít các hợp chất của radon được công bố, ở dạng
florua hay ôxit. Radon có thể bị ôxy hóa bởi các chất ôxy hóa mạnh như F2,
và tạo thành radon florua.[11][12] Nó phân hủy lại thành các nguyên tố ở nhiệt
độ hơn 250°C. Hợp chất này có tính dễ bay hơi và được cho là RnF2. Như do
có thời gian tồn tại của radon ngắn và tính phóng xạ của các hợp chất của nó,
nó không thể được nghiên cứu chi tiết ở dạng hợp chất. Các nghiên cứu lý
thuyết về phân tử này dự đoán rằng khoảng cách liên kết Rn-F là 2,08Ǻ, và
hợp chất này ổn định nhiệt động lực và bay hơi hơn các hợp chất của các chất
trong nhóm trước nó XeF2.[13] Phân tử tám mặt RnF6 được dự đoán là có
enthalpy tạo thành thấp hơn điflorua.[14] Ion [RnF]+ được cho là tào thành từ
phản ứng:[15]
Rn(r) + 2[O2]+[SbF6]− (r) → [RnF]+[Sb2F11]− (r) + 2O2 (k)
Các ôxit radon cũng được đề cập trong một số báo cáo.[16] Radon carbonyl
RnCO được dự đoán là bền và có hình học phân tử tuyến tính.[17] Các phân
tử Rn2 và RnXe được phát hiện là ổn định đáng kể bởi liên kết quỹ đạo spin.
[18]
Radon được lồng bên trong fullerene đã được đề xuất làm một loại thuốc
chống các khối u.[19]
Đồng vị
Page 800 of 970

(More comprehensive graphic)

Radon không có các đồng vị
bền, dù vậy đã có 36 đồng vị
phóng xạ được nhận dạng, với
khối lượng nguyên tử từ 193
đến 228.[20]Đồng bị bền nhất là
222
Rn, là sản phẩm phân rã của
226
Ra, từ 238U.[21]. Các hạt nhân
con phân rã từ 222Rn cũng có
đồng vị không ổn định cao
218
Rn.
Có 3 đồng vị radon khác có chu
kỳ bán rã hơn 1 giờ: 211Rn,
210
Rn và 224Rn. Đồng vị 220Rn là
sản phẩm phân rã tự nhiên của
đồng vị thori bền nhất (232Th),
và thường được gọi là thoron.
Nó có chu kỳ bán rã 55,6 giây
và cũng phát xạ tia anpha.
Tương tự, 219Rn được sinh ra từ
đồng vị bền nhất của actini (227Ac) - được đặt tên "actinon" - và là nguồn
phát ra tia anpha với chu kỳ bán rã 3,96 giây.[20] Không có đồng vị radon này
nằm trong chuỗi phân rã của neptuni (237Np).
 Tóm tắt:
Radon, 86Rn
Page 801 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Radon, Rn
Phiên âm /ˈreɪdɒn/ RAY-don
Hình dạng Khí không màu, phát sáng trong bóng tối
Radon trong bảng tuần hoàn
Xe
↑
Rn
↓
Og
astatin ← Radon → franxi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 6
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 8

Nhiệt độ nóng chảy 202,0 K (−71,15 °C, −96,07 °F)
Nhiệt độ sôi 211,3 K (−61,85 °C, −79,1 °F)
Mật độ 9,73 g/L (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 802 of 970
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ sôi: 4,4 g·cm−3

Nhiệt dung 5R/2 = 20,786 J·mol−1·K−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 110 121 134 152 176 211

Trạng thái ôxy hóa 2
hóa trị
Waals
Thông tin khác

Độ dẫn nhiệt 3,61 m W·m−1·K−1

Tính chất từ Không nhiễm từ

210 206
Rn Tổng hợp 2,4 giờ α 6.404 Po
211 211
Rn syn 14.6 h ε 2.892 At
Page 803 of 970
207
α 5.965 Po
222 218
Rn Tổng hợp 3,8235 ngày α 5.590 Po
224 224
Rn syn 1.8 h β 0.8 Fr
87. Franxi (Fr)
Franxi, trước đây còn gọi là eka-xêzi hay actini K,[ghi chú 1] là một nguyên tố
hóa học trong bảng tuần hoàn có ký hiệu Fr và số nguyên tử bằng 87. Nó có
độ âm điện thấp nhất trong số các nguyên tố đã biết và là nguyên tố có độ
phổ biến trong tự nhiên thấp thứ hai, chỉ sau astatin. Là kim loại kiềm có tính
phóng xạ cao, franxi phân rã thành astatin, radi và radon, và có một điện tử
hóa trị.
Nghiên cứu một khối lượng lớn franxi chưa bao giờ được thực hiện. Do sự
xuất hiện những thuộc tính tương tự các nguyên tố khác cùng nhóm trong
bảng tuần hoàn, franxi được cho là một kim loại có tính phản chiếu cao, nếu
thu thập được một lượng đủ nhiều có thể xác định được nguyên tố tồn tại
dạng chất rắn hay chất lỏng. Nhưng để làm được điều đó là không thể, vì
nhiệt lượng cực lớn tỏa ra từ phân rã (chu kỳ bán rã của đồng vị tồn tại lâu
nhất của franxi chỉ là 22 phút) ngay lập tức sẽ làm bay hơi bất kỳ khối lượng
đủ lớn nào của nguyên tố này.
Marguerite Perey phát hiện ra franxi năm 1939. Nó là nguyên tố cuối cùng
được phát hiện trong tự nhiên chứ không phải bằng phương pháp tổng hợp.[ghi
chú 2]
Ngoài phạm vi phòng thí nghiệm, franxi là cực hiếm, với khối lượng
được tìm thấy ở dạng dấu vết trong quặng urani và thori, trong đó đồng vị
Fr223 liên tục được tạo ra và liên tục bị phân rã. Người ta ước tính có khoảng 1
aoxơ (28,35g) đồng vị này của franxi tồn tại ở bất kỳ thời điểm nào trong
lớp vỏ Trái Đất; các đồng vị còn lại (trừ franxi-221) hoàn toàn được tạo ra
bằng tổng hợp. Một lượng lớn nhất franxi được tạo ra trong phòng thí nghiệm
là hơn 300.000 nguyên tử.[2] Tên Franxi của nguyên tố này bắt nguồn từ tên
gọi nước Pháp (Fr).[3]
Đặc trưng
Franxi là nguyên tố ít ổn định nhất trong số các nguyên tố nhẹ hơn nobeli
(nguyên tố số 102),[4] đồng vị ổn định nhất của nó, Fr223, có chu kỳ bán rã nhỏ
hơn 22 phút. Ngược lại, astatin, nguyên tố ít ổn định kế tiếp, có chu kỳ bán rã
tối đa là 8,5 giờ. Mọi đồng vị của franxi phân rã thành một trong các nguyên
Page 804 of 970
tố như astatin, radi hay radon.[5] Franxi cũng kém ổn định hơn so với tất cả

các nguyên tố có số khối đến 105.[4]
Franxi có các tính chất hóa học tương tự như của xêzi.[4] Là nguyên tố nặng
với chỉ một điện tử hóa trị, nó có trọng lượng tương đương cao nhất trong số
các nguyên tố.[4] Tương tự, franxi có độ âm điện thấp nhất trong số các
nguyên tố đã biết, bằng 0,7 trong thang Pauling,[6] xêzi đứng thứ hai với giá
trị 0,79.[7] Franxi lỏng, nếu như trạng thái này có thể được tạo ra, sẽ có giá trị
của ứng suất bề mặt bằng 0,05092J/m² ở điểm nóng chảy của nó.[8] Điểm
nóng chảy của Franxi theo tính toán khoảng 27°C (80°F, 300°K).[9] Điểm
nóng chảy này không chắc chắn do nguyên tố này cực kỳ hiếm gặp và có tính
phóng xạ. Do đó, điểm sôi ước tính ở khoảng 677°C (1250°F, 950°K) cũng
không chắc chắn.
Linus Pauling ước tính độ âm điện của franxi khoảng 0,7 theo thang Pauling,
giống với xêsi;[10] là 0,79, nhưng không có dữ liệu thực nghiệm về giá trị này
của fanxi.[11] Franxi có năng lương ion hóa hơi cao hơn so với xêzi,[12]
392,811(4)kJ/mol trong khi nặng lượng ion hóa của xêzi là
375,7041(2)kJ/mol. Điều này phù hợp với hiệu ứng tương đối, và cho thấy
rằng xêzi có độ âm điện thấp hơn. Franxi có ái lực electron cao hơn so với
xêzi và ion Fr− có khả năng phân cực cao hơn ion Cs−. Phân tử CsFr được dự
đoán rằng đầu franxi là âm, không giống như các phân tử kim loại kiềm
heterodiatomic. Franxi superôxit (FrO2) dự kiến mang tính đặc điểm liên kết
cộng hóa trị hơn so với nhóm cùng loại nhẹ hơn nó; điều này là do các
electron trong obitan 6p của franxi được tham gia nhiều hơn trong các liên
kết franxi - oxy.[13]
Franxi cùng kết tủa với một vài muối của xêzi, chẳng hạn như perclorat xêzi
CsClO4, tạo ra một lượng nhỏ perclorat franxi FrClO4. Quá trình đồng kết tủa
này có thể được sử dụng để cô lập franxi, bằng cách phỏng theo phương pháp
đồng kết tủa xêzi phóng xạ của Glendenin và Nelson. Nó cũng sẽ đồng kết
tủa với nhiều muối khác của xêzi, như iodat, picrat, tartrat (với cả tartrat
rubidi), cloroplatinat Cs2PtCl6, silicotungstat. Nó cũng đồng kết tủa với axít
silicotungstic, axít percloric, mà không cần các kim loại kiềm khác làm chất
mang, điều này tạo ra một phương pháp cô lập franxi khác.[14][15] Gần như tất
cả các muối của franxi là hòa tan trong nước.[16]
Đồng vị
Page 805 of 970
Lớp vỏ nguyên tử Franxi

Hiện nay người ta biết 34 đồng vị của franxi, với
nguyên tử lượng từ 199 tới 232.[17] Franxi có 7
đồng phân hạt nhân siêu ổn định.[4]Franxi-223 và
franxi-221 là các đồng vị duy nhất có trong tự
nhiên, trong đó đồng vị đầu tiên là phổ biến hơn.
[18]
Franxi-223 là đồng vị ổn định nhất với chu kỳ bán

rã là 21,8 phút[4] và khả năng rất cao là sẽ không có
đồng vị nào khác của franxi sẽ được phát hiện hay tổng hợp với chu kỳ bán rã
lâu hơn.[19] Franxi-223 là sản phẩm thứ năm trong chuỗi phân rã của actini, từ
đồng vị actini-227.[20] Franxi-223 sau đó phân rã thành radi-223 bằng phân rã
beta (1.149keV năng lượng phân rã), với rất ít (0,006%) phân rã
alpha thành astatin-219 (5,4MeV năng lượng phân rã).[21]
Franxi-221 có chu kỳ bán rã 4,8 phút.[4] Nó là sản phẩm thứ chín của chuỗi
phân rã của neptuni, từ đồng vị actini-225[20] Franxi-221 sau đó phân rã thành
astatin-217 theo phân rã alpha (6.457MeV năng lượng phân rã).[4]
Đồng vị trạng thái tĩnh ít ổn định nhất là franxi-215, với chu kỳ bán rã
0,12μs. (9,54MeV phân rã alpha thành astatin-211).[4] Đồng phân siêu ổn định
của nó là franxi-215m, vẫn kém ổn định hơn, với chu kỳ bán rã chỉ có 3,5ns.
[22]
Ứng dụng
Hiện tại không có ứng dụng thương mại nào của franxi do tính không ổn định
và độ khan hiếm của nó,[23][24][25][20][26] vì thế chỉ có ứng dụng trong các nghiên
cứu, trong cả các lĩnh vực của sinh học lẫn cấu trúc nguyên tử. Franxi đã từng
được coi là phương tiện trợ giúp trong chẩn đoán các bệnh ung thư,[5] nhưng
ứng dụng này dường như là không khả thi trong thực tế.[27]
Khả năng của franxi trong việc được tổng hợp, bắt giữ và làm mát, cùng với
cấu trúc nguyên tử tương đối đơn giản của nó đã làm cho nó trở thành đối
tượng của các thực nghiệm quang phổ học chuyên biệt. Các thực nghiệm này
cung cấp các thông tin cụ thể hơn liên quan tới các mức năng lượng và các
hằng số bắt cặp giữa các hạt hạ nguyên tử.[28] Các nghiên cứu trên ánh sáng
bức xạ bởi các ion franxi-210 bị bắt giữ bằng laser đã cung cấp các dữ liệu
Page 806 of 970
chính xác về các trạng thái chuyển tiếp giữa các mức năng lượng nguyên tử.
Các kết quả thực nghiệm này là khá giống như các dự đoán của cơ học lượng
tử.[29]
Lịch sử
Vào khoảng thập niên 1870, một số nhà hóa học đã nghĩ rằng phải có một
kim loại kiềm sau xêzi, với số nguyên tử bằng 87.[5] Sau đó nó được nhắc tới
bằng tên gọi tạm thời là eka xêzi.[30] Các nhóm nghiên cứu đã cố gắng định vị
và cô lập nguyên tố còn thiếu này, và ít nhất có 4 tuyên bố nhầm rằng nguyên
tố này đã được phát hiện ra trước khi phát hiện thực sự được tiến hành.
Các phát hiện sai sót hay không hoàn chỉnh

Nhà hóa học người Nga là D. K. Dobroserdov là người đầu tiên tuyên bố đã
tìm ra "eka - xêzi". Năm 1925, ông quan sát phân rã phóng xạ yếu trong một
mẫu kali, một kim loại kiềm khác, và kết luận rằng eka - xêzi đã lây nhiễm
vào mẫu.[31] Sau đó ông cho công bố một luận đề với các dự đoán của ông về
các tính chất của eka-xêzi, trong đó ông đặt tên cho nguyên tố là russium theo
tên tổ quốc ông.[32] Ngay sau đó, Dobroserdov đã tập trung vào công việc
giảng dạy của ông tại Đại học Bách khoa Odessa, và ông không đeo đuổi
nguyên tố này nữa.[33]
Năm sau, các nhà hóa học người Anh là Gerald J. F. Druce và Frederick H.
Loring phân tích các ảnh chụp bằng tia X của sulfat mangan (II).[34] Họ quan
sát thấy các vạch quang phổ, được họ coi là của eka-xêzi. Họ đã thông báo về
phát hiện ra nguyên tố số 87 của mình và đề nghị đặt tên là alkalinium, do nó
có lẽ là kim loại kiềm nặng nhất.[33]
Năm 1930, giáo sư Fred Allison tại Đại học Bách khoa Alabama tuyên bố đã
phát hiện ra nguyên tố số 87 khi phân tích pollucit và lepidolit bằng cách sử
dụng cỗ máy từ - quang của mình. Allison đề nghị đặt tên cho nó là
virginium theo tên bang quê hương ông là Virginia, cùng với các ký
hiệu Vi và Vm.[34] [35] Tuy nhiên, năm 1934, giáo sư MacPherson tại UC
Berkeley đã bác bỏ tính hiệu quả của thiết bị do Allison chế tạo ra và giá trị
của phát hiện sai lầm này. [36]
Năm 1936, nhà hóa học người România là Horia Hulubei và đồng nghiệp
người Pháp của ông là Yvette Cauchois cũng phân tích pollucit, sử dụng thiết
Page 807 of 970
bị tia X có độ phân giải cao của họ.[33] Họ đã quan sát thấy vài vạch bức xạ
yếu mà họ cho là của nguyên tố số 87. Hulubei và Cauchois đã thông báo
phát hiện của mình và đề nghị tên gọi moldavium, với ký hiệu Ml, theo tên
gọi của Moldavia, khi đó là một tỉnh của Romania và là nơi họ tiến hành
công việc của mình.[34] Năm 1937, nhà vật lý học người Mỹ là F. H. Hirsh Jr.
đã phê phán công trình của Hulubei. Ông này không chấp nhận các phương
pháp nghiên cứu của Hulubei. Hirsh chắc chắn rằng eka-xêzi không thể tìm
thấy trong tự nhiên và rằng Hulubei thay vì thế đã quan sát thấy các vạch phát
xạ của thủy ngân hay bitmut. Tuy nhiên, Hulubei nhấn mạnh rằng thiết bị tia
X của ông và các phương pháp là rất chính xác, không thể tạo ra sai sót như
vậy. Do điều này, Jean Baptiste Perrin, người đoạt giải Nobel và đồng thời là
cố vấn cho Hulubei, đã xác nhận moldavium chính là eka - xêzi thật sự chứ
không phải là phát hiện ra franxi sau này của Marguerite Perey. Tuy nhiên,
Perey vẫn tiếp tục phê phán công trình của Hulubei cho đến khi bà này được
coi là người phát hiện duy nhất ra nguyên tố số 87 này.[33]
Phân tích Perey

Eka-xêzi thực sự được Marguerite Perey của Viện Curie tại Paris, Pháp phát
hiện vào năm 1939 khi bà tinh chế một mẫu actini-227, được thông báo là có
năng lượng phân rã bằng 220keV. Tuy nhiên, Perey nhận ra rằng các hạt
phân rã với mức năng lượng dưới 80keV. Perey nghĩ rằng hoạt động phân rã
này có thể bị gây ra bởi một sản phẩm phân rã đã không được nhận dạng
trước đó, là sản phẩm đã bị tách ra trong quá trình tinh chế, nhưng lại xuất
hiện một lần nữa từ actini-227 tinh khiết. Các thử nghiệm khác nhau đã loại
bỏ khả năng về sự có mặt của thori, radi, chì, bitmut hay tali như là nguyên tố
chưa rõ đó. Sản phẩm mới thể hiện các tính chất hóa học của một kim loại
kiềm (chẳng hạn như đồng kết tủa với các muối của xêzi), điều này đã dẫn
Perey tới niềm tin rằng nó chính là nguyên tố số 87, được sinh ra từ phân rã
alpha của actini-227.[30] Sau đó Perey đã cố gắng xác định tỷ lệ giữa phân rã
beta và phân rã alpha trong actini-227. Thử nghiệm đầu tiên của bà đưa ra
phân nhánh alpha ở mức 0,6%, mà sau này bà đã sửa lại thành 1%.[19]
Perey đặt tên cho đồng vị mới là actinium-K, mà ngày nay người ta gọi là
franxi-223 và năm 1946 bà đã đề nghị tên gọi catium cho nguyên tố mới phát
hiện này, do bà tin rằng nó là cation có độ dương điện cao nhất trong số các
nguyên tố. Irène Joliot - Curie, một trong những người giám sát của Perey, đã
Page 808 of 970

chống lại tên gọi này do nghĩa rộng của nó là cattus (con mèo) chứ không
phải cation.[30] Perey sau đó đề nghị tên gọi francium để tỏ lòng kính trọng tới
đất nước mà tại đó bà đã phát hiện ra nguyên tố. Tên gọi này được Hiệp hội
Quốc tế các nhà Hóa học (IUC) chính thức phê chuẩn năm 1949[5] và gán cho
nó ký hiệu Fa; nhưng gần như là ngay sau đó đã sửa lại thành Fr.[37] Franxi là
nguyên tố có trong tự nhiên cuối cùng đã được phát hiện ra, sau rheni năm
1925.[30] Những nghiên cứu tiếp theo về cấu trúc của franxi được Sylvain
Lieberman và nhóm của ông tại CERN thực hiện trong thập niên 1970 và
1980.[38]
Phổ biến
Mẫu uraninit chứa khoảng 100.000 nguyên tử
(3.3×10-20 g) franxi-223 ở mọi lúc[27]
Tự nhiên
Franxi-223 là kết quả của phân rã alpha của
actini-227 và có thể tìm thấy ở dạng dấu vết
trong các khoáng vật của urani và thori. Trong
mẫu đã cho của urani, người ta ước tính chỉ có 1
nguyên tử franxi trong mỗi 1 × 1018 nguyên tử urani. Những tính toán khác
cũng chỉ ra rằng chỉ có tối đa khoảng 30 gam franxi trong lớp vỏ Trái Đất vào
bất kỳ thời điểm nào.[39] Điều này làm cho nó trở thành nguyên tố hiếm thứ
hai trong lớp vỏ Trái Đất sau astatin.[5][27]
Tổng hợp
Franxi có thể được tổng hợp trong phản ứng hạt nhân 197Au + 18O → 210Fr +
5n. Tiến trình này, do khoa lý Stony Brook thực hiện, sinh ra các đồng vị
franxi với khối lượng 209, 210 và 211,[40] và chúng sau đó bị cô lập bởi bẫy
từ - quang (MOT).[41] Tốc độ sản sinh một đồng vị cụ thể phụ thuộc vào năng
lượng của chùm tia ôxy. Một chùm 18O từ Stony Brook LINAC tạo ra 210Fr
khi chiếu vào bảng làm từ vàng theo phản ứng hạt nhân 197Au + 18O → 210Fr +
5n. Sản phẩm cần thời gian để phát triển và hiểu rõ. Điều quan trọng để
phương pháp này hiệu quả là mục tiêu vàng phải rất gần với điểm nóng chảy
và chắc chắn rằng bề mặt của nó rất sạch. Phản ứng hạt nhân găm các nguyên
Page 809 of 970
tử franxi vào sâu bên trong vàng, và chúng phải được loại bỏ một cách có
hiệu quả. Các nguyên tử khuếch tán nhanh lên bề mặt vàng và được giải
phóng ở dạng các ion; điều này không xảy ra mỗi lần. Các ion franxi được
dẫn đường bằng các kính tĩnh điện cho đến khi chúng đến được bề mặt của
yttri nóng và trở nên trung hòa. Franxi sau đó được đưa vào một bong bóng
thủy tinh. Từ trường và tia laser lạnh và giữ các nguyên tử ở đây. Mặc dù các
nguyên tử được giữ trong một bẫy chủ khoảng 20 giây trước khi thoát ra (hay
phân rã), các dòng nguyên tử ổn định vẫn tiếp tục sinh ra để bù vào phần bị
mất đi nên số nguyên tử trong bẫy vẫn ổn định trong vài phút hoặc lâu hơn.
Ban đầu, chỉ có khoảng 1000 nguyên tử franxi được bắt giữ trong thí nghiệm.
Tuy nhiên các kỹ thuật đã dần được cải thiện đã có thể giúp bắt giữ hơn
300.000 nguyên tử franxi trung hòa cùng lúc.[2] Mặc dù đây là các nguyên tử
"kim loại" trung hòa ("kim loại franxi"), nhưng chúng tồn tại ở trạng thái
không kết chặt ở thể khí. Với một lượng đủ franxi được bắt giữ, một camera
có thể thu được ánh sáng phát ra từ các nguyên tử khi chúng phát huỳnh
quang. Các nguyên tử xuất hiện như một quả cầu 1mm phát sáng và đây là
lần đầu tiên các người ta có thể nhìn thấy franxi. Các nhà nghiên cứu hiện có
thể thực hiện các phép đo cực kỳ nhạy cảm với ánh sáng phát ra và được hấp
thụ bởi các nguyên tử bị bắt giữ, chứng minh các kết quả thí nghiệm đầu tiên
về sự chuyển tiếp khác nhau giữa các mức năng lượng của nguyên tử franxi.
Công tác đo đạc ban đầu thể hiện sự thống nhất giữa các giá trị trong thí
nghiệm và tính toán theo học thuyết lượng tử. Các phương pháp tổng hợp
khác bao gồm tấn công radi bằng nơtron, tấn công thori bằng
proton, deuteron hay các ion heli.[42] Franxi vẫn chưa tổng hợp đủ để có thể
cân được.[5][9][27]
 Tóm tắt:
Franxi, 87Fr
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Franxi, Fr
Phiên âm /ˈfrænsiəm/
FRAN-see-əm
Page 810 of 970

Hình dạng Ánh kim
Franxi trong bảng tuần hoàn
Cs
↑
Fr
↓
Uue
Radon ← Franxi → Radi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s1
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1

Nhiệt độ nóng chảy ? 300 K (? 27 °C, ? 80 °F)
Nhiệt độ sôi ? 950 K (? 677 °C, ? 1250 °F)
Mật độ 1,87 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng nóng chảy ca. 2 kJ·mol−1
Nhiệt bay hơi ca. 65 kJ·mol−1
Áp suất hơi (ngoại suy)

P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
Page 811 of 970

ở T (K) 404 454 519 608 738 946

Trạng thái ôxy hóa Bazơ rất mạnh
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 393 [1] kJ·mol−1
hóa trị
Thông tin khác


Điện trở suất 3 µ Ω·m

221 217
Fr Tổng hợp 4,8 phút α 6.457 At
222 – 222
Fr Tổng hợp 14,2 phút β 2.033 Ra
223 – 223
Fr Tổng hợp 21,8 phút β 1.149 Ra
219
α 5.430 At
88. Radi (Ra)

Radi là một nguyên tố hóa học có tính phóng xạ, có ký hiệu là Ra và số hiệu
nguyên tử là 88 trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học. Nó có màu
trắng và dễ bị oxi hóa khi tiếp xúc với không khí sẽ chuyển sang màu đen.
Radi là một kim loại kiềm thổ được tìm thấy ở dạng vết trong các quặng
urani. Đồng vị bền nhất của Ra là Radi 226, có chu kỳ bán rã là 1602 năm và
quá trình phân rã sẽ tạo ra khí radon.
Page 812 of 970
Đặc điểm
Ra là kim loại kiềm thổ nặng nhất có tính phóng xạ và tính chất hóa học khá
giống với bari. Đây là kim loại được tìm thấy trong quặng urani và các kim
loại urani khác. Các hạt phóng xạ từ radi giữ cho nhiệt độ của nó cao hơn môi
trường xung quanh, thuộc ba loại: hạt alpha, hạt beta, và tia gamma.
Kim loại radi nguyên chất có màu trắng sáng nhưng khi tiếp xúc với không
khí sẽ chuyển sang màu đen (có thể tạo ra nitrit). Radi có tính phát quang (tạo
ra màu xanh dương), phản ứng mạnh với nước và dầu để tạo thành radi
hidroxit và hơi mạnh hơn so với phản ứng của bari. Radi thường ở trạng thái
rắn.
Ứng dụng
Các ứng dụng thực tiễn của radi được phân chia theo đặc tính phóng xạ của
nó. Các đồng vị phóng xạ được phát hiện gần đây như Coban 60 và Xeri 137,
đang thay thế dần radi thậm chí dẫn đến việc sử dụng hạn chế bởi vì một số
đồng vị phát xạ rất mạnh không an toàn trong vận chuyển và các đồng vị mới
này xuất hiện phổ biến hơn trong tự nhiên.
Khi trộn với beri nó là nguồn nơtron dùng trong các thí nghiệm vật lý.
Phân bố
Radi là một sản phẩm phân rã của urani và cũng được tìm thấy trong tất cả
các quặng chứa urani (một tấn quặng uraninit chứa 0,0001 gram radi). Radi
đầu tiên được tìm thấy trong các quặng chứa urani ở Joachimsthal, Bohemia,
Cộng hòa Sec. Cát carnotit ở Colorado cũng cung cấp một số nguyên tố
nhưng các quặng giàu hơn thì được tìm thấy ở Congo và khu vực Great
Lakes, Canada, và cũng có thể được chiết tách từ chất thải urani. Các mỏ
urani chứa lượng lớn radi được phát hiện ở Canada (Ontario), Hoa Kỳ (New
Mexico, Utah, và Virginia), Australia, cũng như một số nơi khác.
Hợp chất
Page 813 of 970

Các hợp chất có màu ngọn lửa là crimson (đỏ hoặc crimson sắc tía) và mang
đặc điểm của quang phổ điện từ. Do chu kỳ bán rãcủa nó ngắn và cường độ
phóng xạ cao nên các hợp chất radi rất hiếm và hầu như chỉ gặp trong các
quặng urani.
 radi florua (RaF2)  radi bromua (RaBr2)  radi ôxít (RaO)

 radi clorua (RaCl2)  radi iốđua (RaI2)  radi nitrua (Ra3N2)
Các đồng vị
Radi (Ra) có 25 đồng vị khác nhau đã được biết đến, 4 trong số đó được tìm
thấy trong tự nhiên thì 226Ra phổ biến nhất.223Ra, 224Ra, 226Ra và 228Ra tất cả
được tạo ra từ phân rã của Urani (U) hoặc Thori (Th).226Ra là sản phẩm phân
rã từ 238U, và là đồng vị có chu kỳ bán rã dài nhất 1602 năm; tiếp sau là 228Ra
phân rã từ 232Th có chu kỳ bán rã 5,75 năm.[1]
Tính phóng xạ
Radi có tính phóng xạ cao hơn 1 triệu lần so với urani có cùng khối lượng.
Phân rã diễn ra ít nhất là sáu giai đoạn; các sản phẩm chính của nó theo các
kết quả nghiên cứu được gọi xạ khí radi (như radon) gồm radi A (poloni),
radi B (chì), radi C (bitmut), vv.... Radon là một khí nặng và sản phẩm sau nó
là chất rắn. Các sản phẩm này bản thân nó cũng là các nguyên tố phóng xạ,
và tất nhiên những nguyên tố tạo ra sau sẽ có khối lượng nhẹ hơn các nguyên
tố phóng xạ trước đó.
Radi giảm khoảng 1% độ hoạt động mỗi 25 năm để biến đổi thành các
nguyên tố có khối lượng nguyên tử nhẹ hơn và chì là sản phẩm cuối cùng.
Độ phóng xạ theo đơn vị SI là becquerel (Bq), tương đương với một phân
rã/giây. Đơn vị Curie (ký hiệu Ci) cũng được sử dụng nhưng không thuộc hệ
SI: 1Ci = 3.7 x 1010Bq, xấp xỉ bằng độ phóng xạ của 1 gram Ra-226.
Phát hiện
Page 814 of 970

Ốn thủy tinh radi clorua được lưu trữ

Marie và Pierre Curie thực hiện thí tại Cục Tiêu chuẩn Hoa Kỳ, là tiêu
nghiệm trên radi, tranh vẽ của André chuẩn cơ bản về phóng xạ ở Hoa Kỳ
Castaigne năm 1927
Radi được Marie Curie và chồng là Pierre Curie phát hiện ngày 21 tháng 12

năm 1898 trong một mẫu uraninit.[2] Trong lúc nghiên cứu khoáng vật học
ban đầu, nhà Curies đã tách urani từ khoáng vật này và phát hiện rằng vật liệu
còn trong nó vẫn có tính phóng xạ. Họ đã tách ra một nguyên tố tương tự như
bismuth từ pitchblende và tháng 7 năm 1898, sau này là poloni. Sau đó họ
tách ra khỏi một hỗn hợp phóng xạ chứa hầu hết có 2 thành phần chính hồm:
các hợp chất của bari, ngọn lửa cháy có màu lục sáng, và các hợp chất phóng
xạ chưa biết tên có quang phổ vạch là mà carmine chưa được biết đến trước
đó. Nhà Curies phát hiện các hợp chất có tính phóng xạ có đặc điểm rất giống
với các hợp chất bari, trừ đặc điểm tính tan thấp hơn. Đây là đặc điểm để
Curies có thể tách nó ra khỏi hợp chất phóng xạ và phát hiện ra nguyên tố
mới trong hỗn hợp này. Nhà Curies đã thông báo phát hiện này đến Viện Hàn
lâm Khoa học Phápvào ngày 26 tháng 12 năm 1898.[3][4] Việc đặt tên radium
vào khoảng năm 1899, mượn từ tiếng Pháp radium, gốc tiếng Latinh hiện đại
là radius (tia): là do đặc điểm năng lượng phát xạ của radi ở dạng tia phóng
xạ.[5][6][7]
Năm 1910, radi đã được tách ra ở dạng kim loại nguyên chất bởi Marie Curie
và André-Louis Debierne bằng phương pháp điện phân dung dịch radi clorua
nguyên chất (RaCl2) dùng điện cực là thủy ngân, tạo ra hỗn hống radi–thủy
ngân. Hỗn hống này sau đó được nung trong môi trường khí hidro để loại bỏ
thủy ngân, còn lại kim loại radi nguyên chất.[8] Cùng năm E. Eoler cũng đã cô
Page 815 of 970
lập radi bằng phương pháp nhiệt phân azua của nó, Ra(N3)2.[9] Radi kim loại
lần đầu tiên được sản xuất công nghiệp từ đầu thế kỷ 20 bởi Biraco, một
thành viên của Union Minière du Haut Katanga (UMHK) tại một nhà máy ở
Olen, Bỉ.[10]
Lịch sử phóng xạ của nguyên tố này, nhà Curies chủ yếu dựa vào đồng vị
226
Ra.[11]
Độ an toàn
Do tiếp xúc nhiều với radi trong quá trình nghiên cứu mà Marie Curie chết là
do nhiễm chất phóng xạ này.
 Radi có tính phóng xạ rất cao kể cả các sản phẩm phân rã của nó, khí
radon cũng có tính phóng xạ. Radi có đặc điểm hóa học giống với canxi,
nó có thể gây tổn hại lớn khi đặt nó trong xương. Việc hít, tiêm, ăn hoặc
tiếp xúc với radi có thể gây ung thư và các rối loại khác. Các kho lưu giữ
radi cần được thông gió để tránh tích tụ khí radon.
 Năng lượng phát xạ từ phân rã radi có thể ion hóa các chất khí, ảnh hưởng
đến bản kẽm phim ảnh, hoặc làm đau rát trên da cũng như tạo ra một số
ảnh hưởng bất lợi khác.
 Tóm tắt:
Radi, 88Ra
Tính chất chung

Page 816 of 970
Tên, ký hiệu Radi, Ra

Phiên âm /ˈreɪdiəm/
RAY-dee-əm
Radi trong bảng tuần hoàn
Ba
↑
Ra
↓
Ubn
Franxi ← Radi → Actini
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 8, 2

Nhiệt độ sôi 2010 K (1737 °C, 3159 °F)
Mật độ 5,5 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Page 817 of 970


Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 819 906 1037 1209 1446 1799

Trạng thái ôxy hóa Bazơ mạnh
hóa trị
Thông tin khác


Điện trở suất ở 20 °C: 1 µ Ω·m
Tính chất từ Không nhiễm từ

223 219
Ra Tổng hợp 11,43 ngày alpha 5.99 Rn
224 220
Ra Tổng hợp 3,6319 ngày alpha 5.789 Rn
226 222
Ra ~100% 1601 năm alpha 4.871 Rn
228 − 228
Ra Tổng hợp 5,75 năm beta 0.046 Ac
Page 818 of 970

89. Actini (Ac)

Actini (ác-ti-ni) là một nguyên tố hóa học phóng xạ, có số nguyên tử là 89 và
ký hiệu là Ac, được phát hiện năm 1899. Đây là nguyên tố phi nguyên thủy
đầu tiên được cô lập. Poloni, radi và radon được quan sát trước actini, nhưng
mãi đến năm 1902 chúng mới được cô lập. Actini được dùng để đặt tên cho
nhóm actini, một nhóm gồm 15 nguyên tố tương tự giữa actini và lawrenci
trong bảng tuần hoàn.
Lịch sử
Năm 1899, André - Louis Debierne - nhà hóa học Pháp, đã công bố tìm thấy
một nguyên tố mới. Ông tách nó ra từ pitchblend và miêu tả chất này (năm
1899) tương tự như titan[2] và (năm 1900) giống thori.[3] Friedrich Oskar
Giesel phát hiện ra actini một cách độc lập vào năm 1902[4] là chất tương tự
như lantan và gọi nó là "emani" năm 1904.[5] Sau khi so sánh các chất vào
năm 1904,[6]tên gọi do Debierne đặt vẫn được giữ nguyên vì nó được sử dụng
lâu hơn.[7][8]
Lịch sử về phát hiện ra actini vẫn còn là nghi vấn trong nhiều thập kỷ. Trong
các ấn phẩm xuất bản năm 1971[9] và đặc biệt sau đó vào năm 2000,[10] nói
rằng các kết quả mà Debierne công bố gây nhiều mâu thuẫn với những bài
báo mà ông xuất bản trong các năm 1899 và 1900.
Đặc điểm
Actini là một nguyên tố kim loại có màu bạc, phóng xạ. Do cường độ phóng
xạ mạnh, actini phát ánh sáng xanh dương nhạt trong tối. Ứng xử hóa học của
actini tương tự như của nguyên tố đất hiếm lantan.[11]
Hóa học
Actini có ứng xử hóa học giống như lantan, do đó việc tách actini khỏi lantan
và các nguyên tố đất hiếm khác thường có mặt trong các quặng urani là khó
khăn. Sắc ký trao đổi ion và tách dung môi được áp dụng để tác chúng ra.[12]
Chỉ một số ít các hợp chất actini được biết đến, như AcF3, AcCl3, AcBr3,
AcOF, AcOCl, AcOBr, Ac2S3, Ac2O3 và AcPO4. Tất cả các hợp chất đề cập ở
Page 819 of 970

trên cũng tương tự như các hợp chất lantan tương ứng và cho thấy actini
trong hợp chất có số ôxy hóa là +3.[13]
Quan hệ với các nguyên tố trong nhóm actini

Actini là nguyên tố đầu tiên và cũng là tên gọi cho nhóm Actini, tương tự như
lantan đặc trưng cho nhóm Lantan. Các nguyên tố trong nhóm này đa dạng
hơn so với nhóm lantan và do đó mãi đến năm 1945 khi Glenn T. Seaborg
đưa ra đề xuất thay đổi quan trọng đối với bảng tuần hoàn của Mendeleev khi
thêm vào nhóm Actini.[14]
Đồng vị
Actini có mặt trong tự nhiên bao gồm một đồng vị phóng xạ 227Ac. 36 đồng vị
phóng xạ được đặc trưng với đồng vị bền nhất là 227Ac có chu kỳ bán rã
21,772 năm, 225Ac có chu kỳ bán rã 10,0 ngày, và 226Ac là 29,37 giờ. Tất cả
các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 10 giờ và đa số trong
đó có chu kỳ nhỏ hơn 1 phút. Đồng vị tồn tại ngắn nhất là 217Ac, nó chỉ phân
hủy tạo ra tia anpha và bắt điện tử. Nó có chu kỳ bán rã 69 phần tỉ giây.
Actini cũng có 2 đồng phân hạt nhân.[15]
227
Ac được tinh chế trở nên cân bằng với các sản phẩm phân rã vào cuối ngày
thứ 185, và sau đó phân rã theo chu kỳ bán rã 21,773 năm; các sản phẩm
phân rã kế tiếp là một phần trong chuỗi actini. Các đồng vị actini có khối
lượng nguyên tử từ 206u (206Ac) đến 236u (236Ac).[15]
Phân bố
Actini được tìm thấy ở dạng vết trong quặng urani, nhưng phổ biến hơn
khoảng vài miligram trong bức xạ neutron của 226U trong lò phản ứng hạt
nhân. Kim loại actini được điều chế bằng cách giảm chất actini florua bằng
hơi liti ở nhiệt độ khoảng 1100 đến 1300°C.[11]
Actini cũng được tìm thấy dạng vết trong các quặng urani ở dạng 227Ac, phát
tia α và β với chu kỳ bán rã 21,773 năm. Một tấn quặng urani chứa khoảng
0,1g actini. Đồng vị actini 227Ac là một đồng vị tạm thời trong dãy phân rã
của chuỗi actini, với đồng vị đầu tiên là 235U (hoặc 239Pu) và kết thúc là đồng
vị bền của chì 207Pb. Một đồng vị actini khác (225Ac) có mặt tạm thời trong
Page 820 of 970
dãy phân rã của chuỗi neptuni, bắt đầu là 237Np (hay 233U) và kết thúc là

bismuth gần bền (209Bi).
Ứng dụng
Nó phóng xạ gấp 150 lần so với radi, nên nó là một ngồn neutron có giá trị
tạo ra năng lượng. Ngoài ra thì nó không có những ứng dụng quan trọng
trong công nghiệp.[16]
225
Ac được dùng trong y học để tạo ra 213Bi trong một máy phát điện có thể tái
sử dụng hoặc có thể được dùng độc lập làm chất điều trị miễn dịch radio cho
phép trị liệu Anpha (Targeted Alpha Therapy- TAT).[17] 225Ac được sản suất
nhân tạo đầu tiên bởi Viện nguyên tử siêu Urani (Institute for Transuranium
Elements - ITU) ở Đức bằng xyclôtron và bởi tiến sĩ Graeme Melville ở Bệnh
viện St George, Sydney bằng cách dùng máy gia tốc tuyến tính năm 2000.[18]
Phòng ngừa
227
Ac phóng xạ cực mạnh, và nó tạo ra phóng xạ ảnh hưởng đến sức khỏe con
người[19]
 Tóm tắt:
Actini, 89Ac
Tính chất chung
Tên, ký hiệu Actini, Ac
Phiên âm /ækˈtɪniəm/
ak-TIN-nee-əm
Hình dạng Bạc, phát sáng với ánh sáng xanh khá lạ[1]
Actini trong bảng tuần hoàn

La
↑
Page 821 of 970

Ac
↓
Ute
Radi ← Actini → Thori
chuẩn (Ar)
Phân loại nhóm actini
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 6d1 7s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2

Màu sắc Bạc
Nhiệt độ nóng chảy (circa) 1323 K (1050 °C, 1922 °F)
Nhiệt độ sôi 3471 K (3198 °C, 5788 °F)
Mật độ 10 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng nóng chảy 14 kJ·mol−1

Trạng thái ôxy hóa 3 Ôxít trung tính
Page 822 of 970


hóa trị
Thông tin khác


Tính chất từ Không có dữ liệu
225 221
Ac Tổng hợp 10 ngày α 5.935 Fr
226
Ac Tổng hợp 29,37 giờ β− 1.117 226
Th
226
ε 0.640 Ra
222
α 5.536 Fr
227
Ac 100% 21,773 năm β− 0.045 227
Th
223
α 5.042 Fr
90. Thori (Th)

Thori là một nguyên tố hóa học có ký hiệu Th và số hiệu nguyên tử 90 trong
bảng tuần hoàn. Thori là một trong 3 kim loại phóng xạ xuất hiện trong tự
nhiên với số lượng lớn ở dạng nguyên thủy (hai nguyên tố còn lại là bismuth
và urani.[a] Thori được nhà khoáng vật học người Na Uy Morten Thrane
Esmark phát hiện năm 1828 và được xác định bởi nhà hóa học Thụy Điển
Jöns Jakob Berzelius, ông đã đặt tên nó theo Thor, Norse god của sấm. Trong
Page 823 of 970

tự nhiên, thori là một kim loại phóng xạ thấp, và cũng được xem là một

nguyên liệu hạt nhân thay thế cho urani.
Tính chất
Vật lý
Thori nguyên chất là một kim loại có ánh bạc, bền trong không khí và giữ
được ánh của nó trong khoảng vài tháng. Khi lẫn với ôxít, thori bị mờ đi từ từ
trong không khí và chuyển sang màu xám và cuối cùng là đen. Các tính chất
vật lý của thori chịu ảnh hưởng lớn bởi mức độ lẫn với ôxít. Các loại tinh
khiết nhất thường chứa khoảng 10% lượng ôxít. Thori nguyên chất mềm, dễ
uốn và có thể cuộn tròn ở trạng thái lạnh (không cần gia nhiệt), rập nóng và
kéo dài. Thori có hai kiểu cấu trúc và chúng biến đổi ở 1400°C từ lập phương
sang lập phương tâm khối. Bột thori thường tự bốc cháy do vậy nên cẩn thận
khi cầm chúng. Khi nung nóng trong không khí, kim loại thori phát cháy và
có ngọn lửa sáng màu trắng.[3]
Hóa học
Thori phản ứng rất chậm với nước nhưng không phải lúc nào cũng tan trong
axít thường trừ axít clohidrit.[3] Nó hòa tan trong axít nitric đậm đặc với một
ít chất xúc tác là ion Flo.[4]
Các hợp chất của thori thường bền ở trạng thái ôxi hóa +4.[5]
Hợp chất
Thori điôxit được sử dụng làm chất ổn định trong các điện cực tungsten trong
kỹ thuật hàn khí trơ tungsten, ống điện, động cơ máy bay. Nó nóng chảy ở
3300°C là giá trị cao nhất trong tất cả các ôxít.[6]
Thori(IV) nitrat và thori(IV) florua thường có các dạng hydrat như:
Th(NO3)4.4H2O và ThF4.4H2O. Tâm thori nằm trong mặt phẳng phân tử hình
vuông.[5] Thori(IV) cacbonat, Th(CO3)2 cũng tương tự.[5]
Khi xử lý với natri florua và axít clohiđric, Th4+ tạo thành ion phức ThF62−, và
có thể kết tủa ở dạng muối không tan K2ThF6.[4]
Page 824 of 970

Thori(IV) hyđroxit, Th(OH)4, không tan trong nước, cũng không là chất

lưỡng tính. Perôxít của thori rất hiếm ở dạng chất rắn không tan. Tính chất
này có thể dùng để tách thori ra khỏi các ion khác trong dung dịch.[4]
Nếu có mặt các ion phốtphát, Th4+ sẽ kết tủa thành nhiều hợp chất khác nhau
và là các hợp chất không tan trong nước và các dung dịch axít.[4]
Sản xuất
Monazite – a major thorium mineral

Thori được tách ra chủ yếu từ monazit: thori
diphosphat (Th(PO4)2) cho phản ứng với axit
nitric, và thori nitrat thu được đem xử lý với
tributyl phosphat. Các nguyên tố đất hiếm lẫn
tạp chất được tách ra bằng cách điều chỉnh pH
trong dung dịch sulfat.[7]
Một phương pháp tách khác là monazit được phân rã trong dung dịch chứng
45% natri hydroxit ở 140°C. Hỗn hợp hydroxit kim loại được tách ra đầu
tiên, được lọc ở 80°C, rửa sách bằng nước và cho hòa tan vào axit
hydrochloric đậm đặc. Sau đó, dung dịch axit được trung hòa với hydroxit để
đạt đến pH = 5,8, mức mà tạo kết tủa thori hydroxit (Th(OH)4) chứa khoảng
~3% hydroxit đất hiếm; các hydroxit đất hiếm còn lại vẫn nằm trong dung
dịch. Thori hydroxit đem hòa tan trong axit vô cơ và sau đó tách ra khỏi các
nguyên tố đất hiếm. Một phương pháp hiệu quả là sự hòa tan thori hydroxit
trong axit nitric, so dung dịch tạo thành có thể được làm tinh khiết bằng cách
chiết tách với các dung môi hữu cơ:[7]
Th(OH)4 + 4HNO3 → Th(NO3)4 + 4H2O
Thori kim loại được tách ra từ anhydrous oxit hoặc clorua bằng cách phản
ứng với canxi trong không khí trơ:[8]
ThO2 + 2Ca → 2CaO + Th ↓
Đôi khi thori được tách ra bằng phương pháp điện phân florua trong hỗn hợp
natri và kali clorua ở 700 – 800°C trong nồi bằng than chì. Thori độ tinh khiết
Page 825 of 970
cao có thể được tách ra từ iotua của nó với quá trình hình thành thanh tinh
thể.[9]
Ứng dụng
Một số ứng dụng của thori như:[3]
 Thori là một nguyên tố trong hợp kim với magiê, dùng trong các động cơ

máy bay, nhằm tăng độ bền và chống lại biến dạng trườn ở nhiệt độ cao.
 Thori cũng là chất trong hợp kim kỹ thuật hàn cung tungsten khí (GTAW)
để tăng nhiệt độ nóng chảy của các điện cực tungsten và tăng độ bền mối
hàn.
 Thori được phủ lên dây kim loại tungsten trong các thiết bị điện nhằm làm
tăng truyền nhiệt qua điện tích của catốt bị nung nóng.
 Định tuổi Urani-thori được dùng để xác định tuổi hóa thạch họ người.
 Thori được dùng để bổ sung thêm trong quá trình sản xuất nguyên liệu hạt
nhân. Đặc biệt đối với các lò phản ứng khuếch đại năng lượng được thiết
kế với mục đích sử dụng thori. Khi thori nhiều hơn urani, một số mẫu lò
phản ứng hạt nhân kết hợp thori vào chu trình nguyên liệu của chúng.
 Thori cũng được sử dụng trực tiếp làm nguyên liệu hạt nhân giống như
urani, vì nó tạo ra ít chất thải phóng xạ nguyên tử lớn.
 Thori là tấm chắn phóng xạ rất hiệu quả, mặc dù nó chưa bao giờ được sử
dụng vào mục đích này so với chì.
Các ứng dụng của thori điôxít (ThO2):
 Lớp áo trong các đèn khí cầm tay. Các lớp áo này phát sáng rực rỡ với các
tia sáng chói (không liên quan đến phóng xạ) khi nung nóng bằng ngọn
lửa khí.
 Sử dụng trong các điện cực kỹ thuật hàn cung tungsten khí.
 Sử dụng để điều khiển kích thước hạt của tungsten dùng trong các bóng
đèn điện.
 Sử dụng trong gốm cách nhiệt giống như các nồi nấu kim loại nhiệt độ cao
trong phòng thí nghiệm.
Page 826 of 970

 Thêm vào thủy tinh, nó giúp tạo ra thủy tinh có hệ số khúc xạ cao và tán
xạ thấp. Ngoài ra chúng còn được sử dụng làm các thấu kính của camera
và thiết bị khoa học.
 Sử dụng làm chất xúc tác:
 Chuyển amoniac thành axít nitric.
Page 827 of 970

 Trong các phản ứng cracking dầu mỏ.

 Sản suất axít sulfuric.
 Thori điôxít là chất hoạt động của Thorotrast, sử dụng như là một phần
của chẩn đoán bằng tia X. Ứng dụng này đã bị hủy bỏ bởi vì Thorotrast tự
nhiên có thể gây ung thư.
 Tóm tắt:
Thori, 90Th
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Thori, Th
Phiên âm /ˈθɔəriəm/
THOHR-ee-əm
Hình dạng Bạc, thường có màu đen xỉn
Thori trong bảng tuần hoàn
Ce
↑
Th
↓
Uqn
Actini ← Thori → Protactini
Page 828 of 970

chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 6d2 7s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 18, 10, 2

Màu sắc Bạc, thường có màu đen xỉn
Nhiệt độ sôi 5061 K (4788 °C, 8650 °F)
Mật độ 11,7 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2633 2907 3248 3683 4259 5055

Trạng thái ôxy hóa 4, 3, 2 Bazơ yếu
Page 829 of 970

hóa trị
Thông tin khác


Mohs
Vickers
Brinell

228 224
Th Tổng hợp 1,9116 năm α 5.520 Ra
229 225
Th Tổng hợp 7340 năm α 5.168 Ra
230 226
Th Tổng hợp 75380 năm α 4.770 Ra
231 231
Th Tổng hợp 25,5 giờ β 0.39 Pa
232
Th 100% 1,405×1010năm α 4.083 228
Ra
234 234
Th Tổng hợp 24,1 ngày β 0.27 Pa
91. Protactini (Pa)

Page 830 of 970
Protactini (phát âm tiếng Anh: /ˌproʊtækˈtɪniəm/) là một nguyên tố hóa học

ký hiệu Pa và số nguyên tử 91. Đồng vị phổ biến nhất và tồn tại lâu nhất, Pa-
231 là sản phẩm phân rã từ urani 235 (U-235), và có chu kỳ bán rã là 32.760
năm. Còn lại chủ yếu là đồng vị Pa-234 ở dạng vết có thời gian sống ngắn
hơn và là sản phẩm phân rã từ urani 238 (U-238). Rất hiếm.
 Tóm tắt:
Protactini, 91Pa
Tính chất chung

Tên, ký hiệu protactini, Pa
Phiên âm prô-tác-ti-ni
Hình dạng ánh kim sáng bạc
Protactini trong bảng tuần hoàn
Pr
↑
Pa
↓
(Uqu)
thori ← protactini → urani
Số nguyên 91
tử (Z)
Khối lượng 231,035 88
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Page 831 of 970

Nhóm, phân n/a, f
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình [Rn] 7s2 6d1 5f2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 20, 9, 2

Trạng thái rắn
vật chất
Nhiệt độ 1 841 K (1 568 °C, 2 854 °F)
nóng chảy
Nhiệt độ sôi ? 4 300 K (? 4 027 °C, ? 7 280 °F)
Mật độ 15,37 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
nóng chảy
Nhiệt bay 481 kJ·mol−1
hơi

Trạng thái 2, 3, 4, 5
ôxy hóa (ôxít bazơ yếu)
ion hóa
cộng hoá trị
Bán kính 200 pm
liên kết cộng
hóa trị
Thông tin khác

Page 832 of 970
Cấu trúc bốn phương[1]

tinh thể [[Tập tin:bốn phương[1]|50px|alt=Cấu trúc tinh thể bốn phương[1] của
protactini|Cấu trúc tinh thể bốn phương[1] của protactini]]
Điện trở ở 0 °C: 177 n Ω·m
suất
Tính chất từ thuận từ[2]
CAS
229 225
Pa syn 1,4 d α 5,58 Ac
230 230
Pa syn 17,4 d ε 1,310 Th
β− 0,563 230
U
231 227
Pa ~100% 32 760y α 5,149 Ac
232
Pa syn 1,31 d β− 0,31 232
U
233
Pa syn 26,967 d β− 0,571 233
U
234m
Pa trace 1,17 min β− 2,29 234
U
234
IT 0,069 4 Pa
234
Pa trace 6,75 h β− 0,23 234
U
92. Urani (U)

Urani hay uranium là nguyên tố hóa học kim loại màu trắng thuộc nhóm
Actini, có số nguyên tử là 92 trong bảng tuần hoàn, được ký hiệu là U. Trong
một thời gian dài, urani là nguyên tố cuối cùng của bảng tuần hoàn. Các đồng
vị phóng xạ của urani có số neutron từ 144 đến 146 nhưng phổ biến nhất là
các đồng vị urani-238, urani-235 và urani-239. Tất cả đồng vị của urani đều
không bền và có tính phóng xạ yếu. Urani có khối lượng nguyên tử nặng thứ
2 trong các nguyên tố tự nhiên, xếp sau plutoni-244.[3] Mật độ của urani lớn
Page 833 of 970
hơn mật độ của chì khoảng 70%, nhưng không đặc bằng vàng hay wolfram.

Urani có mặt trong tự nhiên với nồng độ thấp khoảng vài ppm trong đất, đá
và nước, và được sản xuất thương mại từ các khoáng sản chứa urani như
uraninit.
Trong tự nhiên, urani được tìm thấy ở dạng urani 238 (99,284%), urani 235
(0,711%),[4] và một lượng rất nhỏ urani 234(0,0058%). Urani phân rã rất
chậm phát ra hạt anpha. Chu kỳ bán rã của urani 238 là khoảng 4,47 tỉ năm
và của urani 235 là 704 triệu năm,[5] do đó nó được sử dụng để xác định tuổi
của Trái Đất.
Hiện tại, các ứng dụng của urani chỉ dựa trên các tính chất hạt nhân của nó.
Urani-235 là đồng vị duy nhất có khả năng phân hạch một cách tự nhiên.
Urani 238 có thể phân hạch bằng neutron nhanh, và là vật liệu làm giàu, có
nghĩa là nó có thể được chuyển đổi thành plutoni-239, một sản phẩm có thể
phân hạch được trong lò phản ứng hạt nhân. Đồng vị có thể phân hạch khác
là urani-233 có thể được tạo ra từ thori tự nhiên và cũng là vật liệu quan trọng
trong công nghệ hạt nhân. Trong khi urani-238 có khả năng phân hạch tự
phát thấp hoặc thậm chí bao gồm cả sự phân hạch bởi neutron nhanh, thì
urani 235 và đồng vị urani-233 có tiết diện hiệu dụng phân hạch cao hơn
nhiều so với các neutron chậm. Khi nồng độ đủ, các đồng vị này duy trì một
chuỗi phản ứng hạt nhân ổn định. Quá trình này tạo ra nhiệt trong các lò phản
ứng hạt nhân và tạo ra vật liệu phân hạch dùng làm các vũ khí hạt nhân.
Urani nghèo (U-238) được dùng trong các đầu đạn đâm xuyên và vỏ xe bọc
thép.[6] Trong lĩnh vực dân dụng, urani chủ yếu được dùng làm nhiên liệu cho
các nhà máy điện hạt nhân. Ngoài ra, urani còn được dùng làm chất nhuộm
màu có sắc đỏ - cam đến vàng chanh cho thủy tinh urani. Nó cũng được dùng
làm thuốc nhuộm màu và sắc bóng trong phim ảnh.
Martin Heinrich Klaproth được công nhận là người đã phát hiện ra urani
trong khoáng vật pitchblend năm 1789. Ông đã đặt tên nguyên tố mới theo
tên hành tinh Uranus (Sao Thiên Vương). Trong khi đó, Eugène - Melchior
Péligot là người đầu tiên tách kim loại này và các tính chất phóng xạ của nó
đã được Antoine Becquerel phát hiện năm 1896. Nghiên cứu của Enrico
Fermi và các tác giả khác bắt đầu thực hiện năm 1934 đã đưa urani vào ứng
dụng trong công nghiệp năng lượng hạt nhân và trong quả bom nguyên tử
mang tên Little Boy, quả bom này là vũ khí hạt nhân đầu tiên được sử dụng
trong chiến tranh. Từ cuộc chạy đua vũ trang trong thời chiến tranh lạnh giữa
Hoa Kỳ và Liên Xô đã cho ra hàng chục ngàn vũ khí hạt nhân sử dụng urani
Page 834 of 970
được làm giàu và plutoni có nguồn gốc từ urani. Việc an toàn của các vũ khí
này và các vật liệu phân hạch của chúng sau sự tan rã của Liên Xô năm 1991
là một mối quan tâm đối với sức khỏe và an toàn của cộng đồng.[7]
Lịch sử
Phân hạch tự nhiên thời tiền sử
Năm 1972, nhà vật lý người Pháp, Francis Perrin, phát hiện ra 15 lò phản ứng
phân hạch hạt nhân tự nhiên cổ không còn hoạt động trong 3 khoáng sàng
quặng riêng biệt ở mỏ Oklo tại Gabon, Tây Phi, hay còn gọi là các lò phản
ứng hạt nhân hóa thạch Oklo. Một trong 3 khoáng sàng có tuổi 1,7 tỉ năm;
vào thời điểm đó, urani-235 chiếm khoảng 3% tổng lượng urani trên Trái
Đất.[8] Hàm lượng này lớn đủ để một phản ứng dây chuyền duy trì phân hạch
hạt nhân xảy ra, là yếu tố chứng minh cho các điều kiện tồn tại của chúng.
Khả năng lưu giữ các sản phẩm chất thải hạt nhân bởi lớp bao bọc trầm tích
đã được chính quyền liên bang Hoa Kỳ trích dẫn để chứng minh cho các điều
kiện bảo quản của kho chứa chất thải hạt nhân núi Yucca.[8]
Sử dụng trước khi được phát hiện

Việc sử dụng urani ở dạng ôxit tự nhiên được xác định vào khoảng năm 79
TCN, khi đó nó được dùng để tạo màu vàng cho men gốm.[9] Năm 1912, ông
R. T. Gunther thuộc Trường Đại học Oxford đã tìm thấy thủy tinh màu vàng
có hàm lượng 1% urani ôxit trong một biệt thự La Mã ở mũi Posillipo, Vịnh
Napoli, Ý.[10] Từ cuối thời Trung cổ, uranit được tách từ các mỏ bạc
Habsburg ở Joachimsthal, Bohemia (nay là Jáchymov thuộc Cộng hòa Séc)
và được dùng làm chất tạo màu trong công nghiệp chế tạo thủy tinh ở địa
phương.[11] Vào đầu thế kỷ 19, đây là các mỏ quặng urani duy nhất được biết
đến trên thế giới.
Phát hiện
Antoine Henri Becquerel đã phát hiện ra hiện
tượng phóng xạ khi phơi tấm phim với urani
(1896)
Page 835 of 970

Việc phát hiện ra nguyên tố này được ghi công cho nhà hóa học Đức Martin
Heinrich Klaproth. Trong khi đang làm các thí nghiệm trong phòng
ở Berlin năm 1789, Klaproth đã tạo ra hợp chất kết tủa màu vàng (giống natri
diuranat) bằng cách hòa tan pitchblend trong axit nitric và sau đó trung hòa
dung dịch bằng natri hydroxit.[11] Klaproth cho rằng chất màu vàng đó là ôxit
của một nguyên tố chưa được phát hiện và nung nó với than gỗ để thu một
loại bột màu đen mà ông nghĩ rằng nó là một kim loại mới được phát hiện
(nhưng thực chất là bột của một ôxit urani).[11][12] Ông đặt tên nguyên tố mới
theo tên hành tinh Uranus, một hành tinh vừa được William Herschel phát
hiện trước đó 8 năm. [13]
Năm 1841, Eugène-Melchior Péligot, giáo sư hóa phân tích thuộc Trường Kỹ
Nghệ Quốc gia Pháp (Conservatoire National des Arts et Métiers) ở Paris đã
tách được mẫu urani kim loại đầu tiên bằng cách nung urani tetraclorua với
kali.[11][14]
Antoine Henri Becquerel phát hiện ra tính phóng xạ khi sử dụng urani vào
năm 1896.[15] Becquerel phát hiện ra tính chất này tại Paris bằng cách cho một
mẫu muối urani K2UO2(SO4)2 trên một tấm phim để trong ngăn kéo và sau đó
ông thấy tấm phim bị mờ giống như 'bị phủ sương mù'.[16] Ông cho rằng có
một dạng ánh sáng không nhìn thấy được hoặc các tia phát ra từ urani tiếp
xúc với tấm phim.
Nghiên cứu phân hạch

Enrico Fermi (góc dưới bên trái) và các cộng
sự tạo ra phản ứng dây chuyền tự duy trì đầu
tiên (1942)
Năm 1934 một nhóm nghiên cứu do Enrico
Fermi lãnh đạo đã phát hiện thấy việc bắn phá
urani bằng neutron sẽ sản sinh ra các tia beta
(electron hoặc positron sinh ra từ các nguyên tố;
[17]
xem hạt beta). Các sản phẩm phân hạch đầu tiên bị nhầm lẫn là các nguyên
tố mới có số nguyên tử là 93 và 94, theo đó, trưởng khoa Roma, ông Orso
Mario Corbino tin rằng đó là ausoni và hesperi.[18][19][20] Các thí nghiệm của
Otto Hahn và Fritz Strassmann đã đưa đến việc phát hiện ra khả năng mà
urani phân hạch thành các nguyên tố nhẹ hơn và giải phóng năng lượng liên
kết,[17] trong phòng thí nghiệm của Hahn ở Berlin. Tháng 2 năm 1939, Lise
Page 836 of 970
Meitner cùng người cháu là nhà vật lý Otto Robert Frisch đã công bố các giải
thích về mặt vật lý, đồng thời đặt tên quá trình này là 'phản ứng phân hạch hạt
nhân'.[21] Không lâu sau đó, Fermi giả thuyết rằng sự phân hạch của urani có
thể giải phóng đủ số neutron để duy trì một phản ứng phân hạch. Năm 1939,
giả thuyết này được xác nhận, và nghiên cứu sau đó phát hiện rằng trung bình
có khoảng 2,5 neutron được giải phóng từ mỗi lần phân hạch của đồng vị
hiếm của urani là urani-235.[17] Nghiên cứu tiếp theo phát hiện rằng đồng vị
phổ biến hơn là urani-238 có thể bị chuyển đổi thành plutoni, và đồng vị này,
giống như urani-235, cũng có khả năng phân hạch bằng các neutron nhiệt.
Các phát hiện này đã thúc đẩy việc chế tạo vũ khí hạt nhân và điện hạt nhân ở
một số quốc gia.
Ngày 2 tháng 12 năm 1942, một nhóm nghiên cứu thuộc dự án Manhattan do
Enrico Fermi lãnh đạo đã có thể bắt đầu thực hiện phản ứng hạt nhân dây
chuyền nhân tạo đầu tiên tại lò phản ứng Chicago Pile-1. Tiến hành nghiên
cứu trong phòng thí nghiệm dưới sự phụ trách của Stagg Field ở Đại học
Chicago, nhóm này đã tạo ra những điều kiện cần thiết để một phản ứng xảy
ra bằng cách lấp 360 tấn than thỏi, 53 tấn urani ôxit và 5,5 tấn urani kim loại.
[17]
Chế tạo bom

Đám mây nấm trên bầu trời Hiroshima sau vụ nổ quả
bom nguyên tử nguồn gốc urani mang tên 'Little Boy'
(1945)
Hai loại bom nguyên tử chính được Hoa Kỳ chế tạo
trong chiến tranh thế giới lần thứ 2 là: loại dựa trên
nguyên liệu urani (tên "Little Boy") mà vật liệu phân
hạch của nó là urani làm giàu rất cao, và loại dựa trên
nguyên liệu plutoni (xem thử nghiệm Trinity và "Fat
Man") theo đó plutoni được sản xuất từ urani-238.
Loại bom dùng urani là vũ khí hạt nhân đầu tiên được sử dụng trong chiến
tranh khi được thả xuống thành phố Hiroshima, Nhật Bản ngày 6 tháng 8
năm 1945. Vụ nổ tương đương với 12.500 tấn thuốc nổ TNT, sức công phá
và làn sóng nhiệt của quả bom phá hủy gần 50.000 tòa nhà và gây thiệt mạng
gần 75.000 người (xem Vụ ném bom nguyên tử xuống Hiroshima và
Nagasaki).[16] Ban đầu người ta tin rằng urani khá hiếm, và sự phổ biến vũ khí
Page 837 of 970

hạt nhân có thể tránh được bằng cách đơn giản là mua tất cả urani trên thị
trường, nhưng chỉ trong vòng 1 thập kỉ có nhiều mỏ urani được phát hiện ở
nhiều nơi trên thế giới.[22]
Dùng trong lò phản ứng hạt nhân
4 bóng đèn tròn sử dụng điện từ lò phản ứng

hạt nhân đầu tiên, EBR-I (1951)
Lò phản ứng hạt nhân than chì X-10 ở Phòng thí
nghiệm Oak Ridge (ORNL) ở Oak Ridge,
Tennessee, trước đây còn gọi là Clinton Pile và
X-10 Pile, là lò phản ứng hạt nhân thứ 2 trên thế
giới (sau lò phản ứng Chicago Pile của Enrico
Fermi) và là lò phản ứng hạt nhân đầu tiên được thiết kế và xây dựng để vận
hành liên tục. Lò phản ứng tái sinh thí nghiệm I thuộc Phòng thí nghiệm quốc
gia Hoa Kỳ Idaho gần Arco, Idaho là lò phản ứng hạt nhân đầu tiên sản xuất
điện vào ngày 20 tháng 12 năm 1951. Ban đầu, bốn bóng đèn 150 W được
thấp sáng từ lò phản ứng, sau đó những cải tiến đã nâng sản lượng điện lên
hết công suất thiết kế (sau đó, thị trấn Arco trở thành thị trấn đầu tiên trên thế
giới sử dụng toàn bộ điện phát ra từ năng lượng hạt nhân).[23] Nhà máy điện
hạt nhân thương mại đầu tiên trên thế giới, Obninsk ở Liên Xô, bắt đầu phát
điện bằng lò phản ứng AM-1 vào ngày 27 tháng 6 năm 1954. Các nhà máy
điện hạt nhân khác vào thời đó gồm: Calder Hall ở Anh phát điện ngày 17
tháng 10 năm 1956[24] và nhà máy điện hạt nhân Shippingport ở Pennsylvania
phát điện ngày 26 tháng 5 năm 1958. Năng lượng hạt nhân được dùng đầu
tiên vào năm 1954 cho tàu ngầm năng lượng hạt nhân USS Nautilus.[17][25]
Ô nhiễm và di sản từ thời chiến tranh lạnh

Dự trữ vũ khí hạt nhân giữa Hoa Kỳ và Nga
giai đoạn 1945 – 2018
Các vụ thử nghiệm hạt nhân trên mặt đất do
Liên Xô và Hoa Kỳ thực hiện vào thập niên
Page 838 of 970
1950 và đầu thập niên 1960, và Pháp thực hiện vào thập niên 1979 và
1980[26] đã làm gia tăng đáng kể lượng bụi hạt nhân từ những đồng vị con của
urani trên toàn thế giới.[27] Thêm vào đó là bụi và ô nhiễm gây ra từ các vụ tai
nạn hạt nhân.[28][29]
Những người khai thác mỏ urani có khả năng bị ung thư cao hơn. Ví dụ, nguy
cơ ung thư phổi vượt trội ở những thợ mỏ urani người Navajođã được ghi
nhận và xác định có liên hệ với nghề nghiệp của họ.[30] Đạo luật bồi thường
phơi nhiễm phóng xạ (Radiation Exposure Compensation Act) của Hoa Kỳ
năm 1990 yêu cầu trả phí bồi thường 100.000USD cho các thợ mỏ urani được
chẩn đoán là mắc bệnh ung thư hoặc các bệnh đường hô hấp khác.[31]
Trong thời kỳ chiến tranh lạnh giữa Hoa Kỳ và Liên Xô, những kho dự trữ
urani khổng lồ chứa hàng chục ngàn vũ khí hạt nhân dùng urani làm giàu và
plutoni sản xuất từ urani. Từ khi Liên Xô sụp đổ năm 1991, ước tính 540 tấn
vũ khí dùng urani được làm giàu cao (đủ để sản xuất khoảng 40.000 đầu đạn
hạt nhân) được cất giữ trong các cơ sở thiếu an toàn ở Nga và một số nước
thuộc Liên Xô trước kia.[32] Từ năm 1993 đến 2005, cảnh sát ở châu Á, châu
Âu, và Nam Mỹ đã có ít nhất 16 lần ngăn chặn các chuyến hàng cung cấp
urani hay plutoni nhập lậu, đa số trong đó có nguồn gốc từ các nước thuộc
Liên Xô cũ.[32] Từ năm 1993 đến 2005, chương trình kiểm toán, kiểm soát và
bảo vệ vật liệu (Material Protection, Control, and Accounting Program)
do chính phủ liên bang Hoa Kỳ điều phối đã tiêu tốn khoảng 550 triệu USD
để hỗ trợ an ninh cho các kho vũ khí urani và plutoni ở Nga.[32] Phần ngân
sách này được sử dụng để cải tiến, tăng cường an ninh tại các cơ sở nghiên
cứu và thiết bị lưu trữ. Tháng 2 năm 2006, tờ báo Scientific American tường
thuật rằng một số an ninh thiết bị bao gồm chuỗi tường chắn liên hợp đang
trong tình trạng tồi tệ do không được sửa chữa. Theo một cuộc phỏng vấn từ
bài báo trên, có một thiết bị trước đó được dùng để lưu trữ các mẫu urani
được làm giàu (cấp độ vũ khí) trong một buồng riêng trước dự án cải tiến;
một thiết bị khác theo dõi trữ lượng đầu đạn hạt nhân đang lưu trữ bằng cách
sử dụng thẻ danh mục.[33]
Tính chất
Phân hạch hạt nhân của urani-235
Khi được tách ra, urani là kim loại có màu trắng bạc,
phóng xạ yếu, mềm hơn thép một chút,[9] độ dương điện
Page 839 of 970
mạnh và độ dẫn điện kém.[34] Nó dẻo, dễ uốn và có tính thuận từ.[9] Kim loại

urani có mật độ rất lớn, đặc hơn chì khoảng 70%, nhưng nhẹ hơn vàng.
Urani kim loại phản ứng với hầu hết các nguyên tố phi kim và các hợp chất
phi kim với mức phản ứng tăng theo nhiệt độ.[15] Axit clohidric và axit nitric
hòa tan urani, nhưng các axit không có khả năng ôxy hóa phản ứng với
nguyên tố này rất chậm.[34] Khi chia nhỏ, urani có thể phản ứng với nước
lạnh; khi tiếp xúc với không khí, kim loại urani bị phủ một lớp ôxit urani màu
đen.[9] Urani trong quặng được tách bằng phương pháp hóa học và chuyển đổi
thành urani ôxit hoặc các dạng khác có thể dùng trong công nghiệp.
Urani-235 là đồng vị đầu tiên được tìm thấy có thể tự phân hạch. Các đồng vị
khác có mặt trong tự nhiên có thể phân hạch nhưng không thể tự phân hạch.
Tùy thuộc vào việc bắn phá bằng các neutron chậm, đồng vị urani-235 sẽ
luôn phân chia thành 2 hạt nhân nhỏ hơn, giả phóng năng lượng liên kết hạt
nhân và sinh nhiều neutron hơn. Nếu các neutron này được hấp thụ bởi các
hạt nhân urani-235 khác, thì chuỗi phân hạch hạt nhân sẽ diễn ra và có thể
gây nổ trừ khi phản ứng được làm chậm lại bởi việc điều hòa neutron, bằng
cách hấp thụ chúng.[32] Ít nhất 7kg uranium-235 có thể sử dụng để tạo thành
một quả bom nguyên tử.[32] Little Boy là quả bom hạt nhân đầu tiên được sử
dụng trong chiến tranh dựa vào sự phân hạch urani, còn vụ nổ hạt nhân đầu
tiên và quả bom phá hủy Nagasaki (Fat Man) đều là bom plutoni.
Kim loại urani có 3 dạng thù hình:[35]
 α (trực thoi) bền với nhiệt độ lên đến 660°C

 β (bốn phương) bền ở nhiệt độ từ 660°C đến 760°C
 γ (lập phương tâm khối) bền từ 760°C đến điểm nóng chảy đây là trạng
thái dẻo và dễ uốn nhất.
Phân bố
Các môi trường
Uraninit, hay Pitchblend, là quặng phổ biến
được dùng để tách urani
Urani là một nguyên tố tự nhiên, có thể tìm thấy
trong tất cả các loại đất đá và nước với hàm
lượng thấp. Urani cũng là một nguyên tố có số
Page 840 of 970
nguyên tử cao nhất được tìm thấy trong tự nhiên với hàm lượng nhất định
trong vỏ Trái Đất và luôn ở dạng hợp chất với các nguyên tố khác.[9] Cùng với
tất cả các nguyên tố khác có khối lượng nguyên tử cao hơn sắt, urani chỉ
được tạo ra một cách tự nhiên trong các vụ nổ siêu tân tinh.[36] Phân rã của
urani, thori, và Kali-40 trong vỏ Trái Đất được xem là nguồn cung cấp nhiệt
chính.[37][38] điều này giữ cho lõi ngoài ở dạng lỏng và tạo ra các dòng đối lưu
manti.
Hàm lượng urani trung bình trong vỏ Trái Đất (tùy theo quy chiếu) là từ 2
đến 4ppm,[26][34] tương đương gấp 40 lần so với nguyên tố phổ biến là bạc.[15]
Theo tính toán thì vỏ Trái Đất từ bề mặt đến độ sâu 25km chứa 1017kg urani
trong khi ở các đại dương có thể chứa 1013kg.[34] Hàm lượng urani trong đất
thay đổi từ 0,7 đến 11 ppm (đến 15 ppm trong đất trồng trọt do có phốt phát
từ phân bón), và hàm lượng của urani trong nước biển là 3 ppm.[26]
Urani phong phú hơn antimon, thiếc, cadmi, thủy ngân, hay bạc và phổ biến
như arsenic hay molybden.[9][26] Urani được tìm thấy trong hàng trăng mỏ
khoáng uraninit (loại quặng urani phổ biến
nhất), carnotit, autunit, uranophan, torbernit, và coffinit.[9] Hàm lượng urani
nhiều nhất trong các mỏ đá có phốt phát, các khoáng như lignit và cát
monazit trong các quặng giàu urani[9] (hàm lượng thương mại của các nguồn
tối thiểu là 0,1% urani[15]).
Loài citrobacter có thể có nồng độ urani trong
cơ thể chúng lên đến 300 lần so với môi trường
xung quanh
Một số vi khuẩn như S. putrefaciens và G.
metallireducens có khả năng khử U(VI) thành U
(IV).[39]
Ở một số sinh vật như Trapelia involuta hoặc vi sinh vật như vi khuẩn
Citrobacter có thể hấp thụ nồng độ urani cao gấp 300 lần so với môi trường
xung quanh.[40] Loài citrobacter hấp thụ các ion uranyl vào gốc glycerol
phosphate (hay các phốt phát vô cơ tương tự khác). Sau một ngày, 1 gram vi
khuẩn có thể tạo quanh nó một lớp vỏ 9 gram tinh thể uranyl phosphate; đều
này tạo ra khả năng cho việc sử dụng các sinh vật này trong việc xử lý nước
bị nhiễm phóng xạ urani bằng phương pháp sinh học.[11][41]
Page 841 of 970

Trong tự nhiên, urani (VI) tạo thành các phức cacbonat có khả năng hòa tan
cao trong môi trường kiềm. Điều này làm tăng khả năng di chuyển và khả
năng tồn tại của urani trong đất và nước ngầm, có nguồn gốc từ các chất thải
hạt nhân, gây nguy hiểm đối với sức khỏe con người. Tuy nhiên, khó có thể
kết tủa urani như phốt phát khi có nhiều cacbonat trong môi trường pH kiềm.
Đã có phát hiện rằng một con Sphingomonas sp. chủng BSAR-1 có thể có tác
dụng như phốt phát kiềm hoạt tính cao (PhoK). Loài này đã được đưa vào
ứng dụng để kết tủa sinh học urani như các loài tổng hợp phốt phát uranyl từ
các dung dịch kiềm. Khả năng kết tủa được tăng cường bởi protein PhoK
trong E. coli.[42]
Thực vật hấp thụ một số urani trong đất. Nồng độ khối lượng khô của urani
trong thực vật thay đổi từ 5 đến 60ppb, và tro của gỗ có thể có hàm lượng lên
đến 4ppm.[11] Nồng độ khối lượng khô của urani trong thực phẩm từ thực vật
mà con người ăn vào đặc biệt thấp, với khoảng từ 1 đến 2 microgram/ngày.[11]
Khai thác và sản xuất
Yellowcake là một hỗn hợp của các urani ôxít,
là nguyên liệu để tạo ra urani tinh khiết
Sản lượng urani trên toàn thế giới năm 2009 là
50.572 tấn, trong đó 27,3% được khai thác từ
các mỏ ở Kazakhstan. Các quốc gia khai thác
urani khác đáng kể gồm Canada (20,1%), Úc
(15,7%), Namibia (9,1%), Nga (7,0%), và Niger (6,4%).[43]
Quặng urani được khai thác theo nhiều cách như đào mỏ lộ thiên, tách từ đất
đá và khoan mỏ (xem khai thác mỏ urani).[6] Quặng urani cấp thấp chứa từ
0,01 đến 0,25% urano ôxít. Cần tiến hành một số đo đạc để áp dụng phương
pháp phù hợp để tách kim loại từ các quặng trên.[44] Các quặng cấp cao được
tìm thấy ở bồn trũng Athabasca, Saskatchewan, Canada trung bình có thể
chứa tới 23% các ôxít urani.[45]Quặng urani được nghiền mịn thành bột, sau
đó được lọc qua axít hoặc kiềm. Quá trình lọc gồm một số công đoạn như kết
tủa, tách dung môi, và trao đổi ion. Hỗn hợp sau cùng được gọi là bánh vàng
(yellowcake) chứa ít nhất 75% urani ôxít. Bánh vàng sau đó được xử lý nhiệt
để loại bỏ các tạp chất trước khi tinh chế và chuyển đổi.[46]
Urani cấp thương mại có thể được tạo ra bằng cách khử các muối urani halua
với các kim loại kiềm hoặc kim loại kiềm thổ.[9] Urani kim loại cũng có thể
được tạo ra bằng các điện phân của KU5 hoặc UF4, được hòa tan trong dung
Page 842 of 970
dịch canxi clorua (CaCl2) và natri clorua (NaCl) nóng chảy.[9] Urani có độ

tinh khiết cao được tạo ra thông qua quá trình nhiệt phân urani halua trong
điện cực nóng.[9]
Tài nguyên và trữ lượng

Sản lượng urani 2005
Ước tính có khoảng 5,5 triệu tấn quặng urani dự
trữ có thể khai thác một cách kinh tế ở mức giá
130USD/kg,[47] trong khi có 35 tấn được xếp
vào tài nguyên khoáng sản (có khả năng khai
[48]
thác mang lại lợi nhuận). Ngoài ra, còn một lượng khoảng 4,6 tỉ tấn urani
ước tính có mặt trong nước biển (trong thập niên 1980, các nhà khoa học
Nhật Bản đã cho thấy cách khai thác urani từ nước biển bằng phương pháp
trao đổi ion là có tính khả thi về mặt kỹ thuật).[49][50] Đã có nhiều cuộc thí
nghiệm để chiết xuất urani từ nước biển,[51] nhưng sản phẩm thu được thấp do
trong nước biển có nhiều cacbonat.
Trong năm 2005, việc thăm dò urani trên thế giới tăng vọt gây tốn chi phí
khoảng 200 triệu USD, tăng 54% so với năm trước[48] nhờ vào việc giá urani
tăng trên thị trường. Xu hướng này tiếp tục tăng trong năm 2006, khi việc chi
tiêu cho quá trình thăm dò tăng kỷ lục hơn 774 triệu USD, hơn 250% so với
năm 2004.[47]
Úc có trữ lượng quặng urani chiếm 23% trữ lượng thế giới[52] và có mỏ urani
riêng biệt lớn nhất thế giới nằm ở mỏ Olympic Dam, Nam Úc.[53]
Một số nhiên liệu hạt nhân có nguồn gốc từ các vũ khí hạt nhân.[54]
Cung ứng
Giá urani hàng tháng (USD/cân). Đỉnh điểm là
giá năm 2007[55]
Năm 2005, có 17 quốc gia sản xuất urani ôxít,
trong đó Canada (27,9% sản lượng thế giới) và
Úc (22,8%) là các nước sản xuất nhiều nhất,
theo sau là Kazakhstan (10,5%), Nga (8,0%),
Namibia (7,5%), Niger (7,4%), Uzbekistan (5,5
%), Hoa Kỳ (2,5%), Argentina (2,1%), Ukraina(1,9%) và Trung Quốc
Page 843 of 970
(1,7%).[56] Kazakhstan tiếp tục tăng sản lượng, năm 2009 sản lượng đạt
12.826 tấn, so với Canada là 11.100 tấn và Úc là 9.430 tấn.[57][58] Urani hiện
có thể được sử dụng trong ít nhất 80 năm tới,[48] mặc dù một số nghiên cứu
cho biết việc đầu tư vào cuối thế kỉ 20 có thể tạo ra các vấn đề về lượng cung
trong thế kỉ 21.[59]
Các hợp chất

Trạng thái ôxi hóa và ôxit
Ôxit
Triurani octaoxit (hình) và urani dioxit là hai
dạng oxit urani phổ biến nhất
Bánh urani vàng (yellowcake) đã được nhiệt
phân là sản phẩm được sản xuất công nghiệp
chứa các nhóm urani có trạng thái ôxi hóa khác
nhau từ thấp nhất đến cao nhất. Các hạt có thời
gian lưu giữ ngắn trong lò nung sẽ ít bị ôxi hóa hơn những hạt có thời gian
lưu giữ dài hơn. Hàm lượng urani thường được tính theo U3O8, kể từ những
ngày thực hiện dự án Manhattan, khi đó U3O8 đã được sử dụng làm tiêu
chuẩn báo cáo trong hóa phân tích.
Các mối quan hệ pha trong tổ hợp urani-ôxi mang tính phức tạp. Các trạng
thái ôxi hóa quan trọng nhất của urani là urani (IV) và urani (VI) với hai ôxit
tương ứng là urani điôxit (UO2) và urani triôxit (UO3).[60] Các urani ôxit khác
gồm urani monoxit (UO), diurani pentoxit (U2O5) và urani peroxit
(UO4·2H2O) đều tồn tại.
Các dạng urani ôxit phổ biến nhất là triurani octaoxit (U3O8) và UO2.[61] Cả
hai ôxit nay đều ở dạng rắn, ít hoàn tan trong nước và tương đối bền trong
nhiều kiểu môi trường. Triurani octaoxit là hợp chất urani ổn định nhất và là
dạng thường gặp trong tự nhiên (tùy thuộc vào các điều kiện). Urani điôxit là
dạng được dùng làm nhiên liệu hạt nhân phổ biến.[61] Ở nhiệt độ thường,
UO2 sẽ chuyển một cách từ từ thành U3O8. Do tính ổn định, các urani ôxit
thường được xem là dạng hợp chất dùng để lưu trữ hoặc loại bỏ.[61]
Dịch hóa học

Các trạng thái ôxy hóa của urani: III, IV, V, VI
Page 844 of 970
Các muối của tất cả bốn trạng thái ôxi hóa là dung dịch hòa tan trong nước và
có thể được nghiên cứu ở dạng dung dịch nước. Các trạng thái ôxi hóa gồm
U3+ (đỏ), U4+ (lục), UO+2 (không bền) và UO22+ (vàng).[62] Một vài hợp chất
bán kim loại và rắn như UO và US tồn tại trong urani ở trạng thái ôxi hóa
thông thường (II), nhưng không có các ion đơn tồn tại trong dung dịch ở
trạng thái đó. Các ion U3+ giải phóng hydro từ nước vì vậy được xem là trạng
thái không bền. Ion UO22+ đặc trưng cho trạng thái ôxi hóa (VI) và tạo thành
các hợp chất như uranyl cacbonat, uranyl clorua và uranyl sulfat. UO2+2cũng
tạo phức với các chất tạo phức hữu cơ, chất thường gặp nhất là uranyl axetat.
[62]
Cacbonat
Đồ thị Pourbaix biểu diễn dung dịch không tạo phức của urani (như a - xít
percloric / natri hydroxit).[63]
Đồ thị Pourbaix biểu diễn dung dịch

cacbonat của urani[63]
Các tương tác của các ion cacbonat với urani
(VI) làm cho biểu đồ Pourbaix thay đổi mạnh
khi giá trị trung bình bị thay đổi từ nước sang
dung dịch chứa cacbonat. Trong khi một
lượng lớn cacbonat không hòa tan trong
nước, urani cacbonat thỉnh thoảng hòa tan
trong nước. Điều này xảy ra là do cation U
(VI) có thể liên kết hai ôxit và 3 cacbonat
hoặc nhiều hơn để tạo thành các phức anion.
Ảnh hưởng của pH
Page 845 of 970

Đồ thị biểu diễn các nồng độ tương

đối của các dạng hóa khác nhau của Đồ thị biểu diễn các nồng độ tương
urani trong dung dịch không tạo đối của các dạng hóa khác nhau của
phức (a-xít percloric / natri urani trong dung dịch cacbonat.[63]
hydroxit).[63]
Các biểu đồ thành phần của urani minh họa cho đặc điểm này: khi pH của
dung dịch urani(VI) tăng thì urani bị chuyển thành urani ôxit ngậm nước và
với giá trị pH cao nó chuyển thành phức hydroxit anion.
Khi cho thêm cacbonat vào, urani bị chuyển thành một dãy các phức
cacbonat nếu pH tăng. Một ảnh hưởng của các phản ứng này là tăng độ hòa
tan của urani khi giá trị pH nằm trong khoảng 6 đến 8, điều này có ảnh hưởng
trực tiếp đến sự ổn định lâu dài của các nhiên liệu hạt nhân urani ôxit đã qua
sử dụng.
Hydrua, cacbic và nitrit

Kim loại urani nung ở nhiệt độ 250 đến 300°C (482 đến 572°F) phản ứng với
hydro tạo thành urani hydrua. Thậm chí ở nhiệt độ cao hơn có thể loại bỏ
hydro. Tính chất này khiến cho urani hydrua trở thành một loại vật liệu tiện
lợi để tạo ra bột urani phản ứng, cùng với các hợp chất khác như cacbic,
nitrit, và halua.[64] Hai dạng tinh thể của urani hydrua tồn tại là: dạng α tồn tại
ở nhiệt độ thấp còn dạng β được tạo ra ở nhiệt độ trên 250°C.[64]
Urani cacbic và urani nitrit là các hợp chất bán kim loại tương đối trơ, tan rất
ít trong các loại axit, phản ứng với nước, và có thể đốt cháy trong không khí
tạo thành U3O8.[64] Các cacbic của urani gồm urani monocacbic (UC), urani
đicacbic (UC2), và điurani tricacbic (U2C3). Cả hai hợp chất UC và UC2 được
Page 846 of 970
tạo thành bằng cách thêm cacbon vào urani nóng chảy hoặc urani kim loại
tiếp xúc với cacbon monoxit ở nhiệt độ cao. U2C3, ổn định dưới 1800°C,
được điều chế bằng cách pha trộn hỗp hợp nóng của UC và UC2 dưới áp lực
cơ học.[65] Urani nitrit được điều chế bằng cách cho kim loại tác dụng với
nitơ bao gồm urani mononitrit (UN), urani đinitrit (UN2) và điurani trinitrit
(U2N3).[65]
Halua
Urani hexaflorua là một chất trung gian để tách
urani-235 ra khỏi urani tự nhiên
Tất cả urani florua được tạo ra từ urani tetraflorua
(UF4); bản thân UF4 được điều chế bằng cách
hydroclorua hóa urani điôxit.[64] UF4 được khử
bằng hydro ở 1000°C tạo ra urani triflorua (UF3).
Trong các điều kiện nhiệt độ và áp suất thích hợp,
phản ứng của UF4 rắn với urani hexaflorua (UF6)
khí có thể tạo thành các florua trung gian nhử
U2F9, U4F17, và UF5. [64]
Ở nhiệt độ phòng, UF6 có áp suất hơi cao, nên nó được dùng vào quá trình
khuếch tán khí để tách urani-235 từ đồng vị urani-238. Hợp chất này có thể
được điều chế từ urani đioxit và urani hydrua theo phản ứng:[64]
UO2 + 4HF 
0
500 C
 UF4 + 2H2O (thu nhiệt)
UF4 + F2 
0
350 C
 UF6 (thu nhiệt)
Kết quả tạo ra UF6, là chất rắn màu trắng, có tính hoạt động cao (bởi quá
trình florua hóa), dễ thăng hoa (gần như ở dạng hơi lý tưởng), và là hợp chất
dễ bay hơi nhất của urani.[64]
Một phương pháp điều chế urani tetraclorua (UCl4) là kết hợp trực tiếp clo
với hoặc là kim loại urani hoặc urani hydrua. Sự khử UCl4 bởi hydro tạo ra
urani triclorua (UCl3) trong khi các urani chứa số clo cao hơn được điều chế
bởi phản ứng với clo bổ sung.[64] Tất cả urani clorua phản ứng với nước và
không khí.
Các muối urani bromua và iôtua được tạo ra từ phản ứng trực tiếp của brom
và iốt với urani hoặc bằng cách thêm UH3 vào các axit của nguyên tố này.[64]
Page 847 of 970

Ví dụ như: UBr3, UBr4, UI3, và UI4. Urani oxyhalua có thể hòa tan trong

nước, gồm UO2F2, UOCl2, UO2Cl2, và UO2Br2. Sự ổn định của các oxyhalua
này giảm khi khối lượng nguyên tử của thành phần halua tăng.[64]
Đồng vị
Nồng độ trong tự nhiên
Urani tự nhiên bao gồm ba đồng vị chính: urani-238 (99,28%), urani-235
(0,71%), và urani 234 (0,0054%). Tất cả ba đồng vị này đều phóng xạ, phát
ra các hạt anpha với ngoại lệ là ba đồng vị trên đều có xác suất phân hạch tự
nhiên nhỏ hơn là phát xạ anpha.
Urani-238 là đồng vị ổn định nhất của urani, có chu kỳ bán rã khoảng 4,468 tỉ
năm, gần bằng tuổi của Trái Đất. Urani-235 có chu kỳ bán rã khoảng 7,13
triệu năm và urani-234 có chu kỳ bán rã khoảng 2,48×105 năm.[66] Đối với
urani tự nhiên, khoảng 49% tia anpha được phát ra từ mỗi U-238, 49% tương
tự đối với U-234U (do sản phẩm sau được tạo thành từ sản phẩm trước) và
khoảng 2% trong số đó do U-235 phát ra. Khi Trái Đất còn trẻ, có thể 1/5
urani của Trái Đất là urani-235, nhưng tỷ lệ U-234 có thể thấp hơn nhiều so
với hiện nay.
Urani-238 thường phát hạt α - trừ khi trải qua phân hạch tự nhiên - phân rã
theo phân rã hạt nhân urani, với tổng cộng 18 nguyên tố, tất cả chúng cuối
cùng đều phân rã thành chì-206 theo nhiều cách phân rã khác nhau.[15]
Chuỗi phân rã phóng xạ của U-235 có 15 nguyên tố, tất cả chúng phân rã đến
cuối cùng đều tạo ra chì-207.[15] Các hằng số phân rã trong các chuỗi này có
ích để so sánh về các tỉ số của hạt nhân mẹ và hạt nhân con trong việc định
tuổi bằng đồng vị phóng xạ.
Urani-234 là nguyên tố trong chuỗi phóng xạ Urani, và phân rã thành chì-206
thông qua một chuỗi phân rã của các đồng vị có thời gian tồn tại tương đối
ngắn.
Urani-233 được tạo ra từ thori-232 khi bị bắn phá bằng neutron, thông
thường trong các lò phản ứng hạt nhân, và U-233 cũng có thể phân hạch.[9]
Chuỗi phân rã của nó kết thúc bằng tali-205.
Urani-235 là một đồng vị quan trọng được dùng trong các lò phản ứng hạt
nhân và trong vũ khí hạt nhân, do nó là đồng vị urani duy nhất tồn tại ở dạng
Page 848 of 970
tự nhiên trên Trái Đất có khả năng tự phân hạch tạo ra các sản phẩm phân
hạch bằng các neutron nhiệt.[15]
Urani-238 không thể phân hạch nhưng nó là một fertile isotope, bởi vì sau
khi kích hoạt neutron nó có thể tạo ra plutoni-239, là một đồng vị có thể phân
hạch khác. Do đó, các hạt nhân U-238 có thể hấp thụ một neutron để tạo ra
đồng vị phóng xạ urani-239. U-239 phân rã beta tạo ra neptuni-239, đồng vị
này cũng phân rã beta, sau đó phân rã thành plutoni-239 chỉ trong vài ngày.
Pu-239 được dùng làm vật liệu phân hạch trong quả bom nguyên tử đầu tiên
trong vụ thử Trinity ngày 15 tháng 7 năm 1945 ở New Mexico.[17]
Làm giàu
Các dãy máy li tâm khí được dùng để làm giàu
quặng urani
Tách đồng vị là cách thức làm giàu urani-235,
loại được dùng trong các vũ khí hạt nhân và
trong hầu hết các nhà máy điện hạt nhân, ngoại
trừ các lò phản ứng hạt nhân được làm lạnh
bằng khí và các lò phản ứng hạt nhân nước nặng
được điều áp. Trong các ứng dụng nói trên, việc
làm giàu là để cho hầu hết các neutron được giải phóng từ sự phân hạch
nguyên tử urani-235 phải ảnh hưởng đến các nguyên tử urani-235 khác để
duy trì chuỗi phản ứng hạt nhân. Nồng độ và số lượng urani-235 cần thiết để
đạt được yêu cầu này được gọi là khối lượng tới hạn (critical mass).
Khi đề cập đến urani được làm giàu, tỉ lệ urani-235 thường nằm trong khoảng
3% đến 5%.[67] Quá trình làm giàu tạo ra một lượng rất lớn urani nghèo
(depleted urani) do đã tách hết urani-235, tức tỉ lệ urani-238 được gia tăng
tương ứng. Khi đề cập đến việc làm nghèo urani, tức nồng độ đồng vị urani-
235 không quá 0,3%.[68] Giá của urani đã tăng kể từ năm 2001, vì thế các sản
phẩm thải ra sau quá trình làm giàu chứa hơn 0,35% urani-235 được xem xét
tái làm giàu. Giá của urani hexaforit nghèo vượt trên ngưỡng 130USD/kg vào
thời điểm tháng 7 năm 2007 so với 5 USD vào năm 2001.[68]
Quá trình xử lý ly tâm khí dùng máy ly tâm vận tốc lớn tách khí Urani
hexaflorua (UF6) dựa trên sự khác biệt về khối lượng phân tử giữa 235UF6 và
238
UF6 là quá trình rẻ nhất và được sử dụng rộng rãi nhất cho việc làm giàu.
[16]
Quá trình khuếch tán khí từng là phương pháp hàng đầu làm giàu urani và
Page 849 of 970
được sử dụng trong dự án Manhattan. Trong quá trình này, urani hexaflorua
được khuếch tán một cách riêng biệt thông qua lớp màng bạc - kẽm, và các
đồng vị khác nhau của urani được tách ra dựa trên tốc độ khuếch tán (vì
urani-238 nặng hơn nên khuếch tán chậm hơn urani-235).[16] Phương pháp
tách đồng vị laser phân tử ứng dụng tia laser có năng lượng nhất định để cắt
đứt liên kết giữa urani-235 và flo. Quá trinh này làm cho urani-238 liên kết
với flo và cho phép kim loại urani-235 kết tủa từ dung dịch.[6] Một phương
pháp làm giàu bằng laser khác là tách đồng vị hơi nguyên tử bằng laser
(atomic vapor laser isotope separation) và ứng dụng các tia laser điều hưởng
được như laser màu nhuộm.[69] Một phương pháp khác được sử dụng là
khuếch tán nhiệt chất lỏng.[34]
Ứng dụng
Quân sự
Urani nghèo được sử dụng trong quân sự với
nhiều mục đích khác nhau như các đầu đạn tỉ
trọng cao
Ứng dụng chính của urani trong lĩnh vực quân
sự là làm các đầu đạn tỉ trọng cao. Loại đạn này
bao gồm hợp kim urani làm nghèo (DU) với 1–
2% các nguyên tố khác. Ở vận tốc tác động cao,
mật độ, độ cứng và tính tự bốc cháy của đạn bắn
ra có thể làm tăng sức phá hủy các mục tiêu bọc sắt hạng nặng. Xe tăng bọc
sắt và các loại xe bọc thép khác có thể di chuyển cũng được làm từ các mảnh
urani nghèo. Việc sử dụng DU trở thành vấn đề gây tranh cãi về chính trị và
môi trường sau khi các loại đạn DU được các nước như Hoa Kỳ, Anh và
nhiều nước khác sử dụng trong suốt cuộc chiến tranh vịnh Ba Tư và Balkans.
Việc này đã đặt ra câu hỏi rằng liệu còn bao nhiêu hợp chất urani tồn tại
trong đất (xem Hội chứng chiến tranh vùng Vịnh).[32]
Urani làm nghèo cũng được sử dụng làm vật liệu chống đạn, dùng trong các
container để chứa và vận chuyển các vật liệu phóng xạ. Trong khi bản thân
kim loại urani có tính phóng xạ, mật độ cao của urani làm cho nó có khả năng
bắt giữ phóng xạ hiệu quả hơn chì từ các nguồn phóng xạ mạnh như radi.[34]
Các ứng dụng khác của DU là dùng làm đối tượng cho các bề mặt kiểm soát
của phi thuyền, bệ phóng cho các phương tiện phóng trở lại (Trái Đất) và vật
Page 850 of 970
liệu làm khiên.[9] Do có tỉ trọng cao, vật liệu này được tìm thấy trong các hệ
thống truyền động quán tính và trong các la bàn dùng con quay hồi chuyển.[9]
DU còn được ưa chuộng hơn so với các kim loại nặng khác do khả năng dễ
gia công và chi phí tương đối thấp.[26]
Trong giai đoạn cuối của chiến tranh thế giới thứ 2, trong chiến tranh lạnh và
các cuộc chiến sau đó, urani đã được dùng làm nguyên liệu chất nổ để sản
xuất vũ khí hạt nhân. Có hai loại bom phân hạch chính đã được sản xuất: một
thiết bị tương đối đơn giản sử dụng urani-235 và loại phức tạp hơn sử dụng
plutoni-239 gốc urani-238. Sau đó, các loại bom nhiệt hạch phức tạp hơn và
mạnh hơn sử dụng plutoni trong vỏ bọc urani để tạo ra hỗn hợp triti và
deuteri để chịu được phản ứng nhiệt hạch đã ra đời.[70]
Dân dụng
Ứng dụng dân dụng của urani chủ yếu là làm
nguồn nhiệt điện trong các nhà máy điện hạt
nhân
Ứng dụng chủ yếu của urani trong lĩnh vực dân
dụng là làm nhiên liệu cho các nhà máy điện hạt
nhân. Một kg urani-235 về lý thuyết có thể tạo
ra một năng lượng 80 teraJun (8×1013 Jun), giả
thiết rằng chúng phân hạch hoàn toàn; mức năng
lượng này tương đương 3000 tấnthan.[6]
Các nhà máy điện hạt nhân thương mại sử dụng nhiên liệu urani đã được làm
giàu với hàm lượng urani-235 khoảng 3%.[6] Lò phản ứng CANDU là lò
thương mại duy nhất có thể sử dụng nhiên liệu urani chưa được làm giàu.
Nhiên liệu được sử dụng cho các lò phản ứng của Hải quân Hoa Kỳ là urani-
235 đã được làm giàu rất cao. Trong lò phản ứng tái sinh (breeder-reactor),
urani-238 cũng có thể được chuyển đổi thành plutoni qua phản ứng sau:[9]
238
U (n, gamma) → 239U -(beta) → 239Np -(beta) → 239Pu.
Page 851 of 970

Thủy tinh urani bị chiếu tia tử ngoại: một đĩa

thủy tinh chuyển sang xanh còn chân đế thủy
tinh vẫn không màu
Trước khi phát hiện ra phóng xạ, urani được sử
dụng chủ yếu với một lượng nhỏ trong thủy tinh
vàng và đồ gốm, như thủy tinh urani và trong
Fiestaware.
Thủy tinh urani được dùng làm vỏ bọc trong tụ

điện chân không. Bên trong bóng thủy tinh có
một xi-lanh bằng kim loại kết nối với các điện
cực
Việc Marie Curie phát hiện và tách radi trong
các quặng urani (pitchblend) đã thúc đẩy việc
khai thác mỏ để tách radi, dùng để làm các loại
sơn dạ quang trên các con số của đồng hồ và bàn số trên máy bay.[71] Điều
này làm cho một lượng lớn urani trở thành chất thải, vì mỗi 3 tấn urani chỉ
tách ra được 1 gram radi. Lượng chất thải này đã được chuyển hướng đến
ngành công nghiệp thủy tinh, làm cho thủy tinh urani rất rẻ và phổ biến. Bên
cạnh thủy tinh gốm, còn có gạch urani được sử dụng phổ biến trong nhà tắm
và bếp, các loại này có thể được sản xuất với nhiều màu khác nhau như lục,
đen, lam, đỏ và các màu khác.
Urani cũng được sử dụng làm hóa chất nhiếp ảnh (đặc biệt là urani nitrat để
làm toner).[9]
Việc phát hiện ra tính phóng xạ của urani mở ra những ứng dụng thực tế và
khoa học của nguyên tố này. Chu kỳ bán rã dài của đồng vị urani-238 (4,51 ×
109 năm) làm cho nó trở nên thích hợp trong việc sử dụng để định tuổi các đá
macma cổ nhất và các phương pháp định tuổi phóng xạ khác, như định tuổi
urani - thori và định tuổi urani - chì. Kim loại urani được sử dụng trong máy
X-quang để tạo ra tia X năng lượng cao.[9]
Urani và sức khỏe con người

Một người có thể tiếp xúc với urani (hoặc các hạt nhân con của nó như radon)
qua việc hít bụi trong không khí hoặc qua các thực phẩm hoặc nước bị nhiễm
Page 852 of 970
chúng. Hàm lượng urani trong không khí thường rất nhỏ; tuy nhiên, đối với
những người làm việc trong các nhà máy sản xuất phân phốt phát, hoặc sống
gần các nhà máy sản xuất hoặc thử nghiệm vũ khí hạt nhân, hoặc sống hay
làm việc gần những nơi từng có các trận đánh sử dụng vũ khí hạt nhân, hay
gần nhà máy nhiệt điện dùng than, các cơ sở khai thác hoặc xử lý quặng
urani, hoặc làm giàu urani, có thể tăng nguy cơ phơi nhiễm urani.[72][73] Những
ngôi nhà hoặc các công trình trên các mỏ urani (tự nhiên hoặc nhân tạo) có
thể chịu nhiều tăng ảnh hưởng phơi nhiễm khí radon.
Hầu hết urani đi vào cơ thể qua đường thực phẩm được bài tiết qua đường
tiêu hóa. Chỉ có 0,5% được hấp thụ khi ở các dạng không hòa tan như các
ôxit urani, ngược lại việc hấp thụ các ion uranyl có thể nhiều hơn lên đến 5%.
[11]
Tuy nhiên, các hợp chất urani hòa tan có khuynh hướng đi qua cơ thể một
cách nhanh chóng trong khi các hợp chất không hòa tan đặc biệt khi đi vào cơ
thể ở dạng bụi trong phổi sẽ gây những biến chứng nghiêm trọng. Sau khi
vào máu, urani đã được hấp thụ có khuynh hướng tích tụ sinh học và tồn tại
nhiều năm trong các tế bào xương do liên hệ của urani với phốt phát.[11]
Urani không liên kết ở dạng các ion uranyl, các ion này tích tụ trong xương,
gan, thận và các tế bào sinh sản. Urani có thể được làm sạch từ các bề mặt
thép[74] và các tầng chứa nước.[75]
Ảnh hưởng
Chức năng thông thường của thận, não, gan, tim và các hệ cơ quan khác trong
cơ thể có thể bị ảnh hưởng khi tiếp xúc với urani, bởi vì ngoài các phóng xạ
rất yếu, urani còn là kim loại độc.[11][76][77] Urani cũng là chất độc có khả năng
tái sản xuất.[78][79] Các ảnh hưởng phóng xạ phổ biến ở mức độ địa phương là
phóng xạ anpha, một kiểu phân rã ban đầu của U-238, có thời gian tồn tại rất
ngắn, và sẽ không xuyên qua da. Các ion uranyl (UO+2), như ở dạng uranium
trioxit hay uranyl nitrate và các hợp chất hóa trị sáu khác có thể gây ra những
dị tật bẩm sinh và phá hủy hệ miễn dịch của các con thú trong phòng thí
nghiệm.[80] Khi CDC xuất bản một nghiên cứu cho thấy không có dấu hiệu
ung thư ở người được ghi nhận khi tiếp xúc với urani tự nhiên hoặc urani đã
làm nghèo,[81] tiếp xúc với urani và các sản phẩm phân rã của nó, đặc biệt là
radon, được cho là gây ra những mối đe dọa đáng kể về sức khỏe.[26]
Mặc dù phơi nhiễm urani tình cờ qua đường hô hấp với urani hexafluorua
nồng độ cao sẽ gây tử vong ở người, nguyên nhân chính gây tử vong liên
Page 853 of 970
quan đến việc tạo ra axit flohydric có độc tính cao và các muối uranyl fluorua
hơn là do bản thân urani.[82] Urani là một chất tự bốc cháy nên khi ở dạng hạt
mịn nó có nguy cơ cháy trong không khí ở nhiệt độ phòng.[9]
 Tóm tắt:
Urani, 92U
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Urani, U
Phiên âm /jʊˈreɪniəm/
ew-RAY-nee-əm
Hình dạng Kim loại màu xám bạc, ăn mòn trong không khí tạo lớp vỏ oxit màu
đen.
Urani trong bảng tuần hoàn
Nd
↑
U
↓
(Uqq)
protactinium ← Urani → neptunium
Số nguyên 92
Page 854 of 970
tử (Z)
Khối lượng 238.02891(3)
nguyên tử
chuẩn (±) (Ar)
Phân loại họ actini
Nhóm, phân n/a, f
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình [Rn] 5f3 6d1 7s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2

Trạng thái vật Rắn
chất
Nhiệt độ nóng 1405.3 K (1132.2 °C, 2070 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 4404 K (4131 °C, 7468 °F)
Mật độ 19.1 g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể ở nhiệt độ nóng chảy: 17.3 g·cm−3
lỏng
Nhiệt lượng 9.14 kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi 417.1 kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2325 2564 2859 3234 3727 4402

Page 855 of 970
Trạng thái ôxy 6, 5, 4, 3,[1] 2, 1 (ôxit cơ bản yếu)

hóa
hoá trị
kết cộng hóa
trị
der Waals
Thông tin khác

Cấu trúc tinh Trực thoi
thể

thanh
Độ giãn nở 13.9 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
nhiệt
Điện trở suất ở 0 °C: 0.280 µΩ·m
Mô đun 208 GPa
Young
Hệ số Poisson 0.23
CAS
Lịch sử
Đặt tên Theo tên hành tinh Sao Thiên Vương
Phát hiện Martin Heinrich Klaproth (1789)
Tách ra lần Eugène-Melchior Péligot (1841)
đầu

Page 856 of 970
232
U tổng hợp 68,9 năm tự phát – –
228
α 5.414 Th
233
U tổng hợp 1.592×105năm tự phát 197.93[2] –
229
α 4.909 Th
234 5
U 0.005% 2.455×10 năm SF 197.78 –
230
α 4.859 Th
235
U 0.720% 7.04×108năm SF 202.48 –
231
α 4.679 Th
236
U tổng hợp 2.342×107năm SF 201.82 –
232
α 4.572 Th
238
U 99,2742% 4,468×109năm α 4,270 234
Th
tự phát 205.87 —
2β
93. Neptuni (Np)

Neptuni (tên Latinh: Neptunium) là một nguyên tố hóa học ký hiệu Np, có
số nguyên tử 93 trong bảng tuần hoàn, được đặt tên theo tên của Sao Hải
Vương (Neptune).
Neptuni là nguyên tố siêu urani đầu tiên được tạo ra bằng tổng hợp hạt nhân.
Đây là nguyên tố rất đặc biệt bởi vì tuy là thuộc nhóm actini, neptuni lại có
thể tồn tại hóa trị VII.
 Tóm tắt:
Neptuni, 93Np
Page 857 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Neptuni, Np
Phiên âm /nɛpˈtjuːniəm/
nep-TEW-nee-əm
Neptuni trong bảng tuần hoàn
Pm
↑
Np
↓
(Uqt)
Urani ← Neptuni → Plutoni
Khối lượng nguyên (237)
tử chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s2 6d1 5f4
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 22, 9, 2
Page 858 of 970

Nhiệt độ sôi 4273 K (4000 °C, 7232 °F)
Mật độ 20,45 [1] g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 2194 2437

Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3 Ôxit lưỡng tính
trị
cộng hóa trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Ba dạng:
Trực thoi
Bốn phương
Lập phương
[[Tập tin:Ba dạng:
Trực thoi
Bốn phương
Lập phương|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Ba dạng:
Trực thoi
Page 859 of 970

Bốn phương
Lập phương của Neptuni|Cấu trúc tinh thể Ba dạng:
Trực thoi
Bốn phương
Lập phương của Neptuni]]
Điện trở suất (22 °C) 1.220 µ Ω·m

235 231
Np Tổng hợp 396,1 ngày α 5.192 Pa
235
ε 0.124 U
236
Np Tổng hợp 1,54×105năm ε 0.940 236
U
β− 0.940 236
Pu
232
α 5.020 Pa
237
Np Tổng hợp 2,144×106năm SF& α 4.959 233
Pa
239
Np Tổng hợp 2,356 ngày β− 0.218 239
Pu
94. Plutoni (Pu)

Plutoni là một nguyên tố hóa học hiếm, có tính phóng xạ cao với ký hiệu hóa
học Pu và số nguyên tử 94. Nó là một kim loại thuộc nhóm actini với bề
ngoài màu trắng bạc và bị xỉn khi tiếp xúc với không khí, tạo thành một lớp
phủ mờ khi bị ôxi hóa. Nguyên tố này thông thường biểu hiện (exhibit) 6
dạng thù hình (allotrope) và bốn trạng thái ôxi hóa. Nó phản ứng với cácbon,
halogen, nitơ và silicon. Khi tiếp xúc với không khí ẩm, nó tạo thành các ôxít
và hiđrua làm thể tích các mẫu giãn nở lên đến 70%, hay nói cách khác là nó
bong ra thành dạng bột có thể tự bốc cháy. Nó cũng là một chất độc phóng xạ
mà tích tụ trong tủy xương. Những đặc tính này và các tính chất khác khiến
cho việc việc xử lý plutoni nguy hiểm.
Plutoni là nguyên tố nguyên thủy nặng nhất, đồng vị bền nhất của nó là
plutoni-244 có chu kỳ bán rã khoảng 80 triệu năm đủ lâu để nguyên tố này có
Page 860 of 970
thể được tìm thấy ở dạng vết trong tự nhiên.[3] Nhưng plutoni là sản phẩm phụ
thường xuyên có mặt khi nguyên tử urani bị tách làm đôi trong lò phản ứng
hạt nhân. Một số hạt hạ nguyên tử được tăng tốc trong quá trình phân hạch
biến đổi urani thành plutoni.[4]
Đồng vị quan trọng nhất của plutoni là plutoni-239, với chu kỳ bán rã 24.100
năm. Plutoni-239 là đồng vị có ích nhất trong các vũ khí hạt nhân. Plutoni-
239 và plutoni-241 có khả năng phân hạch, có nghĩa là các nguyên tử của nó
có thể tách ra bằng cách bắn phá bởi neutron nhiệt chuyển động chậm giải
phóng năng lượng, tia gamma và nhiều neutron hơn. Các neutron này sau đó
có thể duy trì phản ứng hạt nhân dây chuyền, được ứng dụng trong các vũ khí
hạt nhân và lò phản ứng hạt nhân.
Plutoni-238 có chu kỳ bán rã 88 năm và phát ra các hạt anpha. Nó là một
nguồn cung cấp nhiệt trong các máy phát điện hạt nhân, một loại động cơ
cung cấp điện cho tàu không gian. Plutoni-240 có tỷ lệ phân hạch tự phát cao,
làm tăng thông lượng neutron của bất kỳ mẫu nào. Sự có mặt của plutoni-249
hạn chế khả năng sử dụng của các mẫu trong vũ khí hạt nhân hoặc nhiên liệu
hạt nhân, và xác định cấp của nó. Các đồng vị của plutoni đắt và khó tách, vì
thế các đồng vị riên biệt thường được sản xuất trong các lò phản ứng chuyên
dụng.
Plutoni được một nhóm nghiên cứu đứng đầu là Glenn T. Seaborg và Edwin
McMillan tổng hợp đầu tiên năm 1940 tại Đại học California, Berkeley bằng
cách bắn phá urani-238 bởi hạt nhân deuteron. McMillan đặt tên nguyên tố
mới theo tên Pluto (Sao Diêm Vương), và Seaborg đề nghị ký hiệu nó là Pu.
Sau đó, một lượng nhỏ plutoni ở dạng vết cũng được phát hiện trong tự
nhiên. Việc tạo ra plutoni được sử dụng với lượng lớn lần đầu tiên trong phần
chính của dự án Manhattan suốt chiến tranh thế giới thứ 2, để tạo ra bom
nguyên tử đầu tiên. Vụ thử hạt nhân đầu tiên, "Trinity" (tháng 7 năm 1945),
và bom nguyên tử lần thứ 2 được sử dụng để phá hủy thành phố (Nagasaki,
Nhật Bản tháng 8 năm 1945), "Fat Man", cả hai lõi đều dùng plutoni-239.
Các nghiên cứu thí nghiệm ảnh hưởng của plutoni đối với con người đã được
tiến hành mà không có sự đồng ý trước, và một số tai nạn (criticality
accident), gây chết người đã xảy ra trong và sau chiến tranh. Chất thải plutoni
từ các nhà máy điện hạt nhân và từ việc giải trừ vũ khí hạt nhân được tạo ra
trong suốt thời kỳ chiến tranh lạnh là những mối nguy hiểm cho môi trường.
Các nguồn khác của plutoni trong môi trường như bụi phóng xạ từ các vụ thử
hạt nhân trên mặt đất (hiện nay đã bị cấm).
Page 861 of 970
Tính chất
Tỷ trọng của plutoni theo nhiệt độ
Plutoni có màu trắng bạc sáng ban đầu nhìn thì
rất giống niken, nhưng nó bị ôxy hóa rất nhanh
trong không khí làm chuyển sang màu xám tối,
mặc dù đôi khi cũng gặp màu lục xanh oliu và
lục vàng.[5][6] Ở nhiệt độ phòng, plutoni có dạng
thu hình α (anpha). Hình dạng cấu trúc phổ biến
nhất của nguyên tố này giòn và cứng giống như gang xám trừ khi nó ở dạng
hợp kim với các kim loại khác làm cho nó mềm và dễ uốn/dát. Không giống
với hầu hết kim loại khác, nó không dẫn nhiệt và dẫn điện tốt. Plutoni có
điểm nóng chảy thấp (640°C) và có điểm sôi cao bất thường (3,327°C).[5]
Phát xạ hạt anpha giải phóng hạt nhân heli năng lượng cao là cách phát xạ
phổ biến của plutoni.[7] 5kg lõi của vũ khí hạt nhân đặc trưng chứa khoảng
12,5 × 1024 nguyên tử. Với chu kỳ bán rã 24.100 năm, khoảng 11,5 × 1012
trong số nguyên tử trên phân rã mỗi giây phát ra 5,157MeV hạt anpha bằng
với 9,68W. Nhiệt sinh ra từ việc bắt giữ các hạt này làm chúng ta có cảm giác
ấm khi chạm tay vào.[8][9]
Điện trở suất của plutoni ở nhiệt độ phòng là rất cao so với mặt bằng chu của
các kim loại, và giá trị này sẽ cao hơn ở nhiệt độ thấp hơn, đó là điều bất
thường đối với một kim loại.[10] Xu hướng này tiếp tục khi nhiệt độ giảm
xuốn 100°K, dưới mức này điện trở suất giảm nhanh chóng đối với các
nguyên chất (chưa bị ôxy hóa).[10] Sau đó điện trở suất bắt đầu tăng theo thời
gian ở khoảng 20°K do sự phá hủy bức xạ, với tốc độ được quyết định bởi
thành phần đồng vị của mẫu.[10]
Do tự chiếu xạ, một mẫu plutoni sẽ mỏi diễn ra trong hầu hết cấu trúc tinh thể
của nó, tức là sự sắp xếp có thứ tự của các nguyên tử của nó bị phá vở do
phóng xạ theo thời gian.[11] Tự chiếu xạ cũng có thể dẫn đến việc tôi làm
chống lại một vài hiệu ứgn mỏi khi nhiệt độ tăng trên 100°K.[12]
Không giống hầu hết các kim loại khác, plutoni tăng tỷ trọng khoảng 2,5%
khi nó nóng chảy, nhưng tỷ trọng của kim loại lỏng thì thể hiện sự suy giảm
tuyến tính theo nhiệt độ.[10] Gần điểm nóng chảy, plutoni lỏng cũng có độ
nhớt và ứng suất mặt rất cao so với các kim loại khác.[11]
Page 862 of 970
Thù hình
Plutoni có 6 dạng thù hình: anpha(α), beta (β),
gamma (γ), delta (δ), delta phẩy (δ'),
& epsilon (ε)[13]
Plutoni bình thường có 6 dạng thù hình và một
dạng thứ 7 (zeta, ζ) ở nhiệt độ trong dãi áp suất
giới hạn.[13] Các dạng thù hình khác nhau về
hình dạng sắp xếp của nguyên tố có điểm rất
giống nhau là nội năng nhưng có tỉ trọng và cấu
trúc tinh thể thay đổi đáng kể. Điều này làm cho
plutoni rất nhạy cảm với những thay đổi về
nhiệt độ, áp suất hoặc và điều đó làm cho thể
tích thay đổi đặc trưng sau khi chuyển pha từ
dạng thù hình này sang sang khác.[11] Tỷ trọng của các thù hình khác nhau
thay đổi từ 16,00g/cm3đến 19,86g/cm3.[14]
Việc tồn tại các dạng thù hình này làm cho việc gia công plutoni trở nên rất
khó, vì nó thay đổi trạng thái một cách dễ dàng. Ví dụ dạng α tồn tại ở nhiệt
độ phòng trong plutoni chưa được gia công. Nó có đặc điểm gia công tương
tự như gang nhưng biến đổi thành dạng β có tính dẻo và dễ uốn ở nhiệt độ
cao hơn một chút.[15] Các nguyên nhân dẫn đến sự phức tạp về các pha thì
chưa được hiểu một cách toàn vẹn. Dạng α có cấu trúc tinh thể đơn tà có tính
đối xứng thấp, có tính giòn, bền, nén được, và dẫn suất kém.[13]
Plutoni ở dạng δ thường hình thành ở nhiệt độ từ 310°C đến 452°C, nhưng nó
ổn định ở nhiệt độ phòng khi ở dạng hợp kim với một lượng nhỏ galli, nhôm,
hay cesi, làm tăng khả năng làm việc và làm cho có thể hàn nó được.[15] Dạng
delta có các tính chất kim loại đặc trưng hơn, và tương đối bền và dễ uốn như
nhôm.[13] Trong vũ khí phân hạch, sóng sóc nổ được dùng để nén lõi plutoni
cũng gây ra sự chuyển dạng từ pha delta thông thường sang pha anpha đặc
hơn, có ý nghĩa ứng dụng để đạt đến mức siêu tới hạn.[16] Pha ε là dạng thù
hình rắn ở nhiệt độ cao nhất, thể hiện tính tự khuếch tán nguyên tử cao bất
thường so với các nguyên tố khác.[11]
Phân hạch hạt nhân
Page 863 of 970

A ring of weapons-grade 99.96% pure electrorefined

plutonium, enough for one bomb core. The ring weighs
5.3kg, is ca. 11cm in diameter and its shape helps with
criticality safety
Plutoni là một nguyên tố có các electron ngoài cùng
thuộc lớp 5f đây là ranh giới chuyển tiếp giữa giới hạn
mà các electron của nó có thể có liên kết hoặc không có
liên kết với một nguyên tử riêng biệt; nó được xem là một trong số những
nguyên tử phức tạp nhất.[17] Đây là kim loại actini có tính phóng xạ, đặc biệt
là đồng vị plutoni-239 là một trong 3 đồng vị phân hạch nguyên thủy[note 1][18]
(hai đồng vị còn lại là urani-233 và urani-235);[19]plutoni-241 cũng có khả
năng phân hạch cao. Xét về khả năng phân hạch, một đồng vị hạt nhân
nguyên tử phải có khả năng tách đôi khi bị tác động bởi neutron chuyển động
chậm, và giải phóng đủ lượng neutron cần thiết để duy trì phản ứng dây
chuyền.
Plutoni-239 có hệ số sinh neutron (k) lớn hơn 1, do đó nếu kim loại có đủ
khối lượng và yếu tố hình học thích hợp (như khối cầu nén), nó có thể đạt
đến khối lượng tới hạn.[20] Trong quá trình phân hạch, một phần năng lượng
lên kết được giải phóng ở dạng nhiệt, điện từ và động năng mal; một kg
plutoni-239 có thể tạo ra một vụ nổ tương đương với 20.000 tấn thuốc nổ
TNT.[8] Do tạo ra nguồn năng lượng khổng lồ nên plutoni-239 được ứng dụng
làm vũ khí hạt nhân và được dùng trong lò phản ứng.
Việc có mặt đồng vị plutoni-240 trong mẫu sẽ làm giới hạn khả năng của
bom hạt nhân, vì plutoni-240 có tốc độ phân hạch tự phát tương đối cao
(~440 phân hạch một giây/1 gram sinh ra hơn 1.000 neutron/giây/gram[21])
nên sẽ làm tăng mức neutron ban đầu và làm tăng nguy cơ đạt đến trang thái
siêu tới hạn cực nhanh mà chưa đạt đến trạng thái tối đa của một chuỗi phản
ứng dây chuyền cần thiết.[22] Plutoni được xác định đạt cấp vũ khí, cấp nhiên
liệu hay cấp năng lượng lò phản ứng tùy thuộc vào phần trăm plutoni-240 có
trong đó. Plutoni cấp vũ khí chứa ít hơn 7% plutoni-240, còn cấp nhiên liệu
thì chứa từ 7% đến dưới 19%, và cấp năng lượng lò phản ứng thì chứa từ
19% plutoni-240 trở lên. Plutoni siêu cấp chứ đồng vị plutoni-240 ít hơn 4%
thì được dùng trong các vũ khí đặt trên các tàu và tàu ngầm của hải quân Hoa
Kỳ do nó có độ phóng xạ thấp hơn.[23] Đồng vị plutoni-238 không thể phân
hạch nhưng có thể trải qua quá trình phân hạch một cách dễ dàng bằng cách
dùng neutron nhanh và nó phát ra hạt anpha.[8]
Page 864 of 970
Các đồng vị
Có 20 đồng vị phóng xạ của plutoni đã được nhận biết. Các đồng vị sống lâu
nhất là plutoni-244 có chu kỳ bán rã 80,8 triệu năm, plutoni-242 là 373.300
năm, và plutoni-239 là 24.110 năm. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có
chu kỳ bán rã nhỏ hơn 7.000 năm. Nguyên tố này cũng có 8 đồng phân hạt
nhân, mặc dù không có đồng phân nào ổn định và tất cả có chu kỳ bán rã nhỏ
hơn 1 giây.[7]
Các đồng vị của plutoni có số khối nằm trong khoảng từ 228 đến 247. Các cơ
chế phân rã ban đầu của các đồng vị có số khối thấp hơn đồng vị bền nhất
plutoni-244, là phân hạch tự phát, phát ra hạt anpha và hầu hết tạo thành các
đồng vị urani (92 proton) và neptuni (93 proton). Cơ chế phân rã ban đầu đối
với các đồng vị có số khối cao hơn đồng vị plutoni-244 là phát ra hạt beta và
hầu hết tạo thành các đồng vị americi (95 proton). Plutoni-241 là đồng vị mẹ
của chuỗi phân rã neptuni phân rã tạo ra americi-241 và hạt β hoặc electron.
[7][24]
Plutoni-238 và 239 là các đồng vị tổng hợp phổ biến nhất.[8] Plutoni-239 được
tổng hợp thông qua phản ứng giữa urani (U) và neutron (n) thông qua giai
đoạn trung gian với phân rã beta (β−) và neptuni (Np):[25]
- 239 - 239
238
92 U+10 n 92
239
U β
23.5min 93
Np β
2.3565d 94
Pu
Neutron từ sự phân hạch urani-235 được bắt giữ bởi hạt nhân urani-238 để
tạo ra urani-239; qua một phân rã beta sẽ biến đổi một neutron thành proton
để tạo ra Np-239 (chu kỳ bán rã 2,36 ngày) và qua một phân rã beta khác để
tạo ra plutoni-239.[26] Những người làm việc cho dự án Tube Alloys đã dự
đoán trên lý thuyết phản ứng nào năm 1940.
Plutoni-238 được tổng hợp từ việc bắn phá urani-238 bằng các hạt nhân
deuteron theo phản ứng sau:[27]
238
92 U+12 D 32
239
Np+210 n;
- 238
238
93 Np β
2.117
94 Pu
Trong quá trình này, hạt nhân Deuteri đụng vào urani-238 sinh ra 2 neutron
và neptuni-238, đến lượt nó neptuni-238 phân rã tự phát bằng cách phát ra
các hạt beta âm để tạo thành plutoni-238.
Page 865 of 970
Nhiệt phân rã và đặc điểm phân hạch

Các đồng vị plutoni trải qua phân rã phóng xạ sinh ra nhiệt phân rã. Các đồng vị
khác nhau sinh ra những lượng nhiệt khác nhau theo khối lượng của chúng. Nhiệt phân rã thường
được tính theo đơn vị watt/kilogram, hay milliwatt/gram.
Nhiệt phân rã của các đồng vị plutoni[28]
Đồng Cơ chế Bán rã Nhiệt phân Số neutron tự

Ghi chú
vị phân rã (năm) rã (W/kg) phát (1/(g·s))
Nhiệt rất cao.

Thậm chí một
lượng nhỏ có thể
đủ để tự nung
anpha
Pu- nóng. Sử dụng
thành U- 87,74 560 2600
238 trong các máy phát
234
nhiệt điện đồng
vị (radioisotope
thermoelectric
generator).
anpha sử dụng đồng vị có

Pu-
thành U- 24100 1,9 0,022 thể phân hạch
239
235 chính.
Pu- anpha 6560 6,8 910 Đồng vị Pu-239

240 thành U- không nguyên
236, phân chất. Cấp plutoni
hạch tự được đánh giá theo
phát phần trăm Pu-240.
Phân hạch tự phát
cao cản trở cho
Page 866 of 970

việc sử dụng trong

các vũ khí hạt
nhân.
Phân rã tạo thành

americi-241; sự
Pu- beta, tích tụ của nó thể
14,4 4,2 0,049
241 to Am-241 hiện tính nguy
hiểm phóng xạ cho
các mẫu cũ hơn.
anpha tạo
Pu-
thành U- 376000 0,1 1700
242
238
Americi-241, sản phẩm phân rã của plutoni-241, có chu kỳ bán rã 430 năm,
1,2 phân hạch tự phát/1 gram/1 giây, và nhiệt phân rã là 114 watt/kg. Khi
phân rã nó phát ra các tia gamma có khả năng đâm xuyên mạnh. Sự có mặt
của nó trong plutoni, xác định theo hàm lượng ban đầu của plutoni-241, được
xem là làm tăng nguy hiểm phơi nhiễm phóng xạ đối với các cấu túc xung
quanh và con người.
Các hợp chất
Các trạng thái ôxy hóa của plutoni

trong dung dịch
Ở nhiệt độ phòng, plutoni nguyên
chất có màu bạc nhưng sẽ chuyển
sang màu xỉn khi bị ôxy hóa.
[29]
Plutoni có 4 trạng thái ôxy hóa
phổ biến trong dung dịch gốc nước
và một dạng hiềm gặp hơn gồm:[14]
Page 867 of 970


Pu(III), ion Pu3+ (oải hương lam)

Pu(IV), ion Pu4+ (nâu vàng)

Pu(V), ion PuO2+ (pink?)[note 2]

Pu(VI), as PuO22+ (vàng hồng)

Pu(VII), as PuO53− (lục) – ion hóa trị 7 thì hiếm gặp
Màu sắc của các dung dịch plutoni tùy thuộc vào trạng thái ôxy hóa và anion
axit tự nhiên.[30] Anion axit ảnh hưởng đếnn cấp độ tạo phức - cách mà cách
nguyên tử liên kết với một nguyên tử trung tâm của các đồng vị plutoni.
Plutoni kim loại được tạo ra từ phản ứng của plutoni tetraflorua với bari,
canxi hoặc liti ở 1200°C.[31] Nó phản ứng với các axít, ôxy, và hơi nước
nhưng không phản ứng với kiền, và dễ dàng hòa tan trong các axit clohydric,
hydroiodic và perchloric.[32] Kim loại nóng chảy phải được cất giữ trong môi
trường chân không hoặc khí trơ để ngăn phản ứng với không khí.[15] Ở 135°C
kim loại plutoni sẽ bốc cháy trong không khí và sẽ nổ nếu có mặt cacbon
tetrachlorua.[33]
Plutonium pyrophoricity can cause it to look
like a glowing ember under certain conditions
Plutoni là một kim loại hoạt động. Trong không
khí ẩm hoặc argon ẩm, nó bị ôxy hóa một cách
nhanh chóng tạo ra hỗn hợp các ôxit và hydrit.[5]
Nếu kim loại của nó tiếp xúc đủ lâu với một
lượng hơi nước nhất định thì sẽ hình thành một
lớp bột PuO2 phủ lên bề mặt của nó.[5]Quá trình này cũng tạo thành plutoni
hydrit nhưng với lượng nước nhiều hơn thì chỉ tạo ra PuO2.[32]
Với lớp áo này, kim có khả năng tự bốc cháy, vì thế kim loại plutoni thường
được vận chuyển trong môi trường trơ và không như nitơ hay argon. Ôxy là
chậm các hiệu ứng của các chất ẩm và đóng vai trò như chất thụ động.[5]
Plutoni thể hiện tốc độ phản ứng mạnh, thuận nghịch với hydro tinh khiết tạo
thành plutonium hydrua.[11] Nó cũng sẵn sàng phản ứng với ôxy tạo thành
PuO và PuO2 cũng như các ôxit trung gian; plutoni ôxit tăng hơn 40% thể
tích so với plutoni kim loại. Nó phản ứng với các halogen tạo ra các hợp chất
dạng PuX3, với X có thể là F, Cl, Br hoặc I; PuF4 cũng có mặt. Các oxyhalua
Page 868 of 970

sau cũng được tìm thấy: PuOCl, PuOBr và PuOI. Nó sẽ phản ứng ớ cacbon
để tạo ra PuC, nitơ tạo ra PuN và silic tạo ra PuSi2.[14][33]
Nồi được dùng để chứa plutoni cần chịu được các tính chất khử mạnh của nó.
Các kim loại chịu lửa như tantalum và tungsten cùng với các ôxit bền hơn
như boride, carbide, nitride và silicide có thể chịu được các tính chất này.
Quá trình nóng chảy trong electric arc furnace có thể được dùng để tạo ra các
thỏi nhỏ kim loại mà không cần dùng nồi nấu.[15]
Cerium được dùng làm chất có tính chất hóa học giống plutoni để làm vật
dụng chứa, chiết tách và các công nghệ khác.[34]
Tạo hợp kim

Plutoni có thể tạo một số hợp kim và các hợp chất trung giann với hầu hết các
kim loại khác, ngoại trừ các kim loại kiềm như lithi, natri, kali, và rubidi; và
các kim loại kiềm thổ như magiê, canxi, stronti, và bari; và kim loại đất hiếm
như europi và ytterbi.[32] Ngoài ra, các kim loại có thể gia công như crôm,
molybden, niobi, tantali, và tungsten có thể hòa tan trong dung dịch plutoni,
nhưng không hòa tan hoặc hòa tan rất ít trong plutoni rắn.[32] Galli, nhôm,
americi, scandi và ceri có thể ổn định hóa đồng phân δ của plutoni ở nhiệt độ
phòng. Silic, indi, kẽm và zirconi cho phép tạo thành đồng phân δ khi làm
lạnh nhanh. Một lượng lớn hafni, holmi và thali cũng cho phép duy trì pha δ
ở nhiệt độ phòng. Neptuni là nguyên tố duy nhất có thể ổn định pha α ở nhiệt
độ cao hơn.[11]
Các hợp kim plutoni có thể được tạo ra bằng cách cho kim loại cần thiết vào
plutoni nóng chảy. Nếu kim loại tạo hợp kim đủ tính khử, plutoni có thể được
cho vào ở dạng ôxít hay halua. Các hợp kim gali-plutoni pha δ và nhôm -
plutoni được tạo ra bằng cách thêm plutoni (III) florua vào gali hoặc nhôm
nóng chảy, đây là một điểm thuận lợi nhằm tránh việc tiếp xúc trực tiếp với
kim loại plutoni có tính phản ứng cao.[35]

Plutoni-galli được dùng để ổn định hóa pha δ của plutoni, nhằm tránh các
vấn đề gặp phải khi nó chuyển sang pha α và pha α-δ. Ứng dụng chủ yếu
của nó là trong các pit của implosion nuclear weapons.[36]

Plutoni-nhôm là một hợp kim thay thế cho hợp kim Pu-Ga. Nó là thành
phần ban đầu dùng trong việc ổn định hóa pha δ, nhưng nó có khuynh
hướng phản ứng với các hạt anpha và giải phóng neutron làm giảm công
Page 869 of 970
năng của nó trong các vũ pit của vũ khí hạt nhân. Hợp kim plutoni-nhôm
cũng có thể được ứng dụng làm một phần của nhiên liệu hạt nhân.[37]

Hợp kim plutoni – galli - coban (PuCoGa5) là một chất siêu dẫn phi
truyền thống ở nhiệt độ dưới 18,5 kelvin, cường độ lớn hơn giá trị cao
nhất giữa các hệ fermion nặng, và có dòng điện tới hạn lớn.[17][38]

Hợp kim plutoni-zirconi có thể được sử dụng làm nhiên liệu hạt nhân.[39]

Các hợp kim plutoni-ceri và plutoni – ceri - coban cũng được dùng làm
nhiên liệu hạt nhân.[40]

Plutoni - urani, với khoảng 15 – 30% mol. plutoni, có thể được dùng làm
nhiên liệu hạt nhân cho các lò phản ứng tái sinh nhan. Do tính tự cháy và
sự nhạy cảm cao của nó đối với ăn mòn tại điểm tự bốc cháy hay việc
phân hủy sau khi tiếp xúc với không khí nên cần tạo hợp kim với các
thành phần khác. Thêm nhôm, cacbon hay đồng vào sẽ không làm cải
thiện tôlàm tăng tôc độ tự phân hủy một cách đáng kể; còn nếu thêm
zirconi và sắt sẽ tăng tính chống ăn mòn nhưng chúng có thể phân hủy
trong vài tháng trong không khí. nếu thêm vào titan hay zirconi sẽ làm
tăng điểm nóng chảy của hợp kim.[41]

Các hợp kim plutoni – urani - titan và plutoni – urani - zirconi đã được
nghiên cứu để dùng làm nhiên liệu hạt nhân. Việc thêm vào nguyên tố thứ
3 sẽ làm tăng khả năng chống ăn mòn, giảm tính cháy, và tăng tính dẻo,
tính kéo sợi, độ bền và sự nở vì nhiệt. Plutoni – urani - molybden có khả
năng chống ăn mòn tốt nhất, vì nó tạo thành một lớp ôxít mỏng bảo vệ,
nhưng với titan và zirconi thì chỉ có tác dụng về mặt vật lý.[41]

Hợp kim thori – urani - plutoni đã được nghiên cứu để làm nhiên liệu hạt
nhân cho các lò phản ứng tái sinh nhanh.[41]
Xuất hiện
Một lượng rất nhỏ dạng vết của ít nhất 2 đồng vị plutoni (plutoni-239 và 244)
có thể được tìm thấy trong tự nhiên. Các vết của plutoni-239 chỉ chiếm
khoảng vài ppt, và các sản phẩm phân rã của nó cũng được tìm thấy trong tự
nhiên ở một số mỏ urani,[42] như trong "lò phản ứng phân hạch tự nhiên" ở
Oklo, Gabon.[43] Tỷ lệ plutoni-239/urani ở urani Mỏ Cigar Lake dao động
trong khoảng từ 2.4 × 10−12 đến 44 × 10−12.[44] Thậm chí một lượng nhỏ hơn
của plutoni-244 nguyên thủy có mặt trong tư nhiên do chúng có chu kỳ bán rã
tương đối cao khoảng 80 triệu năm.[45] Các hàm lượng vết của Pu-239 có
Page 870 of 970
nguồn gốc từ các kiểu sau: trong những trường hợp hiếm, U-238 trải qua
phân hạch tự phát, và trong quá trình này, hạt nhân phát ra một hoặc hai
neutron tự do cùng với động năng. Khi một trong các neutron này va chạm
vào nguyên tử U-238 khác, nó bị thấp thụ tạo ra U-239. Với toh72i gian tồn
tại khá ngắn, U-239 phân rã thành neptuni-239 (Np-239), và sau đó Np-239
phân rã thành Pu-239.
Vì đồng vị Pu-240 có thời gian tồn tại tương đối lâu có mặt trong chuỗi phân
rã của plutoni-244, nó cũng có thể có mặt, mặc dù gấp 10.000 lần nhưng vẫn
hiếm hơn. Cuối cùng, một lượng cực nhỏ plutoni-238 tham gia vào phân rã
beta kép của urani-238 cực kì hiếm gặp, được tìm thấy trong các mẫu urnai tự
nhiên.[46]
Một lượng vết nhỏ plutoni thường được tìm thấy trong cơ thể con người từ
các nguồn trong các vụ thử hạt nhân dưới nước và trong khí quyển và một
lượng nhỏ từ các tai nạn hạt nhân lớn. Hầu hết các vụ thử hạt nhân dưới nước
và trong khí quyển đã bị dừng theo Hiệp ước Cấm thử hạt nhân năm 1963,
trong đó, các nước tham gia ký kết gồm Hoa Kỳ, Vương quốc Anh, Liên Xô,
và các nước khác. Việc thử vũ khí hạt nhân trong khí quyển đã được tiếp tục
ở các nước không tham gia vào Hiệp ước trên như Trung Quốc (thử bom hạt
nhân trên sa mạc Gobi năm 1964, thử bom hydro năm 1967, và các thử
nghiệm sau đó), và Pháp (thử trong thập niên 1980).
Plutoni-239 là đồng vị dồi dào nhất của plutoni có khả năng dùng để chế tạo
vũ khí hạt nhân và trong lò phản ứng.[33]
Cũng có giả thuyết cho rằng một lượng nhỏ plutoni được tạo ra từ việc bắn
phát các quặng urani bởi tia vũ trụ.[cần dẫn nguồn]
Lịch sử
Phát hiện
Enrico Fermi và nhóm nhà khoa học của Đại học Rome đã thông báo rằng họ
phát hiện ra nguyên tố thứ 94 năm 1934.[47] Fermi gọi nguyên tố này là
hesperium và đã đề cập đến nó trong Nobel Lecture của ông năm 1938.[48]
Thực sự, mẫu đó là một hỗn hợp gồm bari, krypton, và các nguyên tố khác,
nhưng điều đó đã chưa được biết đến vào thời điểm đó do sự phân hạch hạt
nhân chưa được phát hiện.[49]
Page 871 of 970

Glenn T. Seaborg và nhóm nghiên cứu của ông

ở Berkeley là người đầu tiên tạo ra plutoni
Plutoni (đặc biệt là plutoni-238) đã được tạo ra
đầu tiên vào ngày 14 tháng 12 năm 14, 1940, và
được xác định tính chất hóa học vào ngày 23
tháng 2 năm 1941, bởi Dr. Glenn T. Seaborg,
Edwin M. McMillan, J. W. Kennedy, and A. C.
Wahl khi họ dùng hạt nhân deuteron bắn phá
urani trong máy gia tốc 60 inch (150 cm) ở Đại
học California, Berkeley.[50][51] Trong thí nghiệm
năm 1940, neptuni-238 đã được tạo ra một cách
trực tiếp từ việc bắn phá nhưng bị phân rã phát
ra tia beta 2 ngày sau đó, và tạo ra nguyên tố 94.[33]
Một bài báo về việc phát hiện này đã được nhóm nghiên cứu gởi đến tạp chí
Physical Review vào tháng 3 năm 1941.[33] Bài báo đã được rút lại trước khi
được đăng do họ phát hiện rằng một đồng vị của nguyên tố mới (plutoni-239)
có thể trải qua sự phân hạch hạt nhân theo cách mà có thể dùng nó làm bom
hạt nhân. Việc xuất bản đã được trì hoãn đến 1 năm sau khi kết thúc chiến
tranh thế giới thứ 2 do vấn đề an ninh.[18]
Edwin McMillan gần đây đã đặt tên cho nguyên tố siêu urani đầu tiên theo
tên hành tinh Neptune và đã đề xuất rằng nguyên tố 94 tiếp theo trong dãi này
cần đặt theo tên hành tinh tiếp theo là Pluto.[8][note 3] Seaborg ban đầu dự định
đặt tên nguyên tố này là "plutium", nhưng sau đó ông nghĩ rằng nó nghe
không hay bằng "plutonium."[52] Ông chọn ký hiệu "Pu" như cách nói đùa, mà
không cần chú ý vào bảng tuần hoàn.[note 4] Các tên thay thế cũng đã được
Seaborg và những người khác xét đến như "ultimium" hay "extremium" do
các niềm tin sai lâm rằng họ đã tìm thấy nguyên tố có thể cuối cùng trong
bảng tuần hoàn.[53]
Nghiên cứu thời kỳ đầu

Tính chất hóa học cơ bản của plutoni được phát hiện là giống với urani sau
một vài tháng đầu nghiên cứu.[33] Việc nghiên cứu nguyên tố này thời kỳ đầu
tiên đã được tiến hành tạo phòng thí nghiệm Metallurgical bí mật thuộc Đại
học Chicago. Vào ngày 18 tháng 8 năm 1942, một hàm lượng vết của nguyên
tố này đã được cô lập và được đo đạc lần đầu tiên. Khoảng 50 microgram
Page 872 of 970
plutoni-239 cộng với urani và các sản phẩm phân hạch đã được tạo ra và chỉ
có khoảng 1 microgram plutoni đã được cô lập.[42] Công đoạn này cho phép
các nhà hóa học có thể xác định khối lượng nguyên tử của nguyên tố mới.[54]
[note 5]
Vào tháng 11 năm 1943, một lượng plutoni triflorua đã được khử để tạo ra
mẫu plutoni kim loại đầu tiên: chỉ một vài microgram kim lại ở dạng hạt.[42]
Một lượng vừa đủ plutoni đã được tạo ra bằng phương pháp tổng hợp để có
thể nhận thấy bằng mắt thường.[55]
Các tính chất hạt nhân của plutoni-239 cũng đã được nghiên cứu sau đó; các
nhà nghiên cứu phát hiện rằng khi một neutron va chạm vào nó, nó sẽ tách ra
(phân hạch) bằng cách giải phóng các neutron và năng lượng. Các neutron
mới này có thể tương tác với các nguyên tử plutoni-239 khác và quá trình cứ
tiếp tục theo một phản ứng dây chuyền nhanh theo hàm mũ. Quá trình này có
thể tạo ra một vụ nổ đủ lớn để phá hủy một thành phố nếu có đủ đồng vị được
cô đọng để tạo thành một khối lượng tới hạn.[33]
Sản xuất trong Dự án Manhattan

Trong suốt chiến tranh thế giới thứ 2, chính phủ Hoa Kỳ đã tiến hành một dự
án chế tạo bom nguyên tử mang tên Dự án Manhattan (Manhattan Project).
Ba vị trí sản xuất và nghiên cứu cơ bản của dự án là nhà máy sản xuất plutoni
ở nơi mà ngày nay là Hanford Site, các cơ sở làm giàu urani ở Oak Ridge,
Tennessee, và phòng thí nghiệm thiết kế và nghiên cứu vũ khí, ngày nay là
Phòng thí nghiệm Los Alamos.[56]
The Hanford B Reactor face under construction
— the first plutonium-production reactor
Lò phản ứng sản xuất đầu tiên tạo ra plutoni-239
là lò phản ứng than chì X-10. Nó đã được xây
dựng năm 1943 ở cơ sở Oak Ridge mà sau đó trở
thành Phòng thí nghiệm Oak Ridge.[33][note 6]
Ngày 5 tháng 4 năm 1944, Emilio Segrè ở Los Alamos nhận được mẫu
plutoni được tạo ra trong lò phản ứng ở Oak Ridge.[57] Chỉ trong vòng vài
chục ngày sau, ông phát hiện ra rằng plutoni từ lò phản ứng có nồng độ cao
hơn đồng vị plutoni-240 được tạo ra từ máy gia tốc. Plutoni-240 có tốc độ
Page 873 of 970
phân hạch tự phát cao, làm tăng lượng neutron cơ bản của mẫu plutoni. Vũ
khí plutoni loại súng được đặt tên theo mã là "Thin Man", phải bị hủy bỏ do
số lượng các neutron sinh ra từ quá trình phân hạch tự phát tăng cao.
Toàn bộ thiết kế vũ khí plutoni ở Los Alamos đã được thay đổi nhanh chóng
sau đó để tạo ra một mẫu có khả năng nổ phức tạp hơn mang tên "Fat Man".
Là vũ khí nổ nên một chất rắn plutoni hình cầu đã được nén chặt với mật độ
cao với các thấu kính nổ, nhưng cần thiết để dùng plutoni cho mục đích làm
vũ khí.[57]
Việc xây dựng lò phản ứng B ở Hanford, một lò phản ứng hạt nhân kích
thước công nghiệp đầu tiên phục vụ việc sản xuất vật liệu, đã được hoàn
thành vào tháng 3 năm 1945. Lò phản ứng B tạo ra vật liệu có khả năng phân
hạch cho các vũ khí plutoni được sử dụng trong suốt chiến tranh thế giới thứ
2.[Ghi chú 1] B, D và F là những lò phản ứng đầu tiên được xây dựng ở Hanford,
và sáu lò phản ứng sản xuất plutoni đã được xây thêm sau đó cũng tại vị trí
này.[58]
Năm 2004, một hòm an toàn được phát hiện trong khi khai quật một máng bị
chôn vùi ở Hanford nuclear site. Bên trong nó có nhiều vật gồm chai thủy
tinh lớn chứa xi măng màu trắng loại này sau đó được xác định là mẫu
plutoni cấp vũ khí cổ nhất còn tồn tại. Phân tích đồng vị tại Phòng thí nghiệm
Pacific Northwest cho thấy rằng plutoni trong chai đã được sản xuất trong lò
X-10 tại Oak Ridge trong năm 1944.[59][60][61]
Bom Trinity và Fat Man

Because of the presence of plutonium-240 in
reactor-bred plutonium, the implosion design
was developed for the "Fat Man" and "Trinity"
weapons
Quả bom nguyên tử thử nghiệm đầu tiên có tên
gọi là "Trinity", được tiến hành ngày 16 tháng 7
năm 1945 ở gần Alamogordo, New Mexico, sử
dụng plutoni làm nguyên liệu phân hạch.[42]
Thiết kế nổ của "the Gadget" sử dụng các thấu
kính nổ truyền thống để nén một hình cầu
plutoni thành một khối siêu tới hạn, được bắn
phá neutron một cách liên tục từ "Urchin", một
Page 874 of 970
nguồn neutron được làm từ poloni và berylli.[33]Khi đi cùng nhau, chúng đảm

bảo rằng một phản ứng chuỗi và vụ nổ xảy ra và vụ nổ xảy ra. Khối lượng
của vũ khí nặng hơn 4 tấn, mặc dù người ta chỉ dùng 6,2kg plutoni trong lõi.
[62]
Khoảng 20% plutoni được dùng trong vũ khí Trinity đã trải qua quá trình
phân hạch để tạo ra vụ nổ tương đương khoảng 20.000 tấn TNT.[63][note 7]
Một thiết kế giống hệt được sử dụng trong quả bom "Fat Man" đã thả xuống
Nagasaki, Nhật Bản, vào ngày 9 tháng 8 năm 1945, làm chết 70.000 người và
làm bị thương 100,000.[33] Quả bom "Little Boy" thả xuống Hiroshima 3 ngày
trước đó đã sử dụng urani-235 chứ không phải plutoni.
Sử dụng trong chiến tranh Lạnh và trở thành chất thải

Các kho dự trữ plutoni cấp vũ khí lớn được cả Liên Xô và Hoa Kỳ xây dựng
trong thời kỳ chiến tranh Lạnh. Các lò phản ứng hạt nhân của Hoa Kỳ ở
Hanford và Savannah River Site miền nam Carolina đã sản xuất ra 103 tấn,
[64]
và ước tính có 170 tấn đã được sản xuất ở Nga.[65][note 8] Mỗi năm có khoảng
20 tấn nguyên tố này được sản xuất đều đều ở dạng sản phẩm phụ của ngành
công nghiệp điện hạt nhân.[66] Có khoảng 1000 tấn plutoni có thể được dự trữ
với hơn 200 tấn được lấy ra từ các vũ khí hạt nhân.[33] SIPRI đã ước tính rằng
plutoni thế giới năm 2007 vào khoảng 500 tấn, phân đều trong các ứng dụng
dân dụng và vũ khí.[67]
Thiết kế đề xuất về các hầm chứa chất thải ở
khu chứa chất thải hạt nhân núi Yucca
Khi chiến tranh Lạnh kết thúc, các kho vũ khí
này trở thành tâm điểm của sự phổ biến hạt
nhân. Ở Hoa Kỳ, một số plutoni được lấy ra từ
các vũ khí hạt nhân đã được tháo gỡ và được
làm nóng chảy để tạo thành những khúc thủy
[33]
tinh plutoni ôxit nặng 2 tấn. Thủy tinh này được làm thành borosilicate
được trộn với cadmi và gadolini.[note 9] Các khúc này được bao bọc trong thép
không gỉ và được trữ các nhiều càng tốt ở độ sâu 4 km dưới lòng đất trong
các lỗ khoan và sẽ được lấp bằng bê tông.[33] Cho đến năm 2008, chỉ có cơ sở
ở Hoa Kỳ đã lên kế hoạch lưu trữ plutoni theo cách này tại khu chứa chất thải
hạt nhân núi Yucca, nằm cách Las Vegas, Nevada khoảng 100 dặm (160km)
về phía đông bắc.[68]
Page 875 of 970

Thí nghiệm y học

Trong và sau khi kết thúc chiến tranh thế giới thứ 2, các nhà khoa học làm
việc trong dự án Manhattan và các dự án nghiên cứu các vũ khí hạt nhân khác
đã tiến hành nghiên cứu những ảnh hưởng của plutoni trên các động vật trong
phòng thí nghiêm và trên con người.[69] Các nghiên cứu trên động vật cho
thấy rằng vài gram plutoni/1kg mô là một liều gây chết.[70]
Trong trường hợp trên con người, điều này liên quan đến việc bơm một dung
dịch chứa 5 microgram (điểm hình) trên các bệnh nhân ở bệnh viện được cho
là hoặc bệnh nhân đã vào giai đoạn cuối của đợt điều trị hoặc có thời gian
sống còn lại dưới 10 năm tùy thuộc vào tuổi hoặc tình trạng bệnh mãn tính.
[69]
Liều tiêm này giảm 1 microgram vào tháng 7 năm 1945 sau khi các
nghiên cứu trên động vật cho thấy rằng cái cách mà plutoni phân bố trong
xương lại nguy hiểm hơn so với radi.[70]
Đã có 18 thử nghiệm trên người được điến hành với plutoni mà không có
việc thông báo chấp chuận của đối tượng. Các thử nghiệm đã được sử dụng
để tạo ra các công cụ chẩn đoán như để xác định mức độ hấp thu plutoni
trong cơ thể người và cũng nhằm để phát triển các tiêu chuẩn an toàn khi làm
việc với plutoni.[69]
Vấn đề này ngày nay được xem là vi phạm nghiêm trọng y đức và
Hippocratic Oath. More sympathetic commentators have noted that while it
was definitely a breach in trust and ethics, "the effects of the plutonium
injections were not as damaging to the subjects as the early news stories
painted, nor were they so inconsequential as many scientists, then and now,
believe."[71]
Ứng dụng
Nhiên liệu ôxit hỗn hợp
Dioxit plutonium trong máy phát điện đồng vị
phóng xạ
Nhiên liệu hạt nhân đã sử dụng từ các lò phản
ứng nước nhẹ chứa Plutoni ở dạng hỗn hợp gồm
plutoni-242, 240, 239 và 238. Hỗn hợp này
không được làm giàu một cách đầy đủ để dùng
Page 876 of 970
cho các vũ khí hạt nhân, nhưng nó có thể được sử dụng làm nhiên liệu MOX.
Bắt giữ neutron ngẫu nhiên làm cho một lượng plutoni-242 và 240 tăng theo
thời gian Plutoni bị chiếu xạ trong lò phản ứng bởi các neutron "nhiệt" tốc độ
chậm, vì thế sau chu kỳ thứ 2, Plutoni chỉ có thể được tiêu thụ bởi các lò phản
ứng neutron nhanh. Nếu các lò phản ứng neutron nhanh không có, lượng
Plutoni dư thường sẽ bị loại bỏ, và trở thành một loại chất thải hạt nhân có
thành tố tồn tại lâu trong môi trường. Việc mong muốn tiêu thụ loại plutoni
này và các nhiêu liệu siêu urani khác và làm giảm lượng phóng xạ trong chất
thải là một trong những lý do khiến người ta phát triển các lò phản ứng
neutron nhanh.
Công nghệ hóa học phổ biến nhất dùng để tái xử lý nhiên liệu hạt nhân đã
qua sử dụng để tách plutoni và urani có thể được sử dụng để tạo ra một ôxit
hỗn hợp là "nhiên liệu MOX" cho một số lò phản ứng hạt nhân. Plutonii cấp
vũ khí có thể cần được cho thêm vào hỗn hợp nhiêu liệu này. Nhiên liệu
MOX được dùng trong các lò phản ứng nước nhẹ và chiếm khoảng 60kg
plutoni trên 1 tấn nhiên liệu; sau 4 năm, 3/4 lượng plutoni bị tiêu thụ (chuyển
thành các nguyên tố khác).[33] Các lò phản ứng tái sinh được thiết kế đặc biệt
để tạo ra vật liệu phân hạch nhiều hơn lượng chúng tiêu thụ.
Nhiên liệu MOX đã được sử dụng từ thập niên 1980 và hiện nay được sử
dụng rộng khắp ở châu Âu.[72] Tháng 9 năm 2000, Hoa Kỳ và Nga ký kết một
thỏa thuận về loại bỏ và quản lý plutoni, theo đó, mỗi bên đồng ý loại bỏ 34
tấn plutoni cấp vũ khí.[73] Bộ Năng lượng Hoa Kỳ lên kế hoạch loại bỏ 34 tấn
plutoni cấp vũ khí ở Hoa Kỳ vào cuối năm 2019 bằng cách chuyển plutoni
thành nhiên liệu MOX dùng cho các lò phản ứng hạt nhân thương mại.[73]
Nhiên liệu MOX nâng cao tổng lượng đốt cháy. Một thanh nhiên liệu sau 3
năm sử dụng được tái xử lý để loại bỏ các sản phẩm thải, chúng chiếm
khoảng 3% tổng khối lượng các thanh nhiên liệu.[33] Bất kỳ đồng vị urani hay
plutoni được tạo ra trong thời gian 3 năm này đều được loại bỏ và thanh
nhiên liệu được đưa trở lại lò phản ứng.[note 10] Khi galli chiếm 1% về khối
lượng trong các hợp kim plutoni cấp vũ khí thì nó có khả năng gây cản trở
việc vận hành lâu dài các lò phản ứng nước nhẹ.[74]
Plutoni được thu hồi từ các nhiên liệu lò phản ứng hạt nhân đã qua sử dụng
đặt ra một mối nguy hiểm phổ biến vũ khí hạt nhân ở mức ít hơn, vì sự ô
nhiễm nhiều hơn với các đồng vị không phân hạch như plutoni-240 và
plutoni-242. Việc tách các đồng vị này là không khả thi. Một lò phản ứng
Page 877 of 970
chuyên dụng vận hành dựa trên việc đốt nhiên liệu ở mức rất thấp nhìn chung
cần phải tạo ra vật liệu thích hợp cho việc sử dụng chúng có hiệu quả trong
các vũ khí hạt nhân. Trong khi plutoni cấp vũ khí được định nghĩa là có chứa
ít nhất 92% plutoni-239, thì Hoa Kỳ đã quản lý để làm thiết bị nổ dưới 20Kt
(kilo tấn) dùng plutoni được tin là chỉ chứa khoảng 85% plutoni-239, còn
được gọi là plutoni 'cấp nhiên liệu'.[75] Plutoni 'cấp lò phản ứng' được tạo ra từ
chu trình đốt trong lò phản ứng nước nhẹ thông thường chứa lượng Pu-239 ít
hơn 60%, với parasitic Pu-240/Pu-242 lên tới 30%, và 10 - 15% Pu-241 có
khả năng phân hạch.[75] Người ra không rõ liệu một thiết bị sử dụng plutoni
được tạo ra từ các chất thải hạt nhân dân dụng được tái xử lý có thể nổ được
không, tuy nhiên, các thiết bị này có thể tạo ra các tiếng xèo xèo theo giả
thuyết và phát tán các vật liệu phóng xạ trên phạm vi rộng. IAEA phân loại
một cách thận trọng plutoni của tất cả vectors đồng vị như vật liệu "sử dụng
trực tiếp", đó là, "vật liệu hạt nhân có thể được sử dụng cho việc chế tạo các
chất nổ hạt nhân không bao gồm các thành phần biến tố hay làm giàu sau
đó".[75]
241
Am gần đây đã được đề nghị dùng làm chất biến tính trong các thanh nhiên
liệu hạt nhân dùng plutoni nhằm hạn chế khả năng phát tán hạt nhân của nó.
[76]
 Tóm tắt:
Plutoni, 94Pu
Tính chất chung

Page 878 of 970
Tên, ký hiệu Plutoni, Pu

Phiên âm /pluːˈtoʊniəm/
ploo-TOE-nee-əm
Hình dạng Trắng bạc
Plutoni trong bảng tuần hoàn
Sm
↑
Pu
↓
(Uqq)
Neptuni ← Plutoni → Americi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 5f6 7s2
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 24, 8, 2

Nhiệt độ nóng chảy 912.5 K (639.4 °C, 1182.9 °F)
Nhiệt độ sôi 3505 K (3228 °C, 5842 °F)
Mật độ 19.816 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Mật độ ở thể lỏng ở nhiệt độ nóng chảy: 16.63 g·cm−3
Page 879 of 970


Nhiệt bay hơi 333.5 kJ·mol−1
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1756 1953 2198 2511 2926 3499

Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3 Ôxit lưỡng tính
hóa trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể Đơn nghiêng
Vận tốc âm thanh 2260 m·s−1

Độ giãn nở nhiệt 46.7 µm·m−1·K−1 (ở 25 °C)
Điện trở suất ở 0 °C: 1.460 µ Ω·m
Hệ số Poisson 0.21

Page 880 of 970

238
Pu tổng hợp 87,74 năm SF 204.66[2] —
234
α 5.5 U
239
Pu vết 2.41 × 104 năm SF 207.06 —
235
α 5.157 U
240
Pu syn 6.5 × 103năm SF 205.66 —
236
α 5.256 U
241 − 241
Pu syn 14 năm β 0.02078 Am
SF 210.83 —
242
Pu syn 3.73 × 105 năm SF 209.47 —
238
α 4.984 U
244
Pu vết 8.08 × 107 năm α 4.666 240
U
SF —
95. Americi (Am)

Americi là một nguyên tố tổng hợp có ký hiệu Am và số nguyên tử 95. Một
nguyên tố kim loại phóng xạ, americi là một actinide đã được Glenn T.
Seaborg tách vào năm 1944, ông đã bắn phá plutoni bằng các nơtron và là
nguyên tố siêu Urani thứ tư được phát hiện. Nó được đặt tên theo Châu Mỹ
(America) tương tự như Europi.[2] Americi được sử dụng rộng rãi trong các
máy dò khói buồng ion hóa thương mại, cũng như trong các nguồn nơtron và
đồng hồ đo công nghiệp.
Americi là một kim loại phóng xạ tương đối mềm có màu bạc. Các đồng vị
phổ biến nhất của nó là 241Am và 243Am. Ở dạng hợp chất, nó thường được
cho là có trạng thái ôxi hóa +3, đặc biệt trong các dung dịch. Có 7 trạng thái
ôxi hóa khác đã được phát hiện, thay đổi từ +2 đến +7 và có thể nhận dạng
được thông qua các tính chất hấp thụ quang phổ của chúng. Ô mạng tinh thể
của americi rắn các của các hợp chất của nó chứa các khuyết tật bên trong,
chúng được sinh ra bởi các hạt alpha tự phóng xạ và tích tụ theo thời gian;
điều này tạo ra một khoảng trống của một số tính chất vật liệu.
Tổng hợp và chiết tách

Tổng hợp hạt nhân đồng vị
Page 881 of 970
Chromatographic elution curves revealing
the similarity between the lanthanides Tb,
Gd, and Eu and the corresponding actinides
Bk, Cm, and Am
Americi đã được tạo ra với số lượng nhỏ
trong các lò phản ứng hạt nhân trong vài thập
niên, và hiện đã có vài kilogram các đồng vị
241
Am và 243Am.[3] Tuy nhiên, kể từ khi nó
được chào bán đầu tiên năm 1962, giá của nó
vào khoảng 1.500USD một gram 241Am, vẫn
hầy như không đổi mặc dù quy trình chiết
tách rất phức tạp.[4] Đồng vị nặng hơn là
243
Am đã được sản xuất với sản lượng nhỏ
hơn nhiều do nó rất khó tách nên giá của nó
cao hơn vào khoảng 100 – 160USD/mg.[5][6]
Americi không được tổng hợp trực tiếp từ urani – một nguyên liệu phổ biến
trong các lò phản ứng hạt nhân - nhưng nó được tổng hợp từ đồng vị plutoni
239
Pu. Đồng vị Pu cần được tạo ra trước theo phản ứng sau:
239 239 239
 
n,γ - -
238
92 U  92 U β
23.5min 93
Np β
2.3565d 94
Pu
Việc bắt giữa 2 nơtron bằng 239Pu (a so-called (n,γ) reaction), theo sau là phân
rã β, tạo ra 241Am:
241 241
 
2 n,γ -
239
94 Pu  94 Pu  β
14.35yr
95 Am
Plutoni có mặt trong các nguyên liệu hạt nhân đã qua sử dụng khoảng 12%
241
Pu. Do nó liên tục phân hạch thành 241Am, 241Pu có thể được tách ra và có
thể được sử dụng để tạo ra 241Am.[4] Tuy nhiên, quá trình này diễn ra khá
chậm: phân nửa lượng 241Pu ban đầu phân rã thành 241Am sau khoảng 15 năm,
và một lượng 241Am sẽ tạo ra tối đa sau 70 năm.[7]
241
Am được tạo ra có thể được sử dụng để tiếp tục tạo ra các đồng vị americi
nặng hơn bằng cách bắt nơtron tiếp theo trong lò phản ứng hạt nhân. Trong lò
phản ứng nước nhẹ (LWR), 79% 241Am chuyển thành 242Am và 10% thành
đồng phân hạt nhân của nó 242mAm:[note 1][8]
Page 882 of 970

 n ,  242
79%: 95
241
Am  95 Am
 n,γ  242m
10%: 95
241
Am  95 Am
Americi-242 có chu kỳ bán rã chỉ 16 giờ, tức sau đó nó tiếp tục biến đổi
thành 243Am, một đồng vị không có ích. Đồng vị sau được tạo ra thay vì trong
quá trình mà 239Pu bắt 4 nơtron trong luồng nơtron cao:
243 243
 
4 n,γ -
239
94 Pu  94 Pu β
4.956h
95 Am
Xuất hiện
Americi được phát hiện trong vụ thử hạt nhân
Ivy Mike
Đồng vị phổ biến nhất và tồn tại lâu nhất của
americi, 241Am và 243Am, có chu kỳ bán rã 432,2
và 7.370 năm. Tuy vậy, bất kỳ primordial
americi (americi có mặt trên trái đất khi chúng
hình thành) hiện đã phân rã hết.
Americi hiện hữu tập trung ở những khu vực thử
các vũ khí hạt nhân trong khí quyển đã diễn ra trong khoảng thời gian 1945
đến 1980, cũng như tại các vị trí xảy ra sự cố hạt nhân như thảm họa
Chernobyl. Ví dụ như, khi phân tích các mảnh vụn ở vị trí thử bom hydro đầu
tiên của Mỹ Ivy Mike, (1 tháng 11 năm 1952, Enewetak Atoll), thì có nồng
độ cao các nguyên tố nhóm actini bao gồm cả americi; nhưng do bí mật quân
sự, kết quả này chỉ được công bố từ năm 1956.[9] Trinitit, mảnh vỡ thủy tin
trên hoang mạc gần Alamogordo, New Mexico, sau vụ thử Trinity gốc
plutoni vào 16 tháng 7 năm 1945, chứa vết của americi-241. Americi ở các
độ cao cũng được phát hiện từ vị trí rơi máy bay ném bom Boeing B-52 của
mỹ, máy bay này đã chở 4 quả bom hydro rơi tại Greenland năm 1968.[10]
Ở những khi vực khác, lượng phóng xạ trong bình americi trong đất mặt
khoảng 0,01 picocuries/g (0.37mBq/g). Các hợp chất americi trong khí quyển
có khả năng tan kém trong các dung môi phổ biến và hầu hết tồn đọng trong
đất. Phân tích đất cát cho giá trị americi cao hơn 1.900 lần hàm lượng tồn tại
trong nước lỗ rỗng; và thậm chí có tỉ lệ cao hơn khi đo đạc trong đất bột.[11]
Page 883 of 970

Americi được tạo ra chủ yếu từ quá trình nhân tạo rất ít chủ yếu dùng cho
nghiên cứu. Một tấn nhiên liệu hạt nhân đã qua sử dụng chứa khoảng 100
gram của nhiều đồng vị americi, chủ yếu là 241Am và 243Am.[12] Hoạt tính
phóng xạ dài của nó là không mong đợi trong việc đổ thải, và do đó, ngoài
americi cùng với các actini tồn tại lâu dài khác phải được trung hòa. Quá
trình xử lý này có thể trải qua nhiều bước, trước tiên americi phải được tách
ra và sau đó được chuyên hóa bằng cách bắn phá neutron trong các lò phản
ứng đặc biệt tạo thành các hạt nhân có thời gian tồn tại ngắn. Quá trình này
được gọi là nuclear transmutation, nhưng nó vẫn đang được phát triển cho
americi.[13][14] Các nguyên tố transurani từ americi đến fermi xuất hiện một
cách tự nhiên trong các lò phản ứng phân hạch tự nhiên trong tự nhiên ở
Oklo, nhưng không còn làm như vậy nữa.[15]
 Tóm tắt:
Americi, 95Am
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Americi, Am
Phiên âm /ˌæməˈrɪsiəm/
AM-ə-RIS-ee-əm
Americi trong bảng tuần hoàn

Page 884 of 970
Plutoni ← Americi → Curi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 25, 8, 2

Nhiệt độ sôi 2880 K (2607 °C, 4725 °F)
Mật độ 12 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1239 1356

Trạng thái ôxy hóa 7, 6, 5, 4, 3, 2 Ôxit lưỡng tính
hóa trị
Thông tin khác

Page 885 of 970

Điện trở suất 0.69[1] µ Ω·m

241
Am Tổng hợp 432,2 năm SF - -
237
α 5.486 Np
242m 242
Am Tổng hợp 141 năm IT 0.049 Am
238
α 5.637 Np
SF - -
243
Am Tổng hợp 7370 năm SF - -
239
α 5.275 Np
96. Curi (Cm)

Curi là một nguyên tố hóa học nằm trong bảng tuần hoàn, có tên Latinh là
Curium, ký hiệu nguyên tử Cm, thuộc nhóm actini, nằm ở vị trí 96. Là một
nguyên tố có tính phóng xạ mạnh, nó không tồn tại trong tự nhiên mà được
tổng hợp từ lò phản ứng hạt nhânbằng cách bắn phá hạt nhân plutoni với hạt
nhân heli. Trong các hợp chất hóa học thì nguyên tố này có số oxi hóa phổ
biến là +3. Curi được nhóm của Glenn Theodore Seaborg phát hiện vào năm
1944 và đặt tên để vinh danh nhà hóa học, vật lý học người Ba Lan là Marie
Curie và chồng bà là Pière Curie. Curi có tổng cộng 14 đồng vị trong tự
nhiên, trong đó đồng vị ổn định nhất là Cm247có chu kì bán rã là 15.600.000
năm.
Page 886 of 970

Tính chất
Các tính chất của Curi tương đối giống với các nguyên tố trong nhóm nguyên
tố siêu urani.
Curium
Curi là kim loại có độ cứng cao, khó gia công, khó
rèn, có độ giòn cao, bề ngoài có màu trắng bạc, ánh
kim loại, dễ bị mờ xỉn khi tiếp xúc ngoài không khí.
Curi có nguyên tử khối là 247,0703 đơn vị cacbon.
Trong hạt nhân nguyên tử gồm có 96 proton và 151
nơtron, cấu hình electron có dạng [Rn]5f76d17s2,
khối lượng riêng của curi tinh khiết là 13,51
gam/cm3. Nóng chảy ở 1.345°C.
Là một nguyên tố phóng xạ, curi là một nguồn phát tia alpha (α) mạnh mẽ.
Nó được sử dụng trong các máy phát nhiệt đồng vị phóng xạ vì sự tỏa nhiệt
mạnh mẽ giải phóng ra các tia alpha trong quá trình phân rã phóng xạ làm
nóng nước, biến đổi nhiệt năng thành cơ năng để từ đó sinh ra dòng điện,
ngoài ra nó còn được sử dụng để sản xuất đồng vị của plutoni (cụ thể là
Pu238), curi còn dược sử dụng như là một nguồn tia alpha trong quang phổ kế
tia X đặt trên tàu thăm dò vũ trụ để phân tích thành phần hóa học của các loại
đá và sử dụng trong các phòng thí nghiệm bức xạ.

Curi rất dễ bị oxi hóa trong không khí và trở nên xám lại. Trạng thái oxit của
curi thường gặp là curi (III) oxit (Cm2O3) và hiếm gặp như curi (IV) oxit
(CmO2) và curi (II) oxit (CmO).
Page 887 of 970

Nếu để curi dạng bột ngoài không khí thì nó có thể tự bắt lửa và tạo thành
Cm2O3 (màu đen). Các muối curi thường được sử dụng trong y học là curi
(III) oxalat [Cm2(C2O4)3] và curi (III) nitrat [Cm(NO3)3].
Curi (IV) oxit là một oxit không bền, dễ dàng bị phân hủy ở nhiệt độ cao và
trong môi trường chân không (khoảng 600°C và 0,01Pa) và tạo ra sản phẩm
là khí oxy và curi (III) oxit:
0
4CmO2   2Cm2O3 + O2↑
600 C
0,01Pa
Hoặc dùng một dòng khí hyđrô vừa đủ chiếm lấy nguyên tử O2 trong curi
(IV) oxit và tạo ra curi (III) oxit:
0
2CmO2 + H2 
t
 Cm2O3 + H2O
Trong hợp chất với halogenua, thì kim loại này dễ dàng phản ứng với flo nhất
và tạo ra muối là CmF3 (curi triflorua) bằng cách trộn hỗn hợp kim loại này
với khí flo. Ngoài ra còn có hợp chất của kim loại này với flo ở số oxi hóa
cao hơn như curi (III) tetraflorua(CmF4) được tạo thành bằng cách trộn CmF3
với phân tử khí flo. Hợp chất với flo của curi đều ở dạng muối khan không
màu.
2CmF3 + F2 → 2CmF4
Muối curi clorua (CmCl3) có màu trắng, được tạo thành do phản ứng của curi
(III) hydroxit Cm(OH)3 với khí hydro clorua. Phương pháp này có thể được
sử dụng để tổng hợp các halogenua khác của kim loại này, curi (III) bromua
(màu xanh lá cây), curi (III) iodua (không màu). Đối với curi clorua thì muối
này dễ dàng phản ứng với amoni và halua.
CmCl3 + 3NH4I → CmI3 + 3NH4Cl
Ngoài ra curi còn có thể phản ứng với các phi kim khác như lưu huỳnh, selen
v.v. nhưng phải ở nhiệt độ cao và trong môi trường chân không.
Lịch sử
Curi được Glenn Theodore Seaborg và hai trợ lý của ông là Ralph A. James,
Albert Ghiorso phát hiện vào mùa hè năm 1944. Trong thí nghiệm của mình
họ đã sử dụng một máy gia tốc hạt (cyclotron) năng lượng cao dài 60 inch đặt
Page 888 of 970

tại đại học California (Berkeley, Hoa Kỳ). Bằng cách bắn phá hạt alpha với
đồng vị 239 của plutoni sinh ra 242Cm:
293
94 Pu+24 He 96
242
Cm+10 n
Những tính chất hóa học của nguyên tố này được nghiên cứu tại Phòng thí
nghiệm Argonne (tại Đại học Chicago).
Sau hai nguyên tố neptuni (Np) và plutoni (Pu) thì curi là nguyên tố nhân tạo
đứng thứ 3 sau urani. Việc tổng hợp thành công curi diễn ra trước khi nguyên
tử lượng của nguyên tố americi (Am, nguyên tố thứ 99) được ghi vào bảng
tuần hoàn. Để tạo ra curi, Glenn T. Seaborg đã phải sử dụng đến oxit của một
số nguyên tố. Lần đầu tiên, dung dịch plutoni nitrat [Pu(NO3)3] (với đồng vị
Pu239) trải trên một tấm platin (bạch kim) mỏng khoảng 0,5 cm2. Hỗn hợp
plutoni nitrat sau đó được cho bốc hơi để lại oxit plutoni (PuO2). Dùng máy
gia tốc hạt bắn phá, sau đó cho hòa tan sản phẩm trong dung dịch axit nitric,
tiếp theo là cô đặc và cho hòa tan vào nước acmoniac thu được một kết tủa
hydroxit. Sản phẩm sau đó được hòa tan trong axit percloric (HClO4). Việc
tách lọc nhằm làm tinh khiết thêm được thực hiện bằng phương pháp trao đổi
ion. Trong thí nghiệm của mình, Glenn Seaborg đã tách được 2 đồng vị của
curi là Cm242 và Cm240.
Tham khảo
Chân dung Glenn Seaborg (chụp 1964)
Page 889 of 970

 Tóm tắt:
Curium, 96Cm
Tính chất chung

Tên, ký hiệu curium, Cm
Phiên âm /ˈkjʊəriəm/
KEWR-ee-əm
Hình dạng silvery
Curium trong bảng tuần hoàn

Gd
↑
Cm
↓
(Uqo)
Page 890 of 970

americium ← curium → berkelium
Số nguyên 96
tử (Z)
Khối lượng (247)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Phân loại actinide
Nhóm, phân f
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình [Rn] 5f7 6d1 7s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 25, 9, 2

Trạng thái vật solid
chất
Nhiệt độ nóng 1613 K (1340 °C, 2444 °F)
chảy
Nhiệt độ sôi 3383 K (3110 °C, 5630 °F)
Mật độ 13.51 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng 15 kJ·mol−1 ?
nóng chảy
Áp suất hơi
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ở T (K) 1788 1982 - - - -

Trạng thái ôxy 8,[1] 6,[2] 4, 3, 2 (an amphoteric oxide)
Page 891 of 970

hóa
hoá trị
kết cộng hóa trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh hexagonal close-packed (hcp)
thể
Điện trở suất 1.25 µΩ·m[3]

Tính chất từ antiferromagnetic-paramagnetic transition at 52 K[3]
CAS
Lịch sử
Đặt tên named after Marie Skłodowska-Curie và Pierre Curie
Phát hiện Glenn T. Seaborg, Ralph A. James, Albert Ghiorso (1944)

242
Cm trace 160 d SF – –
238
α 6.1 Pu
243 239
Cm trace 29.1 y α 6.169 Pu
243
ε 0.009 Am
SF – –
244
Cm trace 18.1 y SF – –
240
α 5.8048 Pu
245
Cm trace 8500 y SF – –
241
α 5.623 Pu
246 242
Cm trace 4730 y α 5.475 Pu
SF – –
Page 892 of 970

247
Cm trace 1.56×107y α 5.353 243
Pu
248
Cm trace 3.40×105y α 5.162 244
Pu
SF – –
250
Cm syn 9000 y SF – –
246
α 5.169 Pu
− 250
β 0.037 Bk
97. Berkeli (Bk)

Berkeli là một nguyên tố hóa học tổng hợp có ký hiệu Bk và số nguyên tử
97, và là nguyên tố kim loại phóng xạ trong nhóm actini. Berkeli được tổng
hợp đầu tiên bằng cách dùng hạt anpha (các ion heli) bắn phá americi và
được đặt tên theo Đại học California, Berkeley. Berkeli là nguyên tố siêu
urani thứ 5 được tổng hợp.
Đặc điểm
Cyclôtron 60-in
Các kỹ thuật tán xạ tia X đã được sử dụng
để xác định các hợp chất berkeli khác nhau
như berkeli điôxit (BkO2), berkeli florua
(BkF3), berkeli oxyclorua (BkOCl), và
berkeli trioxit (Bk2O3).[1] Năm 1962, một
lượng berkeli clorua (BkCl3) được cô lập với
khối lượng 3 phần tỉ gam. Lượng hợp chất
berkeli tinh khiết đầu tiên được tạo ra vào
năm 1958.[2]
Lịch sử
Berkeli được Glenn T. Seaborg, Albert Ghiorso, Stanley G. Thompson, và
Kenneth Street, Jr. ở Đại học California, Berkeley tổng hợp đầu tiên vào
tháng 12 năm 1949. Nhóm tác giả này sử dụng máy cyclôtron để bắn phá hạt
nhân 241Am kích thước miligam bằng các hạt anpha tạo ra 243Bk (chu kỳ bán
rã 4,5 giờ) và hai neutron tự do.[3][4][5][6]
Page 893 of 970
241
95 Am+ 42 He 97
243
Bk+210 n
Một trong những đồng vị tồn tại lâu nhất của Berkeli là 249Bk (chu kỳ bán rã
330 ngày), sau này được tổng hợp bằng cách bắn phá 244Cm trong chùm
neutron cực mạnh.
Các đồng vị
19 đồng vị phóng xạ của berkeli đã được miêu tả, trong đó đồng vị ổn định
nhất là 247Bk có chu kỳ bán rã 1380 năm, 248Bk là hơn 9 năm, và 249Bk là 330
ngày. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lài có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5 ngày,
và đa số trong chúng có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5 giờ. Nguyên tố này cũng có
2 trạng thái siêu ổn định (meta state?), với trạng thái bền nhất là 248mBk (t½
23,7 giờ). Các đồng vị của berkeli có khối lượng nguyên tử từ 235,057u
(235Bk) đến 254,091u (254Bk).
Chu kỳ nhiên liệu hạt nhân

Trong chu kỳ nhiên liệu hạt nhân, berkeli được tạo ra bởi phân rã beta của
curi. Đồng vị curi đầu tiên trải qua phân rã beta là Cm-249 với chu kỳ bán rã
chỉ gần hơn 1 giờ, vì thế Bk-249 là đồng vị duy nhất của berkeli được tạo ra
với số lượng lớn trong lò phản ứng hạt nhân. Việc tạo ra Bk-249 đòi hỏi 11
lần hấp thụ neutron liên tiến đối với urani 238 mà không có sự phân hạch
hoặc phân rã anpha, vì vậy nó chỉ tạo ra một lượng rất nhỏ.
Độc tính
Berkeli tích tụ trong bộ xương. Phóng xạ có thể gây tổn thương hồng cầu.
Hàm lượng tối đa cho phép đối với đồng vị Bk–249 trong xương người là
0,4ng (nano-gam hay phần tỉ gam).[7]
 Tóm tắt:
Berkeli, 97Bk
Page 894 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Berkeli, Bk
Phiên âm /bərˈkiːli.əm/
bər-KEE-lee-əm
less commonly
/ˈbɜrkli.əm/
BERK-lee-əm
Berkeli trong bảng tuần hoàn
Tb
↑
Bk
↓
(Uqs)
Curi ← Berkeli → Californi
Số nguyên 97
tử (Z)
Khối lượng (247)
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Nhóm, phân n/a, f
lớp
Page 895 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 7

Cấu hình [Rn] 5f9 7s2
electron
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 27, 8, 2

Màu sắc Ánh kim bạc
vật chất
Nhiệt độ (beta) 1259 K (986 °C, 1807 °F)
nóng chảy
Mật độ (alpha) 14,78 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
(beta) 13,25 g·cm−3

Trạng thái 3, 4
ôxy hóa
ion hóa
cộng hoá trị
Thông tin khác

Cấu trúc Lục phương kết chặt
tinh thể [[Tập tin:Lục phương kết chặt|50px|alt=Cấu trúc tinh thể Lục phương kết
chặt của Berkeli|Cấu trúc tinh thể Lục phương kết chặt của Berkeli]]
CAS
Page 896 of 970

245 245
Bk Tổng hợp 4,94 ngày ε 0.810 Cm
241
α 6.455 Am
246 242
Bk Tổng hợp 1,8 ngày α 6.070 Am
246
ε 1.350 Cm
247 243
Bk Tổng hợp 1380 năm α 5.889 Am
248 244
Bk syn >9 năm α 5.803 Am
249 245
Bk Tổng hợp 330 ngày α 5.526 Am
SF - -
β− 0.125 249
Cf
98. Californi (Cf)

Californi là một nguyên tố hóa học kim loại tổng hợp có tính phóng xạ,
thuộc nhóm actini, có ký hiệu Cf và số nguyên tử là 98. Nguyên tố được tạo
ra đầu tiên ngày 17 tháng 3 năm 1950 bằng cách bắn phá hạt nhân curi bởi
các hạt alpha (các ionheli) tại Đại học California, Berkeley. Đây là nguyên tố
siêu urani thứ sáu được tổng hợp, và là một trong các nguyên tố có khối
lượng nguyên tử cao nhất. Tên gọi của nó được đặt theo tên của tiểu bang và
trường đại học California.
Californi chủ yếu được sử dụng trong một số ứng dụng tận dụng các ưu thế
của nó như phát xạ neutrong mạnh. Ví dụ, trong khởi động các lò phản ứng
hạt nhân, trị ung thư, và phát hiện chất nổ và độ mỏi kim loại. Nó cũng được
sử dụng trong khai thác dầu bằng việc đo carota giếng khoan, tối ưu hóa các
nhà máy phát điện dùng than, và các cơ sở sản xuất xi măng. Nguyên tố 118
được tổng hợp bằng cách bắn phá hạt nhân californi-249 bằng các ion canxi-
48.
Đặc điểm
Page 897 of 970

Californi là một kim loại actini màu trắng bạc tồn tại ở ba dạng.[8] Nguyên tố

này bị mờ xỉ chậm trong không khí ở nhiệt độ phòng, và tốc độ tăng dần khi
độ ẩm tăng.[9] Các tính chất hóa học của nó được dự đoán là tương tự với
dysprosi[10] và nó có hóa trị là 4, 3, 2. Californi phản ứng khi nung nóng với
hydro, nitơ hoặc chalcogen và bị ôxy hóa khi nung nóng trong không khí; các
phản ứng với các hydrit khô và dung dịch axit vô cơ diễn ra nhanh.
Californi-252 (chu kỳ bán rã 2,645 năm) phát xạ neutron rất mạnh và gây
nguy hiểm.[11][12][13][14][15] Một microgram phát xạ liên tục 2,314 triệu
neutron/giây[16] và một gam phát ra 39 watt nhiệt[17]. Californi 249 được tạo ra
từ phân rã beta của berkeli-249 và hầu hết các đồng vị californi khác được tạo
ra từ berkeli bức xạ neutron mạnh trong lò phản ứng hạt nhân.
Californi phá vỡ khả năng tạo hồng cầu của cơ thể thông qua tích lũy sinh
học trong mô xương.[18] Nguyên tố này không đóng vai trò sinh học quan
trọng trong bất kỳ cơ thể sinh vật nào do độ phóng xạ mạnh và có nồng độ
thấp trong môi trường.[19]
Nguyên tố này có hai dạng kết tinh: dạng α sáu phương kép đóng kín tồn tại
dưới 900°C với mật độ 15,10g/cc và β lập phương tâm mặt mặt độ 8,74g/cc.
Californi kim loại chưa được điều chế.[20] Chỉ có californi-249 là thích hợp
cho nghiên cứu hóa học.[21]
Hóa học
Có ít hợp chất californi được tạo ra và nghiên cứu. Ion californi duy nhất ổn
định trong dung dịch là cation Cf (III). Hai trạng thái ôxy hóa khác là IV
(chất ôxy hóa mạnh) và II. Nếu các vấn đề tồn tại của nguyên tố có thể giải
quyết được thì CfBr2 và CfI2 có thể là ổn định.[22]
Trạng thái ôxy hóa III đặc trưng cho californi(III) ôxít (vàng lục, Cf2O3),
californi (III) florua (lục sáng, CfF3) và californi(III) iốt (vàng chanh, CfI3).
Các trạng thái ôxy hóa +3 khác là dạng sulfide và Cp3Cf.[23] Californi(IV) ôxít
(nâu đen, CfO2), californi (IV) florua (lục, CfF4) đặc trưng cho trạng thái ôxy
hóa IV. Trạng thái II được đặc trưng bởi californi(II) bromua (vàng, CfBr2)
và californi (II) iốtua (tím sẫm, CfI2).
Californi (III) clorua (CfCl3) là hợp chất màu lục emerald theo cấu trúc sáu
phương và có thể được điều chế bằng cách cho Cf2O3 phản ứng với axít
clohydric ở 500°C.[24] sau đó CfCl3 được dùng để tạo ra tri-iốtua màu vàng
Page 898 of 970
cam CfI3, chất này có thể bị giảm từ từ thành di-iốtua màu tím - oải hương
CfI2.[25]
Nung nóng sulfat trong không khí ở khoảng 1200°C và sau đó giảm ôxy hóa
với hydro ở 500°C tạo ra sesquioxide (Cf2O3).[24] Hiđrôxít Cf(OH)3 và
triflorua CfF3 có khả năng hòa tan nhỏ.[26]
 Tóm tắt:
Californi, 98Cf
Tính chất chung

Tên, ký hiệu Californi, Cf
Phiên âm /ˌkælɪˈfɔrniəm/
KAL-ə-FOR-nee-əm
Californi trong bảng tuần hoàn
Dy
↑
Cf
↓
(Uqo)
Berkeli ← Californi → Einsteini
Page 899 of 970

Khối lượng nguyên tử (251) [1]
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 5f10 7s2 [2]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 28, 8, 2

Nhiệt độ nóng chảy 1173 K (900 [1] °C, 1652 °F)
Mật độ 15.1[1] g·cm−3 (ở 0 °C, 101.325 kPa)

Trạng thái ôxy hóa 2, 3, 4 [3]
Độ âm điện 1,3 [4] (Thang Pauling)
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 608 [5] kJ·mol−1
Thông tin khác

Độ cứng theo thang 3–4[6]
Mohs
Số đăng ký CAS 7440-71-3 [1]
248 244
Cf Tổng hợp 333,5 ngày α (100%) 6.369 Cm
SF (2.9×10−3%) 0.0029 –
Page 900 of 970

249 245
Cf Tổng hợp 351 năm α (100%) 6.295 Cm
SF (5.0×10−7%) 4.4×10−7 –
250 246
Cf Tổng hợp 13,08 năm α (99.92%) 6.129 Cm
SF (0.08%) 0.077 –
251 247
Cf Tổng hợp 898 năm α 6.172 Cm
252 248
Cf Tổng hợp 2,645 năm α (96.91%) 6.217 Cm
SF (3.09%) – –
253
Cf Tổng hợp 17,81 ngày β− (99.69%) 0.29 253
Es
249
α (0.31%) 6.126 Cm
254
Cf Tổng hợp 60,5 ngày SF (99.69%) – –
250
α (0.31%) 5.930 Cm
Isotope references: [7]
99. Einsteini (H)

Einsteini là một nguyên tố kim loại tổng hợp, có ký hiệu Es và số nguyên tử
99 thuộc nhóm actini. Đây là nguyên tố siêu urani thứ 7. Tên của nó được đặt
theo tên nhà khoa học Albert Einstein.[1]
Vị trí của nó trong bảng tuần hoàn cũng thể hiện tính chất hóa học và vật lý
của nó tương tự các nguyên tố kim loại khác trong nhóm. Mặc dù chỉ một số
ít được tạo ra nhưng nó được xác định là có màu bạc.[1] Theo các nghiên cứu
vết được thực hiện ở Phòng thí nghiệm quốc gia Los Alamos (Los Alamos
National Laboratory) sử dụng đồng vị 253Es, nguyên tố này có tính chất hóa
học đặc trưng của hóa trị 3.[2] Giống với tất cả các nguyên tố tổng hợp, các
đồng vị của einsteini có độ phóng xạ rất mạnh và độc tính cao.
Lịch sử
Einsteini được Albert Ghiorso và cộng sự phát hiện đầu tiên tháng 12 năm
1952 tại Đại học California tại Berkeley,[2] trong khi học đang kiểm tra các
mảnh vỡ từ thí nghiệm bom hydro đầu tiên, diễn ra ngày 1 tháng 11 năm
1952.[1][3] Họ phát hiện ra đồng vị 253Es (có chu kỳ bán rã 20,5 ngày) khi hạt
nhân uranium 238 hấp thu 15 neutron – và sau đó trải qua 7 lần phân rã beta
liên tục.
Page 901 of 970
253 - 253 - 253 - 253 - 253 - 253
238
92 U 
+15m
92 U 
β
93 Np 
β
94 Pu 
β
95 Am 
β
96 Cm 
β
97 Bk
- 253 - 253

β
98 Cf 
β
99 Es
Các phát hiện này được giữ bí mật cho đến năm 1955 do sự căng thẳng của
chiến tranh lạnh.[4][5] Tuy nhiên, một vài nguyên tử 238U có thể hấp thu một
lượng neutron lớn hơn (hầu hết là 16 hoặc 17):
 
15,16,17 n , 253,254,255
238
92 U 
7    Es
99
Các đồng vị của einsteini được tạo ra gần sau đó tại phòng thí nghiệm phóng
xạ Đại học California (University of California Radiation Laboratory) trong
một phản ứng phân hạch giữa hạt nhân nitơ-14 và urani-238.[6] và sau đó là
bởi bức xạ neutron cực mạnh của plutoni trong lò phản ứng thử nghiệm vật
liệu (Materials Testing Reactor).[7]
Năm 1961, một lượng einsteini được tổng hợp vừa đủ để tạo một mẫu nhỏ
253
Es. Mẫu này nặng khoảng 10 microgram, và nó được cân nặng bằng cách
cân bằng đặc biệt.
Bên cạnh ứng dụng trong nghiên cứu khoa học (như bước trung gian để tạo ra
các nguyên tố khác[8]), einsteini không có ứng dụng khác.[9]
Các hợp chất

Danh sách sau đây là các hợp chất được biết đến của einsteini:[10]
 EsBr3 einsteini (III) bromua  EsF3 einsteini (III) florua

 EsCl2 einsteini (II) clorua  EsI2 einsteini (II) iốtua
 EsCl3 einsteini (III) clorua  EsI3 einsteini (III) iốtua
 Es2O3 einsteini (III) ôxít
 Tóm tắt:
Einsteini, 99Es
Page 902 of 970

Tính chất chung

Tên, ký hiệu Einsteini, Es
Phiên âm /aɪnˈstaɪniəm/
eyen-STY-nee-əm
Hình dạng Ánh bạc, phát sáng trong bóng tối
Einsteini trong bảng tuần hoàn
Ho
↑
Es
↓
(Uqe)
Californi ← Einsteini → Fermi
chuẩn (Ar)
Page 903 of 970


Chu kỳ Chu kỳ 7
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 29, 8, 2

Mật độ 8,84 g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)

Trạng thái ôxy hóa 2, 3, 4
Thông tin khác

252 248
Es Tổng hợp 471,7 ngày α 6.760 Bk
252
ε 1.260 Cf
− 252
β 0.480 Fm
253
Es Tổng hợp 20,47 ngày SF - -
249
α 6.739 Bk
254 254
Es Tổng hợp 275,7 ngày ε 0.654 Cf
Page 904 of 970
β− 1.090 254
Fm
250
α 6.628 Bk
255
Es Tổng hợp 39,8 ngày β− 0.288 255
Fm
251
α 6.436 Bk
SF - -
100. Fermi (Fm)

Fermi hay fecmi là một nguyên tố kim loại tổng hợp thuộc nhóm actini có
tính phóng xạ cao, có ký hiệu Fm và số nguyên tử là 100. Fermi được tạo ra
bằng cách bắn phá hạt nhân plutoni bởi các neutron, và là nguyên tố siêu
urani thứ 8. Nó được đặt tên theo tên nhà vật lý hạt nhân Enrico Fermi.
Đặc điểm
Sơ đồ các mức năng lượng electron của fermi
Chỉ một lượng nhỏ fermi được sản xuất hoặc tách ra,
do đó, có rất ít thông tin về tính chất hóa học của nó.
Chỉ có trạng thái ôxy hóa +3 của nguyên tố này tồn
tại trong dung dịch chứa nước.254Fm và các đồng vị
nặng hơn có thể được tổng hợp bằng cách dùng
neutron bắn phá các hạt nguyên tố nhẹ hơn (đặc biệt
là urani và plutoni). Theo đó, quá trình hấp thụ
neutron liên tục xen kẽ với phân rã beta sẽ tạo ra
đồng vị fermi. Các điều kiện bắn phá neutron cần thiết để tạo ra fermi có sẵn
trong các vụ nổ nhiệt hạch và có thể được thực hiện trong phòng thí nghiệm
(như trong lò phản ứng dòng đồng vị cao (High Flux Isotope Reactor ở
phòng thí nghiệm quốc gia Oak Ridge - Oak Ridge National Laboratory).
Nguyên tố tổng hợp 102 (nobeli) đã được xác nhận khi 250Fm được xác định
về mặt hóa học. Cũng giống các nguyên tố nhân tạo khác, Fermi có tính
phóng xạ và độ rất cao.
Lịch sử
Page 905 of 970

Fermi được đặt theo tên nhà vật lý người Mỹ-Ý, Enrico Fermi. Nó được
nhóm nghiên cứu của Albert Ghiorso phát hiện đầu tiên vào năm 1952.
Nhóm này đã phát hiện ra 255Fm trong bụi thu được từ vụ nổ bom hydro đầu
tiên tháng 11 năm 1952 (xem thử nghiệm Bom-H Ivy Mike). Đồng vị này
được tạo ra khi U-238 tiếp nhận 17 neutron trong điều kiện nhiện độ lớn của
vụ nổ thử nghiệm hạt nhân và 8 lần phân rã beta để tạo ra hạt nhân fermi.
Công trình này được giám sát bởi Phòng thí nghiệm phóng xạ Đại học
California, Phòng thí nghiệm quốc gia Argonne (Argonne National
Laboratory), và Phòng thí nghiệm khoa học Los Alamos (Los Alamos
Scientific Laboratory). Tất cả các phát hiện này được giữ bí mật đến năm
1955 do căng thẳng của chiến tranh lạnh.[2][3] Các mẫu san hô biển bị ảnh
hưởng bởi vụ nổ nhiệt hạch tháng 11 năm 1952 cũng được dùng để nghiên
cứu.[4]
Vào cuối năm 1953 và đầu năm 1954, một nhóm làm việc ở Viện vật lý
Nobel (Nobel Institute for Physics) ở Stockholm Thụy Điển, đã bắn phá
urani-238 bằng các ion oxy-16 tạo ra một phát xạ anpha có khối lượng
nguyên tử khoảng 250 cùng với 100 proton (hay nói cách khác là nguyên tố
250
Unn).[5] Nhóm nghiên cứu của Viện Nobel đã không công bố phát hiện này
cho đến năm 1954. Đồng vị được tạo ra sau đó được xác định là 250Fm.
Các đồng vị
17 đồng vị phóng xạ của fermi đã được xác định, với đồng vị bền nhất 257Fm
có chu kỳ bán rã khoảng 100 ngày, 253Fm có chu kỳ bán rã 3 ngày, 252Fm là
25,4 giờ, và 255Fm là 20,1 giờ. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 5,4 giờ, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 3 phút.
Fermi cũng có một metastable state, 250mFm (t½ 1,8 giây). Các đồng vị của
fermium có khối lượng nguyên tử từ 242,073 đơn vị khối lượng nguyên tử
(242Fm) đến 259,101a.m.u. (259Fm).
Page 906 of 970

 Tóm tắt:
Fermi, 100Fm
Tính chất chung
Tên, ký hiệu fermi, Fm
Phiên âm /ˈfɜrmiəm/
FER-mee-əm
Fermi trong bảng tuần hoàn
Er
↑
Fm
↓
(Upb)
einsteini ← fermi → mendelevi
Khối lượng nguyên (257)
tử chuẩn (Ar)
Phân loại họ actini
Chu kỳ Chu kỳ 7
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 30, 8, 2

Trạng thái vật chất chất rắn (dự đoán)
Nhiệt độ nóng chảy 1800 K (1527 °C, 2781 °F) (dự đoán)
Page 907 of 970

Mật độ 9.7(1) g·cm−3 (dự đoán)[1](ở 0 °C, 101.325 kPa)

Trạng thái ôxy hóa 2, 3
Thông tin khác

(dự đoán)[1]
Lịch sử
Đặt tên theo tên Enrico Fermi
Phát hiện Phòng thí nghiệm Quốc gia Lawrence Berkeley (1952)
252
Fm syn 25.39 h SF – –
248
α 7.153 Cf
253 253
Fm syn 3 d ε 0.333 Es
249
α 7.197 Cf
255
Fm syn 20.07 h SF – –
251
α 7.241 Cf
257 253
Fm syn 100.5 d α 6.864 Cf
SF – –
Page 908 of 970

101. Mendelevi (Md)

Mendelevi là một nguyên tố kim loại tổng hợp có ký hiệu Md (trước đây là
Mv) và số hiệu nguyên tử là 101. Mendelevi là nguyên tố siêu urani thuộc
nhóm actini, thường được tổng hợp bằng cách bắn phá hạt nhân einsteini bởi
các hạt anpha. Nguyên tố này được đặt theo tên của Dimitri Ivanovich
Mendeleev, người đã lập ra bảng tuần hoàn.Hệ thống tuần hoàn của
Mendeleev là cơ sở để phân nhóm các nguyên tố hóa học.
Lịch sử
Mendelevi (đặt theo tên của Dimitri Ivanovich Mendeleev, họ thường được
chuyển sang ký tự Latin là Mendeleev, Mendeleyev, Mendeléef, hoặc
Mendelejeff, và tên là Dmitry hay Dmitriy) được Albert Ghiorso, Glenn T.
Seaborg, Gregory R. Choppin, Bernard G. Harvey, và Stanley G. Thompson
(trưởng nhóm) phát hiện đầu tiên vào đầu năm 1955 tại đại học California tại
Berkeley. Nhóm này đã tạo ra 256Md (chu kỳ bán rã 87 phút) khi họ bắn phá
hạt nhân 253Es bằng các hạt anpha (hạt nhân heli) trong máy cyclôtron 60 in
của phòng thí nghiệm phóng xạ Berkely (Berkeley Radiation Laboratory).[1]
Nguyên tố 101 là nguyên tố siêu urani thứ 9 được tổng hợp. 17 nguyên tử đầu
tiên của nguyên tố này đã được tạo ra và phân tích bằng phương pháp tách -
hấp thụ trao đổi-ion. Trong quá trình này, mendelevi có ưng xử rất giống
thuli, một dạng đồng đẳng tự nhiên của nó.
Đặc điểm
Các nhà nghiên cứu chứng minh rằng mendelevi có trạng thái ôxy hóa (II)
khá ổn định, kèm theo trạng thái ôxy hóa (III) đặc trưng của nhóm actini.
Trạng thái ôxy hóa (III) thể hiện rõ hơn trong các dung dịch có nước. Đôi
khi, mendelevi có thể thể hiện trạng thái (I).256Md đã được sử dụng để phát
hiện các đặc tính hóa học của nguyên tố này khi nó nằm trong dung dịch.
Chưa có những ứng dụng khác của mendelevi và chỉ một lượng rất ít
mendelevi đã được tạo ra.
Các đồng vị
Page 909 of 970

16 đồng vị của mendelevi có số khối từ 245 đến 260 đã được nhận biết, trong
đó đồng vị ổn định nhất là 258Md có chu kỳ bán rã 51,5 ngày, 260Md là 31,8
ngày, và 257Md là 5,52 hours. Tất cả các đồng vị phóng xạ còn lại có chu kỳ
bán rã nhỏ hơn 97 phút, và đa số trong đó có chu kỳ bán rã nhỏ hơn 5 phút.
Nguyên tố này có một meta state, 258mMd (t½ = 57 phút). Các đồng vị của
mendelevi có khối lượng nguyên tử từ 245,091u (245Md) đến 260,104u
(260Md).[2][3]
 Tóm tắt:
Mendelevium, 101Md
Tính chất chung
Tên, ký hiệu mendelevium, Md
Phiên âm /ˌmɛndəˈlɛviəm/
or /ˌmɛndəˈliːviəm/
Hình dạng không rõ
Mendelevium trong bảng tuần hoàn
Tm
↑
Md
↓
(Upt)
fermi ← mendelevium → nobeli
chuẩn (Ar)
Phân loại actini
Nhóm, phân lớp f
Page 910 of 970
Chu kỳ Chu kỳ 7

mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 31, 8, 2

Trạng thái vật chất solid

Thông tin khác

Tính chất từ không có dữ liệu
Lịch sử
Phát hiện Lawrence Berkeley National Laboratory (1955)
257 257
Md syn 5.52 h ε 0.406 Fm
253
α 7.558 Es
SF - -
258 258
Md syn 51.5 d ε 1.230 Fm
260
Md syn 31.8 d SF - -
256
α 7.000 Es
260
ε - Fm
Page 911 of 970
β− 1.000 260
No
102. Nobeli (No)

Nobeli là nguyên tố tổng hợp thuộc nhóm actini có ký hiệu No và số nguyên
tử là 102. Nó được các nhà khoa học thuộc Phòng thí nghiệm phản ứng hạt
nhân Flerov, Dubna, Nga phát hiện vào năm 1966. Có ít thông tin về nguyên
tố này, tuy nhiên với các thí nghiệm hạn chế người ta thấy rằng nó tồn tại
trang thái hóa trị 2 ổn định trong dung dịch cũng như dự đoán trạng thái hóa
trị 3 liên quan đến vị trí của nó trong nhóm actini.
Tóm tắt các hợp chất và các ion
Công thức Tên Công thức Tên
[No(H2O)6]3+ Hexaaquanobeli (III) [No(H2O)6]2+ Hexaaquanobeli (II)
Các đồng vị
17 đồng vị phóng xạ của nobeli đã được xác định, trong đó đồng vị bền nhất
là 259No có chu kỳ bán rã 58 phút. Các chu kỳ bán rã lâu hơn được ước đoán
là của các đồng vị chưa biết đến 261No và 263No. Một đồng phân được phát
hiện trong 253No và đồng phân-K được phát hiện trong 250No, 252No và 254No.
Tổng hợp các đồng vị

Các đồng vị của nobeli cũng được xác định từ sự phân rã các nguyên tố nặng hơn. Các quan sát
cho đến này được tổng hợp trong bảng bên dưới:
Evaporation Quan sát đồng vị Evaporation Quan sát đồng

Residue No Residue vị No
262 262 261

Lr No Sg, 257Rf 253
No
Page 912 of 970

269
Hs, 265Sg, 261Rf 257
No 264
Hs, 260Sg, 256Rf 252
No
267
Hs, 263Sg, 259Rf 255
No 255
Rf 251
No
254 254
Lr No
Mốc thời gian phát hiện
Năm
Đồng Đồng Năm
phát Phản ứng Phản ứng
vị vị phát hiện
hiện
250
Nom 2001 204
Pb(48Ca,2n) 254
Nom2 ~2003 208
Pb(48Ca,2n)
246
250 Cm(13C,4n),248Cm(
Nog 2006 204
Pb(48Ca,2n) 255
No 1967 12
C,5n)
248
251 244 Cm(12C,4n),248Cm(
No 1967 Cm(12C,5n) 256
No 1967 13
C,5n)
252 1961?,
Nog 1959 244
Cm(12C,4n) 257
No 248
Cm(13C,4n)
1967
252
Nom ~2002 206
Pb(48Ca,2n) 258
No 1967 248
Cm(13C,3n)
242
253 g Pu(16O,5n),239Pu(18 259 248
No 1967 No 1973 Cm(18O,α3n)
O,4n)
Page 913 of 970

254
253 Es + 22Ne,18O,13C -
Nom 1971 249
Cf(12C,4n)[1] 260
No ?
transfer
254 243
Nog 1966 Am(15N,4n) 261
No unknown
246
254 Cm(13C,5n),246Cm 262
254
Es + 22Ne -
Nom1 1967? No 1988
(12C,4n) transfer (EC of 262Lr)
 Tóm tắt:
Nobeli, 102No
Tính chất chung
Tên, ký hiệu nobeli, No
Phiên âm /noʊˈbɛliəm/ noh-BEL-ee-əm
or /noʊˈbiːliəm/ noh-BEE-lee-əm
Nobeli trong bảng tuần hoàn
Yb
↑
No
↓
(Upb)
mendelevi ← nobeli → lawrenci
Khối lượng nguyên tử [259]
chuẩn (Ar)
Page 914 of 970

Chu kỳ Chu kỳ 7

mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 8, 2

Trạng thái vật chất solid

Thông tin khác


262
No syn 5 ms SF
260
No syn 106 ms SF
255
259
75% α 7.69,7.61,7.53.... Fm
No syn 58 min 259
25% ε Md
258
No syn 1.2 ms SF
257 253
No syn 25 s α 8.32,8.22 Fm
252
256
99.5% α 8.45,8.40 Fm
No syn 2.91 s
0.5% f
251
255
61% α 8.12,8.08,7.93 Fm
No syn 3.1 min 255
39% ε 2.012 Md
254
Nom2 syn 198 µs γ 254
Nom1
254
Nom1 syn 275 ms γ 250
Nog
254
Nog syn 51 s
253
Nom syn 43.5 µs γ 253
Nog
Page 915 of 970

253 249
No syn 1.62 min α 8.14,8.06,8.04,8.01 Fm
252
Nom syn 110 ms
248
252 g
75% α 8.42,8.37 Fm
No syn 2.44 s
25% SF
251 247
No syn 0.76 s α 8.62,8.58 Fm
250 m
No syn 43 µs SF
250 g
No syn 3.7 µs SF
103. Lawrenci (H)

Lawrenci là một nguyên tố tổng hợp có tính phóng xạ được ký hiệu là Lr và
số nguyên tử là 103. Đồng vị bền nhất của nó là 262Lr, với chu kỳ bán rã gần
3,6 giờ. Có rất ít thông tin hóa học về nguyên tố này nhưng nó có thể hình
thành ion hóa trị 3 trong dung dịch nước, và là nguyên tố nằm cuối cùng
trong nhóm actini.
Phát hiện
Lawrenci được tổng hợp đầu tiên bởi một nhóm nghiên cứu Albert Ghiorso,
Torbjørn Sikkeland, Almon Larsh, Robert M. Latimer, và các cộng sự vào
ngày 14 tháng 2 năm 1961, tại phòng thí nghiệm phóng xạ Lawrence
(Lawrence Radiation Laboratory ngày nay gọi là phòng thí nghiệm quốc gia
Lawrence Berkeley) tại đại học California, Berkeley. Các nguyên tử đầu tiên
của nguyên tố lawrenci được tạo ra bằng cách bắn phát 3-milligram hỗn hợp
3 đồng vị của nguyên tố californi bằng các hạt nhân boron-10 và boron-11
trong máy gia tốc tuyến tính ion nặng (Heavy Ion Linear Accelerator-
HILAC).
Nhóm nghiên cứu Berkeley thông báo rằng đồng vị 257Lr được phát hiện với
phương pháp tương tự, và khi phân rã nó giải phóng 8,6 MeV hạt anpha với
chu kỳ bán rã khoảng 8 giây. Việc xác định này sau đó được sửa lại là 258Lr.
5 B 103  Lr103 Lr+50 n
252
98 Cf+11 263-x 258 1
Nhóm nghiên cứu tại đại học California đề nghị đặt tên là lawrencium, và ký
hiệu là "Lw" cho nguyên tố mới nhưng "Lw" không được thông qua, và "Lr"
được chính thức chấp nhận.
Page 916 of 970
Năm 1967, các nhà nghiên cứu hạt nhân ở Dubna, Nga thông báo rằng họ
không thể xác nhận một phát xạ anpha có chu kỳ bán rã 8 giây đối với 257Lr.
Đồng vị này sau đó được xác định là 258Lr. Thay vào đó nhóm nghiên cứu ở
Dubna thông báo rằng một đồng vị chu kỳ bán rã 45 giây là 256Lr.
8 O 103 Lr 103
243
95 Am+18 261-x 256
Lr+510 n
Các thí nghiệm sau đó vào năm 1969, được thực hiện bởi Travis Anselm và
cộng sự đã minh họa một nguyên tố mới thuộc nhóm actini. Nguyên tố này
nằm ở vị trí của lawrenci chu kỳ 8B trong bảng tuần hoàn. Năm 1971, nhóm
nghiên cứu vật lý hạt nhân ở đại học California tại Berkeley đã hoàn thành
thành công một loạt các thí nghiệm với mục đích đo đạc các tính chất phân rã
của các đồng vị lawrenci có khối lượng từ 255 đến 260.
Năm 1992, IUPAC Trans-fermium Working Group (TWG) chính thức công
nhận các nhóm nghiên cứu vật lý hạt nhân tại Dubna và Berkeley đồng phát
hiện ra lawrenci.
Điều chế và làm tinh khiết

Trong khi các đồng vị Lawrenci nhẹ nhất (sup>252Lr đến 254Lr) và nặng nhất
(266Lr) được tạo ra chỉ từ các sản phẩm phân rã anpha của đồng vị dubni
(Z = 105), thì các đồng vị trung bình (255Lr đến 262Lr) có thể được tạo ra bằng
phương pháp bắn phá nguyên tử actinide (americi đến einsteini) bởi các ion
nhẹ (từ boron đến neon). Hai đồng vị quan trọng nhất 256Lr và 260Lr được tạo
ra trong khoảng này. 256Lr có thể được tạo ra qua việc bắn phá californi-249
bằng ion boron-11 70 MeV (tạo ra lawrenci-256 và có neutron), trong khi
260
Lr có thể được tạo ra bằng khi bắn phá berkeli-249 bằng oxy-18 (tạo ra
lawrenci-260, 1 hạt alpha, và 3 neutron).[1]
Cả hai 256Lr và 260Lr có chu kỳ bán rã quá ngắn để hoàn thiện quy trình làm
tinh khiết bằng phương pháp hóa học. Các thí nghiệm trước đây với 256Lr sau
đó được sử dụng chiết xuất dung môi nhanh chóng bằng
thenoyltrifluoroacetone (TTA) hòa tan trong methyl isobutyl ketone (MIBK)
ở dạng pha hữu cơ, và với pha lỏngđược đệm bằng dung dịch axetat. Các ion
có điện tích khác nhau (+2, +3, or +4) sau đó sẽ tác thành những pha hữu cơ
trong các điều kiệu pH khác nhau, nhưng phương pháp này không tác các
actinide ba cấu tử và do đó 256Lr phản được nhận dạng qua việc nó phát ra các
hạt anpha có mức năng lượng 8,24MeV.[1] Các phương pháp gần đây hơn cho
Page 917 of 970
phép rửa chọn lọc nhanh với α-HIB diễn ra trong thời gian đủ để tách chúng
ra khỏi các đồng vị tồn tại lâu hơn như 260Lr. Đồng vị này có thể được loại bỏ
ra khỏi các tấm bắt giữ bằng dung dịch axit clohydric 0,05M .[1]
 Tóm tắt:
Lawrencium, 103Lr
Tính chất chung
Tên, ký hiệu lawrencium, Lr
Phiên âm /ləˈrɛnsiəm/
lə-REN-see-əm
Lawrencium trong bảng tuần hoàn
Lu
↑
Lr
↓
(Upp)
nobelium ← lawrencium → rutherfordi
chuẩn (Ar)
Phân loại actinide, đôi khi được xem là kim loại chuyển tiếp
Nhóm, phân lớp n/a, d
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s2 5f14 7p1
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 8, 3
Page 918 of 970

Trạng thái vật chất solid presumably

Thông tin khác

Lịch sử
Phát hiện Lawrence Berkeley National Laboratory (1961)
262 262
Lr syn 3.6 h EC No
261
Lr syn 44 min SF/EC?
260 256
Lr syn 2.7 min α 8.04 Md
259 255
Lr syn 6.2 s 78% α 8.44 Md
22% SF
256 252
Lr syn 27 s α 8.62,8.52,8.32... Md
255 251
Lr syn 21.5 s α 8.43,8.37 Md
254 250
Lr syn 13 s 78% α 8.46,8.41 Md
254
22% EC No
only isotopes with half-lives over 5 seconds are included here
Page 919 of 970

104. Rutherfordi (Rf)

Rutherfordi (phát âm như "rơ-tơ-phót-đi") là nguyên tố hóa học có ký hiệu
Rf và số nguyên tử 104. Trong bảng tuần hoàn, nó là nguyên tố thuộc lớp p
và nguyên tố đầu tiên của nhóm các nguyên tố chuyển tiếp actini. Nó thuộc
chu kỳ 7 và cũng thuộc nhóm nguyên tố 4. Các thí nghiệm hóa học đã xác
định rằng rutherfordi có ứng xử giống như hafnitrong nhóm 4. Rutherfordi
là nguyên tố tổng hợp có tính phóng xạ, đồng vị ổn định nhất của nó là 267Rf
với chu kỳ bán rã khoảng 1,3 giờ.
Một lượng nhỏ rutherfordi đã được tạo ra bằng cách bắn phá plutoni-242
bằng neon-22 gia tốc hoặc californi-249bằng các ion cacbon-12 trong thập
niên 1960. Phát hiện đầu tiên và sau đó đã gây tranh cãi về việc đặt tên
nguyên tố này giữa các nhà khoa học Mỹ và Nga, và quyết định cuối cùng
được đưa ra năm 1997 với tên gọi rutherfordium theo tên nhà vật lý New
Zealand Ernest Rutherford. Các kỹ thuật thí nghiệm cải tiến cho phép xác
định các tính chất hóa học của rutherfordi, các tính chất này rất khớp với các
nguyên tố nhóm 4 khác. Một số tính toán chỉ ra rằng nguyên tố này có thể thể
hiện các tính chất khác nhau đáng kể do các hiệu ứng tương đối.
Lịch sử
Phát hiện
Nguyên tố thứ 104 chính thức đặt tên theo Ernest
Rutherford
Rutherfordi đã được báo cáo là phát hiện lần đầu tiên
vào năm 1964 tại Liên Viện Nghiên cứu Hạt nhân ở
Dubna (lức đó ở Liên Xô). Các nhà nghiên cứu bắn
phá pluto-242 bằng chùm ion neon-22 và tách các sản
phẩm phản ứng bằng phương pháp sắc ký sau khi
chuyển đổi muối clorua bởi tương tác với ZrCl4.
Nhóm nghiên cứu đã xác định hoạt động phân hạch tự
phát chứa trong biến động clorua. Sản phẩm thu được
nhiều hạt nhân có tính chất hoàn toàn khác với những hạt nhân trước đây,
tính toán sau đó chỉ ra rằng sản phẩm là có khả năng nhất Rutherfordi-259
(ký hiệu tiêu chuẩn là 259-Rf):
242
94
22
Pu+10 Ne 104
264-x
Rf 104
264-x
RfCl 4
Page 920 of 970
Năm 1969, các nhà nghiên cứu tại Đại học California, Berkeley kết luận đã
tổng hợp nguyên tố bằng cách bắn phá californium-249 bằng chùm 13
carbon-ion và đo sự phân rã alpha của 257Rf, thời gian bán hủy 3-4 giây, sau
đó phân hủy thành Nobeli-253 với chu kì là 185 giây, phát ra 1 lượng nhỏ
hạt alpha:
12
6
249
C+98 Cf 104
257
Rf+41n
Nước Mỹ đã tổng hợp và xác nhận Rutherfordi vào năm 1973.
Đặt tên
Các nhà khoa học Nga đã đề xuất tên kurchatovi và các nhà khoa học Mỹ lại
đề xuất tên rutherfordi cho nguyên tố mới..
 Tóm tắt:
Rutherfordi, 104Rf
Tính chất chung
Tên, ký hiệu rutherfordi, Rf
Phiên âm rơ-tơ-phót-đi
Rutherfordi trong bảng tuần hoàn
Hf
↑
Rf
↓
(Upq)
lawrenci ← rutherfordi → dubni
Page 921 of 970


chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 5f14 6d2 7s2[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2

Nhiệt độ nóng chảy 2 400 (ước lượng) K (2 100 °C, °F)
Nhiệt độ sôi 5 800 (ước lượng) K (5 500 °C, °F)
Mật độ 23 (ước lượng)[1] g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)

Trạng thái ôxy hóa +4 (dự đoán)[1]
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 578.912 (ước lượng)[1] kJ·mol−1
Thứ hai: 1 148.175 (ước lượng)[1] kJ·mol−1
Thứ ba: 1 929.705 (ước lượng)[1] kJ·mol−1
Bán kính liên kết 157 (ước lượng)[1] pm
cộng hóa trị
Thông tin khác

261
Rf syn 70 s[2] >80% α 8,28 257
No
261
<15% ε Lr
<10% SF
Page 922 of 970

263
Rf syn 15 min[2] <100% SF
259
~30% α 7,90 ? No
265
Rf syn 2,5 min[3] SF
266
Rf? syn SF?/α?
267
Rf syn 1,3 h[2] <100% SF
267
ε Lr
268
Rf? syn SF?/α?
bảng này chỉ bao gồm các đồng vị có chu kỳ bán rã hơn 5 s
105. Dubni (Db)

Dubni (phát âm như "đúp-ni"; tên quốc tế: dubnium) là một nguyên tố hóa
học với ký hiệu Db và số nguyên tử 105. Đây là nguyên tố tổng hợp có tính
phóng xạ, đồng vị bền nhất của nó là 268Db có chu kỳ bán rã 28 giờ.[5] Đây là
đồng vị tồn tại lâu nhất của nhóm nguyên tố chuyển tiếp actini và là sự phản
ánh khả năng ổn định của lớp gần Z = 108 và N = 162 và sự ảnh hưởng của
các hạt thừa trong phân rã hạt nhân. Các thí nghiệm hóa học đã cung cấp đủ
bằng chứng cho thấy dubni thuộc nhóm 5 của bảng tuần hoàn.
Lịch sử
Nguyên tố 105 được các nhà khoa học Nga thông báo đầu tiên trong khoảng
1968-1970 tại Viện hợp tác nghiên cứu hạt nhân (Joint Institute for Nuclear
Research) ở Dubna, Nga. Năm 1968, công trình nghiên cứu dựa trên việc
nhận dạng các phân rã liên quan của nguyên tố 105 để biết hạt nhân sinh đôi
dùng phản ứng 243Am(22Ne,xn). Họ tìm thấy phóng xạ anpha 9,40MeV (mêga
electron vôn) và 9,70MeV và cho là các đồng vị 260105 hoặc 261105.
Năm 1970, họ mở rộng nghiên cứu bằng các ứng dụng sắc ký gradient nhiệt
và nhận dạng bằng sự phân hạch tự phát. Họ quan sát chất hoạt động 2.2s SF
trong một mẫu nhỏ có các đặc điểm giống niobi và gán cho nó là 261DbCl5.
Vào cuối tháng 4 năm 1970, các nhà nghiên cứu dẫn đầu là Albert Ghiorso
làm việc tại đại học California, Berkeleyđưa ra sự tổng hợp của 260Db một
cách thuyết phục trong phản ứng:
7 N 105 Db+4n
249
98 Cf+15 260
Page 923 of 970

Nhóm này tuyên bố rằng 260Db phân rã sinh ra hạt anpha 9,10MeV có chuh
kỳ bán rã 1,6 giây là 256Lr. Dữ liệu phân rã đối với 256Lr trùng khớp với các
giá trị tham khảo chứng minh cho các tuyên bố của họ.
Các kết quả từ các nhà khoa học Berkeley đã không có xác nhận từ các phát
hiện của các nhà khoa học Liên Xô về phân rã anpha 9,40MeV hoặc 9,70
MeV của 260Db.
Năm 1971, nhóm nghiên cứu người Nga đã làm lại phản ứng dùng một hệ
thống cải tiến và đã xác nhận dữ liệu phân rã đối với 260Db bằng phản ứng:
243
Am + 22Ne → 260Db + 5 n
Năm 1976, nhóm khoa học Nga tiếp tục nghiên cứu của họ về phản ứng dùng
sắc ký gradient nhiệt và đã xác nhận sản phẩm 260DbBr5.
Năm 1977, all doubt was dispelled by the L X-ray elemental detection of
lawrencium isotopes from the reaction:
249
Cf + 15N → 260Db + 4 n
Năm 1992, TWG xem xét các tuyên bố của hai nhóm nghiên cứu và kết luận
rằng công nhận các kết quả phát hiện của hai nhóm.[6]
Đặt tên
Nhóm nghiên cứu người Mỹ đã đề xuất đặt tên nguyên tố mới là hahnium
(Ha), theo tên của nhà hóa học Đức Otto Hahn. Do đó, tên gọi này được hầu
hết các nhà khoa học sử dụng và xuất hiện trong nhiều bài báo xuất bản lúc
đó. Trong khi đó, các nhóm người Nga đề xuất đặt tên là nielsbohrium (Ns)
theo tên nhà vật lý hạt nhân Đan Mạch Niels Bohr.
Cuộc tranh cãi về cách đặt tên đã nổ ra giữa hai nhóm. Khi đó, IUPAC tạm
đặt tên unnilpentium (Unp), là tên theo hệ thống. Những cố gắng để dung hòa
vấn đề này, năm 1994, IUPAC đề xuất tên gọi là joliotium (Jl), theo tên nhà
vật lý Pháp Frédéric Joliot - Curie. Hai bên phát hiện vẫn không đồng ý tên
gọi cho các nguyên tố 104-106. Tuy nhiên đến năm 1997, vấn đề đã được
giải quyết khi chọn tên như hiện nay dubnium (Db), theo tên thị trấm Dubna
của Nga, nơi đặt trụ sở Viện hợp tác nghiên cứu hạt nhân (Joint Institute for
Nuclear Research). IUPAC cho rằng phòng thí nghiệm Berkeley đã nhiều lần
phát hiện ra các nguyên tố và đặt tên như berkeli, californi, americi và do đó
chấp nhận các tên gọi rutherfordi và seaborgi cho các nguyên tố 104 và 106
Page 924 of 970
cần được bù lại bằng cách công nhận những đóng góp của nhóm nghiên cứu
người Nga trong việc phát hiện ra các nguyên tố 104, 105 và 106.[7][8]
 Tóm tắt:
Dubni, 105Db
Tính chất chung
Tên, ký hiệu dubni, Db
Phiên âm đúp-ni
Dubni trong bảng tuần hoàn
Ta
↑
Db
↓
(Upp)
rutherfordi ← dubni → seaborgi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 5f14 6d3 7s2
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 11, 2
(dự đoán)
Page 925 of 970

Trạng thái vật chất không rõ

Bán kính liên kết cộng hóa trị 149 (ước lượng)[1] pm
Thông tin khác

262
Db syn 34 s[2][3] 67% α 8,66, 8,45 258
Lr
33% SF
263
Db syn 27 s[3] 56% SF
259
41% α 8,36 Lr
263m
3% ε Rf
266
Db syn 22 min[3] SF
266
ε Rf
267
Db syn 1,2 h[3] SF
268 [3]
Db syn 29 h SF
268
ε Rf
270
Db syn 23,15 h[4] SF
bảng này chỉ bao gồm các chu kỳ bán rã hơn 5 s
106. Seaborgi (Sg)

Seaborgi (phát âm như "xi-bo-ghi") là một nguyên tố hóa học với ký hiệu Sg
và số nguyên tử 106. Seaborgi là nguyên tố tổng hợp với đồng vị ổn định
Page 926 of 970

nhất là 271Sg có chu kỳ bán rã 1,9 phút. Các thí nghiệm hóa học đã xác nhận
rằng seaborgi thuộc nhóm 6 và là một đồng đẳng nặng hơn của wolfram.
Phát hiện
Nguyên tố 106, hiện tại là Seaborgi, được tạo ra lần đầu tiên năm 1974 trong
máy gia tốc siêu HILAC tại phòng thí nghiệm Lawrence Berkeley bởi sự hợp
tác nghiên cứu của Lawrence Berkeley/Lawrence Livermore dẫn đầu là
Albert Ghiorso và E. Kenneth Hulet.[2] Họ đã tạo ra hạt nhân mới 263106 bằng
cách bắn phá hạt nhân 249Cf bởi các ion 18O. Hạt nhân này phân rã α với chu
kỳ bán rã 0,9 ± 0,2 giây.
Đặt tên
Nhóm Berkeley / Livermore đề xuất tên gọi seaborgium (Sg) theo tên nhà
hóa học Hoa Kỳ Glenn T. Seaborg, ông đã từng là thành viên của nhóm Mỹ
trong việc phát hiện ra một số nguyên tố thuộc nhóm actini. Tên gọi do nhóm
này chọn đã gây tranh cãi. IUPAC tạm thời thông qua tên gọi unnilhexium
(ký hiệu Unh), theo hệ thống tên gọi của các nguyên tố. Năm 1994, hội đồng
IUPAC đề nghị rằng nguyên tố 106 cần được đặt tên là rutherfordium và
thông quan nguyên tắc rằng không có nguyên tố nào có thể được đặt theo tên
người còn sống.[3] Nguyên tắc này đã bị phản đối quyết liệt từ Hiệp hội hóa
học Hoa Kỳ. Những người chỉ trích chỉ ra rằng đã có tiền lệ đặt tên nguyên tố
einsteini trong khi Albert Einstein vẫn còn sống và một cuộc khảo sát chỉ ra
rằng các nhà hóa học không quan tâm đến việc Seaborg vẫn còn sống. Năm
1997, theo một phần của thỏa hiệp liên quan đến các nguyên tố từ 104 đến
108, đặt tên seaborgium cho nguyên tố 106 được quốc tế chấp nhận.[4]
 Tóm tắt:
Seaborgi, 106Sg
Tính chất chung
Tên, ký hiệu seaborgi, Sg
Phiên âm xi-bo-ghi
Page 927 of 970
Seaborgi trong bảng tuần hoàn
W
↑
Sg
↓
(Uph)
dubni ← seaborgi → bohri
Khối lượng nguyên tử chuẩn (Ar) [269]
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s2 5f14 6d4
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 12, 2
(dự đoán)

Trạng thái vật chất rắn có lẽ

Thông tin khác


271 267
Sg syn 1,9 min 67% α 8,54 Rf
Page 928 of 970

33% SF
269 265
Sg syn 2,1 min α 8,56 Rf
263
267
17% α 8,20 Rf
Sg syn 1,4 min
83% SF
266
Sg syn 0,36 s SF
265b 261g
Sg syn 16,2 s α 8,70 Rf
265a 261
Sg syn 8,9 s α 8,90, 8,84, 8,76 Rf
264
Sg syn 68 ms SF
259
263m
87% α 9,25 Rf
Sg syn 0,9 s
13% SF
263g 259
Sg syn 0,3 s α 9,06 Rf
262
Sg syn 15 ms SF
261m 261g
Sg syn 9 µs IC Sg
257
98,1% α 9,62, 9,55, 9,47, 9,42, 9,37 Rf
261g 261
Sg syn 0,18 s 1,3% ε Db
0,6% SF
256
260
26% α 9,81, 9,77, 9,72 Rf
Sg syn 3,6 ms
74% SF
259 255
Sg syn 0,48 s α 9,62, 9,36, 9,03 Rf
258
Sg syn 2,9 ms SF
107. Bohri (Bh)

Bohri (phát âm như "bô-ri") là nguyên tố hóa học với ký hiệu Bh và số
nguyên tử 107, và là nguyên tố nặng nhất trong nhóm 7 (VIIB). Bohri là
nguyên tố tổng hợp, đồng vị bền nhất của nó là 270Bh, có chu kỳ bán rã 61
giây. Các thí nghiệm hóa học xác nhận vị trí dự đoán của bohri là đồng đẳng
nặng hơn đối với rheni với trạng thài ôxi hóa +7.[4]
Lịch sử
Phát hiện
Page 929 of 970

Việc tổng hợp đầu tiên được chấp nhận được nhóm nghiên cứu người Đức
Peter Armbruster và Gottfried Münzenberg thực hiện năm 1981 tại
Gesellschaft für Schwerionenforschung (Viện nghiên cứu ion nặng, GSI) ở
Darmstadt từ phản ứng Dubna.
24 Cr 107 Bh+n
209
83 Bi+54 262
Năm 1989, nhóm GSI đã làm lại thí nghiệm phản ứng trong khi đang cố gắng
đo đạc chức năng kích thích. Trong thí nghiệm này, 261Bh cũng đã được xác
định trong kênh bốc hơi 2n và nó được xác nhận rằng 262Bh tồn tại ở 2 trạng
thái - trạng thái cơ bản và trạng thái đồng phân.
IUPAC/IUPAP Transfermium Working Group (TWG) thông báo năm 1992
công nhận chính thức nhóm GSI đã phát hiện ra nguyên tố 107.
Đặt tên
Về mặt lịch sử, nguyên tố 107 được đề cập là eka - rheni.
Nhóm nghiên cứu người Đức đề xuất đặt tên nó là "nielsbohri"
(nielsbohrium) với ký hiệu Ns để vinh danh nhà vật lý Đan Mạch Niels Bohr.
Các nhà khoa học Liên Xô đã đề xuất tên gọi này cho nguyên tố 105 (mà cuối
cùng được gọi là dubni).
Cuộc tranh cãi về tên gọi cho nguyên tố 104 đến 106 nổ ra; IUPAC thông qua
tạm thời tên gọi "unnilsepti" (unnilseptium, ký hiệu Uns), là tên theo hệ thống
cho nguyên tố này. Năm 1994, hội đồng IUPAC bác bỏ tên "nielsbohri" vì
không có ưu tiên cho việc sử dụng tên đầy đủ của một nhà khoa học để đặt
cho nguyên tố và do đó nguyên tố 107 được đề xuất đặt tên là "bohri".[5] Điều
này bị phản đối bởi những người phát hiện, họ cho rằng họ có quyền đặt tên
cho nguyên tố. Vần đề được chuyển về chi nhánh của IUPAC tại Đan Mạch,
và họ đã biểu quyết thông qua tên "bohri". Cũng có những lo ngại rằng tên
gọi này có thể gây hiểu nhầm với boron và đặc biệt trong việc phân biệt các
tên gọi của các oxo - ion bohrat và borat. Dù vậy, tên gọi "bohri" đối với
nguyên tố 107 đã được chấp nhận trên trường quốc tế vào năm 1997.[6]
IUPAC đề nghị đặt tên các muối bohri là bohriat.
 Tóm tắt:
Page 930 of 970

Bohri, 107Bh
Tính chất chung
Tên, ký hiệu bohri, Bh
Phiên âm bô-ri
Bohri trong bảng tuần hoàn
Re
↑
Bh
↓
(Ups)
seaborgi ← bohri → hassi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(tính toán)[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 13, 2
(dự đoán)

Page 931 of 970

Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 740 (ngoại suy)[1]kJ·mol−1
Thứ hai: 1 690 (ngoại suy)[1]kJ·mol−1
Thứ ba: 2 570 (ngoại suy)[1]kJ·mol−1
Bán kính liên kết cộng 141 (ước lượng)[2] pm
hóa trị
Thông tin khác

274
Bh syn ~54 s[3] α 8,8 270
Db
272 268
Bh syn 9,8 s α 9,02 Db
271 267
Bh syn α Db
270 266
Bh syn 61 s α 8,93 Db
267 263
Bh syn 17 s α 8,83 Db
bảng này chỉ có các chu kỳ bán rã hơn 1 s
108. Hasi (Hs)

Hassi là nguyên tố tổng hợp với ký hiệu Hs và số nguyên tử 108, và là
nguyên tố nặng nhất của nhóm 8 (VIII). Nguyên tố này được quan sát đầu
tiên năm 1984. Trong số các đồng vị thì 269Hs có thời gian tồn tại lâu nhất với
chu kỳ bán rã khoảng ~10 giây. Cũng có dấu hiệu cho thấy rằng đồng vị
277b
Hs với chu kỳ bán rã ~16,5 năm, làm cho nó trở thành một trong các hạt
nhân siêu năng có thời gian tồn tại lâu nhất. Có hơn 100 nguyên tử hassi cho
đến nay trong các phản ứng hợp hạch nóng và lạnh khác nhau, ở cả hai loại
hạt nhân bố và sản phẩm phân rã.
Các thí nghiệm cho đến nay đã xác nhận rằng hassi là một thành viên đặc
trưng trong nhóm 8 thể hiện trạng thái ôxy hóa +8, tương tự như osmi.
Page 932 of 970

Lịch sử
Phát hiện
Hassi được tổng hợp đầu tiên năm 1984 bởi nhóm nghiên cứu người Đức dẫn
đầu là Peter Armbruster và Gottfried Münzenberg ở Viện nghiên cứu ion
nặng (Gesellschaft für Schwerionenforschung) tại Darmstadt. Nhóm này đã
bắn phát hạt nhân chì bằng hạt nhân 58Fe tạo ra 3 nguyên tử 265Hs theo phản
ứng:
26 Fe 108 Hs+n
208
82 Pb+58 265
IUPAC/IUPAP Transfermium Working Group (TWG) đã công nhận nhóm

làm việc tại GSI là những người đã phát hiện ra nguyên tố này năm 1992. [3]
Đặt tên
Về mặt lịch sử, nguyên tố 108 được biết đến là eka-osmium. Trong thời gian
tranh cãi về các tên gọi của các nguyên tố, IUPAC tạm thời đặt tên nguyên tố
này là unniloctium (ký hiệu Uno), theo tên gọi hệ thống.
Tên gọi hassi được nhóm phát hiện đề xuất năm 1992, theo tên tiếng Latin
tiểu bang Hesse của Đức nơi đặt viện nghiên cứu này (L. hassia German
Hessen).
Năm 1994, hội đồng IUPAC đã đề nghị đặt tên nguyên tố 108 là hahnium
(Hn)[4], mặc cho quy ước có từ lâu để cho người phát hiện có quyền đề xuất
tên gọi. Sau những phản đối từ những người phát hiện, tên gọi hassium (Hs)
được thông qua năm 1997.[5]
 Tóm tắt:
Hassi, 108Hs
Tính chất chung
Tên, ký hiệu hassi, Hs
Phiên âm hát-xi
Page 933 of 970

Hassi trong bảng tuần hoàn
Os
↑
Hs
↓
(Upo)
bohri ← hassi → meitneri
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 14, 2 (dự đoán)

Trạng thái vật chất rắn có lẽ

Bán kính liên kết cộng hóa 134 (ước lượng)[1] pm
trị
Thông tin khác

Page 934 of 970

277a
Hs syn 2s SF
277b
Hs ? syn ~11 min[2] SF
275 271
Hs syn 0,15 s α 9,30 Sg
273 269
Hs syn 0,24 s α 9,59 Sg
271 267
Hs syn 40# s α 9,27, 9,13 Sg
270 266
Hs syn 3,6 s α 9,02, 8,88 Sg
269 265
Hs syn 9,7 s α 9,21, 9,10, 8,97 Sg
268 264
Hs syn 0,36 s α 9,48 Sg
267m 263
Hs syn 0,8 s α 9,83 Sg
267 263
Hs syn 52 ms α 9,99, 9,87 Sg
266 262
Hs syn 2,3 ms α 10,18 Sg
265m 261
Hs syn 0,75 ms α Sg
265 261
Hs syn 2,0 ms α Sg
264 260
Hs syn ~0,8 ms ,5 α 10,43 Sg
,5 SF
263 259
Hs syn 0,74 ms α 10,89, 10,72, 10,57 Sg
109. Meitneri (Mt)

Meitneri (phát âm như "may-nơ-ri"; tên quốc tế: meitnerium) là nguyên tố
hóa học tổng hợp có ký hiệu Mt và số nguyên tử 109. Nó nằm ở vị trí nguyên
tố nặng nhất trong nhóm 9 (VIII) trong bảng tuần hoàn, nhưng đồng vị đủ
bền chưa được biết đến thời điểm này, khi đó sẽ cho phép các thí nghiệm hóa
học xác định vị trí của nó, không giống với các nguyên tố nhẹ hơn cạnh nó.
Nó được tổng hợp đầu tiên năm 1982 và hiện nay đã biết được một số đồng
vị của nó. Đồng vị nặng và ổn định nhất được cho là Mt-278 có chu kỳ bán rã
~8 giây.
Page 935 of 970

Lịch sử
Phát hiện
Meitneri được nhóm nghiên cứu người Đức dẫn đầu là Peter Armbruster và
Gottfried Münzenberg phát hiện ngày 29 tháng 8 năm 1982 tại Viện nghiên
cứu hạt ion nặng (Gesellschaft für Schwerionenforschung) ở Darmstadt.[6]
Nhóm này đã bắn phát hạt nhân bitmut-209 bằng hạt nhân sắt-58 được gia tốc
và phát hiện một nguyên tử riêng biệt của đồng vị meitneri-266:
26 Fe 109 Mt+n
209
83 Bi+58 266
Đặt tên
Nguyên tố 109 trước đây được gọi là Unnilennium, với ký hiệu Une.
Về mặt lịch sử, nguyên tố 109 được đề cập là eka - iridi.
Tên meitnerium (Mt) được đề xuất đặt theo tên nhà vật lý Úc Lise Meitner.
Năm 1997, tên gọi chính thức được IUPAC chấp thuận.
Các thí nghiệm trong tương lai

Nhóm nghiên cứu ở RIKEN, Nhật Bản đã chỉ ra rằng một phần nghiên cứu
đang thực hiện của họ sử dụng hạt nhân bị bắn phát là 248Cm, họ có thể
nghiên cứu phản ứng mới 248Cm(27Al,xn) trong tương lai.
Tính chất
Tính chất ngoại suy
Mt có thể là một kim loại rất nặng với mật độ khoảng 30g/cm3 (Co: 8,9, Rh:
12,5, Ir: 22,5) và điểm nóng chảy cao khoảng 2600 - 2900°C (Co: 1480, Rh:
1966, Ir: 2454). Nó có thể có khả năng chống ăn mòn cao; thậm chí cao hơn
Ir, là kim loại có độ chống ăn mòn cao nhất hiện nay.
Các trạng thái ôxy hoá
Page 936 of 970

Meitneri được dự đoán là thành viên thứ sáu của nhóm 6d của các kim loại
chuyển tiếp và là nguyên tố nặng nhất trong nhóm 9 của bảng tuần hoàn, nằm
dưới coban, rhodi và iridi. Nhóm các kim loại chuyển tiếp này là nhóm đầu
tiên thể hiện các trạng thái ôxy hoá thấp nhất và trạng thái +9 chưa được biết
đến. Hai thành viên tiếp sau của nhóm thể hiện trạng thái ôxy hoá cao nhất
+6, trong khi đó các trạng thái bền nhất là +4 và +3 đối với iridi và +3 đối với
rhodi. Tuy vậy, meitneri được trông đợi là có trạng thái bền +3 nhưng cũng
có thể thể hiện trạng thái bền +4 và +6.
Tính chất hoá học

Trạng thái +6 trong nhóm 9 chỉ được biết đến đối với florua, chúng được tạo
ra bằng phản ứng trực tiếp. Do đó, meitneri có thể tạo thành hexaflorua,
MtF6. Muối này được cho là bền hơn iridi (VI) florua, vì trạng thái +6 trở nên
bền hơn trong nhóm này.
Khi kết hợp với ôxy, rhodi tạo ra Rh2O3 trong khi đó iridi bị ôxy hoá thành
trạng thái +4 trong IrO2. Meitneri có thể tạo thành dạng ôxít, MtO2, nếu tính
chất phản ứng eka-iridi được thể hiện.
Trạng thái +3 trong nhóm 9 là phổ biến ở dạng trihalua (trừ florua) tạo thành
từ phản ứng trực tiếp với các halogen. Do đó, meitneri có thể tạo thành
MtCl3, MtBr3 và MtI3 theo cách tương tự với iridi.
 Tóm tắt:
Meitneri, 109Mt
Tính chất chung
Tên, ký hiệu meitneri, Mt
Phiên âm may-nơ-ri
Meitneri trong bảng tuần hoàn

Ir
Page 937 of 970

↑
Mt
↓
(Upe)
hassi ← meitneri → darmstadti
chuẩn (Ar)
Phân loại không rõ
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 7s2 5f14 6d7
(tính toán)[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 15, 2
(dự đoán)

Trạng thái vật chất rắn dự đoán[2]

Trạng thái ôxy hóa 3, 4, 6[3] dự đoán theo iridi
trị
Thông tin khác

Cấu trúc tinh thể lập phương tâm mặt (dự đoán)[2]
lập phương tâm mặt (dự đoán)[2]
Tính chất từ thuận từ (dự đoán)[5]
Page 938 of 970
278 274
Mt syn 7,6 s α 9,6 Bh
276 272
Mt syn 0,72 s α 9,71 Bh
274 270
Mt syn 0,44 s α 9,76 Bh
270m 266
Mt ? syn 1,1 s α Bh
110. Darmstadti (Ds)

Darmstadti (phát âm như "đam-xtat-ti"), trước đây được gọi là ununnili, là
nguyên tố hoá học tổng hợp với ký hiệu Ds (trước đây Uun) và số nguyên tử
110. Nó nằm ở vị trí nguyên tố nặng nhất trong nhóm 10 nhưng đồng vị bền
đầy đủ chưa được biết đến để cho phép tiến hành các thí nghiệm để xác định
vị trí của nó. Nguyên tố tổng hợp này là một trong các nguyên tử siêu nặng
và được tổng hợp đầu tiên năm 1994. Đồng vị nặng và tồn tại lâu nhất là
281a
Ds có chu kỳ bán rã ~10 giây mặc dù có thể đây là đồng phân hạt nhân,
281b
Ds có chu kỳ bán rã chưa được xác nhận là khoảng 4 phút.
Lịch sử
Phát hiện
Darmstadti được tổng hợp đầu tiên ngày 9 tháng 11 năm 1994 tại
Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI) ở Wixhausen, ngoại ô phía bắc
của Darmstadt, Đức bởi Peter Armbruster và Gottfried Münzenberg, dưới sự
hướng dẫn của giáo sư Sigurd Hofmann. Bốn nguyên tử của nó được phát
hiện bằng phản ứng tổng hợp hạt nhân khi bắn phá chì-208 bằng các ion
niken-62: [3]
28 Ni 110 Ds+ 0 n
208
82 Pb+ 62 269 1
Trong cùng loạt thí nghiệm, chính nhóm này cũng đã tiến hành phản ứng
dùng các ion niken-64 nặng hơn. Theo đó, 9 nguyên tử 271Ds được phát hiện
bởi sự tương quan với các tính chất phân rã sinh kèm: [4]
Page 939 of 970
28 Ni 110 Ds+ 0 n
208
82 Pb+ 64 271 1
IUPAC/IUPAP Joint Working Party (JWP) đã công nhận nhóm GSI phát
hiện ra nguyên tố này năm 2001.[5]
Đặt tên
Nguyên tố 110 đầu tiên được đặt tên tạm thời là ununnilium (/ˌjuːnəˈnɪliəm/
hay /ˌʌnəˈnɪliəm/[6], ký hiệu Uun). Khi công nhận nhóm những người phát
hiện, thì nhóm ở GSI đề nghị đặt tên là darmstadti (Ds) và wixhausi (Wi) cho
nguyên tố 110 này. Họ quyết định chọn tên darmstadti, theo tên thành phố
gần nơi phát hiện ra nó, Darmstadt, chứ không phải ngoại ô Wixhausen. Tên
gọi của nguyên tố mới được chính thức chấp nhận ngày 16 tháng 8 năm 2003.
 Tóm tắt:
Darmstadti, 110Ds
Tính chất chung
Tên, ký hiệu darmstadti, Ds
Phiên âm đam-xtat-ti
Darmstadti trong bảng tuần hoàn
Pt
↑
Ds
↓
(Uhn)
meitneri ← darmstadti → roentgeni
chuẩn (Ar)
Page 940 of 970


Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn]7s25f146d8
(dự đoán)[1]:1672
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 16, 2
(dự đoán)[1]

Trạng thái ôxy hóa 6[1]:1674
Thông tin khác


281a
94% SF
Ds syn 11 s 277a
6% α 8,67 Hs
281b 277b
Ds ? syn 3,7 min α 8,77 Hs ?
275
279
10% α 9,70 Hs
Ds syn 0,20 s
90% SF
277 273
Ds syn 5,7 ms α 10,57 Hs
273 269
Ds syn 170 ms α 11,14 Hs
271m 267
Ds syn 69 ms α 10,71 Hs
271g 267
Ds syn 1,63 ms α 10,74, 10,69 Hs
270m 266
Ds syn 6 ms α 12,15, 11,15, 10,95 Hs
270g 266
269 265
267
Ds ? syn 4 µs
Page 941 of 970

111. Roentgeni (Rg)

Roentgeni (phát âm như "rơn-ghen-ni"; tên quốc tế: roentgenium) là nguyên
tố hóa học tổng hợp có tính phóng xạ với ký hiệu Rg và số nguyên tử 111.
Nó nằm ở vị trí nguyên tố nặng nhất trong nhóm 11 (IB), nhưng hiện nay
đồng vị bền đầy đủ vẫn còn chưa được biết - cho phép tiến hành các thí
nghiệm hóa học để xác định vị trí của nó. Roentgeni đã từng được gọi là
unununi trước khi chính thức phát hiện ra nó.
Roentgeni được tổng hợp đầu tiên năm 1994 và một số đồng vị cũng đã được
tổng hợp khi phát hiện ra nó. Đồng vị bền nhất là 281Rg có chu kỳ bán rã ~20
giây, phân rã bằng cách phân hạch tự phát giống như các nguyên tố đồng
nơtron N = 170 khác.
Lịch sử
Phát hiện
Roentgeni được phát hiện chính thức bởi Peter Armbruster, Gottfried
Münzenberg, và cộng sự tại Gesellschaft für Schwerionenforschung (GSI) ở
Darmstadt, Đức vào ngày 8 tháng 12 năm 1994.[4] Chỉ có 3 nguyên tử được
tổng hợp (tất cả là 272Rg), bằng sự hợp hạch thu nhiệt giữa các ion niken và
bismuth trong máy gia tốc tuyến tính:
28 Ni 111 Rg+ 0 n
209
83 Bi+ 64 272 1
Năm 2001, IUPAC/IUPAP Joint Working Party (JWP) kết luận rằng không
có đủ bằng chứng công nhận việc phát hiện vào thời điểm đó.[5] Nhóm GSI đã
lập lại thí nghiệm vào năm 2002 và phát hiện ra 3 nguyên tử nữa.[6][7] Trong
báo cáo năm 2003, JWP quyết định rằng nhóm GSI nên được công nhận là
những người phát hiện ra nguyên tố này.[8]
Đặt tên
Tên roentgenium (Rg) do nhóm GSI đề xuất[9] theo tên của nhà vật lý Đức
Wilhelm Conrad Röntgen, và được chấp nhận vào ngày 01 tháng 11 năm
2004.[10] Nguyên tố này trước đây được IUPAC đặt tạm theo hệ thống là
unununium(unununi), viết tắt Uuu.
Page 942 of 970

 Tóm tắt:
Roentgeni, 111Rg
Tính chất chung
Tên, ký hiệu roentgeni, Rg
Phiên âm rơn-ghen-ni
Roentgeni trong bảng tuần hoàn
Au
↑
Rg
↓
(Uhu)
darmstadti ← roentgeni → copernixi
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(dự đoán)[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 17, 2
(dự đoán)[1]

Trạng thái vật chất không rõ
Page 943 of 970

Trạng thái ôxy hóa −1, +1, +3, +5[2] dự đoán theo vàng
trị
Thông tin khác

282 278
Rg syn 0,5 s α 9,00 Mt
281
Rg syn 26 s SF
280 276
Rg syn 3,6 s α 9,75 Mt
279 275
Rg syn 170 ms α 10,37 Mt
278 274
Rg syn 4,2 ms α 10,69 Mt
274 270
Rg syn 15 ms α 11,23 Mt
272 268
Rg syn 1,6 ms α 11,02, 10,82 Mt
112. Copernixi (Cn)

Copernixi (phát âm như "co-pơ-ni-xi"; tên quốc tế: copernicium) là một
nguyên tố hóa học tổng hợp phóng xạ với ký hiệu Cn và số nguyên tử 112.
Nguyên tố này trước đây được IUPAC đặt tên theo hệ thống là ununbi (tiếng
Anh: ununbium, phát âm /uːnˈuːnbiəm/ ( phát)[5] oon-OON-bee-əm), với ký
hiệu Uub. Nó được tổng hợp đầu tiên năm 1996 bởi Gesellschaft für
Schwerionenforschung (GSI), và được đặt tên theo tên nhà thiên văn học
Nicolaus Copernicus.
Copernixi hiện tại là nguyên tố được đánh số cao thứ ba đã được IUPAC
chính thức công nhận. Đồng vị bền nhất được phát hiện cho đến nay là 285Cn
có chu kỳ bán rã ≈30 giây, mặc dù có dấu hiệu cho thấy 285Cn có thể có đồng
Page 944 of 970
phân hạt nhân với chu kỳ bán rã lâu hơn 8,9 phút. Tổng số có khoảng 75
nguyên tử copernixi đã được tổng hợp dùng nhiều phản ứng hạt nhân khác
nhau.[6] Các thí nghiệm gần đây đề xuất rằng copernixi ứng xử giống như một
nguyên tố nhóm 12 đặc trưng, thể hiện các tính chất của một kim loại dễ bay
hơi.[7]
Lịch sử
Phát hiện
Copernixi được tổng hợp ngày 9 tháng 2 năm 1996 tại Gesellschaft für
Schwerionenforschung (GSI) ở Darmstadt, Đức bởi Sigurd Hofmann, Victor
Ninov và nnk.[8] Nguyên tố này được tạo ra bằng cách bắn hạt nhân chì-208
bằng hạt nhân kẽm-70 được gia tốc trong máy gia tốc ion nặng. Một nguyên
tử (nguyên tử thứ 2 sau đó đã bị bác bỏ) của copernixi được tạo ra với số khối
277.[8]
208
82
70
Pb+30 Zn 112
278
Cn 112
277
Cn+10 n
Tháng 5 năm 2000, GSI lặp lại thành công thí nghiệm tổng hợp thêm một
nguyên tử Cn-277.[9][10] Phản ứng này được lặp lại tại RIKEN dùng GARIS
năm 2004 để tổng hợp thêm hai nguyên tử nữa và xác định dữ liệu phân rã
theo như thông báo của nhóm GSI.[11]
IUPAC/IUPAP Joint Working Party (JWP) xem xét tuyên bố phát hiện của
nhóm GSI năm 2001[12] và 2003.[13] Trong cả hai trường hợp, họ thấy rằng
chưa có đủ bằng chứng để chứng minh cho tuyên bố của nhóm nghiên cứu.
Điều này chủ yếu liên quan đến sự mâu thuẫn dữ liệu phân rã đối với đồng vị
đã được biết đến là 261Rf. Tuy nhiên, giữa năm 2001 và 2005, nhóm GSI đã
nghiên cứu phản ứng 248Cm(26Mg,5n)269Hs, và đã có thể xác nhận dữ liệu
phân rã đối với 269Hs và 261Rf. Người ta phát hiện rằng dữ liệu hiện hữu về
261
Rf là của một đồng phân,[14] mà bây giờ là 261a Rf.
Tháng 5 năm 2009, JWP thông báo các tuyên bố về việc phát hiện nguyên tố
thứ 112 lần nữa và chính thức công nhận nhóm GSI đã phát hiện ra nguyên tố
này.[15] Quyết định này dựa trên các xác nhận gần đây về tính chất phân rã của
hạt nhân con cũng như các thí nghiệm xác minh tại RIKEN.[16]
Đặt tên
Page 945 of 970
Sau khi công nhận phát hiện của họ, IUPAC yêu cầu nhóm GSI đề xuất tên
gọi cho ununbi.[17][18] Ngày 14 tháng 7 năm 2009, họ đề xuất copernixi với ký
hiệu Cp, theo tên Nicolaus Copernicus "để vinh danh nhà khoa học lỗi lạc,
người đã làm thay đổi nhận thức của thế giới."[19] IUPAC đã trì hoãn việc
công nhận tên chính thức, trong khi chờ các kết quả trong sáu tháng thảo luận
trong cộng đồng khoa học.[20][21]
Cách đánh vần thay thế đã được đề xuất như "copernicum", "copernium", và
"kopernikium" (Kp), và Hofmann nói rằng nhóm nghiên cứu đã thảo luận có
khả năng là "copernicum" hay "kopernikum", nhưng họ đã đồng ý chọn
"copernicium" để tuân thủ theo các nguyên tắc hiện tại của IUPAC, theo đó
chỉ cho phép phần tiếp hậu tố -ium cho nguyên tố mới.[22]
Tuy nhiên, người ta chỉ ra rằng ký hiệu Cp có quan hệ trước đây với tên
cassiopeium (cassiopium), mà hiện nay gọi là luteti (Lu).[23][24] Hơn thế nữa,
ký hiệu Cp cũng được dùng trong hóa hữu cơ kim loại để biểu thị các phối
tử cyclopentadien. Vì lý do đó, IUPAC không cho phép sử dụng Cp làm ký
hiệu tương lai, khiến nhóm GSI chọn ký hiệu thay thế là Cn. Ngày 19 tháng 2
năm 2010, kỷ niệm sinh nhật thứ 537 của Copernicus, IUPAC chính thức
chấp nhận tên và ký hiệu theo đề xuất.[25][26]
 Tóm tắt:
Copernixi, 112Cn
Tính chất chung
Tên, ký hiệu copernixi, Cn
Phiên âm co-pơ-ni-xi
Copernixi trong bảng tuần hoàn

Hg
↑
Cn
↓
Page 946 of 970

(Uhb)
roentgeni ← copernixi → nihoni
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 2
(dự đoán)

Trạng thái ôxy hóa 4, 2[1][2] dự đoán theo thủy ngân
Bán kính liên kết cộng hóa 122 (dự đoán)[3] pm
trị
Thông tin khác

285a 281a
Cn syn 29 s α 9,15, 9,03? Ds
285b 281b
Cn ? syn 8,9 min α 8,63 Ds ?
Page 947 of 970

284
Cn syn 97 ms SF
283a
Cn syn 4 s[4] 90% α 9,53, 9,32, 8,94 279
Ds
10% SF
283b
Cn ?? syn ~ 7,0 min SF
282
Cn syn 0,8 ms SF
281 277
Cn syn 97 ms α 10,31 Ds
277 273
Cn syn 0,7 ms α 11,45, 11,32 Ds
113. Nihoni (Nh)

Nihoni là tên gọi của nguyên tố hóa học với ký hiệu là Nh và số hiệu nguyên
tử 113.
Nó nằm ở vị trí nguyên tố nặng nhất của nhóm 13 (IIIA) mặc dù đồng vị ổn
định đầy đủ chưa được xác định để cho phép thực hiện các thí nghiệm xác
định vị trí của nó. Nó là nguyên tố hoá học tổng hợp trong phòng thí nghiệm
và chưa được tìm thấy tồn tại ở tự nhiên.
Được phát hiện lần đầu vào năm 2003 trong phân rã của ununpenti (thực hiện
bởi một viện nghiên cứu hạt nhân ở Dubna, Nga), và được tổng hợp trực tiếp
năm 2004 bởi viện nghiên cứu RIKEN. Chỉ có 14 nguyên tử nihoni đã được
quan sát cho đến ngày nay. Đồng vị tồn tại lâu nhất đã được biết là 286Uut có
chu kỳ bán rã vào khoảng 20 giây, cho phép tiến hành các thí nghiệm hóa đầu
tiên để nghiên cứu các tính chất hóa học của nó. Vào tháng 12 năm 2015,
IUPAC và Liên đoàn Quốc tế về Vật lý Thuần túy và Ứng dụng (IUPAP) đã
công nhận các yếu tố của nguyên tố này và phân công cho viện nghiên cứu
RIKEN ưu tiên nghiên cứu cho khám phá này.
Tên gọi
Nihonium là tên gọi được IUPAC đề xuất cho nguyên tố có số hiệu 113, thay
thế cho tên gọi tạm thời là ununtri.
Ngày 12 tháng 8 năm 2012, các nhà nghiên cứu tại Trung tâm Nishina
RIKEN vì khoa học máy gia tốc tại Nhật Bản đã tuyên bố tổng hợp nguyên tố
113 bằng cách va chạm các hạt nhân kẽm (mỗi hạt nhân có 30 proton) vào
một lớp bitmut mỏng (có 83 proton).[4] Tháng 12 năm 2015, IUPAC công
Page 948 of 970

nhận nguyên tố này và công cho RIKEN là nhà khám phá đầu tiên.[5] Lần đầu
tiên trong lịch sử, một nhóm nhà vật lý học châu Á sẽ đặt tên nguyên tố mới.
[4]
Tên quốc tế được đề Tên Việt

Nhóm Từ nguyên
nghị hóa
Japonium[6] Japoni Nhật Bản (quốc tịch của nhóm)
Rikenium[6] Rikeni RIKEN (học viện của nhóm)

RIKEN
Nishina Yoshio (nhà vật lý học

Nishinanium[7] Nishinani
người Nhật)
 Tóm tắt:
Nihoni, 113Nh
Tính chất chung
Tên, ký hiệu nihoni, Nh
Phiên âm ni-hô-ni
Nihoni trong bảng tuần hoàn
Tl
↑
Nh
↓
(Uhs)
Page 949 of 970

copernixi ← nihoni → flerovi
Số nguyên 113
tử (Z)
Khối lượng [286]
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Phân loại không rõ, có lẽ kim loại dở
Nhóm, phân 13, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p1
electron (dự đoán)[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 3
(dự đoán)

Trạng thái rắn dự đoán[1][2][3]
vật chất
Nhiệt độ 700 K (430 °C, 810 (dự đoán)[1] °F)
nóng chảy
Nhiệt độ sôi 1 400 K (1 100 °C, 2 000 (dự đoán)[1][2] °F)
Mật độ 18 (dự đoán)[1] g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Nhiệt lượng 7,61 (ngoại suy)[3] kJ·mol−1
nóng chảy
Nhiệt bay hơi 130 (dự đoán)[2] kJ·mol−1

Trạng thái 1, 2, 3, 5 (dự đoán)[1]
ôxy hóa
Năng lượng Thứ nhất: 704,9 (dự đoán)[1]kJ·mol−1
Page 950 of 970

ion hóa Thứ hai: 1 775,3–1 871,8 (dự đoán)[3] kJ·mol−1

Bán kính thực nghiệm: 170 (dự đoán)[1] pm
cộng hoá trị
Bán kính liên 172–180 (ngoại suy)[3] pm
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

Số đăng ký 54084-70-7
CAS
Lịch sử
Đặt tên Nihon (Nhật Bản trong tiếng Nhật)
Phát hiện RIKEN (2004)
Joint Institute for Nuclear Research và Phong thì nghiệm Quốc gia
Lawrence Livermore (2003)
286 282
Nh syn 20 s α 9,63 Rg
285 281
Nh syn 5,5 s α 9,74, 9,48 Rg
284 280
Nh syn 0,48 s α 10,00 Rg
283 279
Nh syn 0,10 s α 10,12 Rg
282 278
Nh syn 70 ms α 10,63 Rg
278 274
Nh syn 0,24 ms α 11,68 Rg
114. Flerovi (Fl)

Flerovi (phát âm như "fle-rô-vi"; tên quốc tế: flerovium), trước đây tạm gọi
ununquadi (phát âm như "un-un-khoa-đi"; tên quốc tế: ununquadium),
nguyên tố hóa học có tính phóng xạ với ký hiệu Fl (trước đây Uuq) và số
nguyên tử 114. Nguyên tố lấy tên gọi từ nhà vật lý Liên Xô Georgy
Page 951 of 970
Nikolayevich Flyorov (hoặc Flerov), người sáng lập ra Viện liên hiệp Nghiên
cứu Hạt nhân ở Dubna, Nga, nơi khám phá ra nguyên tố này. Tên gọi được
IUPAC phê chuẩn ngày 31 tháng 5 năm 2012.[4]
Có khoảng 80 nguyên tử phân rã của flerovi đã được quan sát cho đến ngày
nay, trong đó có 50 được quan sát trực tiếp và 30 từ phân rã của các nguyên
tố nặng hơn livermori và ununocti. Tất cả phân rã được gán cho 4 đồng vị
nằm cạnh với số khối 286-289. Đồng vị tồn tại lâu nhất là 289Fl có chu kỳ bán
rã ~2,6 giây, mặc dù có dấu hiệu cho thấy đồng phân hạt nhân 289bFl, có chu
kỳ bán rã lâu hơn là ~66s, đó có thể là một trong các hạt nhân tồn tại lâu nhất
trong vùng nguyên tố siêu nặng.
Các nghiên cứu về đặc điểm hóa học ban đầu chỉ ra rõ ràng rằng flerovi có
các tính chất không giống 'eka'-chì và thể hiện ứng xử giống nguyên tố siêu
nặng đầu tiên đặc trưng cho các tính chất giống khí hiếm do các hiệu ứng
tương đối.[5] Tuy nhiên, các thí nghiệm gần đây sử dụng một thiết lập khác
chỉ ra rằng flerovi có thể thực sự có các tính chất của kim loại.
 Tóm tắt:
Flerovi, 114Fl
Tính chất chung
Tên, ký hiệu flerovi, Fl
Phiên âm phle-rô-vi
Flerovi trong bảng tuần hoàn
Pb
↑
Fl
↓
(Uhq)
Page 952 of 970

nihoni ← flerovi → moscovi
chuẩn (Ar)
Phân loại Không rõ; có lẽ giống khí hiếm
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron có lẽ [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p2
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 4
(dự đoán)

Trạng thái vật chất solid dự đoán[1]
Nhiệt độ nóng chảy 340 K (70 °C, 160 (dự đoán)[1] °F)
Nhiệt độ sôi 420 K (150 °C, 300 (dự đoán)[1] °F)

Trạng thái ôxy hóa 2, 4 (dự đoán)[2]
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: 820 (dự đoán)[1]kJ·mol−1
Thứ hai: 1 620 (dự đoán)[1]kJ·mol−1
Bán kính liên kết cộng 143 (ước lượng)[3] pm
hóa trị
Thông tin khác

Page 953 of 970

289 285
Fl syn 2,6 s α 9,82, 9,48 Cn
289b 285b
Fl ? syn 1,1 min α 9,67 Cn ?
288 284
Fl syn 0,8 s α 9,94 Cn
287 283
Fl syn 0,48 s α 10,02 Cn
287b 283b
Fl ?? syn 5,5 s α 10,29 Cn ??
286 282
Fl syn 0,13 s 40% α 10,19 Cn
60% SF
285 281
Fl syn 125 ms α Cn
115. Moscovi (Mc)

Moscovi là tên gọi của nguyên tố tổng hợp siêu nặng trong bảng tuần hoàn,
với ký hiệu Mc và số nguyên tử 115.
Nó nằm ở vị trí nguyên tố nặng nhất của nhóm 15 (VA), mặc dù đồng vị bền
đầy đủ chưa được biết đến thời điểm này để cho phép tiến hành các thí
nghiệm hóa nhằm xác định vị trí của nó. Nó được quan sát đầu tiên vào năm
2003 và chỉ có 30 nguyên tử moscovi được tổng hợp cho đến ngày nay, với
chỉ 4 nguyên tử từ phân rã từ tiếp của hạt nhân mẹ được phát hiện. Bốn đồng
vị liên tiếp hiện đã được phát hiện, 287–290Uup, với 289Uup có chu kỳ bán rã lâu
nhất là ~220 mili giây, dù vậy đồng vị 290Uup có thể có chu kỳ bán rã lâu hơn
(chỉ có một phân tử được đo đạc nên độ chính xác chưa cao).
 Tóm tắt:
Moscovi, 115Mc
Tính chất chung
Tên, ký hiệu moscovi, Mc
Phiên âm mos-co-vi
Moscovi trong bảng tuần hoàn
Page 954 of 970

flerovi ← moscovi → livermori
Số nguyên 115
tử (Z)
Khối lượng [289]
nguyên tử
chuẩn (Ar)
Phân loại có lẽ là kim loại dở
Nhóm, phân 15, p
lớp
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình có lẽ [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p3
electron (dự đoán)[1]
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 5
(dự đoán)

Trạng thái rắn (dự đoán)[1]
vật chất
Nhiệt độ ~700 K (~340 °C, ~810 (dự đoán)[1] °F)
nóng chảy
Nhiệt độ sôi ~1 400 K (~1 100 °C, ~2 000(dự đoán)[1] °F)
Nhiệt lượng 5,90–5,98 (ngoại suy)[2] kJ·mol−1
nóng chảy

Trạng thái 1, 3 (dự đoán)[1]
ôxy hóa
Năng lượng Thứ nhất: 538,4 (dự đoán)[1]kJ·mol−1
ion hóa Thứ hai: 2 055,1 (ngoại suy)[2]kJ·mol−1
Bán kính thực nghiệm: 200 (dự đoán)[1] pm
Page 955 of 970

cộng hoá trị

Bán kính liên 162 (ngoại suy)[2] pm
kết cộng hóa
trị
Thông tin khác

Số đăng ký 54085-64-2
CAS
Lịch sử
Phát hiện Viện Liên hợp Nghiên cứu Hạt nhân và Phòng thí nghiệm Quốc gia
Lawrence Livermore (2003)
290 286
Mc syn 16 ms α 9,95 Uut
289 285
288 284
287 283
116. Livermori (Lv)

Livermori (phát âm như "li-vơ-mo-ri"; tên quốc tế: livermorium), trước đây
tạm gọi ununhexi (phát âm như "un-un-héc-xi"; tên quốc tế: ununhexium), là
nguyên tố tổng hợp siêu năng với ký hiệu Lv (trước đây Uuh) và số nguyên
tử 116.
Nó nằm ở vị trí của nguyên tố nặng nhất thuộc nhóm 16 (VIA), tuy nhiên
đồng vị bền đầu đủ chưa được biết đến nhằm cho phép tiến hành các thí
nghiệm hóa để xác định vị trí của nó giống như nguyên tố nặng hơn poloni.
Nó được phát hiện năm 2000 và từ khi phát hiện đến nay mới có khoảng 30
nguyên tử được tạo ra hoặc từ tổng hợp trực tiếp hoặc là sản phẩm phân rã
của ununocti, và có quan hệ với các phân rã từ các đồng vị bên cạnh với khối
Page 956 of 970

lượng 290 – 293. Đồng vị ổn định nhất cho đến nay là 293Lv với chu kỳ bán rã
~60 mili giây.
Lịch sử
Khám phá
Vào ngày 19/7/2000, các nhà khoa học tại Dubna (JINR) khám phá một phân
hủy riêng biệt từ một nguyên tử của livermorium khi bắn Ca-48 vào Cm-248.
Kết quả được công bố vào tháng 12 năm 2000. 10.54MeV phát xạ anpha từ
292
Lv và sau đó phân hủy thành 288Fl. Kết quả của phản ứng phải biến đổi
thành 289Fl, và vì vậy hoạt động đó thì tương đồng thay đổi thành 293Lv. Hai
hạt nhân được tạo thành thì được báo cáo bởi học viện từ thí nghiệm thứ hai
của họ trước tháng 4-5/2001.
Trong mỗi thí nghiệm họ cũng đã tìm ra một chuỗi phân hủy với sự tương
đồng quan sát đầu tiên sự phân hủy của flerovium và gán thành 289Fl. Hoạt
động này đã không quan sát được khi lặp lại phản ứng. Tuy nhiên, sự dò tìm
(của) nó trong loạt này (của) những sự thí nghiệm chỉ báo khả năng (của) sự
suy sụp (của) một chất đồng phân của livermorium, đó là 293bLv, hay sự phân
hủy đặc biệt của nhóm chất đồng phân đã được khám phá,293aLv, khi hạt
anpha đầu tiên được giài phóng. Các nghiên cứu về sau nhằm xác thực phản
ứng này. Đội nghiên cứu lặp lại thí nghiệm tháng 4 - 5/2005 và phát hiện ra 8
nguyên tử của livermorium. Dữ liệu phóng xạ chính xác xác nhận sự khẳng
định khám phá chất đồng vị như 293Lv. Trong cuộc chạy đua này, đội nghiên
cứu cũng quan sát được 292Lv trong 4n kênh trong lần đầu. Vào tháng 5 năm
2009, Joint Working Party báo cáo trên khám phá của copernicium và thừa
nhận khám phá chất đồng vị 283Cn. Cái này bao hàm về thực tế khám phá ra
livermorium, như 291Lv (nhìn thấy ở dưới), từ chứng thực dữ liệu liên quan
đến 283Cn, mặc dù thí nghiệm khám phá thực tế có thể xác nhận như trên.
Năm 2011, IUPAC đánh giá nhóm nghiên cứu của viện Dubna và chấp nhận
họ như đã tìm được nguyên tố có số hiệu 116.
Tên gọi
Livermorium trước đây gọi là eka - polonium.[10] Ununhexium (Uuh) là tên
tạm thời của nguyên tố tổng hợp theo IUPAC. Các hà khoa học thông thường
ham chiếu đến các phần tử đơn giản như nguyên tố 116 (hoặc E116). Theo
Page 957 of 970
những khuyến cáo của IUPAC,những người khám phá về nguyên tử mới có
quyền gợi ý một cái tên. Các khám phá về livermorium thì được đón nhận bởi
JWG of IUPAC vào 1/6/2011, cùng với flerovium.[9] Theo JINR, nhóm
nghiên cứu của viện Dubna muốn đặt tên nguyên tố 116 là moscovium, sau
Moscow Oblast nơi mà đặt viện Dubna. Tuy nhiên, cái tên livermorium và ký
hiệu Lv được chấp nhận vào 31/5/2012. Sau quá trình thừa nhận của IUPAC.
Tên đoán nhận Phòng thí nghiệm Tự nhiên Lawrence Livermore, trong thành
phố Livermore, California, Hoa Kỳ, mà cộng tác với JINR trong khám phá.
Thành phố được đặt tên theo tên một chủ trang trại Hoa Kỳ Robert
Livermore, một người Mêhicô gốc Anh.
Những thí nghiệm hiện tại và tương lai

Đội nghiên cứu của viện Dubna chỉ báo cáo kế hoạch tổng hợp livermorium
từ plutonium-244 và titanium-50. Thí nghiệm này sẽ cho phép họ đánh giá
tính khả thi của việc dùng các chất phóng xạ có Z > 20 đòi hỏi trong việc
tổng hợp các nguyên tố nặng với Z > 118. Mặc dù hoạch định cho năm 2008,
phản ứng tổng hợp của cặn phóng xạ còn lại đã không được chỉ đạo cho đến
nay.[14] Có những kế hoạch lặp lại nữa với Cm-248, phản ứng giải phóng 2n,
dẫn đầu trong đồng vị mới 294Lv. Ngoài ra, họ có những kế hoạch tương lai
cho sản phẩm giải phóng 4n, 292Lv, mà sẽ cho phép họ đánh giá sự ổn định
hiệu ứng của N=184 trên phần vỏ của các cặn phóng xạ.
Hạt nhân tổng hợp

Đạn và bia sự kết hợp hàng đầu để tổng hợp hạt nhân có Z = 116 Bảng dưới chứa
đựng những sự kết hợp khác nhau những bia và những đạn mà đã có thể được dùng để hình
thành trộn hạt nhân với số lượng nguyên tử 116. Bảng ở dưới cung cấp những mặt cắt ngang và
những năng lượng kích thích cho những phản ứng nấu chảy nóng sản xuất những chất đồng vị
livermorium trực tiếp. Dữ liệu in đậm đại diện cho cực đại suy ra từ những phép đo các hạt kích
thích. ở dưới bảng chứa đựng những bia và đạn khác nhau những sự kết hợp mà cho cái đó
những sự tính toán có được cung cấp đánh giá cho mặt cắt ngang những năng suất từ những kênh
bay hơi Nơtron khác nhau.
Bia Sản Sản

Đạn Kết quả Bia đỡ Đạn Kết quả
đỡ phẩm phẩm
Page 958 of 970

208 82 290 248 48 296 Phản ứng thành

Pb Se Lv Thất bại Cm Ca Lv
công
232 58 290 Đang phản 246 48 294

Th Fe Lv Cm Ca Lv Đang phản ứng
ứng
238 54 292 245 48 293 Phản ứng thành

U Cr Lv Thất bại Cm Ca Lv
công
244 50 294 Đang phản 249 40 289

Pu Ti Lv Cf Ar Lv Đang phản ứng
ứng
Phản ứng phân hạch

208
Pb(82Se,xn)290−xLv Năm 1998, nhóm nghiên cứu GSI cố gắng tổng hợp
290
Lv như một sự bắt sản phẩm phóng xạ (x = 0). Không một nguyên tử nào
được tạo ra cung cấp giao điểm khu vực của 4.8pb.
Phản ứng nhiệt hạch

Đây là những quá trình mà tạo ra hạt nhân hỗn hợp tại năng lượng kích thích
cao (~40 – 50MeV), dẫn đến việc giảm sự tồn tại của sản phẩm phân hạch.
Hạt nhân bị kích thích và giải phóng 3 - 5 nơtron. Những phản ứng đều dùng
hạt nhân 48Ca với những năng lượng kích thích trung gian (~30 – 35MeV) và
đôi khi được xem là phản ứng nhiệt hạch. Hướng này, một phần, tương đối có
năng suất cao từ những phản ứng này.
238
U(54Cr,xn)292−xLv
Có nhưng chỉ định chung mà những phản ứng được cố gắng bởi đội GSI năm
2006. Không có kết quả ở bảng trên, báo cáo không có nguyên tử nào được
tạo ra. Đây là hy vọng từ những người nghiên cứu của phân loại của giao
điểm cho bia 238U.
Page 959 of 970
248
Cm(48Ca,xn)296−xLv (x = 3, 4)
Sự cố gắng đầu tiên tổng hợp livermorium năm 1977 bởi Ken Hulet và đồng
đội anh ấy tại phòng thí nghiệm tự nhiên Lawrence Livermore (LLNL). Họ
không có khả năng phát hiện nguyên tử livermorium. Yuri Oganessian và đội
của anh ấy tại Phòng thí nghiệm phản ứng hạt nhân Flerov (FLNR) sau này
đã cố gắng tạo phản ứng năm 1978 và gặp thất bại. Năm 1985, một thí
nghiệm chung giữa Berkeley và đội của Peter Armbruster tại GSI, kết quả lần
nữa tiêu cực với tính toán mặt cắt giới hạn của 10 – 100pb.[20] Năm 2000,
các nhà khoa học Nga tại Dubna cuối cùng đã thành công trong việc phát
hiện livermorium, Đó chính là 292Lv. Năm 2001, họ lặp lại phản ứng và hình
thành một nhóm 2 nguyên tử trong thí nghiệm của họ. Nguyên tử thứ ba được
thăm dò chính là 293Lv trên cơ sở phóng xạ anpha từ nguyên tử khác.Tháng 4
năm 2004, đội thực hiện thí nghiệm lần nữa với năng lượng cao và phát hiện
một dây chuyền phóng xạ mới, Đó là 292Lv. Trên cơ sở này, dữ liệu nguyên
bản lại là 293Lv. Thí nghiệm dây chuyền có lẽ liên quan đến chất đồng vị này.
Trong phản ứng này, 2 nguyên tử 293Lv được tạo ra. Trong thí nghiệm được
thực hiện tại GSI trước tháng 6 - 7/2010, các nhà khoa học đã thu được 6
nguyên tử livermorium; 2 nguyên tử 293Lv và 4 nguyên tử 292Lv. Họ có khả
năng xác nhận dữ liệu phóng xạ và giao điểm cho phản ứng hạt nhân.
245
Cm(48Ca,xn)293−x116 (x = 2, 3)
Để ấn định số khối cho livermorium, vào tháng 3 - 5/2003 nhóm nghiên cứu
ở viện Dubna bắn phá 245Cm với đầu đạn 48Ca. Họ phát hiện hai đồng vị mới,
đó là 291Lv và 290Lv. Thí nghiệm này lặp lại thành công vào tháng 2 - 3/2005
có 10 nguyên tử được tạo thành với dữ liệu phóng xạ đồng nhất với báo cáo
thí nghiệm năm 2003.
Sản phẩm phóng xạ

Livermorium cũng tìm thấy trong sự phân hủy của ununoctium. Trong tháng
10/2006 nó được công bố từ 3 nguyên tử của ununoctium được tìm thấy bằng
cách kết hợp californium-249 với ion calcium-48, sau đó nhanh chóng phân
hủy thành livermorium.[21] Quan sát 290Lv cho thấy đó là sản phẩm của
294Uuo và tỏ ra là sự tổng hợp ununoctium. Sự phân hạch hỗn hợp hạt nhân
Page 960 of 970
với Z = 116 Vài thí nghiệm được thực hiện từ 2000 – 2006 tại Phòng thí
nghiệm phản ứng hạt nhân Flerov ở Dubna nghiên cứu những đặc trưng hỗn
hợp 296,294,290Lv. Bốn phản ứng hạt nhân được sử dụng, gồm 248Cm+48Ca,
246
Cm+48Ca, 244Pu+50Ti và 232Th+58Fe. Kết quả làm sáng tỏ như thế nào mà hạt
nhân phân hạch chiếm ưu thế bởi đang đóng bật ra vỏ hạt nhân như 132Sn (Z =
50, N = 82). Nó cũng được tìm thấy bằng việc phân hủy hỗn hợp hạt nhân
giữa 48Ca và 58Fe, trong tương lại 58Fe sẽ giúp tạo ra các nguyên tố siêu
nặng. Ngoài ra, so sánh thí nghiệm tổng hợp 294Lv dùng 48Ca và 50Ti, năng
suất của phản ứng ~3x ít cho 50Ti, cũng gợi ý trong tương lai dùng SHE sản xuất[22]
Đồng vị và tính chất hạt nhân Thời gian khám phá các đồng vị
Đồng Năm khám Đồng Năm khám

Phản ứng Phản ứng
vị phá vị phá
290 249
Lv 2002 Cf(48Ca,3n) 292
Lv 2004 248
Cm(48Ca,4n)
291 245
Lv 2003 Cm(48Ca,2n) 293
Lv 2000 248
Cm(48Ca,3n)
Trên lý thuyết tính toán như một kiểu đường hầm lượng tử những sự hỗ trợ
theo số liệu thực nghiệm liên quan đến 293,292Lv.[24][25] Hủy bỏ chất đồng
vị 289Lv Năm 1999, nghiên cứu sinh tại phòng thí nghiệm tự nhiên Lawrence
Berkeley công bố sự tổng hợp của 293Uuo (xem ununoctium), trong bảng công
bố trong Lá thư tổng quan về Vật Lý.[26]Đòi hỏi chất đồng vị 289Lv phân hủy
bởi 11.63MeV phát xạ anpha với chu kì bán rã 0.64ms. Trong những năm
sau, họ rút lại kết quả đã công bố vì không thể thực hiện lại phản ứng.[27]
Trong tháng 6/2002, giám đốc của phòng thí nghiệm công bố rằng tuyên bố
nguyên bản của khám phá của hai phần tử đó dựa vào dữ liệu có sẵn bới
Victor Ninov. Như trên, đồng vị này livermorium cũng không được biết đến
hiện nay.

Tính chất ngoại suy
Trạng thái oxi hóa
Page 961 of 970

Livermorium được dự đoán là nguyên tố thuộc nhóm VIA của chu kì 7 với
tính chất như một phi kim và là nguyên tố nặng nhất của nhóm 16 (VIA)
trong bảng tuần hoàn, dưới polonium. Nhóm trạng thái oxi hóa +VI được biết
cho tất cả các nguyên tố nhóm 16 trừ oxi vì oxi thiếu orbital d cho sự kích
thích và bị giới hạn số oxi hóa cao nhất là +2, ví dụ OF2. Trạng thái oxi hóa
+4 thì được biết như lưu huỳnh, selenium,tellurium, and polonium, độ bền
giảm từ S (IV) và Se (IV) đến Po (IV). Tellurium (IV) là trạng thái oxi hóa
bền của nguyên tố này. Điều này cho thấy trong nhóm, trạng thái oxi hóa
càng cao thì độ bền giảm và livermorium phải có số oxi hóa là +4 và trạng
thái oxi hóa bền +2. Nó cũng có số oxi hóa -2 như các oxide,sulfide, selenide,
telluride, và polonide.
Hóa học
Tính chất hóa học của livermorium có thể suy ra từ polonium. Nó có một
oxidation là dioxide, LvO2, mặc dù một trioxide, LvO3 có vẻ hợp lý, nhưng
không chắc chắn được. Trạng thái oxi hóa +2 phải có một monooxide, LvO.
Sự flor hóa sẽ chắc chắn tạo thành tetrafluoride, LvF4 hoặc difluoride, LvF2;
hexafluoride, LvF6, thì không chắc chắn. Sự clor hóa và brom hóa có thể cho
chloride và bromide tương ứng, LvCl2 và LvBr2. Trạng thái oxi hóa bới iod
phải chắc chắn tạo ra LvI2 và phải thậm chí trơ với nguyên tố này.
 Tóm tắt:
Livermori, 116Lv
Tính chất chung
Tên, ký hiệu livermori, Lv
Phiên âm li-vơ-mo-ri
Livermori trong bảng tuần hoàn

Po
↑
Page 962 of 970
Lv
↓
(Uhh)
moscovi ← livermori → tennessine
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 6
(dự đoán)

Trạng thái ôxy hóa 2, 4 (dự đoán)[1]
trị
Thông tin khác

293 289
Lv syn 61 ms α 10,54 Fl
292 288
Page 963 of 970

291 287
290 286
Lv syn 7,1 ms α 10,84 Fl
117. Tennessine (Ts)

Tennessine là tên gọi nguyên tố hóa học với ký hiệu Ts và số nguyên tử 117.
Nó là nguyên tố được phát hiện gần đây nhất với chỉ có 6 nguyên tử được
phát hiện ở phòng thí nghiệm Nga-Mỹ tại Dubna, tỉnh Moskva, Nga, năm
2009 – 2010.[3][4] Mặc dù nó nằm ở vị trí nguyên tố nặng nhất của nhóm
halogen, chưa có dữ liệu thí nghiệm để chứng minh tính chất tương tự của nó
với các nguyên tố nhẹ hơn trong nhóm như astatin hay iốt.
Lịch sử
Phát hiện
Tháng 1 năm 2010, các nhà khoa học tại Phòng thí nghiệm phản ứng hạt
nhân Flerov (Flerov Laboratory of Nuclear Reactions) thông báo nội bộ[4]
rằng họ đã thành công khi phát hiện phân rã của nguyên tố mới với Z = 117
từ các phản ứng:
48
20 Ca  97
249
Bk 117
297
Ts* 117
294
Ts  310 n
48
20 Ca  97
249
Bk 117
297
Ts* 117
293
Ts  310 n
Chỉ có sáu nguyên tử được tổng hợp từ hai đồng vị bên cạnh, không có phân
rã để biết các đồng vị của các nguyên tố nhẹ hơn. Các kết quả của họ được
công bố vào ngày 9 tháng 4 năm 2010.[5]
Đặt tên
Nguyên tố có số nguyên tử 117 theo dự đoán của Mendeleev là eka - astatin
(xem thuật ngữ 'eka'). Tên ununsepti là tên gọi theo hệ thống được dùng để
đặt tên tạm thời cho các nguyên tố mới được phát hiện cho đến khi việc phát
hiện được IUPAC công nhận, và quyết định đặt tên. Thông thường, tên gọi
được chọn theo đề xuất của người (nhóm) phát hiện.
Theo các hướng dẫn hiện hành của IUPAC, tên của tất cả các nguyên tố mới
phải có tiếp hậu tố là "-ium", có nghĩa là tên gọi đối với ununseptium có thể
Page 964 of 970

là -ium, chứ không thể là -ine trong trường hợp nó có thuộc nhóm halogen
hay không.[6]
 Tóm tắt:
Tennessine, 117Ts
Tính chất chung
Tên, ký hiệu tennessine, Ts
Phiên âm ten-nơ-sin
Hình dạng á kim
Tennessine trong bảng tuần hoàn
At
↑
Ts
↓
(Usu)
livermori ← tennessine → oganesson
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
(dự đoán)
mỗi lớp 2, 8, 18, 32, 32, 18, 7
(dự đoán)
Page 965 of 970

Trạng thái ôxy hóa −1, +1, +3, +5 (dự đoán)[1]
trị
Thông tin khác

294 290
Ts syn 78 (+370, -36) ms α 10,81 Uup
293 289
Ts syn 14 (+11, -4) ms α 11,11, 11,00, 10,91 Uup
118. Organesson (Og)

Oganesson (phát âm "o-ga-nét-sơn"; tên quốc tế: Oganesson) là một nguyên
tố tổng hợp siêu nặng trong bảng tuần hoàn có ký hiệu hóa học là Og và có số
nguyên tử là 118. Đầu tiên, các nhà khoa học cho rằng nó chắc chắn có các
đặc tính của nhóm của nó, nhóm khí hiếm, giống radon về các đặc tính hóa
học; vì thế, một số tài liệu nghiên cứu đã gọi nó là eka - radon. Tuy nhiên,
người ta phát hiện ra rằng không phải nó mà là ununquadi mới có các đặc
tính giống các nguyên tố khác trong nhóm 18. Nếu phải thì oganesson là
nguyên tố thể khí phóng xạ thứ hai và khí bán dẫn đầu tiên dưới điều kiện
chuẩn.
Trừ ra tính không ổn định do có lẽ phóng xạ, các nhà khoa học dự đoán là
oganesson sẽ phản ứng hơn xenon và radon. Nó chắc có thể tạo thành oxit ổn
định (OgO3 v.v.) cùng với các muối clorua và florua.
Ngày 10 tháng 10 năm 2006, các nhà khoa học của Viện liên hợp nghiên cứu
hạt nhân và Phòng thí nghiệm quốc gia Lawrence Livermore làm việc tại
Dubna (Nga) đã tuyên bố trong tạp chí Physical Review C rằng họ đã tạo ra
Page 966 of 970
nguyên tố thứ 118 trên bảng tuần hoàn, tạm được gọi ununocti, bảy năm sau
khi các nhà khoa học ở Phòng thí nghiệm quốc gia Lawrence Berkeley tại
California tuyên bố phát hiện ra nguyên tố này. Nhưng năm 2000, dựa trên
dữ liệu giả mạo của trưởng nhóm là Victor Ninov.
Phát hiện
Vào ngày 16 tháng 10 năm 2006, các nhà nghiên cứu làm việc tại Viện liên
hợp nghiên cứu hạt nhân (JINR) tại Dubna, Nga thông báo trong Physical
Review C rằng họ đã gián tiếp phát hiện ra tổng cộng ba hạt nhân của
ununocti-294 (một vào năm 2002 và hai vào năm 2005) được tạo ra thông
qua các va chạm của các nguyên tử californi-249 và các ion canxi-48 [10][11]:
248
98 Cf 2048Ca  +118
294
Og+3n
Do xác suất rất nhỏ của phản ứng tổng hợp (tổng hợp tiết diện là 0,5pb = 5 ×
10−41m2) nên phải trên 4 × 1019 ion canxi cần dược bắn phá vào californi để có
được chỉ 3 phản ứng tổng hợp.
Nhóm nghiên cứu bao gồm các nhà khoa học từ JINR và Phòng thí nghiệm
quốc gia Lawrence Livermore ở California, Hoa Kỳ. Các sản phẩm phân rã
của 3 nguyên tử ununocti, chứ không phải chính các nguyên tử, đã được quan
sát tại Dubna. Chu kỳ bán rã 0,89ms cũng đã được quan sát: 294Uuo phân rã
thành 290Lv theo phân rã alpha. Do chỉ có 3 hạt nhân nên chu kỳ bán rã đã
được lấy theo thời gian tồn tại quan sát được và do vậy nó có độ tin cậy
không cao: 0,89-0,31+1,07ms.
Sự nhận dạng ra các hạt nhân 294Og đã được kiểm tra bởi sự tạo ra một cách
tách biệt của hạt nhân con được giả định là của 290Lv bằng cách bắn phá
245
Cm bằng các ion của 48Ca,
20 Ca 116 Lv+3n
245
96 Cm+ 48 290
và kiểm tra rằng phân rã của 290Lv phù hợp với chuỗi phân rã của hạt nhân
294
Og.
Hạt nhân con 290Lv là cực kỳ không ổn định, nó phân rã với chu kỳ bán rã 14
mili giây thành 286Fl, và nó có thể phân rã tự phát hay phân rã alpha thành
282
Cn, và hạt nhân này sẽ phân rã tự phát.[12]
Page 967 of 970

Lịch sử
Năm 1999, các nhà nghiên cứu tại Phòng thí nghiệm quốc gia Lawrence
Berkeley đã thông báo về phát hiện ra các nguyên tố số 116 và 118, trong bài
báo đăng trên Physical Review Letters.[13]
Các nhà nghiên cứu này tuyên bố rằng họ đã thực hiện phản ứng:
86
36
206
Kr+82 Pb 118
293
Og+n
Năm sau, họ lại công bố lời rút lại sau khi các nhà nghiên cứu khác không thể
lặp lại các kết quả.[14] Vào tháng 6 năm 2002, viện trưởng phòng thí nghiệm
này thông báo rằng tuyên bố ban đầu về phát hiện ra hai nguyên tố này đã
dựa trên các dữ liệu bị giả mạo bởi trưởng nhóm Victor Ninov.
Nhóm các nhà nghiên cứu Mỹ đã có ý định đặt tên cho nó là ghiorsium theo
tên của Albert Ghiorso trước khi phải rút lại tuyên bố của mình.
Tên gọi
Cho đến thập niên 1960 ununocti được gọi là eka-emanation (emanation là
tên gọi cũ để chỉ radon).[15] Năm 1979 IUPAC đưa ra các đề nghị gọi nguyên
tố này là ununocti,[16] tên hệ thống nguyên tố, một tên tạm thời cho đến khi
phát hiện ra nguyên tố này và IUPAC quyết định đặt tên.
Trước năm 2002, các nhà nghiên cứu ở Berkeley đã đặt tên nguyên tố này là
ghiorsi (Gh) theo tên của Albert Ghiorso (thành viên của nhóm nghiên cứu).
[17]
Những người phá người Nga đã báo cáo về sự tổng hợp ra nguyên tố này của
họ vào năm 2006. Năm 2007, người đứng đầu viên nghiên cứu Nga nói rằng
nhóm đã đưa ra hai tên gọi cho nguyên tố mới là Flyori theo tên của Georgy
Flyorov, người sáng lập ra phòng nghiên cứu ở Dubna; và moskovi tỉnh
Moskovskaya nơi đặt phòng thí nghiệm Dubna.[18] Ông cũng chỉ ra rằng mặc
dù nguyên tố được phát hiện trong sự hợp tác nghiên cứu với Mỹ, phía này đã
cung cấp nguyên tố californi (Cf), nguyên tố này nên được đặt theo tên danh
dự của Nga từ khi phòng thí nghiệm phản ứng hạt nhân Flerov ở JINR là cơ
sở duy nhất trên thế giới có thể làm được kết quả như thế.[19][20]
Page 968 of 970

Vào ngày 2/12/2016, IUPAC đã công bố chính thức tên của nguyên tố này là
Oganesson cùng với 3 nguyên tố khác là Nihoni, Moscovi và Tennessine.
 Tóm tắt:
Oganesson, 118Og
Tính chất chung
Tên, ký hiệu oganesson, Og
Phiên âm o-ga-nét-sơn
Oganesson trong bảng tuần hoàn
Rn
↑
Og
↓
(Uho)
tennessine ← oganesson → ununenni
chuẩn (Ar)
Chu kỳ Chu kỳ 7
Cấu hình electron [Rn] 5f14 6d10 7s2 7p6[1]
(dự đoán)
mỗi lớp (dự đoán) 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8[1]

Trạng thái vật chất rắn dự đoán
Page 969 of 970
Nhiệt độ sôi (ngoại suy) 350±30[1] K (80±30 °C, 170±50 °F)

Mật độ (dự đoán) 13,65[2] g·cm−3(ở 0 °C, 101.325 kPa)
Điểm tới hạn (ngoại suy) 439[3] K, 6.8[3] MPa
Nhiệt lượng nóng (ngoại suy) 23,5[3] kJ·mol−1
chảy
Nhiệt bay hơi (ngoại suy) 19,4[3] kJ·mol−1

Trạng thái ôxy hóa (dự đoán) −1,[4] 0, +2[5], +4[5], +6[4]
Năng lượng ion hóa Thứ nhất: (ngoại suy) 975±155[1]kJ·mol−1
Thứ hai: (ngoại suy) 1450[6]kJ·mol−1
Bán kính cộng hoá trị thực nghiệm: (dự đoán) 152[2] pm
Bán kính liên kết (dự đoán) 157[7] pm
cộng hóa trị
Thông tin khác

Số đăng ký CAS 54144-19-3[8]
294
Uuo [9] syn ~0,89 ms α 11,65 ± 0,06 290
Lv
-The End-
Page 970 of 970

Các Nguyên Tố Hóa Học

Uploaded by

Document Information

Copyright

Available Formats

Share this document

Share or Embed Document

Sharing Options

Did you find this document useful?

Is this content inappropriate?

Copyright:

Available Formats

Các Nguyên Tố Hóa Học

Uploaded by

Copyright:

Available Formats

CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Nguyên tố Trang Nguyên tố Trang

61. Promethi 582 62. Samari 587

Space Shuttle Main Engine đốt hydro với oxy, một

Nguyên tử hydro là nguyên tử của nguyên tố hydro. Nó bao gồm một

Vai trò trong thuyết lượng tử

Trạng thái thiên nhiên

Điều chế, sản xuất

Các phản ứng sinh học

Quang phổ vạch của hydro

Tính chất chung

Hydro trong bảng tuần hoàn

Tính chất vật lý

Tính chất nguyên tử

Thông tin khác

Vận tốc âm (Khí, 27°C) 1310m·s−1

Đặt tên chính Antoine Lavoisier[8] (1783)

Đồng vị ổn định nhất

Có 8 đồng vị của heli, nhưng chỉ heli-3 và heli-4 là bền. Trong khí quyển

Quang phổ vạch của Heli

Tính chất chung

Heli trong bảng tuần hoàn

Tính chất vật lý

Nhiệt lượng 0,0138kJ·mol−1

Áp suất hơi (defined by ITS-90)

Tính chất nguyên tử

Thông tin khác

Đồng vị ổn định nhất

Viên bột liti được phủ bên trong liti

Liti nổi trên dầu

Hóa học và hợp chất

Liti phổ biến như clo trong vỏ

Trên Trái đất

Sản lượng khai thác mỏ liti (2014) và trữ lượng (tấn)[43]

Quốc gia Sản lượng Trữ lượng[note 1]

Argentina 2.900 850.000

Úc 13.000 1.500.000

Brazil 400 48,000

Canada (2010) 480 180.000

Chile 12.900 7.500.000

Trung Quốc 5.000 3.500.000

Bồ Đào Nha 570 60.000

Zimbabwe 1.000 23.000

Tổng thế giới 36.000 13.500.000

Đường cong sản lượng liti toàn cầu

Từ cuối Đại chiến thế giới lần thứ hai, sản

Chiết xuất và nước biển

Sứ và thủy tinh (29%)

Chất bôi trơn

Các ứng dụng công nghiệp và hóa học khác

Liti được sử dụng làm pháo sáng và pháo hoa do nó cháy có

Hữu cơ và polyme hóa học

Ứng dụng quân sự

Liti nổi trong parafin

Quang phổ vạch của Liti

Tính chất chung

Liti trong bảng tuần hoàn

Tính chất vật lý

ở T (K) 797 885 995 1144 1337 1610

Tính chất nguyên tử

Thông tin khác

Vận tốc âm thanh que mỏng: 6000m·s−1 (ở 20°C)

Đồng vị ổn định nhất

Các đặc trưng nổi bật