Итријум

Из Википедије, слободне енциклопедије
Итријум (39Y)
Sr - Y - Zr
 
Sc
Y
Lu  
 
 
Y-TableImage.png

Y,39.jpg

Општи подаци
Припадност скупу прелазни метали
група, периода IIIB, 5
густина, тврдоћа 4472 kg/m3, без података
боја сребрносива
Особине атома
атомска маса 88,90585 u
атомски радијус 180 (212) pm
ковалентни радијус 162 pm
ван дер Валсов радијус без података
електронска конфигурација [Kr]4d15s2
e- на енергетским нивоима 2, 8, 18, 9, 2
оксидациони број 3
Особине оксида слабо базни
Кристална структура хексагонална
Физичке особине
агрегатно стање чврсто
температура топљења 1799 K
(1526 °C)
температура кључања 3609 K
(3336 °C)
молска запремина 19,88×10-3 m³/mol
топлота испаравања 363 kJ/mol
топлота топљења 11,4 kJ/mol
брзина звука 3.300 m/s (293,15 K)
Остале особине
Електронегативност 1,22 (Паулинг)
1,11 (Алред)</
специфична топлота 300 J/(kg*K)
специфична проводљивост 1,66×106 S/m
топлотна проводљивост 17,2 W/(m*K)
I енергија јонизације 600 kJ/mol
II енергија јонизације 1.180 kJ/mol
III енергија јонизације 1.980 kJ/mol
IV енергија јонизације 5.847 kJ/mol
V енергија јонизације 7.430 kJ/mol
VI енергија јонизације 8.970 kJ/mol
VII енергија јонизације 11.190 kJ/mol
VIII енергија јонизације 12.450 kJ/mol
IX енергија јонизације 14.110 kJ/mol
X енергија јонизације 18.400 kJ/mol
Најстабилнији изотопи

Итријум (Y, лат. ytrium) - је метал IIIB групе.[1][2]

Има 32 изотопа чије се атомске масе налазе између 80-99. Постојан је само један - изотоп 89, који представља 100% природног састава тог елемента.

Заступљен је у земљиној кори у количини од 30 ppm (енгл. . parts per million) у облику минерала ксенотимита.

Откривен је 1794. године од стране J. Gadolina у Финској.

То је један од четри елемената који су добили имена по Шведским градовима.

Гради хидриде, оксиде, флуориде и хидроксиде. Хидриди итријума се користе као врло јака редукциона средства.

Биолошки значај - претпоставља се да изазива рак.

У чистом облику итријум је сребрносив метал. На његовој површини се ствара постојан слој оксида, као и код алуминијума. Његове хемијске особине подсећају на магнезијум. Лако се пали али не сам од себе. Са водом реагује веома споро градећи хидроксид. У чистом облику се користи као један од елемената у производњи телевизијских екрана. Лампе од легуре итријума са Волфрамом се користе у рендгенографији.

Извори[уреди]

  1. ^ Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  2. ^ Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 

Литература[уреди]


Спољашње везе[уреди]

Викиостава
Викимедијина остава има још мултимедијалних датотека везаних за: Итријум