INDIUM: FUNN, STRUKTUR, EGENSKAPER, ISOTOPER, BRUK, RISIKO - KJEMI - 2026

Den indium er et metall tilhørende gruppe 13 i det periodiske system, og har det kjemiske symbol In. Dets atomnummer er 49, ₄₉ In, og det forekommer i naturen som to isotoper: ¹¹³ In og ¹¹⁵ In, sistnevnte er det mest tallrike. Indiumatomer finnes på jorden som urenheter i sink- og blymineraler.

Det er et spesielt metall, siden det er det mykeste som kan berøres uten mange helserisiko; i motsetning til litium og rubidium, som veldig ville brenne huden når du reagerer med fuktigheten. Et stykke indium kan kuttes med en kniv og sprekkes med fingerenes kraft, og avgir en karakteristisk knase.

Stykke metallisk indium. Kilde: Hi-Res Images of Chemical Elements

Alle som hører dette metallnavnet vil sikkert komme til tankene i India, men navnet stammer fra indigo-fargen, som blir observert når flammetesten utføres. I denne forstand er det ganske likt kalium, ved å brenne dets metall eller forbindelsene med en veldig karakteristisk flamme, der indium ble oppdaget for første gang i sfæraleritmineraler.

Indium deler mange kjemiske kvaliteter med aluminium og gallium, som forekommer i de fleste av dets forbindelser med et oksidasjonsnummer på +3 (I ³⁺ ). Det kombineres utmerket med galliumdannende legeringer med lave smeltepunkter, hvorav den ene er galinstan.

Bruken av indium er basert på belegg av materialer med legeringer, noe som gjør dem elektrisk ledende og fleksible. Indianeren dekker noen briller for å gi dem større glans og erstatter sølv. I teknologiens verden finnes indianeren på LCD- og berøringsskjermer.

Oppdagelse

I 1863 lette den tyske kjemikeren Ferdinand Reich etter spor av elementet thallium, gjennom den grønne linjen i dets utslippspektrum, i sinkmineraler; spesielt prøver av sfæraleritt (ZnS) fra hele Sachsen. Etter å ha stekt mineralene, fjernet svovelinnholdet, fordøyd dem i saltsyre og destillert av sinkklorid, oppnådde han et halmfarget bunnfall.

Overfor oppdagelsen bestemte Reich seg for å utføre en spektroskopisk analyse; men fordi han ikke hadde gode øyne for å observere farger, henvendte han seg til kollegaen Hieronymus Theodor Richter for å få hjelp i denne oppgaven. Richter var den som observerte en blålig spektrallinje, som ikke falt sammen med spekteret til noe annet element.

De to tyske kjemikerne ble møtt med et nytt element, som ble kalt indisk på grunn av flammens indigofarge da forbindelsene ble brent; og i sin tur stammer navnet på denne fargen fra det latinske ordet indicum, som betyr India.

Et år senere, i 1864, begeistret og etter en langvarig rekke utfelling og rensing, isolerte de en prøve av metallisk indium ved elektrolyse av det oppløste salt i vann.

Strukturen til indianeren

Indium atomer, I, samles sammen ved å bruke sine valenselektroner for å etablere en metallisk binding. Dermed ender de opp med å bli arrangert i en kroppssentrert krystall med en forvrengt tetragonal struktur. Interaksjonene mellom de nærliggende In-In-atomer i krystallen er relativt svake, noe som forklarer hvorfor indium har et lavt smeltepunkt (156 ºC).

På den annen side er ikke kreftene som går sammen med to eller flere indiumkrystaller heller sterke, ellers ville de ikke bevege seg over hverandre, noe som gir metallet sin karakteristiske mykhet.

Egenskaper

Fysisk utseende

Det er et bemerkelsesverdig mykt sølvmetall. Den kan rives med fingernegltrykk, kuttes med en kniv eller kløes i skinnende linjer på et papirark. Det er til og med mulig å tygge den og deformere den med tennene, så lenge den er flatt ut. På samme måte er den veldig behagelig og formbar og har plastiske egenskaper.

Når indianeren varmes opp med en blåsegjeng, avgir den en indigo-farget flamme, enda lysere og mer fargerik enn kalium.

Molmasse

114,81 g / mol

Smeltepunkt

156,60 ºC

Kokepunkt

2072 ° C

Som gallium har indium et bredt temperaturområde mellom smeltepunktet og kokepunktet. Dette gjenspeiler det faktum at In-In-interaksjoner i væske er sterkere enn de som dominerer i glass; og at en dråpe indium derfor er lettere å få tak i enn dampene.

tetthet

Ved romtemperatur: 7,31 g / cm ³

Rett ved smeltepunktet: 7,02 g / cm ³

elektro

1,78 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergier

Først: 558,3 kJ / mol

Andre: 1820,7 kJ / mol

Tredje: 2704 kJ / mol

Termisk ledningsevne

81,8 W / (m K)

Elektrisk resistivitet

83,7 nm

Mohs hardhet

1,2. Det er bare litt hardere enn talkumspulver (ikke forveksle seighet med seighet).

reaktivitet

Indium løses opp i syrer for å danne salter, men oppløses ikke i alkaliske oppløsninger, ikke engang med varmt kaliumhydroksyd. Reagerer i direkte kontakt med svovel, oksygen og halogener.

Indium er relativt amfotert, men det oppfører seg mer som en base enn en syre, og de vandige løsningene er litt basiske. I (OH) ₃ gjenoppløses med tilsetning av mer alkalier, noe som gir opphav til komplekset indisier, In (OH) ₄ ^- , som skjer med aluminater.

Elektronisk konfigurasjon

Elektronkonfigurasjonen til indiumet er som følger:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ¹

Av de tretten elektronene er de siste tre av 5'ere og 5p orbitaler valenselektronene. Med disse tre elektronene etablerer indiumatomene deres metalliske binding, som aluminium og gallium, og danner kovalente bindinger med andre atomer.

Oksidasjonsnummer

Ovennevnte tjener til å forstå med en gang at indium er i stand til å miste sine tre valenselektroner, eller få fem til å bli isoelektronisk for edelgassens xenon.

Hvis vi i en forbindelse antar at den har mistet sine tre elektroner, vil den forbli som den trivalente kationen I ³⁺ (i analogi med Al ³⁺ og Ga ³⁺ ), og derfor vil oksidasjonsnummeret være +3. De fleste indiumforbindelsene er In (III).

Blant andre oksidasjonsnummer som er funnet for indium har vi: -5 (I ^5- ), -2 (I ^2- ), -1 (In ^- ), +1 (In ⁺ ) og +2 (In ²⁺ ).

Noen eksempler på I (I) forbindelser er: InF, inkl, InBr, InI og I ₂ O. Alle av dem er forholdsvis sjelden forbindelser, mens de av In (III) er de dominerende seg: In (OH) ₃ , In ₂ O ₃ , InCl ₃ , InF ₃ , etc.

I (I) er forbindelser kraftige reduksjonsmidler, der In ⁺ gir to elektroner til andre arter for å bli I ³⁺ .

isotoper

Indium forekommer i naturen som to isotoper: ¹¹³ In og ¹¹⁵ In, hvis landlige overflod er henholdsvis 4,28% og 95,72%. Derfor har vi på jorden mange flere ¹¹⁵ i atomer enn vi har ¹¹³ inn. Den ¹¹⁵ I har en halv - levetiden til 4.41 x 10 ¹⁴ år, så stor at det nærmest er stabil, til tross for å være en radioisotop.

Foreløpig er det laget 37 kunstige isotoper av indium, alle radioaktive og svært ustabile. Av dem alle er den mest stabile ¹¹¹ In, som har en halveringstid på 2,8 dager.

applikasjoner

legeringer

Indianeren kommer veldig godt overens med gallium. Begge metaller danner legeringer som smelter ved lave temperaturer, og ser ut som sølvvæsker, som kvikksølv blir erstattet av i flere av dens anvendelser. På samme måte smelter indium også lett med en løselighet på 57% i kvikksølv.

Indium-legeringer brukes til å designe sølvspeil uten behov for sølv. Når det helles på en overflate av hvilket som helst materiale, fungerer det som en vedhenger, slik at glass, metall, kvarts og keramiske plater kan skjøtes.

elektronikk

Uten indianeren ville berøringsskjermene aldri eksistert. Kilde: Pxhere.

Indium kommer også godt overens med germanium, så forbindelsene tilsettes som dopingmidler til germaniumnitrid i lysdioder, og reproduserer blå, lilla og grønne lys fra disse blandingene. Det er også en del av transistorer, termistorer og fotovoltaiske celler.

Den viktigste av forbindelsene er indium-tinnoksyd, som brukes som belegg på glass for å reflektere noen bølgelengder. Dette gjør at den kan brukes i sveisebriller og skyskraperglass slik at de ikke blir varme inni.

Briller belagt med dette oksydet er gode ledere av elektrisitet; som det kommer fra fingrene. Og det er derfor den er beregnet på produksjon av berøringsskjermer, en aktivitet som er enda mer aktuell i dag på grunn av fremveksten av flere og flere smarttelefoner.

risiko

Indium representerer ikke noen risiko for miljøet i første omgang, siden dets ³⁺ ioner ikke spres i nevneverdige mengder. Det er ingen informasjon om hva som vil ha innvirkning på jordsmonn, påvirkning av planter og verken på fauna eller hav.

I kroppen er det ikke kjent om I ³⁺ -ioner har noen vesentlig rolle i metabolismen i spormengder. Når forbindelsene blir inntatt, er de imidlertid skadelige for forskjellige organer, og det er grunnen til at de regnes som meget giftige stoffer.

Faktisk kan ITO-partikler (Indium Tin Oxide), avgjørende for fremstilling av skjermer til datamaskiner og smarttelefoner, ha en negativ innvirkning på arbeidstakernes helse og forårsake en sykdom kalt Indium lunge.

Inntak av disse partiklene skjer hovedsakelig ved innånding og ved kontakt gjennom huden og øynene.

På den annen side er fine indiummetallpartikler utsatt for å brenne og forårsake branner hvis de er i nærheten av en varmekilde.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2020). Indium. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
3. Dr. Doug Stewart. (2020). Fakta om indiumelement. Gjenopprettet fra: chemicool.com
4. Redaktørene av Encyclopaedia Britannica. (20. januar 2020). Indium. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
5. Habashi F. (2013) Indium, Fysiske og kjemiske egenskaper. I: Kretsinger RH, Uversky VN, Permyakov EA (eds) Encyclopedia of Metalloproteins. Springer, New York, NY
6. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2020). Indium. PubChem Database., CID = 5359967. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Kimberly Uptmor. (2020). Hva brukes Indium i hverdagen? Studere. Gjenopprettet fra: study.com
8. Hines, CJ, Roberts, JL, Andrews, RN, Jackson, MV, & Deddens, JA (2013). Bruk av og yrkesmessig eksponering for indium i USA. Journal of yrkes- og miljøhygiene, 10 (12), 723–733. doi: 10.1080 / 15459624.2013.836279