INDIUM: OPDAGELSE, STRUKTUR, EGENSKABER, ISOTOPER, ANVENDELSER, RISICI - KEMI - 2025

Den indium er et metal, der tilhører gruppe 13 i det periodiske system og har det kemiske symbol In. Dets atomnummer er 49, ₄₉ In, og det forekommer i naturen som to isotoper: ¹¹³ In og ¹¹⁵ In, hvor sidstnævnte er den mest rigelige. Indiumatomer findes på Jorden som urenheder i zink og blymineraler.

Det er et bestemt metal, da det er det blødeste, der kan røres uden mange sundhedsrisici; i modsætning til lithium og rubidium, som frygteligt ville forbrænde huden, når de reagerer med deres fugt. Et stykke indium kan skæres med en kniv og sprækkes med fingrene og afgiver en markant knas.

Stykke metallisk indium. Kilde: Hi-Res-billeder af kemiske elementer

Enhver, der hører dette metalnavn, kommer sikkert til at tænke Indien, men dets navn stammer fra indigo-farven, der observeres, når flammeprøven udføres. I denne forstand ligner det kalium, hvor det forbrændes metal eller dets forbindelser med en meget karakteristisk flamme, hvorigennem indium blev påvist for første gang i sfaleritmineraler.

Indium deler mange kemiske kvaliteter med aluminium og gallium, der forekommer i de fleste af dets forbindelser med et oxidationsnummer på +3 (I ³⁺). Det kombineres glimrende med galliumdannende legeringer med lave smeltepunkter, hvoraf den ene er galinstan.

Anvendelser af indium er baseret på belægning af materialer med deres legeringer, hvilket gør dem elektrisk ledende og fleksible. Indianeren dækker nogle briller for at give dem større glans og erstatter sølv. I teknologiens verden findes indianeren i LCD- og berøringsskærme.

Opdagelse

I 1863 var den tyske kemiker Ferdinand Reich på udkig efter spor af elementet thallium gennem den grønne linje i dets emissionspektrum i zinkmineraler; specifikt prøver af sphalerit (ZnS) fra omkring Sachsen. Efter ristning af mineraler, fjernelse af svovlindholdet, fordøjelse af dem i saltsyre og destillering af zinkchlorid opnåede han et halmfarvet bundfald.

Overfor opdagelsen besluttede Reich at udføre en spektroskopisk analyse; men fordi han ikke havde gode øjne til at observere farver, vendte han sig til sin kollega Hieronymus Theodor Richter for at få hjælp til denne opgave. Richter var den, der observerede en blålig spektral linje, som ikke faldt sammen med spektret af noget andet element.

De to tyske kemikere blev konfronteret med et nyt element, der blev kaldt indisk på grund af flammens indigo-farve, da dens forbindelser blev brændt; og til gengæld stammer navnet på denne farve fra det latinske ord indicum, som betyder Indien.

Et år senere, i 1864, ophidsede og efter en langvarig række udfældninger og rensninger isolerede de en prøve af metallisk indium ved elektrolyse af dets opløste salte i vand.

Indianernes struktur

Indium atomer, I, samles sammen ved hjælp af deres valenselektroner til at etablere en metallisk binding. Således ender de med at blive arrangeret i en kropscentreret krystal med en forvrænget tetragonal struktur. Interaktionerne mellem de nærliggende In-In-atomer i krystallen er relativt svage, hvilket forklarer, hvorfor indium har et lavt smeltepunkt (156 ºC).

På den anden side er de kræfter, der forener to eller flere indiumkrystaller heller ikke stærke, ellers ville de ikke bevæge sig oven på hinanden, hvilket giver metallet sin karakteristiske blødhed.

Ejendomme

Fysisk fremtoning

Det er et bemærkelsesværdigt blødt sølvmetal. Det kan rives med fingernegl pres, klippes med en kniv eller ridses i skinnende streger på et ark papir. Det er endda muligt at tygge det og deformere det med dine tænder, så længe det er fladet ud. Ligeledes er den meget let og formbar og har plastiske egenskaber.

Når indianeren opvarmes med en blæserflam, afgiver den en indigo-farvet flamme, endnu lysere og mere farverig end kalium.

Molar masse

114,81 g / mol

Smeltepunkt

156,60 ºC

Kogepunkt

2072 ° C

Som gallium har indium et bredt temperaturområde mellem dets smeltepunkt og dets kogepunkt. Dette afspejler det faktum, at in-in-interaktioner i væske er stærkere end dem, der dominerer i glas; og at det derfor er lettere at få en dråbe indium end dens dampe.

Massefylde

Ved stuetemperatur: 7,31 g / cm ³

Lige ved smeltepunktet: 7,02 g / cm ³

elektronegativitet

1,78 på Pauling-skalaen

Ioniseringsenergier

Først: 558,3 kJ / mol

Andet: 1820,7 kJ / mol

Tredje: 2704 kJ / mol

Varmeledningsevne

81,8 W / (mK)

Elektrisk modstand

83,7 nm

Mohs hårdhed

1,2. Det er kun lidt hårdere end talkumspulver (ikke forveksle sejhed med sejhed).

Reaktivitet

Indium opløses i syrer for at danne salte, men opløses ikke i alkaliske opløsninger, ikke engang med varmt kaliumhydroxid. Reagerer i direkte kontakt med svovl, ilt og halogener.

Indium er relativt amfotere, men det opfører sig mere som en base end en syre, hvor dens vandige opløsninger er lidt basiske. I (OH) ₃ genopløses med tilsætning af mere alkalier, hvilket giver anledning til kompleksindekserne, In (OH) ₄ ^-, som det sker med aluminater.

Elektronisk konfiguration

Elektronkonfigurationen af ​​indiet er som følger:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ¹

Af disse tretten elektroner er de sidste tre af 5'erne og 5p orbitaler valenselektroner. Med disse tre elektroner etablerer indiumatomerne deres metalliske binding, ligesom aluminium og gallium, og danner kovalente bindinger med andre atomer.

Oxidationsnumre

Ovennævnte tjener til at forstå med det samme, at indium er i stand til at miste sine tre valenselektroner eller få fem til at blive isoelektronisk for den ædelgas-xenon.

Hvis vi i en forbindelse antager, at den har mistet sine tre elektroner, forbliver den som den trivalente kation I ³⁺ (i analogi med Al ³⁺ og Ga ³⁺), og derfor vil dens oxidationsnummer være +3. De fleste indiumforbindelser er In (III).

Blandt andre oxidationsnumre fundet for indium har vi: -5 (I ^5-), -2 (I ^2-), -1 (In ^-), +1 (In ⁺) og +2 (In ²⁺).

Nogle eksempler på In (I) forbindelser er: InF, Incl, InBr, Ini og I ₂ O. Alle af dem er relativt sjældne forbindelser, mens de af In (III) er de fremherskende dem: In (OH) ₃, I ₂ O ₃, incl ₃, InF ₃ osv

I (I) er forbindelser kraftfulde reduktionsmidler, hvor In ⁺ donerer to elektroner til andre arter for at blive I ³⁺.

isotoper

Indium forekommer i naturen som to isotoper: ¹¹³ In og ¹¹⁵ In, hvis terrestriske overflod er henholdsvis 4,28% og 95,72%. Derfor har vi på Jorden mange flere ¹¹⁵ i atomer end vi har ¹¹³ ind. Den ¹¹⁵ I har en halv - levetid på 4,41 × 10 ¹⁴ år, så stor, at det næsten betragtes som stabilt, selvom det er en radioisotop.

For tiden er der skabt i alt 37 kunstige isotoper af indium, alle radioaktive og meget ustabile. Af dem alle er den mest stabile ¹¹¹ In, som har en halveringstid på 2,8 dage.

Applikationer

Legeringer

Indianeren klarer sig meget godt med gallium. Begge metaller danner legeringer, der smelter ved lave temperaturer, der ligner sølvvæsker, som kviksølv erstattes i flere af dens anvendelser. Ligeledes smelter indium også let sammen med en opløselighed på 57% i kviksølv.

Indium-legeringer bruges til at designe sølvspejle uden behov for sølv. Når det hældes på en overflade af ethvert materiale, fungerer det som en klæbemiddel, således at glas, metal, kvarts og keramiske plader kan forbindes.

elektronik

Uden indianeren ville berøringsskærme aldrig have eksisteret. Kilde: Pxhere.

Indium klarer sig også godt med germanium, så forbindelserne tilsættes som dopingmidler til germaniumnitrid i LED'er, hvilket gengiver blå, lilla og grønne lys fra disse blandinger. Det er også en del af transistorer, termistorer og fotovoltaiske celler.

Den vigtigste af dens forbindelser er indium-tinoxid, der bruges som belægning på briller til at reflektere nogle bølgelængder. Dette gør det muligt at bruge det i svejsebriller og skyskraberglas, så de ikke bliver varme indeni.

Briller belagt med dette oxid er gode ledere af elektricitet; som det der kommer fra vores fingre. Og det er derfor, det er beregnet til fremstilling af berøringsskærme, en aktivitet, der er endnu mere aktuel i dag på grund af fremkomsten af ​​flere og flere smartphones.

Risici

Indium repræsenterer ikke nogen risiko for miljøet i første omgang, da dets ³⁺ ioner ikke spreder sig i mærkbare mængder. Der findes ingen oplysninger om, hvad det ville have indflydelse på jordbund, påvirkning af planter og hverken på fauna eller havene.

I kroppen vides det ikke, om I ³⁺ ioner har nogen væsentlig rolle i metabolismen i spormængder. Når forbindelserne indtages, er de imidlertid skadelige for forskellige organer, hvorfor de betragtes som meget giftige stoffer.

Faktisk kan ITO-partikler (Indium Tin Oxide), der er afgørende for fremstilling af skærme til computere og smartphones, have en negativ indvirkning på arbejdstagernes sundhed og forårsage en sygdom kaldet Indium lunge.

Indtagelse af disse partikler sker hovedsageligt ved indånding og ved kontakt gennem huden og øjnene.

På den anden side er fine indiummetalpartikler tilbøjelige til at brænde og forårsage brande, hvis de er i nærheden af ​​en varmekilde.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2020). Indium. Gendannet fra: en.wikipedia.org
3. Dr. Doug Stewart. (2020). Fakta om indiumelement. Gendannes fra: chemicool.com
4. Redaktørerne af Encyclopaedia Britannica. (20. januar 2020). Indium. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
5. Habashi F. (2013) Indium, fysiske og kemiske egenskaber. I: Kretsinger RH, Uversky VN, Permyakov EA (eds) Encyclopedia of Metalloproteins. Springer, New York, NY
6. National Center for Biotechnology Information. (2020). Indium. PubChem-database., CID = 5359967. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Kimberly Uptmor. (2020). Hvad bruges indium i hverdagen? Undersøgelse. Gendannes fra: study.com
8. Hines, CJ, Roberts, JL, Andrews, RN, Jackson, MV, & Deddens, JA (2013). Brug af og erhvervsmæssig eksponering for indium i USA. Tidsskrift for arbejds- og miljøhygiejne, 10 (12), 723–733. doi: 10.1080 / 15459624.2013.836279