Kadmium

Kohteesta Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
HopeaKadmiumIndium
Zn

Cd

Hg  
 
 
Cd-TableImage.png
Yleistä
Nimi Kadmium
Tunnus Cd
Järjestysluku 48
Luokka Metalli
Lohko d-lohko
Ryhmä 12, siirtymäalkuaine
Jakso 5
Tiheys 8,65[1]×103 kg/m3
Kovuus 2,0[2] (Mohsin asteikko)
Väri Hopeanharmaa metallinen
Löytövuosi, löytäjä 1817, Friedrich Strohmeyer
Atomiominaisuudet
Atomipaino 112,411[3] amu
Atomisäde, mitattu (laskennallinen) 161[1] pm
Kovalenttisäde 148[1] pm
Van der Waalsin säde 158[1] pm
Orbitaalirakenne [Kr] 4d10 5s2
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 18, 18, 2
Hapetusluvut +II
Kiderakenne Heksagonaalinen[4]
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto Kiinteä
Sulamispiste 594,22[1] K (321,07 °C)
Kiehumispiste 1040[1] K (767 °C)
Moolitilavuus 0,01301[2]×10−3 m3/mol
Höyrystymislämpö 100[1] kJ/mol
Sulamislämpö 6,192[2] kJ/mol
Höyrynpaine 14,8 Pa 321,18 °C[2] K:ssa
Äänen nopeus 2310[1] m/s 20 K:ssa
Muuta
Elektronegatiivisuus 1,69[2] (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,232 kJ/kg K
Sähkönjohtavuus 1,4·107[1] S/m
Lämmönjohtavuus (300 K) 96,6 W/(m×K)
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa

Kadmium on valkoinen ja pehmeä metalli. Sen kemiallinen merkki on Cd (lat. cadmium) ja järjestysluku 48. Sen sulamispiste on melko matala, noin 320 °C. Sitä valmistetaan lähinnä sinkin valmistuksen sivutuotteena. Nykyään tärkein käyttökohde on nikkelikadmiumakut. Aikaisemmin kadmiumia on käytetty muun muassa teräksen päällystämisessä, mutta siitä on luovuttu kadmiumin ympäristöhaittojen takia. Kadmium on ihmiselle myrkyllistä ja se on karsinogeeni.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fysikaaliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kadmiumia

Kadmium on muokattava, taipuva ja pehmeä metalli. Sen väri on valkoinen tai sinertävän valkoinen, joskin se on yleensä jauheena harmaata ilman kosteuden takia[5]. Se on niin pehmeää, että sitä on helppo leikata tavallisella veitsellä. Se on hyvä sähköjohde. Sen sulamispiste on melko matala, noin 320 °C. Sen tiheys on 8,65 g/cm3.[6]

Kemialliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kadmium on metalli, mutta sitä ei pidetä siirtymämetallina, koska sillä tai sen kationilla ei ole tyhjää d-orbitaalia[7]. Sen ainoa hapetusaste on +II. Kadmium on elektropositiivinen metalli. Se ei reagoi veden kanssa[8]. Kadmium liukenee helposti happoihin muodostaen Cd2+-ionin. Se ei kuitenkaan liukene emäksiin. Kun kadmiumia lämmittää hapen läsnä ollessa, syntyy kadmiumoksidia CdO.[9]

Kadmiumin akvakompleksi hydrolysoituu heikosti vedessä:

[Cd(H2O)6]2+ \rightleftharpoons [Cd(H2O)5(OH)]+ + H+.

Hydrolyysireaktion tasapainovakio on noin 10-10.[10]

Yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kadmium muodostaa paljon erilaisia vesiliukoisia suoloja, kuten nitraatin, sulfaatin, sulfiitin, asetaatin ja perkloraatin. Hydroksidi-ioni saostaa veteen niukkaliukoisen Cd(OH)2, mutta se liukenee ylimäärään ammoniakkia muodostaen heksa-ammiini-kompleksin. Ruskeaa tai mustaa kadmiumoksidia voi muodostaa polttamalla kadmiumnitraattia tai -karbonaattia: väri riippuu siitä kuinka paljon oksidia on kuumennettu. Kadmium muodostaa myös muiden kalkogeenien kanssa yhdisteet. Kadmiumille tunnetaan kaikki halidiyhdisteet, jotka ovat kaikki veteen runsasliukoisia. Ne liukenevat myös muihin poolisiin liuottimiin kuten etanoliin, asetoniin ja THF:iin. Syanidi muodostaa kadmiumin kanssa yhdisteitä, joissa on lineaarinen silta Cd-CN-Cd. Tämä mahdollistaa poikkeuksellisten rakenteiden muodostamisen. Se voi muodostaa muun muassa timanttimaisen rakenteen, joissa jää tilaa muille atomeille.[11]

Koska kadmiumin d-orbitaali on täynnä, se ei muodosta siirtymämetalleille tyypillisiä komplekseja hiilimonoksidin, typpioksidin tai alkeenien kanssa[7]. Tyypillinen koordinaatioluku on 4-6[12]. Kadmium koordintoituu helposti kalkogeenien kanssa, erityisesti RS-- (R = alkyyli) tai ArS--ryhmän kanssa. Se koordinoituu tyypillisesti rikin, seleenin tai fosforin kautta. Se muodostaa myös erilaisia ammiinikomplekseja esimerkiksi ammoniakin, etyleenidiamiinin ja muiden diamiinien kanssa. Amidikomplekseja käytetään lähtöaineena alkoksidien synteesissä. Kadmiumille tunnetaan myös oksokomplekseja muun muassa oksofosfiini- ja oksopyridiinikomplekseja.[13]

Kadmiumin organometalliyhdisteet ovat muotoa R2Cd, jossa R on alkyyliryhmä. Ne ovat tavallisesti lineaarisia. Ne voidaan valmistaa vedettömästä kadmiumhalidista antamalla sen reagoida alkyylilitiumin kanssa.[14]

Isotoopit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Luonnossa tavataan kahdeksaa isotooppia, joista kuusi ovat stabiileja ja kaksi radioaktiivisia. Isotooppien massat ovat välillä 95-132.[2] 109Cd voidaan käyttää lejeerinkien analysoinnissa[8].

Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
95Cd 5 ms
96Cd 1 s EC, β+
97Cd 3 s EC, β+
98Cd 9,2 s EC, β+
99Cd 16 s EC, β+
100Cd 49,1 s EC, β+
101Cd 1,36 min EC, β+
102Cd 5,5 min EC, β+
103Cd 7,3 min EC, β+
104Cd 57,7 min EC, β+
105Cd 55,5 min EC, β+
106Cd stabiili 1,254 %
107Cd 6,5 h EC, β+
108Cd stabiili 0,892 %
109Cd 462,6 d EC
110Cd stabiili 12,4912 %
111Cd stabiili 12,808 %
111mCd 48,54 min IT
112Cd stabiili 24,1314 %
113Cd 7,7·1015 a β-
113mCd 14,1 a β-, IT
114Cd stabiili 28,7328 %
115Cd 53,46 h β-, IT
115mCd 44,6 d β-
116Cd stabiili 7,4912
 
Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
117Cd 3,1·1019 a β-
117mCd 3,36 h β-
118Cd 50,3 min β-
119Cd 2,69 min β-
119mCd 2,20 min β-
120Cd 50,80 s β-
121Cd 13,5 s β-
121mCd 8,3 s β-
122Cd 5,24 s β-
123Cd 2,10 s β-
123mCd 1,82 s β-
124Cd 1,25 s β-
125Cd 0,65 s β-
125mCd 0,57 s β-
126Cd 0,506 s β-
127Cd 0,37 s β-
128Cd 0,34 s β-
129Cd 0,27 s β-
130Cd 0,20 s β-
131Cd 68 ms
132Cd 97 ms

1 = Osuus kaikesta luonnossa esiintyvästä kadmiumista.
Ilmoitetaan stabiileille ja erittäin pitkäikäisille isotoopeille.
Lähde:[15][16]

Myrkyllisyys ja haitallisuus[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kadium on myrkyllinen metalli. Kadmium on kemiallisesti hyvin samanlaista kuin sinkki, joten se pääsee sen avulla helposti ihmiskehoon ruuan mukana. Ihminen altistuu kadmiumille myös muun muassa tupakan ja saastuneen veden kautta[8]. Ruuansulatus pystyy suodattamaan suurimman osan kadmiumista pois. Kadmium sitoutuu veressä punasoluihin ja kertyy erityisesti munuaisiin, ja voi olla haitallista kiveksille ja maksalle. Maksassa ja munuaisissa voi olla yhteensä yli puolet koko elimistön kadmiumista. Munuaisten kadmiumpitoisuus suurenee koko eliniän.[17] Jos ihminen kärsii samalla d-vitamiinin puutoksesta, niin kadmium voi heikentää luita ja niveliä, jolloin muun muassa kävelystä tulee kivuliasta. Maailman terveysjärjestön alainen kansainvälinen syöpätutkimuslaitos IARC on todennut kadmiumin ensimmäisen luokan karsinogeeniksi[18]. Pitkäaikainen kadmiumin anto koe-eläimille on aiheuttanut niille verenpainetautia[19]. Tarkkaa myrkytysmekanismia ei tunneta, mutta on epäilty, että kadmium korvaa sinkin joissakin entsyymeissä[2]. Rotilla on todettu LD50-arvoksi, kun kadmium saadaan suun kautta, 225 mg/kg, ja hiirillä suoraan kehoon ruiskutettuna 5,7 mg/kg. Ihmisillä tappava annos on suun kautta 150 mg tai 20 minuuttia hengitettynä 39 mg/m3.[20][21]

Kadmiumaltistuksessa tyypillisiä oireita ovat yskä, punoitus, ripuli, päänsärky, pahoinvointi ja oksentelu. Altistus tapahtuu usein hengitysteitse.[2] Ensiapuna akuutissa kadmiummyrkytyksessä on mahanhuuhtelu ja yleistilan hoito. CaNa2EDTA kelatoi kadmiumia pois elimistöstä, ja sitä suositellaan käytettäväksi myrkytyksen hoidossa, vaikka sen tehosta ei ole varmaa näyttöä.[17][19]

Koska kadmium on jauheena herkästi syttyvää, niin on tärkeää huolehtia ettei sitä käsitellä avotulen lähellä. Kadmiumin palamisessa syntyy myrkyllisiä kaasuja.[5]

Ilmakehään pääsee vuosittain noin kahdeksan tonnia kadmiumia, joka päätyy ilmakehän kautta maaperään ja sitä kautta eläimiin.[20] Toisen maailmansodan jälkeen Japanin kaivostoiminta kontaminoi Jinzū-joen, jolloin kadmiumia kertyi riisiviljelmiin. Tällöin paikalliset asukkaat sairastuivat tyypillisiin kadmiumin aiheuttamiin sairauksiin (itai-itai tauti).[2]

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Friedrich Stromeyeria pidetään kadmiumin löytäjänä. Hän löysi kadmiumin vuonna 1817 tutkiessaan keltaista sinkkioksidia.

Kadium löydettiin sinkkikarbonaatin sivutuotteena: kun sinkkikarbonaattia kuumennetaan, syntyy valkoista sinkkioksidia, mutta joskus tuote oli keltaista. Friedrich Stromeyer tutki näytteitä, jolloin hän totesi aineen sisältävän uutta alkuainetta, kadmiumoksidia. Hän pystyi eristämään sen sinkkioksidista ja pelkisti sen metalliseksi kadmiumiksi. Vuonna 1817 Stromeyer nimesi alkuaineen kadmiumiksi. Nimi juontaa sinkkikarbonaatin latinan kielisestä nimestä cadmia, joka viittaa sinkkioksidiin ja kreikkalaisen mytologian Kadmokseen. Tietämättä Stromeyerin tuloksista Karl Hermann löysi kadmiumia vuonna 1818 sinkkisulfidista epäpuhtautena.[20][6]

Esiintyminen ja eristäminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Kadmiumia on maankuoressa arviolta 150 ppb ja aurinkokunnassa noin 6 ppb.[6] Tärkeitä kadmiumin mineraaleja ovat muun muassa sinkkivälke ja greenokiitti. Kadmiumia tuotetaan lähinnä sinkin louhinnan sivutuotteena, mutta myös lyijyn ja kuparin tuotannosta syntyy kadmiumia. Kadmium voidaan tislata pois metallisesta sinkistä tai saostaa sulfaattina. Yksi menetelmä on myös pelkistää se pois sinkki- ja kadmiumsulfaatti seoksesta lisäämällä liuokseen sinkkijauhetta[22]:

Zn + Cd2+ \rightleftharpoons Zn2+ + Cd, E0 = +0,36 V

Sitä tuotetaan vuosittain noin 14 tonnia.[20] Puhtaan kadmiumin kilohinta on noin 400 euroa[6].[2]

Tärkeimmät tuottajat ovat Kanada, Japani, Belgia, Yhdysvallat, Kiina, Kazakstan ja Saksa.[8]

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Nikkelikadmiumakut ovat nykyään kadmiumin tärkein käyttökohde.

Kadmiumsulfidia on käytetty aikaisemmin tuottamaan keltaista väriä muun muassa muoveihin, maaleihin ja kumeihin. Kadmiumia voidaan käyttää myös galvanoinnissa, jolloin se suojaa terästä. Galvanointia on käytetty erityisesti meriveden aiheuttamaa korroosiota vastaan. Tästä on kuitenkin luovuttu kadmiumin ympäristöhaittojen takia.[20] Televisiossa kadmiumia on käytetty värien tuottamisessa.[2]

Nykyään kadmiumia käytetään erityisesti nikkelikadmiumakuissa, joiden etuna on nopea latausaika ja keveys.[20] Euroopan unioni on kuitenkin rajoittanut kadmiumin käyttöä[23]. Kadmiumia voidaan käyttää telluurin kanssa aurinkokennojen ohutkalvoissa.[6]

Toinen tärkeä käyttökohde on laakerit, sillä sen kitka muiden materiaalien kanssa on pientä ja se kestää hyvin kulutusta. Sitä voidaan käyttää myös juotoksissa, sillä sen lejeerinkien sulamispiste on yleensä matala. Kadmiumia on muun muassa Woodin metallissa ja Newtonin metallissa, joiden sulamispisteet ovat matalia[8]. Kadmiumia voidaan käyttää myös pinnoitteissa.[6]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Kadmium.
  • F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, Manfred Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry. New York: Wiley-Interscience, 1999. ISBN 0-471-19957-5. (englanniksi)

Viitteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e f g h i Technical data for Cadmium periodictable.com. Viitattu 2.1.2016. (englanniksi)
  2. a b c d e f g h i j k Cadmium 3rd1000.com. Viitattu 2.1.2016. (englanniksi)
  3. Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  4. Cotton & Wilkinson s. 600
  5. a b Kemikaalikortti - Kadmium International Chemical Safety Cards. Viitattu 2.1.2016.
  6. a b c d e f Cadmium Element Facts chemicool.com. Viitattu 2.1.2016. (englanniksi)
  7. a b Cotton & Wilkinson s. 598
  8. a b c d e Cadmium chemistryexplained.com. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)
  9. Cotton & Wilkinson s. 598-501
  10. Cotton & Wilkinson s. 604
  11. Cotton & Wilkinson s. 604-606
  12. Cotton & Wilkinson s. 599
  13. Cotton & Wilkinson s. 608, 611-612
  14. Cotton & Wilkinson s. 617-618
  15. Cd Isotopes Berkeley. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)
  16. Cadmium (Cd) American Elements. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)
  17. a b Hannu Komulainen ja Jouko Tuomisto: Metallit ja metalloidit: Kadmium (pdf) (s. 1073-1075) Farmakologia ja toksikologia. Kuopio: Kustannus Medicina Oy. Viitattu 3.1.2016.
  18. Cadmium and cadmium compounds IARC. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)
  19. a b Jouko Tuomisto ja Matti K. Paasonen: Farmakologia, s. 710. Helsinki: Lääketieteen Opiskelijoiden Asuntola- ja Tukisäätiö, 1978. ISBN 951-99149-8-6.
  20. a b c d e f Marko Hamilo: Myrkyllinen kadmium matkii tarpeellista sinkkiä 29. elokuuta 2006. Helsingin Sanomat. Viitattu 2.1.2016.
  21. Cadmium (T3D0007) Toxic Exposome Database. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)
  22. Cotton & Wilkinson s. 600
  23. Euroopan parlamentin ja neuvoston direktiivi 2002/95/EY Tukes. Viitattu 3.1.2016. (englanniksi)