Tämä on lupaava artikkeli.

Tulium

Kohteesta Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

ErbiumTuliumYtterbium


Tm

Md  
 
 
Tm-TableImage.png
Yleistä
Nimi Tulium
Tunnus Tm
Järjestysluku 69
Luokka lantanoidi
Lohko f
Ryhmä -
Jakso 6
Tiheys9,321×103 kg/m3
Kovuus2–3 (Mohsin asteikko)
Värikiiltävän hopeanvalkoinen
Löytövuosi, löytäjä 1879, Per Teodor Cleve
Atomiominaisuudet
Atomipaino (Ar)168,93422(2)[1]
Atomisäde, mitattu (laskennallinen)175 (222) pm
Orbitaalirakenne[Xe]4f136s2
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 18, 31, 8, 2
Hapetusluvut+II, +III[2]
Kiderakenneheksagonaalinen
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto kiinteä
Sulamispiste1818 K (1545[2] °C)
Kiehumispiste2223 K (1950[2] °C)
Moolitilavuus19,1×10−3 m3/mol
Höyrystymislämpö247 kJ/mol
Sulamislämpö16,84 kJ/mol
Muuta
Elektronegatiivisuus1,25 (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,160 kJ/kg K
Sähkönjohtavuus1,5×106 S/m
Lämmönjohtavuus16,9 W/(m×K)
CAS-numero7440-30-4
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa
Tuliumia

Tulium (lat. thulium) on alkuaine, jonka kemiallinen merkki on Tm ja järjestysluku 69. Se on maapallon harvinaisin pysyvä lantanoideihin ja harvinaisiin maametalleihin luokiteltu aine. Se on kiiltävän hopeanvalkoinen metalli joka on hyvin venyvää ja helposti muokattavaa. Luonnossa tulium esiintyy vain vakaana isotooppina 169Tm. Alkuaine on samankaltainen kuin muutkin lantanoidit, eikä sillä ole juurikaan niistä poikkeavia ominaisuuksia.[2][3][4]

Tuliumin harvinaisuudesta johtuvat kalliit tuotantokustannukset rajoittavat sen käyttöä, joten sillä ei ole merkittäviä käyttökohteita. Maailmassa tuotetaan vuosittain noin 50 tonnia tuliumia tuliumoksidin muodossa.[3] Sitä on käytetty joissain kannettavissa röntgensäteilyn lähteissä sekä kiinteän olomuodon lasereissa.[2]

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ruotsalainen kemisti Per Teodor Cleve löysi tuliumin vuonna 1879 etsimällä epäpuhtauksia muiden harvinaisten maametallien oksideista. Cleve poisti ensin kaikki tunnetut epäpuhtaudet erbiumista (erbiumoksidina Er2O3, jota sisältävää maalajia kutsuttiin myös nimellä erbia) ja lisäkäsittelyn jälkeen sai eristettyä kaksi uutta ainetta, ruskean ja vihreän. Ruskea aine oli holmiumin ja vihreä tuliumin oksidi. Cleve nimitti oksidimuotoiset aineet holmiaksi ja thuliaksi. Thulia sai nimensä Thulesta, muinaisesta roomalaisesta nimestä myyttiselle pohjoiselle maalle.[2][3]

Suhteellisen puhdasta tuliummetallia saatiin tuotettua ensimmäisen kerran vuonna 1911.[3]

Fysikaaliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tulium on kiiltävän hopeanvalkoinen metalli. Se on hyvin venyvää, helposti muokattavissa ja niin pehmeää, että sitä voi leikata veitsellä.[3] Metallinen tulium tummuu hitaasti ilmassa.[3] Metalli liukenee laimeisiin happoihin, mutta ei fluorivetyhappoon, jossa liukenematon tuliumfluoridin TmF3 kerros muodostuu suojaamaan pintaa.[2]

Tulium on voimakkaasti paramagneettinen yli 56 K (−217 °C) lämpötilassa. Välillä 56–32 K (−241 °C) metalli on antiferromagneettista ja alle 32 K tulium on ferrimagneettinen.[2]

Tuliumille tunnetaan vain yksi kiderakenne. Se on tiiviisti pakattu heksagonaalinen rakenne, jonka hilavakiot ovat a = 353,75 pm ja c = 555,40 pm huoneenlämpötilassa.[2]

Isotoopit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tuliumille tunnetaan 35 radioaktiivista isotooppia (poislukien ydinisomeerit). Niiden massaluvut vaihtelevat välillä 144–179 ja puoliintumisajat 300 nanosekunnista (178Tm) aina 1,92 vuoteen (171Tm). Jos luonnossa esiintyvää tuliumia (169Tm) pommitetaan neutroneilla, saadaan radioaktiivista 170Tm isotooppia (puoliintumisaika 128,6 päivää), joka emittoi gammasäteilyä, jonka aallonpituus on samaa luokkaa kuin laboratorioissa yleensä käytettävillä röntgensäteilyn lähteillä.[2] Suurin osa tuliumin keveimmistä isotoopeista (massaluku alle 161) hajoavat joko β+-hajoamisella tai elektroninsieppauksella, mutta myös protoniemissiota ja α-hajoamista esiintyy. Raskaat tuliumisotoopit hajoavat β--hajoamisella.[5]

Kemialliset ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tuliumoksidi Tm2O3 on ainoa tuliumin oksidi. Siitä on joskus käytetty myös nimeä thulia. Tulium tummuu hitaasti ilmassa ja palaa 150 °C:n lämpötilassa oksidikseen:[4][6]

4 Tm + 3 O2 → 2 Tm2O3

Tuliummetalli on sangen elektropositiivista ja reagoi hitaasti kylmän ja nopeasti kuuman veden kanssa muodostaen tuliumhydroksidia Tm(OH)3 ja vetykaasua:[6]

2 Tm + 6 H2O → 2 Tm(OH)3 + 3 H2

Tulium muodostaa yhdisteitä kaikkien halogeenien kanssa, esimerkiksi kloorin kanssa se reagoi muodostaen tuliumkloridia TmCl3. Reaktiot ovat hitaita huoneenlämmössä, mutta nopeutuvat huomattavasti yli 200 °C:n lämpötiloissa:[6]

2 Tm (s) + 3 F2 (g) → 2 TmF3 (s) (valkoinen suola)
2 Tm (s) + 3 Cl2 (g) → 2 TmCl3 (s) (keltainen)
2 Tm (s) + 3 Br2 (g) → 2 TmBr3 (s) (valkoinen)
2 Tm (s) + 3 I2 (g) → 2 TmI3 (s) (keltainen)

Tuliumin yleisin hapetusluku on +III, kuten muillakin lantanoideilla, mutta myös +II-arvoisia yhdisteitä tunnetaan, esimerkkinä tummanvärinen tuliumdijodidi TmI2. Tm2+-ioni ei ole stabiili vesiliuoksissa vaan antaa hetkellisesti tumman violetin tai punaisen värin ennen hajoamistaan yleisemmäksi Tm3+-muodoksi.[2]

Esiintyminen[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Monatsiitti sisältää pieniä määriä tuliumia

Tuliumia ei löydy maasta puhtaassa muodossaan, vaan ainoastaan pienissä määrissä mineraaleissa muiden harvinaisten maametallien joukossa. Se on harvinaisin lantanoideihin ja harvinaisiin maametalleihin kuuluva aine radioaktiivisen prometiumin jälkeen.[3] Sitä on maankuoressa 0,5 ppm. Se on kuitenkin kaksi kertaa niin yleistä kuin hopea[3] ja suunnilleen yhtä yleistä kuin jodi ja antimoni[2]. Pääasiassa alkuainetta eristetään jokihiekkojen monatsiittimalmista (~0,002 % tuliumia) ioninvaihdolla tai bastnäsiitista, jossa sitä on vieläkin vähemmän (~0,0008 %).[3] Sitä on myös eukseniitissa ja ksenotiimissä.[2] Merivedessä tuliumia on 0,25 ppt ja maaperän pinta-aineksissa keskimäärin 0,5 ppm (vaihteluväli 0,4–0,8 ppm).[3] Tunnetut tuliumin varannot ovat noin 100 000 tonnia.[3]

Metalli voidaan eristää pelkistämällä tuliumoksidia lantaanimetallilla, mutta nykyisin sitä useimmiten valmistetaan pelkistämällä tuliumfluoridia kalsiumilla.[3]

Tuliumilla ei ole minkäänlaista biologista roolia, tosin jotkin sen suolat kiihdyttävät aineenvaihduntaa. Veteen liukenevat suolat voivat olla lievästi myrkyllisiä suurina annoksina, mutta liukenemattomat eivät ollenkaan. Tuliumyhdisteiden kokonaismääriä ihmiskehossa ei tiedetä, mutta ne ovat erittäin pieniä. Kasvien juuret eivät yleensä ota tuliumia maaperästä, joten se ei pääse rikastumaan ravintoketjussa.[3]

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Tuliumin harvinaisuudesta johtuvat kalliit tuotantokustannukset rajoittavat sen käyttöä, joten sillä ei ole merkittäviä käyttökohteita kemian tutkimuksen ulkopuolella. Muut harvinaiset maametallit pystyvät korvaamaan tuliumin lähes kaikissa sen mahdollisissa käyttökohteissa. Ydinreaktorissa säteilytettyä tuliumia (isotooppi 170Tm[2]) on kuitenkin käytetty joissain kannettavissa lääketieteellistä käyttöä varten valmistetuissa röntgensäteilylähteissä. Tuliumilla doupattua kalsiumsulfaattia on käytetty henkilökohtaisissa dosimetreissä koska se reagoi fluoresenssillaan jo hyvin pieniin säteilytasoihin.[3]

Tuliumia käytetään joissain lasereissa. Tälläisiä ovat pelkästään tuliumilla doupattu Tm:YAG (tuliumilla seostettua yttriumalumiinigranaatti-materiaalia käyttävä laser), joka toimii 2 010 nm aallonpituudella.[7][8] Tm:YAG-laseria käytetään lääketieteessä, meteorologiassa ja Lidar-keilauksessa.[9] Käytössä on myös holmiumia, kromia ja tuliumia käyttävä Ho:Cr:Tm:YAG (2 080 nm), sekä Cr:Tm:YAG (1 945 –1 965 nm).[8] Tunnetaan myös ytterbiumia ja telluuria (telluurioksidina TeO2) sisältävä Yb,Tm,Ho-telluurikuitulaser.[10][11] Tuliumlasereiden aallonpituus tekee niistä erityisen soveltuvia etenkin pehmytkudosten leikkaamiseen lääketieteellisissä sovellutuksissa.[12][13]

Yhdessä yttriumin kanssa tuliumia on käytetty komponenttina joissain korkean lämpötilan suprajohtavissa oksideissa.[2]

Eurosetelit sisältävät tuliumia rahanväärennöksiä ehkäisevänä turvatekijänä. Jotkin setelien siniset alueet on käsitelty Tm3+-suoloilla, jotka saavat ne fluoresoimaan ultraviolettivalossa sinisenä.[14]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Meija, Juris et al.: Atomic Weights of the Elements 2013 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2016, 88. vsk, nro 3, s. 272-274. IUPAC. Artikkelin verkkoversio (pdf) Viitattu 17.12.2016. (englanniksi)
  2. a b c d e f g h i j k l m n o Thulium Encyclopædia Britannica Online. Viitattu 20.1.2018. (englanniksi)
  3. a b c d e f g h i j k l m n Emsley, John: Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, s. 442-444. Oxford University Press, 2001. ISBN 0198503407. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)
  4. a b Krebs, Robert E: The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide, s. 300. Greenwood Publishing Group, 2006. ISBN 978-0-313-33438-2. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)
  5. G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot & A.H. Wapstra: The Nubase evaluation of nuclear and decay properties. Nuclear Physics A, 2003, 729. vsk, nro 1, s. 3-128. Artikkelin verkkoversio Viitattu 29.1.2018. (englanniksi)
  6. a b c WebElements: Thulium: reactions of elements webelements.com. Viitattu 21.1.2018. (englanniksi)
  7. Laser Materials Tm:YAG (pdf) Scientificmaterials.com. Viitattu 23.1.2018. (englanniksi)
  8. a b Koechner, Walter: Solid-state laser engineering, s. 49. Springer, 2006. ISBN 0-387-29094-X. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)
  9. Thulium YAG Lasers Azooptics.com. Viitattu 23.1.2018. (englanniksi)
  10. Chen, G.X.; Zhang, Q.Y.; Yang, G.F. & Jiang, Z.H.: Mid-infrared emission characteristic and energy transfer of Ho3+-doped tellurite glass sensitized by Tm3+. Journal of Fluorescence, 2007, 17. vsk, nro 3, s. 301-307. Springer. Artikkelin verkkoversio Viitattu 20.1.2018. (englanniksi)
  11. Tsang, Yuen; Richards, Billy; Binks, David; Lousteau, Joris & Jha, Animesh: A Yb3+/Tm3+/Ho3+ triply-doped tellurite fibre laser. Optics Express, 2008, 16. vsk, nro 14, s. 10690-10695. Optical Society of America. Artikkelin verkkoversio Viitattu 20.1.2018. (englanniksi)
  12. Duarte, Frank J.: Tunable laser applications, s. 214. CRC Press, 2008. ISBN 1-4200-6009-0. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)
  13. Nouri, Keyvan: Lasers in Dermatology and Medicine, s. 567. Springer Science & Business Media, 2011. ISBN 9780857292810. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)
  14. Wardle, Brian: Principles and Applications of Photochemistry, s. 75. Oxford University Press, 2009. ISBN 978-0-470-71013-5. Kirja Googlen teoshaussa. (englanniksi)

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Tulium.