Стронцијум

Стронцијум

Општа својства
Име, симбол	стронцијум, Sr
Изглед	сребрнасто бео металичан; са бледожутом нијансом
У периодноме систему
Водоник Хелијум Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон Ca ↑ Sr ↓ Ba рубидијум ← стронцијум → итријум ‍
Атомски број (Z)	38
Група, периода	група 2 (земноалкални метали), периода 5
Блок	s-блок
Категорија	земноалкални метал
Рел. ат. маса (Ar)	87,62(1)
Ел. конфигурација
по љускама	2, 8, 18, 8, 2
Физичка својства
Тачка топљења	1050 K ​(777 °‍C, ​1431 °F)
Тачка кључања	1650 K ​(1377 °‍C, ​2511 °F)
Густина при с.т.	2,64 g/cm3
течно ст., на т.т.	2,375 g/cm3
Топлота фузије	7,43 kJ/mol
Топлота испаравања	141 kJ/mol
Мол. топл. капацитет	26,4 J/(mol·K)
Напон паре P (Pa) 100 101 102 на T (K) 796 882 990 P (Pa) 103 104 105 на T (K) 1139 1345 1646
Атомска својства
Електронегативност	0,95
Енергије јонизације	1: 549,5 kJ/mol 2: 1064,2 kJ/mol 3: 4138 kJ/mol
Атомски радијус	215 pm
Ковалентни радијус	195±10 pm
Валсов радијус	249 pm
Спектралне линије
Остало
Кристална структура	​постраничноцентр. кубична (FCC)
Топл. ширење	22,5 µm/(m·K) (на 25 °‍C)
Топл. водљивост	35,4 W/(m·K)
Електроотпорност	132 nΩ·m (на 20 °‍C)
Магнетни распоред	парамагнетичан
Магнетна сусцептибилност (χmol)	−92,0·10−6 cm3/mol (298 K)
Јангов модул	15,7 GPa
Модул смицања	6,03 GPa
Поасонов коефицијент	0,28
Мосова тврдоћа	1,5
CAS број	7440-24-6
Историја
Именовање	по миниералу стронцијаниту, који је назван по Стронтијану, Шкотска
Откриће	Вилијам Круикшаку (1787)
Прва изолација	Хамфри Дејви (1808)
Главни изотопи
изотоп расп. пж. (t1/2) ТР ПР 82Sr syn 25,36 d ε 82Rb 83Sr syn 1,35 d ε 83Rb β+ 83Rb γ – 84Sr 0,56% стабилни 85Sr syn 64,84 d ε 85Rb γ – 86Sr 9,86% стабилни 87Sr 7,00% стабилни 88Sr 82,58% стабилни 89Sr syn 50,52 d ε 89Rb β− 89Y 90Sr трагови 28,90 y β− 90Y

Стронцијум (Sr, лат. strontium), земноалкални је метал IIA групе и пете периоде.

Откривен је 1790. године (Adair Crawford) и по хемијским особинама сличан је Са и Ва. Представља смешу 4 природна изотопа (⁸⁴Sr, ⁸⁶Sr, ⁸⁷Sr и ⁸⁸Sr), а познато је и 19 радиоактивних, који су основне компоненте радиоактивног отпада и настају у нуклеарним реакторима и бомбама — фисиони производи уранијума и плутонијума. Концентришу се у костима, одакле се врло тешко уклањају, а међу њима најважнији је ⁹⁰Sr (T_1/2 = 27,7 год.).

То је сребрнастобео, лак метал, који је као и остали елементи IIa групе хемијски веома активан. Запаљен на ваздуху он енергично сагорева, бојећи пламен у црвенољубичасту боју:

$\mathrm {2Sr+O_{2}\longrightarrow 2SrO}$

што се употребљава у аналитици за одређивање, а у пиротехници за ракете за сигнализацију и осветљавање (тзв. „бенгалска ватра“).

Оксид стронцијума је бела, врло тешко топљива материја, која лако реагује са водом градећи стронцијумхидроксид, Sr(ОН)₂:

$\mathrm {Sr+2\ H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }$

који може да се добије и у реакцији стронцијумхлорида са алкалним хидроксидима:

$\mathrm {SrCl_{2}+2KOH\longrightarrow Sr(OH)_{2}+2KCl}$.

То је јака и у води добро растворљива база и употребљава се у индустрији шећера.

Историја

Прве доказе о постојању овог елемента нашли су Адар Крофорд и Вилијам Каберлаенд Круикшанк 1790. године, када су детаљније проучили један минерал који потиче из села Стронцијан из Шкотске. Дотад су тај минерал сматрали баријум карбонатом или минералом витеритом. Од минерала су начинили хлорид те су успоређивали многе особине баријум хлорида и новонасталог хлорида, касније познатог као стронцијум хлорид. Притом су утврдили да се хлориди разликују у растворљивости у води, а различите су биле у форме кристала. Касније је Фридрих Габриел Салзер 1791. године новом минералу дао име стронцијанит по месту где је пронађен. Салзер и Јохан Фридрих Блуменбах још су прецизније проучавали минерал и пронашли и друге разлике у односу на витерит, као што су различит степен отровности и боја пламена. Следећих година стронцијанит су детаљније проучавали хемичари као што су Мартин Хајнрих Клапрот, Ричард Кирван, Томас Чарлс Хоуп и Џоната Тобајс Ловиц те су из њега добили друга једињења стронцијума.

Хамфри Дејви је успео 1808. да добије стронцијум у металном стању електролитичком редукцијом у присуству црвеног жива(II) оксида, чиме је настао амалгам, те га је на крају прочистио дестилацијом. Тако добијени стронцијум и даље је садржавао трагове других елемената. Он га је назвао стронцијум по минералу стронцијаниту, аналогно другим земноалкалним металима. Чисти елементарни стронцијум добио је Роберт Бунзен 1855. електролизом истопљеног стронцијум-хлорида. Такође је утврдио неке особине метала стронцијума као што је густина.

Особине

Физичке

Кубично равански центрирана кристална структура стронцијума

У потпуно чистом елементарном стању, стронцијум је свијетли, златножути, сјајни метал, док му примесе других елемената дају сребрнастобели изглед. У присуству ваздуха на његовој површини ствара се заштитни слој оксида, слично као и код алуминијума. По температури топљења од 777 °C и температури кључања од 1380 °C налази се између лаког калцијума и тежег баријума, тако да калцијум има нешто више, а баријум нешто ниже талиште. Након магнезијума и радијума стронцијум има најнижу тачку кључања међу земноалкалним металима. Убраја се у лаке метале и има густину 2,63 g/cm³. Врло је мек, по Мосовој скали има тврдоћу 1,5 и може се лако савијати и ваљати. Попут калцијума, стронцијум на собној температури се кристализује у кубни површински центрирани кристални систем, просторна група Fm$\scriptstyle {\overline {\mathbb {3} }}$m (тип бакра) с параметром решетке a = 608,5 pm са четири формулске јединице по елементарној ћелији. Осим ове, познате су још две модификације које настају на високим температурама. На температури вишој од 215 °C кристална структура мења се у хексагоналну компактну сферичну структуру (тип магнезијума) с параметрима решетке a = 432 pm и c = 706 pm. Изнад 605 °C најстабилнија је кубна просторно центрирана структура (тип волфрама).

Хемијске

Након баријума и радијума стронцијум је најреактивнији земноалкални метал. Он реагује с халогеним елементима, кисеоником, азотом и сумпором, градећи оксиде, хидроксиде, флуориде и соли органских киселина. У свим својим једињењима увек гради двовалентне катјоне. При загрејавању на ваздуху сагорева дајући типични јаркоцрвени пламен, оксидирајући на стронцијум оксид и стронцијум нитрид. Као веома неплеменит (базни метал), реагује с водом истерујући водоник и градећи стронцијум хидроксид, који се ствара већ при контакту метала с влагом из ваздуха. Стронцијум се раствара и у амонијаку, градећи плаво-црни комплекс (амонијакат).

$\mathrm {Sr+2\ H_{2}O\longrightarrow Sr(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }$

Изотопи

Позната су 32 изотопа стронцијума и седам нуклеарних изомера, чије су атомске масе између 75 и 101. Од њих су стабилна четири изотопа, која се јављају у природи: ⁸⁴Sr, ⁸⁶Sr, ⁸⁷Sr и ⁸⁸Sr. У природној смеси изотопа превладава изотоп ⁸⁸Sr с уделом 82,58%. Изотопи ⁸⁶Sr с уделом 9,86%, ⁸⁷Sr са 7%, као и ⁸⁴Sr с уделом 0,56% много су ређи. Изотоп ⁹⁰Sr емитује бета зраке енергијом распада од 546 keV с временом полураспада 28,78 година, након чега прелази у изотоп ⁹⁰Y, који се даље распада (време полураспада 64,1 сат), емитирајући енергетски снажније бета (енергија распада од 2282 keV) и гама-зраке, дајући стабилни изотоп ⁹⁰Zr. Притом се ⁹⁰Sr појављује углавном као секундарни производ распада. Настаје у току неколико минута након вишеструког бета-распада из примарних производа распада масеног броја 90, који се јавља при 5,7% од свих нуклеарних распада изотопа уранијума ²³⁵U у нуклеарним реакторима и при експлозији атомске бомбе. Због тога се изотоп ⁹⁰Sr убраја међу најчешће производе распада уопће.

$\mathrm {^{235}_{\ 92}U+_{0}^{1}n\longrightarrow _{\ 92}^{236}U\longrightarrow _{\ 57}^{144}La+_{35}^{90}Br+2\ _{0}^{1}n}$

$\mathrm {^{235}_{\ 92}U+_{0}^{1}n\longrightarrow _{\ 92}^{236}U\longrightarrow _{\ 56}^{143}Ba+_{36}^{90}Kr+3\ _{0}^{1}n}$

$\mathrm {^{90}_{35}Br\ {\xrightarrow[{{1,91}\ {\ s}}]{\beta ^{-}}}\ _{36}^{90}Kr\ {\xrightarrow[{{32,32}\ {\ s}}]{\beta ^{-}}}\ _{37}^{90}Rb\ {\xrightarrow[{{158}\ {\ s}}]{\beta ^{-}}}\ _{38}^{90}Sr\ {\xrightarrow[{{28,78}\ {\ a}}]{\beta ^{-}}}\ _{39}^{90}Y\ {\xrightarrow[{{64,0}\ {\ h}}]{\beta ^{-}}}\ _{40}^{90}Zr}$

Код свих досадашњих нуклеарних катастрофа у свету у околину су доспеле велике количине изотопа ⁹⁰Sr. Несреће услед којих је у околину испуштен изотоп ⁹⁰Sr, између осталих, јесу пожар у нуклеарној централи Виндскејл 1957, када је испуштено 0,07 TBq ⁹⁰Sr, и Чернобиљска катастрофа, кад је испуштена радиоактивност ⁹⁰Sr износила 800 TBq. Након надземних нуклеарних тестова у периоду 1955–1958, те 1961-1963 изузетно је порасла концентрација ⁹⁰Sr у атмосфери. То је довело, заједно с повећањем концентрације изотопа ¹³⁷Cs, до потписивања споразума о забрани нуклеарних тестова у атмосфери, свемиру и под водом 1963, којим су такви тестови забрањени свим државама потписницама. Након тог споразума приметно је значајно смањење испуштања стронцијумевог изотопа у атмосферу. Укупна количина испуштене радиоактивности ⁹⁰Sr у нуклеарним тестовима износи приближно 6×10¹⁷ Bq (600 PBq).

Стронцијум се концентрише се у костима одакле се врло тешко уклањају и најзначајнији међу њима је ⁹⁰Sr (Т1/2=27,7 година) који настаје као производ радиоактивног распада. Услед недостатка калцијума у костима, стронцијум може да заузме његово место и утиче на околно ткиво изазивајући рак коштаног ткива. Већина стена садржи мале количине стронцијума и однос ⁸⁷Sr и ⁸⁶Sr варира према локалној геолошкој области. Старије стене акумулирају веће количине ⁸⁷Sr. Људи и животиње апсорбују стронцијум кроз воду и храну коју конзумирају стварајући тако свој „хемијски потпис геолошке средине.”. Анализа стабилних изотопа стронцијума нашла је широку примену у археологији. То оправдава чињеницу да се стронцијумови изотопи таложе у костима и зубима, док код животиња то могу бити и рогови који се формирају у различитим фазама живота.

Зубна глеђ се формира у првим годинама живота и не мења се током старости, па сродно томе стронцијум у глеђи зуба одговара геолошкој области где је човек провео своје детињство. Насупрот томе, стронцијум се у костима постепено мења током 7-10 година и открива регион где људи проводе последње деценије свог живота. Упоређивањем нивоа изотопа стронцијума у костима и зубима са оним у одређеним областима, може се рећи да ли је особа мигрирала између детињства и смрти, а понекад је могуће одредити и где је особа рођена.

Добијање стронцијума

Добија се електролизом истопљеног стронцијум-хлорида, са додатком калцијум-хлорида, или редукцијом стронцијум-оксида алуминијумом, у вакууму. Остала једињења стронцијума слична су једињењима калцијума. Познат је стронцијумкарбонат, SrCO₃, који се издваја приликом прераде меласе у тешко растворљиви стронцијумсахарат, Cl₂Н₂₂O₁₁•2SrO. А поред тога, може да се добије у реакцији стронцијумхлорида са амонијумкарбонатом:

$\mathrm {SrCl_{2}+(NH_{4})_{2}CO_{3}\longrightarrow SrCO_{3}+2NH_{4}Cl}$

и веома је лако растворљив у води која је богата угљен-диоксидом:

$\mathrm {SrCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\longrightarrow Sr(HCO_{3})_{2}}$

Од осталих једињења познат је и стронцијумнитрат, Sr(NO₃)₂, који се употребљава у пиротехници за „црвене ватре“, затим стронцијумсулфат, SrSO₄, стронцијумхромат, SrCrO₄ итд.

Стронцијум у природи

Стронцијум је релативно редак елемент (370 ppm) и у природи се најчешће проналази у облику минерала: целестина (стронцијумсулфата), SrSO₄ и стронцијанита (стронцијумкарбоната), SrCO₃.. Присутан је у многим минералним, речним, морским и подземним водама. У изградњи Земљине коре учествује са масеним уделом 0,017% Гради: оксиде, хидроксиде, флуориде и соли органских киселина. Нема биолошког значаја, али може да заступа калцијум у организму без споредних последица. Чист стронцијум експлозивно реагује са водом и често се користи као додатак неким врстама стакла.

Примена

Стронцијум спада у групу оних елемената који још увек нису у потпуности проучени, не јавља се тако често у природи и нема неке значајније примене. Минерали и соли стронцијума имају примену у металургији (чишћење челика од Р и S), хемијској индустрији, и за обогаћивање минералних сировина, а халогениди у индустрији хлађења, медицини и козметици и наравно археологији, где анализом стронцијума помоћу физичко-хемијских метода можемо да дамо одговоре на питања везана о пореклу неке индивидуе.

Литература

• Harry H. Binder (1999). Lexikon der chemischen Elemente. Stuttgart: S. Hirzel Verlag. ISBN 3-7776-0736-3. 
• Ludwig Bergmann; Clemens Schaefer; Rainer Kassing (2005). Lehrbuch der Experimentalphysik, vol. 6: Festkörper (2 изд.). Walter de Gruyter. стр. 361. ISBN 978-3-11-017485-4. 
• Mantina, Manjeera; Chamberlin, Adam C.; Valero, Rosendo; Cramer, Christopher J.; Truhlar, Donald G. (2009). „Consistent van der Waals Radii for the Whole Main Group”. The Journal of Physical Chemistry A. 113 (19): 5806—5812. Bibcode:2009JPCA..113.5806M. doi:10.1021/jp8111556. 
• N. N. Greenwood; A. Earnshaw (1988). Chemie der Elemente (1 изд.). Weinheim: VCH. стр. 136. ISBN 3-527-26169-9. 
• Yiming Zhang; Julian R. G. Evans; Shoufeng Yang (2011). „Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks”. Journal of Chemical & Engineering Data. 56: 328—337. doi:10.1021/je1011086. 
• „Protelos and Osseor”. Архивирано из оригинала 03. 07. 2018. г. , Evropska medicinska agencija
• David R. Lide, ур. (2009). CRC Handbook of Chemistry and Physics (90 изд.). Boca Raton, Florida: CRC Press. ISBN 1420090844. , Section 14, Geophysics, Astronomy, and Acoustics; Abundance of Elements in the Earth's Crust and in the Sea
• J. Paul MacMillan; Jai Won Park; Rolf Gerstenberg; Heinz Wagner; Karl Köhler; Peter Wallbrecht (2005). „Strontium and Strontium Compounds”. Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a25_321. 
• Marc A. Angulo: Strontium (PDF; 85 kB). U.S. Geological Survey, Mineral Commodity Summaries, januar 2010.
• De Deckker Patrick (2004). „On the celestite-secreting Acantharia and their effect on seawater strontium to calcium ratios”. Hydrobiologia. 517: 1. doi:10.1023/B:HYDR.0000027333.02017.50. 
• Pors Nielsen S. (2004). „The biological role of strontium”. Bone. 35 (3): 583—8. doi:10.1016/j.bone.2004.04.026. 
• Cabrera Walter E.; et al. (1999). „Strontium and Bone”. Journal of Bone and Mineral Research. 14 (5): 661—8. doi:10.1359/jbmr.1999.14.5.661. 
• „Strontium”. Gießereilexikon (17 изд.). Berlin: Verlag Schiele&Schön. 1997. ISBN 3-7949-0606-3. 

Спољашње везе

• WebElements.com – Strontium
• Strontium at The Periodic Table of Videos (University of Nottingham)
• „The Effects of Strontium Citrate on Osteoblast Proliferation and Differentiation”. Архивирано из оригинала 6. 10. 2008. г. Приступљено 21. 1. 2014.