Strontsium (0)

Tartu Kivilinna Gümnaasium
Strontsium
koostaja : Sander Sepp
juhendaja : Helgi Muoni
Tartu 2014
Sissejuhatus
Nagu Hergi Karik kahes oma keemiaalastes teostes mainis, tuli elemendi nimetus Šotimaa asula Stroniani järgi. Strontsium on leelismuldmetall, mis on pehme, hõbedase läikega, kergesti oksüdeeruv metallist element ning mille sümboliks on Sr. Strontsiumi maailmaturuhind on suhteliselt kõrge. Aatommass on 87, 62 ning keemiliste elementide perioodilisussüsteemis asub see 2.A rühmas. Elemendi elektronskeem on +38|2)8)18)8)2).
Avastamine, saamine
Sr avastamine on seotud Šotimaal Loch Sunarti kaldal paikneva Strontiani külaga. Sealsest pliikaevandusest avastatud tundmatut mineraali analüüsisid 1780-ndail aastail A.C.Crawford ja tema assistent Cruickshank. Küla nime järgi anti mineraalile Strontsianiidi nimi. Crawford publitseeris oma uurimistulemused 1790. a. Neist sõltumata analüüsisid strontsianiiti veel inglise keemik T.C. Hope ja kuulus saksa õpetalne Martin Klaproth, kes mõlemad jõudsid veendumusele, et mineraalis on "metallimulda", milles peilis barüüt, milles Sr on lisandelemendiks. Hope soovitas uut elementi nimetada stroniidiks.
Omadused
Nagu meie kõige targem Vikipeedia ütleb, on strontsium hõbevalge kaltsiumist pehmem metall, mis veega kokku puutudes on veel reaktsioonivõimelisem – saadusteks on strontsiumhüdroksiid ja vesinik . Moodustuv hüdroksiid lahustub üsna hästi. Metalliline strontsium reageerib intensiivselt aktiivsete mittemetallidega juba tavalistes tingimustes. Õhuga kokkupuutudes annab produktideks kas strontsiumoksiidi või strontsium peroksiidi.
2Sr + O2 → 2SrO (strontsiumoksiid)
Sr + O2 → SrO2 (strontsiumperoksiid)
Nõrgal või mõõdukal soojendamisel reageerib halogeenidega. Vähem aktiivstega, näiteks lämmastiku, vesiniku, süsiniku ja räniga, reageerib strontsium kuumutamisel. Reaktsioonidel eraldub soojust. Reageerides lämmastikuga on produktiks strontsiumnitriit.
3Sr + N2→ Sr3N2
Kui temperatuur on alla 380 °C, siis strontsium lämmastikuga ei reageeri ning võimalikuks saaduseks on ainult strontsiumioksiidid (SrO ja SrO2). Kõrge reaktsioonivõime tõttu reageerib strontsium aktiivselt vee ja hapnikuga, mistõttu metalli looduses puhtal kujul ei leidu, vaid ainult seotult teiste ühenditega, nagu näiteks mineraalides strontsianiit (SrCO3) ja tsölestiin (SrSO4.) Strontsiumit säilitatakse vedelas süsivesinikus nagu mineraalõlis, kinnijoodetud nõus või petrooleumis, et vältida oksüdeerumist. Õhus kattub strontsiumi pind juba toatemperatuuril kollaka hapnikuühendite kihiga . Peenestatud pulbriline strontsium on toatemperatuuril isesüttiv. Strontsiumisoolad põlevad punase leegiga , mistõttu kasutatakse neid pürotehnika ja signaalrakketide tootmises. Maakoores esineb loodulik strontsium seguna neljast stabiilsest isotoobist, millest levinuim on 88Sr (88,56%).
Levik
Strontsium on maakoores elementide levimuselt 15. kohal, esinedes keskmiselt 0,034% ulatuses kõigis tardkivimites. Strontsiumi leidub peamiselt kahe ühendina: strontsianiit (SrCO3) ja tsölestiin (SrSO4). Neist kahest mineraalist esineb tsölestiin settekivimites sobivamas kvantiteedis, mis muudab selle mineraali kaevandamise levinumaks. Kuna strontsiumi kasutatakse põhiliselt karbonaadi kujul, siis oleks strontsianiit eelistatum , kuid selle mineraali töötlemiseks on leitud vähe setteid. Strontsiummetalli saab elektrolüüsida sulatatud strontsiumkloriidi segust kaaliumkloriidiga.
Sr2+ + 2e → Sr
2 Cl- → Cl2 g + 2e-
Alternatiiviks on strontsiumoksiidi redutseerimine alumiiniumiga vaakumkeskkonnas temperatuuril, millel strontsium destilleerub välja. Esineb kolm metallilise strontsiumi allotroopi, mille faasilisi üleminekuid märgistavad temperatuurid 235 ja 540 ºC.
Mõju inimesele
Esimesed strontsiumi hoiatusilmingud olid seotud Urovi jõega. XIX sajandil asusid jõe kaldale elama Baikali äärest kasakad. Mullad olid viljakad, kliima hea. Mõne aasta pärast haigestusid ümberasujad salapärasesse haigusse, millega kaasnesid luude deformatsioonid (sarnased rahhiidiga) ja sagedased luumurrud . Strontsium ei ole mürkmetall (inimkehas 140 mg), kuid põhjustab ainevahetushäireid, kui teda sisaldub palju kas joogivees või toiduainetes. Inimkeha absorbeerib strontsiumit nagu oleks see kaltsium . Keemilise sarnasuse tõttu ei ole strontsiumi stabiilsed vormid inim- ja loomorganimidele ohtlikud. Teatud kogustes võib strontsium olla isegi kasulik. Ainult radioaktiivne 90Sr on elutegevusele ohtlik, mis põhjustab leukeemiat ja teisi vähktõve vorme.
Isotoobid
Strontsiumil on neli püsivat, looduses esinevat isotoop : 84Sr (0,56%), 86Sr (9,86%), 87 (7,0%) ja Sr (82,58%).[2] Neist on radiogeenne ainult 87Sr. 87Sr tekib radioaktiivse leelismetalli 87Rb lagunemisel. 87Rb poolestusaeg on 4,88* 1010 aastat. Seega on igas materjalis kaht liiki päritoluga isotoop 87Sr: esiteks see osa, mis on moodustunud koos isotoopidega 84Sr, 86Sr ja 88Sr, ning teiseks 87Rb lagunemisel tekkinud osa. Suhtarv 87Sr/86Sr on geoloogilistes uurimustes esitatud parameetrina. Mineraalide ja kivide isotoopide relatsioon on vahemikus 0,7 kuni 4,0. Kuna strontsiumil on kaltsiumiga lähedane aatomiraadius, siis asendab see kergesti kaltsiumit mineraalides. Teadaolevalt leidub kuusteist ebapüsivat isotoopi. Kõige suurema tähtsusega on 90Sr, mille poolestusaeg on 28,78 aastat ja 89Sr poolestusajaga 50,5 päeva. 90Sr on tuumapommi lõhkemise kõrvalsaadus, mis toob kaasa terviseprobleemi, sest see vahetab luudes välja kaltsiumi 90Sr on teadaolevalt üks kõige kõrgema energiaga beetakiirgur. 89Sr on lühikese elueaga tehislik radioaktiivne isotoop, mida kasutatakse meditsiinis luuvähi ravimisel. Teatud juhtudel, kui patsientidel on laialdased ja piinarikkad metafaasid, juhitakse isotoobi 89Sr radioaktiivne kiirgus sinna piirkonda, kus on luuprobleemid (kaltsiumisisaldus kõige suurem). 89Sr on manustatakse kui kloorisoolana (mis on lahustuv) ja kui seda lahustada füsioloogilises lahuses, siis saab seda süstida veeni. Tavaliselt ravitakse patsiente doosiga 150 MBq. Patsiendid peavad võtma kasutusele ettevaatusabinõud, sest nende uriin saastub radioaktiivse ainega. Beetaosakesed liiguvad luusiseselt 3,5 mm (energiaga 0,583 MeV) ja 6,5 mm koesiseselt, seega ei peeta vajalikuks patsiente raviperioodil isoleerida (küll aga lastest eraldada: 10–40 päeva ei tohi lapsed patsiendi süles istuda).
Kõige kergem isotoop on 73Sr; kõige raskem 107Sr.
Kõikidel teistel strontsiumi isotoopidel on poolestusajad lühemad kui 55 päeva, enamasti isegi alla 100 minuti.
Keemilised omadused
Strontsium on tugev aluseline oksiid . Omaduste poolest sarnaneb kaltsiumi ja baariumiga Strontsiumit saadakse elektrolüütiliselt või alumiiniumiga redutseerides. Strontsium põleb karmiinpunase leegiga. Suuri probleeme tekitab strontsium, mis satub keskkonda tuumakatsetuste käigus. Strontsium ladestub luudes, vahetades välja kaltsiumi. Organismi satub see ühend sageli lehmapiimaga, läbides eelnevalt jada: muld -taim-veis.
Füüsikalised omadused
Strontsiumi sulamistemperatuur on 769 °C ja sulamis temperatuur on 1384 °C. Elemendi tihedus on 2,6 g/cm3 ning agregaatolek toatemperatuuril on tahke. Looduses leidub strontsiumi ainult ühendites, tähtsamaid mineraalid on strinsianiit SrCO3 , tsölestiin SrSo4.
Kasutusalad
Elemendi/ühendi kasutusaladeks on:

• tuumapatareid poides ja ilmajaamades
  
• püsimagnetid
  
• helenduvad värvid
  
• ilutulestik
  
• metallurgias
  
• klaasitööstuses
  
• emaili- ja värvitööstuses
  

Element
Strontsiumi leidub ka looduses. Näiteks merevees leidub 7 kuni 50 mg/l. Kuigi Strontsiumi on looduses suhteliselt palju (0,008%), ja enam, kui näiteks vaske või tsinki , kuid erilist tööstuslikku rakendamist talle pole veel leitud. Eespool nimetatud kasutusalades kasutatakse teda tavaliselt koos teiste ühenditega. Strontsiumit kasutatakse ka vähesel määral mõndade sulamite valmistamiseks.
Mida andis mulle referaadi koostamine?
Referaadi koostamine andis mulle hulgaliselt teadmisi antud elemndi kohta. Samuti sain referaadi koostamisega täiustada oma Microsoft Wordi kasutamise oskust, ning võib ka öelda, et referaat koos oma huvitavate faktidega laiendas isegi mu silmaringi.
Kasutatud materjal
http://et.wikipedia.org/wiki/Strontsiu m
www.annaabi.ee
Teos "Elemendi keemia" Hergi Harik, Kalle Truus.
Teos "Leiutused ja avastused keemias" Hergi Karik
www.google.com