Стронцијум

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^[5] 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.^[6] 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.^[7]

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.^[8] 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.^[9]

Физичке

У потпуно чистом елементарном стању, стронцијум је свијетли, златножути, сјајни метал^[10], 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${\displaystyle \scriptstyle {\overline {\mathbb {3} }}}$ 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).^[11]

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).

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

Изотопи

Позната су 32 изотопа стронцијума и седам нуклеарних изомера, чије су атомске масе између 75 и 101.^[12] 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.^[13] 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%^[14] 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.^[15]

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

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

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

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,^[16] и Чернобиљска катастрофа, кад је испуштена радиоактивност ⁹⁰Sr износила 800 TBq.^[17] 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.^[18] Укупна количина испуштене радиоактивности ⁹⁰Sr у нуклеарним тестовима износи приближно 6×10¹⁷ Bq (600 PBq).^[15]

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.”^[19]. 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^[20].

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^[19].

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:

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

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

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

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 је релативно редак елемент (370 ppm) и у природи се најчешће проналази у облику минерала: целестина (стронцијумсулфата), SrSO₄ и стронцијанита (стронцијумкарбоната), SrCO₃.^[21][22]. Присутан је у многим минералним, речним, морским и подземним водама. У изградњи Земљине коре учествује са масеним уделом 0,017% ^[12] 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^[23].

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.

Стронцијум на Викимедијиној остави.

• 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.