Лютецій
Лютецій (англ. lutecium, нім. Lutetium n, Kassiopeium n) — хімічний елемент, проста речовина — лютецій. Символ Lu, атомний номер 71. Сріблясто-білий, ковкий та пластичний рідкісноземельний метал. Останній елемент групи лантаноїдів, належить до ітриєвої підгрупи. Зустрічається в природі тільки у зв'язаній формі. Поміж лантаноїдів, через лантаноїдне стиснення, атоми лютецію мають найменший атомний радіус, а елемент лютецій найвищі значення температур плавлення та кипіння.
Хімічно активний. Електронна конфігурація [Xe]4f146s25d1; період 6, група 3, f-блок (лантаноїд). Утворює лантаноїдні сполуки в ступені окиснення +3.
Густина 9,84 г/см³; tплав 1660 °C, tкип 3410 °C. На повітрі лютецій покривається щільною стійкою оксидною плівкою, при нагріванні до 400 °C окиснюється. Кристалічна ґратка гексагональна.
Відомо понад 50 штучних ізотопів і ядерних ізомерів лютецію.
Кларк лютецію в земній корі 0,8 г/т. Як і інші лантаноїди, лютецій присутній у невеликих кількостях у багатьох мінералах ітрієвої підгрупи рідкісноземельних елементів (ксенотим, ітріаліт, гадолініт, самарськіт та ін.).
Історія
Відкритий у 1907 р. трьома науковцями незалежно один від одного: К. фон Вельсбахом, Ж.Урбаном та Ч. Джеймсом[1].
Вперше металічний лютецій отримано у 1953 році[2]
Назва походить від латинської назви кельтського поселення Лютеція (лат. Lutetia, чи лат. Lutetia Parisiorum), яке надалі переросло в Париж. До початку 1960 років також використовувалась назва касіопій (cassiopium) — запропонована Вельсбахом, хоча з 1914 року офіційно прийнята назва елементу — Lutecium, а з 1949 — Lutetium.
Хімічні властивості
Лютецій на повітрі повільно покривається плівкою оксиду, а при температурі вище 200 °C активно реагує (горить) з киснем повітря з утворенням оксиду лютецію (ІІІ) :
- 4 Lu + 3 O2 → 2 Lu2O3
Повільно реагує з водою, однак реакція пришвидшується при нагріванні з утворенням гідроксиду, та виділенням водню:
- 2 Lu + 6 H2O → 2 Lu(OH)3 + 3 H2↑
Лютецій реагує з галогенами:
- 2 Lu + 3 F2 → 2 LuF3 [сіль білого кольору ]
- 2 Lu + 3 Cl2 → 2 LuCl3 [сіль білого кольору]
- 2 Lu + 3 Br2 → 2 LuBr3 [сіль білого кольору ]
- 2 Lu + 3 I2 → 2 LuI3 [сіль коричневого кольору ]
Lu реагує з розбавленою сульфатною кислотою з утворенням безбарвного Lu(III) іону (існує як [Lu(OH2)9]3+ аквакомплекс) та виділенням водню
- 2 Lu + 3 H2SO4 → 2 Lu3+ + 3 SO2−
4 + 3 H2↑
Ізотопи
Природний лютецій складається з двох різних ізотопів. З них один стабільний, а ще один має надзвичайно довгий період розпаду.
| Масове число | Частка у природному лютеції | Період напіврозпаду |
|---|---|---|
| 175 | 97,401 % | ∞ |
| 176 | 2,599 % | 3,76×1010 років |
Загалом відомо 58 ізотопів лютецію з масовими числами від 150 до 184, 23 з яких — метастабільні.З нестабільних ізотопів, що не зустрічаються в природі, найбільші періоди напіврозпаду мають Lu174 (3,3 року) і Lu173 (1,3 року)[3].
Поширення та отримання
Як і інші лантаноїди, лютецій присутній у невеликих кількостях у багатьох мінералах ітрієвої підгрупи рідкісноземельних елементів (ксенотим, ітріаліт, гадолініт, самарськіт та ін.). Добувається переважно разом з іншими рідкоземельними металами з монацитових пісків, рідше з бастнезиту. Вміст лютецію у монациті становить близько 0,003 %[4].
Лютецій є найменш розповсюдженим з лантаноїдів елементом (якщо не враховувати радіоактивний прометій), що є результатом збігу дії двох емпіричних правил: загальної тенденції на зменшення розповсюдженності елементів при зростанні їх атомного номера, а також правила Оддо-Харкінса, згідно з яким елементи з непарним атомним номером зустрічаються рідше, ніж елементи з парним.
Для виділення лютецію використовують методи іонообмінної хроматографії[5], селективної комплексації, екстракції розчинниками[en][6].
Чистий лютецій отримують відновлюючи його з фториду кальцієм. Після цього фторид кальцію легко звітрюється при нагріванні, а рештки кальцію видаляються при вакуумній плавці.
Радіоактивний ізотоп лютецій-177 отримують з іттербію-176 або лютецію-176, опромінюючи його нейтронами у реакторах[7].
Використання
Лютецій використовується як каталізатор у реакціях крекінгу, алкілювання, гідрогенізації і полімеризації[4].
Радіоактивний ізотоп лютецій-177 використовується для терапії раку[8].
Лютецій використовується у детекторах для позитрон-емісійної томографії[9].
Існують перспективні розробки комп'ютерної пам'яті на основі гадолінієво-галієвих гранатів (GGG), допованих лютецієм[10].
Див. також
Література
- Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0
- Мала гірнича енциклопедія : у 3 т. / за ред. В. С. Білецького. — Д. : Донбас, 2007. — Т. 2 : Л — Р. — 670 с. — ISBN 57740-0828-2.
Посилання
https://www.webelements.com/lutetium/chemistry.html [Архівовано 18 січня 2021 у Wayback Machine.]
