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사마륨 용도
사마륨은 네오디뮴 자석 다음으로 강력한 사마륨-코발트 자석을 만드는데 사용된다. 이 때, 사마륨과 코발트의 비율은 1:5이거나 2:17인 경우가 많다. 이러한 자석은 철보다 1만배 이상 강력한 것이다. 또, 네오디뮴 자석은 300~400°C 가량의 온도에서 자성을 잃는데 비해 사마륨-코발트 자석은 700°C 이상의 고온에서도 자성을 잃지 않는다. 주로 소형 전동기, 헤드셋, 기타나 그와 비슷한 악기의 자석식 픽업 등에 사용된다.
사마륨 촉매는 플라스틱의 분해, 폴리염화 바이페닐 등 각종 오염물질의 분해, 에탄올의 탈수와 탈수소화 반응 등에 사용된다.
사마륨 주의사항
사마륨은 체내에서 생물학적 역할은 없는 것으로 알려져 있다. 수용성의 사마륨 화합물의 일부는 물질대사 과정에서 흡수되어 약간의 독성을 나타내기도 한다. 그러나 대부분의 식물은 측정이 가능할 정도의 사마륨을 흡수하지는 않으므로 인간이 사마륨을 섭취하게 될 확률은 거의 없다.
유로퓸
유로퓸(←영어: Europium 유로피엄[*], 문화어: 유로피움←독일어: Europium 오이로피움[*])은 화학 원소로 기호는 Eu(←라틴어: Europium 에우로피움[*]), 원자 번호는 63이다. 이름은 유럽 대륙을 따라 붙여졌다. 보통 브라운관의 유리에 쓴다.
칼로 잘라도 될 정도로 부드럽다. 유로퓸은 1901년에 분리되었으며 유럽 대륙의 이름을 따서 명명되었다. 유로퓸은 일반적으로 란탄 계열의 다른 원소들과 마찬가지로 산화 상태 +3을 가정하지만 산화 상태 +2를 갖는 화합물도 일반적이다. 산화 상태가 +2인 모든 유로퓸 화합물은 약간 환원된다. 유로퓸은 중요한 생물학적 역할을 하지 않으며 다른 중금속에 비해 상대적으로 독성이 없다. 대부분의 유로퓸 응용은 유로퓸 화합물의 인광을 이용한다. 유로퓸은 지구상에서 가장 희귀한 희토류 원소 중 하나이다.
유로퓸 역사
유로퓸은 다른 희귀 원소를 함유한 대부분의 광물에 존재하지만 원소 분리의 어려움으로 인해 1800년대 후반이 되어서야 원소가 분리되었다. 윌리엄 크룩스(William Crookes)는 최종적으로 유로듐에 할당된 원소를 포함하여 희귀 원소의 인광 스펙트럼을 관찰했다.
유로퓸은 1892년 폴 에밀 르코크 드 부아보드랑(Paul Émile Lecoq de Boisbaudran)에 의해 처음 발견되었다. 그는 사마륨이나 가돌리늄에 의해 설명되지 않는 스펙트럼 선을 가진 사마륨-가돌리늄 정광에서 기본 분획을 얻었다. 그러나 유로퓸의 발견은 일반적으로 프랑스의 화학자 외젠-아나톨레 드마르세이(Eugène-Anatole Demarçay)가 맡았는데, 그는 최근 발견된 사마륨 원소 샘플이 1896년에 알려지지 않은 원소로 오염되었다고 의심하고 1901년에 이를 분리할 수 있었다. 그런 다음 그는 그것을 유로퓸이라고 명명했다.
유로퓸 역사
유로퓸 첨가 이트륨 오르토바나데이트 적색 형광체가 1960년대 초에 발견되어 컬러 TV 산업에 혁명을 일으킬 것으로 알려졌을 때, 모나자이트 가공업자들 사이에서 한정된 유로퓸 공급을 두고 쟁탈전이 벌어졌다. 모나자이트의 일반적인 유로듐 함량은 약 0.05%이다. 그러나 란탄족 원소의 유로퓸 함량이 0.1%로 비정상적으로 높은 캘리포니아주 마운틴 패스(Mountain Pass) 희토류 광산의 몰리크롭(Molycorp) 바스트네사이트 광상이 곧 가동되어 업계를 유지하기에 충분한 유로퓸을 공급할 예정이었다. 유로퓸 이전에는 컬러TV용 적색형광체의 강도가 매우 약했고, 나머지 형광체 색상은 색균형을 유지하기 위해 소거를 해야 했다. 눈부신 붉은색 유로퓸 형광체를 사용하면 더 이상 다른 색상을 소거할 필요가 없어 훨씬 더 밝은 컬러 TV 영상이 탄생했다. 유로퓸은 그 이후로 컴퓨터 모니터뿐만 아니라 TV 산업에서도 계속해서 사용되고 있다. 캘리포니아 바스트네사이트는 현재 0.2%의 훨씬 더 "풍부한" 유로퓸 함량을 보유한 중국의 바이윈얼보 광구와 치열한 경쟁에 직면해 있다.
유로퓸 역사
1950년대 중반 희토류 산업에 혁명을 일으킨 이온 교환 기술 개발로 유명한 프랭크 스페딩(Frank Spedding)은 1930년대 희토류에 관해 강의하고 있던 중 나이든 신사가 그에게 다가와서 한 이야기를 들려준 적이 있다. 산화유로듐 몇 파운드를 선물로 주겠다는 제안. 이것은 당시에는 들어본 적도 없는 양이었고, 스페딩은 그 사람을 진지하게 받아들이지 않았다. 그러나 몇 파운드의 진짜 산화유로듐이 들어 있는 소포가 정식으로 우편으로 도착했다. 나이든 신사는 산화환원 화학을 포함하는 유명한 유로퓸 정제 방법을 개발한 허버트 뉴비 맥코이(Herbert Newby McCoy)로 밝혀졌다.
가돌리늄
가돌리늄(←영어: Gadolinium 개덜리니엄[*], 문화어: 가돌리니움←독일어: Gadolinium 가돌리니움[*])은 화학 원소로 기호는 Gd(←라틴어: Gadolinium 가돌리니움[*]), 원자 번호는 64이다. 은백색의 연성과 전성이 있는 금속으로 희토류 원소에 속한다. 가돌리늄은 공기 중의 산소나 수증기와 반응하여 표면에 검은색 산화물을 생성한다. 퀴리온도 20 °C 이하에서 가돌리늄은 강자성을 띠며, 니켈보다 자석에 잘 붙는다. 20 °C 이상에서는 상자성을 띰에도 불구하고 자성이 강하다. 자연에서 산화물 형태로 발견된다. 추출될 시, 다른 희토류 원소들을 불순물로 포함하는 경우가 많은데 그 이유는 희토류 원소들은 화학적 성질이 서로 비슷하기 때문이다. 1880년 스위스의 마리냐크(Jean Charles Galissard de Marignac)가 분광기를 이용해 처음 발견하여 핀란드의 화학자 요한 가돌린의 이름을 따서 이름 붙였다. 1886년 프랑스의 화학자 르코크 드 부아보드랑이 최초로 순수한 형태로 분리하였다.
가돌리늄
가돌리늄은 특이한 금속공학적 성질을 띠는데, 1% 정도의 작은 양의 가돌리늄으로 철, 크로뮴 등의 금속의 작업성과 고온 환경에서 산화 저항성을 눈에 보일 정도로 향상시킨다는 점이 그 예이다. 금속 또는 염 형태의 가돌리늄은 중성자를 흡수해서 중성자 방사선 촬영이나 원자로에서 중성자를 막는 재료로 쓰이기도 한다.
대부분의 희토류 원소들처럼, 가돌리늄은 형광성이 있는 3가의 양이온을 생성하는데, 3가 가돌리늄 이온을 포함하는 염은 다양한 용도의 형광체로 사용된다.
수용성 염에 포함된 가돌리늄 이온은 포유류에게 독성이 있다. 그러나 가돌리늄 킬레이트 화합물은 독성이 적은데, 이는 그 화합물이 가돌리늄(III) 이온을 운반해 콩팥을 거쳐 몸 밖으로 배출되게 만들어 자유 금속 이온이 기관 안으로 들어갈 수 없기 때문이다. 가돌리늄이 상자성을 띠기 때문에 가돌리늄 유기 킬레이트 화합물은 정맥으로 주입되는 MRI 촬영의 조영제로 이용된다.
가돌리늄 특성
가돌리늄은 은백색의 연성과 전성이 있는 희토류 금속이다. 실온에서는 빽빽하게 배열된 α구조를 이루지만 1235 °C(고체) 이상으로 가열하면 체심 입방 구조를 가지는 β구조로 전환된다. 157Gd는 안정한 핵종 중에서 중성자를 가장 많이 포획할 수 있다. 20 °C 이하에서는 강자성이며 그 이상의 온도에서는 강한 상자성을 나타낸다. 자기장에 들어가면 온도가 올라가고 다시 나오면 온도가 내려가는 자기 열량 효과를 보이는 원소이기도 하다.
가돌리늄 동위 원소
자연에는 가돌리늄의 안정한 동위 원소 여섯 가지(154Gd,155Gd,156Gd,157Gd,158Gd,160Gd)가 존재하고 1가지의 방사성 동위 원소(152Gd)가 존재한다. 이 중 가장 많은 것은 158Gd으로 존재 비율은 24.84%이다. 29종류의 방사성 동위 원소가 알려져 있는데 이 중 가장 안정한 것은 152Gd으로 1.08×1014년의 반감기를 거쳐 알파 붕괴한다. 150Gd은 1.79×106년의 반감기를 가진다. 이외의 방사성 동위 원소들은 반감기가 74.7년 이하이다.
가돌리늄 역사
가돌리늄이라는 이름은 핀란드의 화학자이자 지리학자인 요한 가돌린의 이름에서 따온 것이다. 1880년, 스위스의 화학자 마리냐크는 가돌리나이트라는 광물과 세라이트(세륨을 포함한 규산염 광물)에서 이 원소로 인해 생긴 선 스펙트럼을 관찰하였다. 이후, 세라이트에 더 많은 양의 가돌리늄이 있는 것으로 밝혀졌고 마리냐크는 여기서 가돌리늄 산화물(가돌리나)을 분리해내고 새로운 원소임을 확인하였다. 1886년 프랑스의 부아보드랑이 가돌리늄 산화물로부터 순수한 가돌리늄을 분리해냈다.
가돌리늄 존재
가돌리늄은 다양한 종류의 광물에 포함되어 있다. 반응성이 큰 편이어서 순수한 상태로는 발견되지 않는다. 지각 속에는 6.2ppm 정도 함유되어 있다. 주 생산국은 중국, 미국, 브라질, 스리랑카, 인도, 호주 등이다. 매년 약 400톤 가량의 순수한 가돌리늄이 생산된다.
가돌리늄 용도
가돌리늄은 널리 사용되지는 않지만 몇몇 특정한 분야에서 사용된다.
가돌리늄은 안정한 핵종 중에서 가장 중성자를 많이 흡수할 수 있다. 따라서 가돌리늄-157은 중성자를 이용해 종양을 제거하는 수술에 많이 사용된다. 중성자 방사선 사진술과 핵반응로의 차폐물로도 유용하게 사용된다. 캔두형 원자로에서 급하게 핵반응을 감속시켜야 할 경우에도 사용된다.
또, 철, 크로뮴 등의 금속에 1% 정도 혼합한 합금은 가열해도 공기 중에서 잘 산화되지 않고 금속공학적 특성이 뛰어나다.
자기장과 관련된 특성 때문에 MRI에도 사용되며 가돌리늄 화합물은 녹색 형광을 발하기 때문에 컬러 TV의 녹색 부분에 사용되기도 한다.
터븀
터븀(←영어: Terbium 터비엄[*]) 또는 테르븀(문화어: 테르비움←독일어: Terbium 테르비움[*])은 화학 원소로 기호는 Tb(←라틴어: Terbium 테르비움[*]), 원자 번호는 65이다. 터븀은 은백색의 희토류 금속으로, 가단성과 연성이 있으며, 칼로 자를 수 있을 정도로 무른 금속이다. 또한 9번째 란타넘족 원소이기도 하다. 터븀은 물과 반응해 수소 기체를 발생시킬 수 있는 꽤 전기양성적인 금속이다. 자연에서 순수한 원소 형태로 발견되는 경우가 없지만, 세라이트(cerite), 가돌리나이트(gadolinite), 모나자이트(monazite), 제노타임(xenotime), 육세나이트(euxenite) 등 다양한 광물에 포함되어 있다.
스웨덴의 화학자 카를 구스타프 모산데르가 1843년에 터븀을 산화 이트륨(III)의 불순물로 발견했다. 이터븀(Ytterbium), 이트륨(Yttrium), 터븀(Terbium), 어븀(Erbium)은 모두 스웨덴의 이테르뷔(Ytterby) 마을에서 이름이 유래되었다. 터븀은 이온 교환 기술이 출현하기 전까지 순수한 원소 형태로 분리되지는 않았다.
터븀
터븀은 높은 온도에서 작동하는 연료 전지의 안정화 결정으로 쓰인다. 터븀은 자기장에 노출될 때 팽창, 축소되는 정도가 다른 합금보다 큰 합금인 Terfenol-D를 만드는 데 사용되고 이는 작동기, 해군의 음파 감지 체계, 센서 등에 사용된다. 대부분 터븀은 녹색 형광체로 쓰인다. 터븀 산화물은 야광 램프, TV, 화면 음극선관 등에 사용된다. 터븀 형광체는 2가 유로퓸으로 만드는 푸른색 형광체와 3가 유로퓸으로 만드는 붉은색 형광체와 함께 삼원색을 만들어 내는데 이 빛은 고효율의 백색광으로 가정 내를 밝히는 데 쓰인다.
터븀 합금은 열을 가하면 자성을 잃고, 온도가 내려가면 다시 자성을 찾는 자기력 변형 효과가 있다.
터븀 성질
터븀은 원자번호가 작고 반응성이 높은 다른 란타넘족 원소들과 비교하면 공기 중에서 안정한 편이다. 터븀은 두 개의 결정성 동소체로 존재하며 1289 °C가 두 동소체 간의 변환 온도이다. 터븀 원자의 65개의 전자들은 [Xe]4f96s2의 전자 배치를 가진다. 일반적으로 란타넘족 원소의 원자에서는 3개의 전자를 떼어낼 수 있는데 이는 네 번째 전자를 떼어내는 것을 막는 유효 핵전하, 이온화 에너지가 너무 커지기 때문이다. 하지만 터븀 원자에서 네 개의 전자를 떼어내면 4f 전자궤도의 반이 채워진 형태의 전자배치 [Xe]4f7 가 안정하기 때문에 플루오린(F) 기체와 같은 강력한 산화제의 존재 하에 4+의 산화 상태를 가질 수 있다.
Tb3+이온은 뛰어난 형광성을 가지며 약간 레몬색의 형광빛을 내는데, 이는 터븀의 초록색을 띠는 강한 방출 스펙트럼 선이 주황색과 빨간색 계열의 스펙트럼 선과 합쳐진 결과이다. 형석의 한 종류인 이트러 플루오라이트(yttrofluorite)의 노란 크림색의 빛이 이 원소의 이온에 의한 것이다. 터븀은 쉽게 산화되며, 원소 형태로는 연구에 이용된다. 과학자들은 터븀 원자 하나를 풀러렌 분자 안에 넣기도 했다.
터븀 성질
터븀은 219 K 이하의 온도에서는 강자성을 띤다. 하지만 219 K를 넘어가면 나선식 반강자성 상태가 되는데, 이 상태에서는 특정한 기저 평면에 존재하는 원자들의 모멘트가 평행하며, 인접한 평면에 대하여 일정한 각도로 지향되어 있다. 230 K 이상의 온도에서는 원자들의 자기화 방향이 흐트러지기 때문에 상자성을 띤다.
터븀 금속은 전기 양성적인 금속으로 대부분의 산성 용액(예를 들어 황산), 할로젠 원소들, 심지어 물에 의해서 산화될 수 있다.
2 Tb (s) + 3 H2SO4 → 2 Tb3+ + 3 SO42− + 3 H2↑
2 Tb + 3 X2 → 2 TbX3 (X = F, Cl, Br, I)
2 Tb (s) + 6 H2O → 2 Tb(OH)3 + 3 H2↑
또한 터븀은 공기 중에서 급격하게 산화되어 산화 터븀(III,IV)를 만든다.
산화 터븀(III,IV)의 생성 과정은 8 Tb + 7 O2 → 2 Tb4O7이다.
터븀 성질
터븀의 가장 일반적인 산화수는 TbCl3에서와 같이 +3이다. 고체 상태로는, 터븀이 +4의 산화수를 가지는 화합물도 알려져 있다. TbO2 and TbF4 가 바로 예시이다. 수용액에서는 +3의 산화수를 가지지만, 강염기성 수용액에서 오존으로 Tb3+를 +4의 산화 상태를 가지도록 산화시킬 수 있다.
배위화학, 유기금속화학에서 터븀은 다른 란타넘족 원소들과 비슷하다. 수용액 상태에서 터븀은 9개의 물 분자에 둘러싸이는데, 이 배위결합의 구조는 tricapped trigonal prismatic 분자 구조를 가진다(배위수는 9). 더 낮은 배위수를 가지는 터븀의 배위화합물도 알려져 있는데, 터븀은 대표적인 크기가 큰 리간드인 bis(trimethyl-silylamide)와 배위수 3의 Tb[N(SiMe3)2]3 을 생성한다.
대부분의 터븀 배위화합물과 유기금속 화합물에서 터븀은 +3의 산화수를 가진다. +2의 산화수를 가지는 배위화합물도 존재하는데, 주로 큰 사이클로펜타디닐 종류의 리간드와의 배위결합 화합물이다. 터븀이 +4의 산화수를 가지는 몇몇 배위화합물도 알려져 있다.
터븀 성질
터븀은 높은 온도에서 질소, 탄소, 황, 인, 붕소, 셀레늄, 규소, 비소와 화합물을 생성하는데, TbH2, TbH3, TbB2, Tb2S3, TbSe, TbTe, TbN 과 같이 다양한 이원화물을 생성한다. 이들 화합물 내서 터븀은 주로 +3의 산화수를 가지며 가끔 +2의 산화수를 가지는 경우도 있다. 터븀(II) 할로젠화물은 Tb(III) 할로젠화물을 탄탈럼 용기 안에서 터븀 금속의 존재 하에 만들어진다. 터븀은 Tb2Cl3을 만들기도 하는데, 800 °C로 가열해 TbCl로 환원시킬 수 있다. 이 염화 터븀(I)은 흑연처럼 판 구조를 가진다. 다른 화합물들은 이렇다.
염화물: TbCl3 브로민화물: TbBr3 아이오딘화물: TbI3 플루오린화물: TbF3, TbF4
플루오린화 터븀(IV)은 강한 산화제(플루오린으로)이며, 가열했을 때 비교적 순수한 원자 상태의 플루오린을 생성한다. 이와는 다르게 CoF3 or CeF4는 가열했을 때 플루오린화 이온을 주로 생성한다.
디스프로슘
디스프로슘(←영어: Dysprosium 다이스프로지엄[*], 문화어: 디스프로시움←독일어: Dysprosium 뒤스프로지움[*])은 화학 원소로 기호는 Dy(←라틴어: Dysprosium 뒤스프로시움[*]), 원자 번호는 66이다. 희토류 원소 중 자성이 강한 원소이다. 또한 구하기 힘든 희토류이다.
디스프로슘은 1886년 폴 에밀 르코크 드 부아보드랑(Paul Émile Lecoq de Boisbaudran)에 의해 처음 확인되었으나 1950년대 이온 교환 기술이 개발될 때까지 순수한 형태로 분리되지 않았다. 디스프로슘은 다른 화학 원소로 대체할 수 없는 응용 분야가 상대적으로 적다. 이는 원자로의 제어봉 제조 시 높은 열 중성자 흡수 단면적, 데이터 저장 응용 분야의 높은 자기 민감성(χv ≒ 5.44×10−3) 및 Terfenol-D(자기 변형 재료)의 구성 요소로 사용된다. 수용성 디스프로슘염은 독성이 약간 있는 반면, 불용성 염은 독성이 없는 것으로 간주된다.
홀뮴
홀뮴(←영어: Holmium 홀미엄[*], 문화어: 홀미움←독일어: Holmium 홀미움[*])은 화학 원소로 기호는 Ho(←라틴어: Holmium 홀미움[*]), 원자 번호는 67이다. 미량으로 순수하게 얻기 어렵다. 홀뮴의 이름은 스웨덴 스톡홀름의 라틴어 이름인 홀미아에서 유래되었다. 무르고 가단성이 있는 은백색 금속으로 순수한 상태로 발견되기에는 반응성이 높다. 하지만 분리되면 상온의 건조한 공기에서 비교적 안정하게 존재한다. 홀뮴은 물과 반응하며 쉽게 부식되고 열이 가해졌을 때 공기 중에서 연소하기도 한다.
자연적인 화합물과 거의 모든 화합물에서 홀뮴의 산화수는 +3이다. 3가의 홀뮴 이온은 각자의 독자적인 스펙트럼의 빛을 내기는 하지만 많은 다른 희토류 원소들처럼 형광 성질이 있다. 또한 홀뮴은 다른 희토류 원소처럼 레이저와 유리 착색제로 쓰이기도 한다.
홀뮴은 원소들 중에서 가장 높은 투자율을 가지고 있다. 그래서 강력한 영구자석의 자극편으로 쓰인다. 홀뮴의 중성자를 강하게 흡수하는 능력은 원자로에서 가연성 독물로 활용되기도 한다.
홀뮴 성질
홀뮴은 비교적 무르고 가단성이 있는 원소로 표준 온도와 압력의 건조한 공기에서 상당히 내식성이 있고 안정하다. 습기가 많고 온도가 높을 때는 노란색 산화물을 만들며 산화된다. 순수한 상태에서는 홀뮴은 금속적인 밝은 은색 광택을 가지고 있다.
홀뮴 산화물은 빛의 종류에 따라서 상당히 극적으로 색깔이 변하는 성질이 있다. 자연적인 빛에서는 황갈색을 띤 노란색이다. trichromatic light 밑에서는 불타는 듯한 주홍색을 띠는데 이 색은 같은 종류의 빛 아래에 있는 어븀 산화물과 거의 구별되지 않는다. 이러한 색깔 변화는 홀뮴의 선명한 흡수선이 형광체처럼 행동하는 유로퓸, 터븀의 3가 양이온의 선명한 방출선의 부분집합과 상호작용을 일으키기 때문이다.
홀뮴은 자연적으로 존재하는 모든 원소들 중에서 가장 높은 자기 모멘트를 가지고 있고(10.6) 특이한 자기적 성질을 가지고 있다. 이트륨과 결합하면 높은 자성을 가진 물질을 만든다. 홀뮴은 보통 때는 상자성을 띠지만 19 K 이하의 온도에서는 강자성을 띤다.
홀뮴 성질
홀뮴 금속은 공기 중에서 천천히 광택을 잃으며 산화 홀뮴(lll)을 생성하며 쉽게 연소한다.
4 Ho + 3 O2 → 2 Ho2O3
홀뮴은 꽤 전기양성적이고 일반적으로 +3의 산화수를 갖는다. 찬물과 천천히 반응하며 뜨거운 물에서는 꽤 빠르게 반응해 홀뮴 수산화물을 생성한다.
2 Ho (s) + 6 H2O (l) → 2 Ho(OH)3 (aq) + 3 H2 (g)
홀뮴 금속은 모든 할로젠들과 반응한다.
2 Ho (s) + 3 F2 (g) → 2 HoF3 [분홍색]
2 Ho (s) + 3 Cl2 (g) → 2 HoCl3 [노란색]
2 Ho (s) + 3 Br2 (g) → 2 HoBr3 [노란색]
2 Ho (s) + 3 I2 (g) → 2 HoI3 [노란색]
홀뮴은 묽은 황산에 쉽게 용해되어서 노란색 홀뮴(lll) 이온을 포함한 용액을 만드는데 이는 [Ho(OH2)9]3+ 집합체로 존재한다.
2 Ho (s) + 3 H2SO4 (aq) → 2 Ho3+ (aq) + 3 SO42- + 3 H2 (g)
홀뮴 성질
수용액 속의 홀뮴은 Ho3+이온이 물 분자 9개에 둘러싸인 형태로 존재한다. 홀뮴은 산에 녹는다.
자연적인 홀뮴은 단 하나의 안정 동위 원소인 홀뮴-165를 가진다. 몇몇 인공적인 방사성 동위 원소가 알려져 있는데 그중 가장 안정한 것은 홀뮴-163으로 반감기가 4570년이다. 다른 방사성 동위 원소들은 거의 반감기가 1.117일을 넘지 못하며 대부분 3시간 이하의 반감기를 가진다. 그렇지만 준안정한 166m1Ho는 대략 1200년의 반감기를 가지는데 이는 그 높은 스핀 때문이다. 높은 들뜸에너지를 가지고 있는 이 동위 원소가 붕괴할 때 특정하게 풍부한 감마선 스펙트럼이 방출된다. 그래서 이 홀뮴 동위 원소는 핵물리학 실험에서 에너지 반응과 감마선 분광계의 고유한 효율성을 측정하는 데 쓰인다.
홀뮴 이용
홀뮴은 모든 원소들 중에서 가장 강한 자기적 성질을 가지고 있으므로 강력한 자석의 자기극편(magnetic pole piece)으로 사용되어 인공적으로 강력한 자기장을 만들 때 사용된다. 홀뮴이 도핑된 이트륨 철 가넷(YIG)과 플루오린화 이트륨 리튬(YLF)은 고체 레이저에 사용되며 Ho-YIG는 광 절연체와 마이크로파 장치에 상요된다. 홀뮴 레이저는 2.1 마이크로미터 파장의 빛을 발생시키는데, 이는 의료 분야와 광섬유에서 사용된다.
홀뮴은 큐빅 지르코니아나 유리에 색을 입히는데도 쓰이는데, 노란색이나 붉은색 색상을 입힐 수 있다. 홀뮴 산화물이나 홀뮴 산화물 용액(주로 과염소산에 용해된)을 포함한 유리는 스펙트럼선 200–900 nm의 범위에서 빛 흡수의 최댓값을 가지는데, 이는 분광기의 교정 표준기로 사용된다.
툴륨
툴륨(←영어: Thulium 술리엄[*], 문화어: 툴리움←독일어: Thulium 툴리움[*])은 화학 원소로 기호는 Tm(←라틴어: Thulium 툴리움[*]), 원자 번호는 69이다. 희토류 원소 중 가장 적게 산출된다. 툴륨은 쉽게 가공할 수 있으며 밝은 은백색의 광택이 나는 금속이다. 툴륨은 비싸고 희귀함에도 불구하고 휴대용 X선 장치나 고체상 레이저의 방사선원으로 쓰인다. 그리고 전구에 툴륨 페인트를 입히면 밝은 초록 빛이 난다고 한다.
1879년에 스웨덴의 화학자 페르 테오도르 클레브(Per Teodor Cleve)는 희토류 산화물 에르비아에서 이전에 알려지지 않았던 또 다른 두 가지 성분을 분리했는데, 그는 이를 홀미아와 툴리아라고 불렀다. 이들은 각각 홀뮴과 툴륨의 산화물이었다. 상대적으로 순수한 툴륨 금속 샘플은 1911년에 처음으로 얻어졌다.
툴륨
툴륨은 지구상에서 미량으로만 발견되는 방사능으로 불안정한 프로메튬 다음으로 란타넘족 원소 중 두 번째로 적은 원소이다. 밝은 은회색 광택을 지닌 가공하기 쉬운 금속이다. 상당히 부드럽고 공기 중에서 천천히 변색된다. 높은 가격과 희귀성에도 불구하고 툴륨은 휴대용 엑스선 장치 및 일부 고체 레이저의 방사선원으로 사용된다. 이는 중요한 생물학적 역할이 없으며 특별히 독성이 없다.
야무수크로
야무수크로(프랑스어: Yamoussoukro, 문화어: 야무쑤끄로)는 코트디부아르의 법률상 수도이자 자치구이다. 2014년 인구 조사에 따르면, 야무수크로는 212,670명의 인구가 있는 코트디부아르에서 다섯 번째로 인구가 많은 도시이다. 아비장에서 북서쪽으로 240km (150mi) 떨어진 곳에 위치한 야무수크로 지역은 구불구불한 언덕과 평원 사이에서 2,075 제곱 킬로미터의 면적을 차지하고 있다.
비록 이전 수도 아비장이 여러 정치적 기능을 유지하고 있지만, 야무수크로는 1983년 코트디부아르의 법적 수도가 되었다. 2011년 이전에, 현재 야무수크로 지역은 라크주의 일부였다. 이 지역은 2011년에 만들어졌으며, 아티에구아크로현과 야무수크로현 부서로 나뉜다. 이 지역은 총 169개의 정착지를 포함하고 있다. 야무수크로는 야무수크로현의 하위 현이며 2012년부터 야무수크로는 야무수크로 자치구의 유일한 코뮌이기도 하다.
야무수크로 통치
2001년부터, 그 도시는 야무수크로현의 일부로서 통치되었고 라크주로 통합되었다. 2011년, 그 부서는 폐지되었고 야무수크로 자치구가 만들어지고 나머지 라크주로부터 분리되었고, 이것은 별개의 구역이 되었다.
대부분의 구와 달리 야무수크로 자치구는 지역으로 세분화되지 않다. 그러나 이 구는 부서, 하위 현 및 코뮌으로 구분되었다. 이 구는 아티에구아크로와 야무수크로의 부서로 구성되었다. 부서는 다시 아티에구아크로, 코소우, 롤로보, 야무수크로의 하위 현으로 나뉜다. 하나의 코뮌이 있으며, 이 코뮌은 야무수크로라고도 명명되며, 이 지역과 동일한 국경을 공유다. 2011년 야무수크로 시장의 자리는 국가 원수가 임명하는 구청장으로 대체되었다.
야무수크로 기후
야무수크로는 쾨펜의 기후 구분 체계 하에서 사바나 기후 (Aw)를 특징으로 한다. 야무수크로는 3월부터 10월까지 이르는 긴 우기와 남은 4개월을 포함하는 더 짧은 건기를 특징으로 한다. 서아프리카의 다른 많은 도시들처럼, 야무수크로는 도시의 건기의 주요 원천인 하마탄의 영향을 받는다. 긴 우기에도 불구하고, 야무수크로는 아비장에서 경험하는 강우량의 수준을 보지 못한다. 야무수크로는 평균적으로 매년 약 1,130 밀리미터의 강수량을 보인다.
이터븀
이터븀(←영어: ytterbium 이터비엄[*]) 또는 이테르븀(문화어: 이테르비움←독일어: Ytterbium 위테르비움[*])은 화학 원소로 기호는 Yb(←라틴어: Ytterbium 이테르비움[*]), 원자 번호는 70이다.
주기율표상으로 란타넘족 원소 중 14번째이며 끝에서 두 번째에 위치해 있다. 이는 이터븀이 다른 란타넘족 원소들과 다르게 비교적 안정한 +2의 산화수를 가질 수 있는 이유이다. 하지만 다른 모든 란타넘족 원소들처럼 화합물(할로젠화물, 산화물 등) 내에서 가지는 주요 산화수는 +3으로 나타난다. 이터븀의 수용성인 화합물은 다른 원자번호가 큰 란타넘족 원소들의 수용성 화합물처럼 수용액 내에서는 9개의 물 분자와 배위화합물(coordination complex)를 형성한다.  꽉 찬 전자 배치에 의해, 이터븀의 녹는점과 끓는점은 대부분 란타넘족 원소들의 경우와 눈에 보일 만한 차이를 보인다.
이터븀
이터븀은 많은 희토류 원소의 혼합물인 이트리아(Yttria)에 포함된 9가지 원소들 중 하나이다. 이트리아에서 스칸듐과 어븀을 포함하는 에르비아(Erbia)가 분리되었고 에르비아는 이터븀과 루테튬(Lu)을 포함하는 이테르비아(Ytterbia), 툴륨(Tm)을 포함하는 툴리아(Thulia), 디스프로슘과 홀뮴이 들어있던 홀미아(Holmia)로 분리되었다. 이터븀과 함께 분리된 루테튬은 처음에는 루테슘(Lutecium)으로 불리다가 후에 루테튬(Lutetium)으로 바뀌었다.
현재 이터븀은 스테인리스 스틸에 추가하는 불순물이나 레이저, 흔하지 않지만 감마선원으로도 사용된다. 자연적으로 7개의 안정 동위원소로 존재하며 중국, 미국, 브라질, 인도 등의 나라에서 광물에 포함되어 산출된다. 추출되었을 때 이터븀은 눈과 피부를 다소 자극할 수 있으며 특히 가루 형태일 때 가연성이고 폭발의 위험이 있다.
이터븀 물리적 성질
이터븀은 찬물과 천천히 반응하며 공기 중에서 서서히 산화한다. 이터븀은 3가지 결정 구조를 가지는데 알파 결정 구조는 -13 °C이하에서 존재하고 낮은 온도에서 안정하며 육방정계 결정 구조를 가지고 있고, 감마 결정 구조는 795 °C이상에서 존재하고 체심입방격자 구조를 갖는다. 베타 결정 구조는 상온에서 존재하며 면심입방격자 구조를 가지고 있다. 베타 결정 구조는 금속적인 전기전도도를 갖는데 16000 기압(1.6 GPa)에서는 반도체가 되고 39000기압(3.9 GPa)에서는 10배나 전기저항이 상승한다. 하지만 신기하게도 40000기압에서는(4.0 GPa) 전기 저항이 1기압일 때의 전기 저항의 90 %밖에 되지 않는다. 저온에서 강자성이나 반강자성을 가지는 다른 란타넘족들과는 달리 이터븀은 1 K 위의 낮은 온도에서 상자성을 가진다. 예외로 알파 동소체는 반자성체이다. 이터븀은 녹는점이 824 °C, 끓는점이 1196 °C로 액체로 존재하는 온도 범위가 가장 작은 금속이다.
이터븀 물리적 성질
조밀육방격자를 가지는 대부분의 란타넘족 원소들과 달리 이터븀은 면심입방격자 구조를 갖는다. 이터븀의 밀도는 6.973 g/cm^(3)로 이웃한 툴륨 (9.32 g/cm^(3))과 루테튬 (9.841 g/cm^(3))에 비해 상당히 낮다. 밀도 뿐만 아니라 녹는점과 끓는점도 이들에 비해 상당히 낮다. 이는 이터븀의 채워진 전자 배치([Xe] 4f14 6s2)와 관련이 있는데 이터븀은 두개의 6s전자로 금속결합이 가능하고 (다른 란타넘족들은 3개로 가능하다)이는 최종적으로 이터븀의 금속성 반지름을 증가시킨다.
이터븀 화학적 성질
이터븀 금속은 공기 중에서 느리게 광택을 잃는다. 고운 분말 형태라면 공기 중에서 산소의 존재 하에 쉽게 산화된다. 이터븀 가루를 폴리테트라플루오로에틸렌이나 헥사클로로에탄과 섞어 태우면 밝은 에메랄드 색 빛으로 탄다. 또한 이터븀은 수소와 화학량적이지 않은 수소화물을 생성한다. 이터븀은 물과 천천히 반응하지만 산성 용액 안에서는 수소 기체를 생성하며 빠르게 반응한다.
이터븀은 꽤 전기 양성적인 금속이다. 찬물과 천천히, 따뜻한 물과는 꽤 빠르게 반응하며 수소 기체를 생성시킨다.
2 Yb (s) + 6 H2O (l) → 2 Yb(OH)3 (aq) + 3 H2
이터븀은 모든 할로젠 원소들과 반응해서 흰색 이온결합 화합물을 생성한다.
2 Yb (s) + 3 F2 (g) → 2 YbF3
2 Yb (s) + 3 Cl2 (g) → 2 YbCl3
2 Yb (s) + 3 Br2 (g) → 2 YbBr3
2 Yb (s) + 3 I2 (g) → 2 YbI3
이터븀 화학적 성질
이터븀(III) 이온은 적외선과 비슷한 파장을 가지는 빛(전자기파)를 흡수하지만 가시광선 영역의 빛은 흡수하지 않기 때문에 산화이터븀(Yb2O3)인 이테르비아(Ytterbia)는 흰색을 띤다. 마찬가지로 여러 이터븀 염도 흰색이다(뚜렷한 색을 나타내지 않는다). 이터븀은 묽은 황산과 쉽게 반응해 색깔 없는 이터븀(III) 이온을 만드는데, 이는 9수화물 복합체로 존재한다.
2 Yb (s) + 3 H2SO4 (aq) + 18 H2O (l) → 2 [Yb(H2O)9]3+ (aq) + 3 SO2−4 (aq) + 3 H2 (g)
이터븀 화학적 성질
이터븀의 주요 산화수는 +3이지만 쉽게 +2의 산화수도 가질 수 있다. 이러한 성질은 란타넘족 원소로써는 예외적인데, 이들은 거의 오직 +3의 산화수를 가지며 화합물을 형성하기 때문이다. 이터븀(II) 이온은 [Xe] 4f14의 전자 배치를 가지는데, 이는 꽉 찬 4f 껍질이 이온을 안정하게 만들기 때문이다. 연두색 이터븀(II) 이온 Yb2+은 매우 강한 환원제로, 물을 분해하여 수소 기체를 발생시킨다. 그렇게 때문에 이터븀은 이터븀(III) 이온 형태로만 수용액 상태로 존재할 수 있다. 사마륨(Sm)과 툴륨(Tm)도 +2의 산화수를 가지는 이온 상태일 때 이런 성질을 나타내지만 유로퓸(Eu)의 경우, Eu2+는 수용액 상태에서 안정하다. 이터븀 금속은 유로퓸이나 알칼리토금속 원소들처럼 암모니아와 반응해 전자가 음이온 역할을 하는 파란색 염을 만든다. (이런 화합물을 Electride, 즉 '전자화물'이라고 한다)
예: 알칼리금속 원소인 소듐의 경우, Na + 6 NH3 → [Na(NH3)6]+,e−
바로 여기서 음전하를 띠는 전자가 바로 음이온 역할을 한다. 이러한 전자화물(Electride)에서 양이온은 배위결합이 포함된 배위화합물이다.
이터븀 화학적 성질
자연적으로 이터븀은 7가지의 안정 동위원소(168Yb, 170Yb, 171Yb, 172Yb, 173Yb, 174Yb 그리고 176Yb) 형태로 존재한다. 이들 중 174Yb가 31.8 %로 가장 존재비가 높다. 27개의 방사성 동위원소도 알려져 있으며 가장 반감기가 긴 것들은 169Yb (32.0 일), 175Yb (4.18 일), 그리고 166Yb (56.7 시간)이다. 나머지 방사성 동위원소들은 반감기가 2시간을 넘지 않으며 대부분 20분 이하이다. 이터븀은 12개의 준안정 상태(meta state)의 원자핵 역시 가지는데, 이 중 가장 반감기가 긴 것은 169mYb (반감기 46초)이다.
이터븀의 동위원소들은 148Yb의 경우인 147.9674 u에서부터 181Yb의 경우인 182.9562 u의 원자량 범위를 가진다. 이터븀의 가장 안정한 동위원소 174Yb보다 중성자수가 적은 방사성 동위원소들의 일반적인 방사성 붕괴 형식은 전자 포획이고 174Yb 보다 중성자수가 더 많은 방사성 동위원소의 일반적인 붕괴 형식은 베타 붕괴이다. 그렇기 때문에 전자 포획을 일반적인 붕괴 형식으로 가지는 174Yb보다 중성자수가 적은 방사성 동위원소의 붕괴 산물은 툴륨(Tm) 동위원소이고 174Yb 보다 중성자수가 더 많은 방사성 동위원소의 붕괴 산물은 루테튬(Lu) 동위원소이다.
이터븀 생산
이터븀은 다른 란타넘족 원소들과 화학적 성질이 비슷하기 때문에 분리하기 힘든 편이다. 이터븀은 이온 교환 방법을 쓰거나 소듐 아말감(소듐과 수은으로 이루어진 합금)으로 환원시켜서 다른 희토류 금속들로부터 분리된다. 3가의 희토류 금속 이온들이 녹아있는 산성 용액에 용융 상태의 소듐-수은 합금(소듐 아말감)을 부으면 이는 Yb3+를 환원시켜서 녹이게 된다. 이터븀 금속은 용액 안에서 수산염(oxalate) 형태로 분리되고 가열해서 산화물 형태로 바꾼다. 이터븀 금속은 그 산화물을 란타넘(La), 알루미늄(Al), 세륨(Ce), 지르코늄(Zr)과 고진공 상태에서 가열함으로써 생성된다.
이터븀 화합물
이터븀의 화학적 성질은 나머지 란타넘족 원소들과 비슷하다. 이터븀은 화합물 내에서 대부분 +3의 산화수를 가지며 3가의 이터븀 이온을 포함한 염은 대부분 흰색이다.(뚜렷한 색깔을 나타내지 않는다) 유로퓸, 사마륨, 툴륨과 같게, 이터븀의 삼할로젠화물(YbX3 형태로 나타나는)은 수소나 아연 가루, 이터븀 금속에 의해 이할로젠화물(YbX2 형태로 나타나는)로 환원될 수 있다. 이터븀은 고체 화합물 내에서만 +2의 산화수를 가지며 이런 화합물은 알칼리 토금속 화합물과 비슷한 양상을 보인다. 예를 들어 YbO, 산화이터븀(II)은 산화칼슘(CaO) 와 같은 구조를 보인다.
이터븀은 할로젠 원소인 플루오린(F), 염소(Cl), 브로민(Br), 아이오딘(I)과 삼할로젠화물, 이할로젠화물을 생성할 수 있으며 이할로젠화물은 상온에서 삼할로젠화물로 산화되거나 고온에서 삼할로젠화물과 이터븀 금속으로 분해될 수 있다.
3 YbX2 → 2 YbX3 + Yb (X = F, Cl, Br, I)
이터븀 화합물
일부 이터븀 할로젠화물은 유기합성(organic synthesis) 분야에서 시약(reagent)으로 사용된다. 예를 들어 염화 이터븀(III) 즉 YbCl3는 루이스 산으로 알돌 반응(탄소-탄소 결합을 만드는 반응), 딜스-알더 반응에 촉매로 사용된다. 그리고 아이오딘화 이터븀(II) YbI2는 염화 사마륨(II)처럼 두 객체를 촉매를 사용하여 결합시키는 유기화학 반응인 coupling reaction에서 환원제로 사용된다. 플루오린화 이터븀(III)은 반응성이 낮고 독성이 없는 치아 수복에 사용되는데, 이는 지속적으로 플루오린화 이온을 내놓아 치아 건강에 도움이 된다.
이터븀은 산소와 반응해 '희토류 C형 2,3 산화물(Rare-earth C-type sesquioxide)'이라는 결정 구조를 가지는 산화이터븀(III) Yb2O3을 만드는데, 이의 결정 구조는 형석의 결정 구조와 연관이 있다. Yb2O3는 원소 상태의 이터븀에 의해 YbO, 즉 산화이터븀(II)로 환원될 수 있다.
산화이터븀(II)은 염화 소듐(NaCl), 즉 소금과 같은 형태로 결정화된다.
이터븀 용도
32일의 반감기를 가지는 169Yb는 감마선을 방출하기 때문에 방사선 촬영에 사용된다. 이 방사성 동위원소는 175Yb와 함께 원자로에서 이터븀에 중성자가 흡수될 때 생성된다. X선처럼 감마선은 부드러운 조직은 통과하지만 뼈와 밀도가 높은 물체에 가로막히는 성질이 있다. 그래서 조그만 169Yb의 샘플은 작은 X선 촬영장치와 같아서 작은 물질을 방사선 촬영하는 데 쓰일 수 있다. 여러 실험 결과는 이 동위원소로 찍은 방사선 촬영 사진이 250~350 kev의 에너지를 가지는 X선 사진과 거의 맞먹는다는 것을 보여준다. 169Yb은 핵의학에도 활용된다.
이터븀은 스테인리스 강의 강도, 결정립 미세화, 그리고 다른 공학적인 성질을 높이는 데 쓰인다. 몇몇 이터븀 합금은 치과의학에서 사용되기도 한다.
이터븀 용도
Yb3+ 이온은 레이저 분야에서 도핑재료로 쓰인다. 특히 고체 레이저, 이중 클래드 광섬유 레이저(Double clad optical fiber) 같은 종류의 레이저에서 사용된다. 이터븀 레이저는 고효율이고 수명이 길며 짧은 펄스광을 발생시킬 수 있다. 이로 인해 이터븀은 레이저 재료에 많이 포함된다. 이터븀 레이저는 일반적으로 1.06 - 1.12 마이크로미터의 선에서 파장 900 nm~1 마이크로미터의 빛을 발생시킨다. (광섬유 레이저의 도핑 재료로 사용된다.)
이터븀 광시계는 가장 높은 안정성을 가지는 시계로 오차가 2 × 10-18밖에 나지 않는다고 알려져 있다. 미국 국립 표준기술 연구소(NIST)가 개발한 이터븀 광시계는 10 마이크로켈빈까지 냉각시킨 이터븀 원자 10,000개를 레이저광으로 만든 광격자(optical lattice, 레이저광으로 만든의 연속)안에 가둔 뒤에 이터븀 원자의 두 에너지 준위 사이의 전이를 유발하는, 1초에 518조 번 '째깍거리는' 또 다른 레이저를 쏘는 방식으로 작동된다. 이터븀의 높은 원자번호는 시계의 높은 안정성의 열쇠이다.
세슘 원자시계의 경우에 쓰이는 마이크로파보다 가시광선이 더 높은 진동수를 가지므로 광시계는 세슘 원자시계보다 더 높은 정확도를 가질 수 있다. 이터븀 광시계는 미래에 더 정밀한 시간표준이 될 수 있는 가능성이 있다.
이터븀은 압력을 받으면 전기 저항이 커지는 성질이 있는데, 이런 성질을 이용해서 지하에서 발생한 지진이나 폭발을 감지할 수 있다. (지진 감시 장치 등에 이용된다.)
이터븀 주의할 점
이터븀은 알칼리 금속 원소들처럼 반응성이 그렇게 높지는 않으나 공기와 수분과 접촉하지 않게 질소처럼 비활성적인 기체가 들어있는 밀봉된 용기 안에 보관한다. 몇몇 이터븀 화합물이 인간의 눈과 피부에 자극을 줄 수 있어서다. 분말 상태로는 자발적으로 발화할 수 있다. 대부분 금속 관련된 화재처럼 이를 진화할 때 물을 사용하지 말고 금속 화재 전용 소화기를 사용해야 한다.
하프늄
하프늄(←영어: Hafnium 해프니엄[*], 문화어: 하프니움←독일어: Hafnium 하프니움[*])은 화학 원소로 기호는 Hf(←라틴어: Hafnium 하프니움[*]), 원자 번호는 72이다. 은회색의 광택이 있는 전이 금속으로, 화학적으로 지르코늄과 비슷하고 지르코늄을 함유한 광석에서 함께 발견된다. 1869년 드미트리 멘델레예프가 하프늄의 존재를 처음으로 예상하였고 1923년 발견되어 안정한 원소 중에서는 마지막에서 두 번째로 발견된 원소가 되었다. 원소가 발견된 도시인 코펜하겐의 라틴어 지명 하프니아(Hafnia)에서 이름을 땄다.
하프늄은 필라멘트와 전극 등에 사용되며, 중성자를 잘 흡수하는 성질이 있어 지르코늄 합금과 함께 원자로의 제어봉에 사용된다. 하프늄 산화물은 반도체 제조 공정에 사용되기도 한다. 나이오븀, 티타늄, 텅스텐 등과 혼합하여 특수한 목적의 초합금을 만드는데 사용된다.
하프늄 특성
하프늄은 은회색 광택이 있는 전이 금속으로, 연성이 좋고 부식에 강하다. 화학적으로는 지르코늄과 비슷하다. 하프늄의 물리적인 특성은 불순물로 첨가된 지르코늄의 양에 따라 달라지는데, 하프늄과 지르코늄은 그 화학적 특성이 매우 비슷하여 분리하기가 가장 힘든 혼합물 중의 하나이기도 하다. 하프늄의 밀도는 지르코늄 밀도의 약 2배 정도이다.
하프늄은 공기 중에서 산소와 반응하여 표면에 얇은 보호막을 형성하여 부식을 방지한다. 보통 산과 염기에는 반응하지 않으나 할로젠에 의해 산화되거나 공기 중에서 연소하여 산화되기도 한다. 고운 분말 형태에서는 스스로 발화한다.
하프늄 동위 원소
현재까지 원자량 153에서 186까지 최소 34종류의 하프늄 동위 원소가 발견되었다. 자연에 존재하는 안정한 동위 원소는 176Hf,177Hf,178Hf,179Hf,180Hf이다. 방사성 동위 원소 중 가장 안정한 것은 174Hf으로 반감기가 약 1015년이다.
하프늄 존재
하프늄은 지각에 질량비로 약 5.8ppm 정도 함유된 것으로 추정된다. 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않고 주로 지르코늄과 혼합된 형태로 발견된다. 특히, 지르콘에는 전체 지르코늄 함량 중 약 1~4% 정도가 하프늄으로 치환되어 있다.
현재 전 세계 인구의 증가에 따라 하프늄 수요가 지속적으로 증가하면 10년 이내에 하프늄이 고갈될 것으로 추정된다.
하프늄 역사
1869년 드미트리 멘델레예프는 티타늄과 지르코늄보다 무거운 원소들이 존재할 것이라고 예측했다. 1914년 헨리 모즐리는 X선 분광학을 통해 원자 번호를 알아낼 수 있는 방법을 발견했고 원자 번호 43, 61, 72, 75에 발견되지 않은 란타넘족이 있다는 사실을 발견했다. 이에 발견되지 않은 원소를 찾기 위한 이른바 '원소 사냥'이 벌어지게 되었다.
한편, 모즐리의 발견이 있기 이전인 1907년에 위르뱅은 희토류 금속에 속하는 72번 원소를 발견했다고 주장했고, 1911년 '셀튬(celtium)'이라는 이름으로 발표했다. 그러나 이는 나중에 발견된 하프늄의 선 스펙트럼이나 화학적 성질과는 큰 차이가 있었고, 논란의 대상이 되었다. 이후 모즐리의 X선 분광학 조사를 통해 위르뱅이 발견한 원소는 72번 원소가 아님이 밝혀졌다. 1923년 초반에는 일부 화학자와 물리학자들이 72번 원소는 지르코늄과 성질이 비슷할 것이며, 희토류 금속에 속하지 않을 것이라는 새로운 주장을 했다. 이는 모즐리의 X선 분광학과 보어의 원자 모형에 바탕을 둔 주장이었다.
하프늄 역사
이러한 주장과 1922년 위르뱅이 1911년에 발견한 것이 원자 번호 72번의 희토류 원소가 맞지 않았느냐는 주장이 다시 제기되면서 코스테르(Dirk Coster)와 죄르지 헤베시(Georg von Hevesy)는 지르코늄을 포함한 광석에서 72번 원소를 찾아내는 작업에 들어갔다. 마침내 1923년 덴마크 코펜하겐에서 두 사람은 하프늄을 발견하였고, 이는 멘델레예프가 1869년에 예측한 성질과도 잘 들어맞았다. 이는 나중에 노르웨이에서 X선 분광학 연구를 통해 사실임이 입증되었다. 이후, 원소가 발견된 곳인 코펜하겐의 라틴어식 지명 '하프니아'에서 이름을 따 ‘하프늄’이라는 이름이 붙여졌다.
하프늄 용도
하프늄 동위 원소들의 원자핵은 한 개당 중성자 여러 개를 흡수할 수 있다. 이 성질을 이용해 원자로에서 제어봉에 사용된다. 하프늄 원자핵이 중성자를 흡수하는 비율은 지르코늄보다 약 600배 정도 뛰어난 것으로 알려져 있다. 또, 부식에 강한 성질은 가압수형 원자로의 극한 조건에서도 잘 견디게 해주어 많이 사용되고 있다.
하프늄은 철, 티타늄, 나이오븀, 탄탈럼 등 여러 가지 금속과의 합금으로 사용된다. 또, 니켈이 주성분인 합금에 소량의 하프늄이 첨가되면 잘 산화되지 않아 부식에 강해진다.
하프늄 주의사항
미세한 분말 형태의 하프늄은 공기 중에서 스스로 발화하는 성질이 있으므로 취급 시 주의가 필요하다. 또, 하프늄 화합물은 눈, 피부, 점막 등에 자극을 줄 수 있으며 간 손상을 유발할 수도 있다.
탄탈럼
탄탈럼, 탄탈룸(←영어: Tantalum 탠털럼[*]) 또는 탄탈(←독일어: Tantal 탄탈[*])은 화학 원소로 기호는 Ta(←라틴어: Tantalum 탄탈룸[*]), 원자 번호는 73이다. 희귀하고 단단하며, 청회색의 광택을 띠는 전이 금속으로 부식에 매우 강하다. 난융 금속의 하나로, 합금의 첨가물로 널리 이용된다. 화학적으로 비활성이므로 각종 실험실 장비와 휴대 전화, 컴퓨터 등의 전자 기기들에 커패시터(콘덴서)의 원료로 사용되거나 백금 대체물, 의료용 등으로 사용되기도 한다. 화학적으로 나이오븀과 매우 유사하므로 나이오븀의 영어식 이름인 콜롬븀과 탄탈륨의 첫 글를 따서 콜탄이라고 불리기도 한다. 컬럼바이트 등의 광물에 같이 들어 있는 경우가 많다.
탄탈럼 특성
탄탈럼은 어두운 청회색의 광택을 가진 전이 금속으로, 무겁고 매우 단단하며 연성이 뛰어나고 가공성이 좋은 금속이다. 열전도율과 전기 전도율이 매우 좋고 산에 거의 부식되지 않는다. 150°C 이하에서는 왕수와도 잘 반응하지 않으며 플루오린 이온이나 삼산화 황 등을 포함한 산성 용액에서 녹는다. 녹는점은 3017°C, 끓는점은 5458°C로 매우 높으며, 이는 텅스텐, 탄소, 레늄, 오스뮴에 이어 원소들 중 5번째로 높은 것이다.
또, 탄탈럼은 두 종류의 동소체가 존재한다. α 구조일 때는 연성이 뛰어나며 결정형은 체심 입방정계 구조이다. β 구조일 때는 단단하지만 부서지기 쉬우며 결정형은 정방정계 구조이다. 결정형이 β 구조일 때 준안정하며, 750°C 이상으로 가열하면 α 구조로 전환된다. 자연에 존재하는 탄탈럼은 대부분 체심입방구조이다.
탄탈럼은 +4와 +5의 산화 상태를 가질 수 있으며, 각각 이산화 탄탈럼(TaO2)과 오산화 탄탈럼(Ta2O5)을 만들 수 있다. 산화수가 +5일 때 가장 안정하며, 이들 외에 +3, -1의 산화수를 가지기도 한다.
탄탈럼 동위 원소
자연에는 180mTa(0.012%)와 181Ta(99.988%) 두 종류의 탄탈럼 동위 원소가 존재한다. 이 중 준안정한 180mTa은 방사성인 것으로 추정되지만 아직 방사성 붕괴가 관찰된 적은 없으며, 반감기가 1.2×1015년 이상인 것으로 추정된다. 또, 180mTa은 자연에 존재하는 모든 동위 원소들 중 유일한 이성질핵이기도 하다. 바닥상태의 180Ta은 반감기가 약 8시간이다.
한편, 탄탈럼은 이론적으로 핵무기의 외피에 씌워 더 많은 방사선을 내는 폭탄의 제조에 사용할 수 있다. 이는 코발트 폭탄과 비슷한 개념으로 181Ta이 핵무기가 폭발하면서 방출하는 중성자로 인해 강력한 감마선을 방출하는 방사성 동위 원소 182Ta(반감기 114.4일)이 되는 점을 이용한다. 그러나 아직까지 공식적으로 이러한 폭탄이 개발된 적은 없는 것으로 알려져 있다.
탄탈럼 존재
탄탈럼은 지각 속에 약 1~2ppm 정도 포함된 것으로 추정된다. 주로 탄탈석, 콜탄, 컬럼바이트 등에 포함되어 있으며 주된 산지는 호주, 중국, 에티오피아, 모잠비크 등이며, 이외에 브라질, 캐나다, 태국 등지에서는 나이오븀이나 주석 채굴 과정에서 부산물로 함께 얻는 경우도 있다.
한편, 탄탈럼 광석 중의 하나인 콜탄은 중앙아프리카 지역에서 주로 생산되는데, 이는 콩고 민주 공화국의 내전과도 관련이 있었다. 이 내전으로 인해 540만 명 이상이 사망하였고, 제2차 세계대전 이후 가장 많은 사망자를 낸 전쟁이 되었다.
탄탈럼 용도
탄탈럼은 주로 전자 회로의 부품을 제조하는데 사용되며, 특히 고성능 저항기와 축전기와 같은 부품 제조에 주로 사용된다. 특히 탄탈럼 축전기는 탄탈럼 분말이 산화 피막을 형성하려는 경향을 이용한 것으로, 여기서 생성된 탄탈럼 산화물이 유전체의 역할을 한다. 이러한 축전기는 작은 부피에 비해 큰 용량을 저장할 수 있으므로 휴대 전화, 컴퓨터, 자동차 내 전기 부품 등에 사용된다. 또, 질소나 산소와 잘 결합하는 성질이 있어 과거에 고주파 라디오 송신기의 진공관 내부의 진공을 유지하는데 쓰이기도 하였다.
탄탈럼을 합금에 첨가하면 녹는점이 높아지고 강도가 증가하며, 연성이 좋아지는 장점이 있어 제트 엔진, 핵반응로, 미사일 등에 들어가는 초합금의 재료로 이용된다. 탄화 탄탈럼은 고강도의 장비를 만드는데 이용된다. 또, 탄탈럼은 연성이 매우 뛰어나므로 얇게 늘여서 얇은 철사나 필라멘트 등을 제조하는데 사용하기도 하며, 반응성이 낮아 체액과도 잘 반응하지 않고 생체 적합성이 뛰어나므로 의료용 목적으로도 많이 사용한다.
포탄
매우 단단하기에 날개안정분리철갑탄의 관통자로 쓰인다
하지만 비싸서 요즘에는 텅스텐 합금으로 대체되었다.
텅스텐
텅스텐(문화어: 탕그스텐←스웨덴어: Tungsten 퉁스텐[*], 일본어: タングステン 탕구스텐[*]) 또는 볼프람(문화어: 월프람←독일어: Wolfram)은 화학 원소로 기호는 W(←라틴어: Wolframium 볼프라미움[*]), 원자 번호는 74이다. 텅스텐이라는 말은 스웨덴어로 '무거운 돌'을 의미하기 때문에 한자어로 중석(重石)이라고도 부른다. 무겁고 매우 단단한 전이 금속으로 철망간중석과 회중석 등의 광석에서 산출된다. 1781년에 처음 발견되어 1783년에 순수한 형태로 분리되었다. 금속원소들 중 녹는점이 가장 높으며, 밀도는 19.25g/cm3으로 금이나 우라늄과 비슷하다. 순수한 텅스텐은 단단하면서도 강도가 뛰어나며, 불순물이 소량 첨가되면 매우 단단하지만 충격을 받을시 부서지기 쉬워 가공하기 어려워진다.
순수한 텅스텐은 전기·전자 분야에 쓰이지만 주로 화합물이나 합금으로 널리 쓰인다. 전구의 필라멘트가 가장 대표적이다. 또, 텅스텐은 단단하고 밀도가 높으므로 군용 목적으로는 전차의 장갑을 뚫는 탄에도 많이 활용된다.