Puolimetalli
Puolimetalleiksi kutsutaan alkuaineita, joilla on sekä metallien että epämetallien ominaisuuksia tietyissä olosuhteissa. Niitä on siis vaikea luokitella joko metalleiksi tai epämetalleiksi. Yleensä puolimetalleiksi luokitellaan boori (B), pii (Si), germanium (Ge), arseeni (As), antimoni (Sb), telluuri (Te), polonium (Po) ja astatiini (At).[1] Joskus myös alumiini (Al), hiili (C) ja seleeni (Se) luokitellaan puolimetalleihin[2][3]. Jaksollisessa järjestelmässä puolimetallit sijaitsevat metallien ja epämetallien välisellä rajalinjalla.
Yhtenä luokittelukriteerinä pidetään ionisoitumisenergiaa, sillä metalleilla ionisoitumisenergia on pieni ja epämetalleilla suuri. Puolimetalleilla ionisoitumisenergia on yleensä noin 840kJ/mol, vaihdellen germaniumin 762kJ/mol:sta arseenin 946kJ/mol:in. Puolimetallit voidaan luokitella myös elektronegatiivisuuden perusteella, ja yleensä puolimetallien elektronegatiivisuus on noin 2,0.[3] Esimerkiksi arseenin elektronegatiivisuus on 2,18 ja piin 1,90. Yleensä puolimetallien oksidit ovat amfoteerisia eli ne voivat toimia sekä happona että emäksenä.[1] Näiden luokittelumenetelmien ongelma on se, että minkään menetelmän avulla ei voi yksiselitteisesti tunnistaa kaikkia puolimetalleja. Puolimetallien lukumäärä vaihtelee eri lähteissä, koska eri luokittelumenetelmien käyttö johtaa erilaiseen puolimetallistatukseen.
Puolimetalleilla on erilaisia käyttökohteita riippuen niiden ominaisuuksista. Useimmat puolimetallit ovat puolijohteita, jonka vuoksi niitä käytetään elektroniikkateollisuudessa. Esimerkiksi piitä ja telluuria käytetään aurinkokennoissa. Telluuria, superpuhdasta piitä ja antimonia käytetään puolijohdesovelluksissa, esimerkiksi infrapunadetektoreissa. [4]
Puolimetalleja käytetään myös muilla teollisuuden aloilla. Pii on monikäyttöinen puolimetalli ja alumiini- ja rautaseoksina sitä käytetään muun muassa muuntajissa, moottoreissa ja sylintereissä [4]. Sitä on myös komponenttina betonissa, lasissa ja tiilessä [5]. Piistä valmistetaan silikonia, joka muodostuu pii-happi polymeereistä, joissa on orgaaninen sivuryhmä. Silikonikumia on esimerkiksi ikkunoiden tiivisteissä [4].
Puolimetalleilla on käyttökohteita muuallakin kuin teollisuudessa. Boorin yhdisteitä booraksia (Na2[B4O7]) ja booritrioksidia (B2O3) käytetään muun muassa silmätipoissa ja pesupulvereissa. Booraksia käytetään myös valmistettaessa borosilikaattilasia, eli kuumuutta kestävää Pyrex-lasia. Germaniumia käytetään laajakulmakameroiden ja mikroskooppien linsseissä sen hyvien refraktio- ja dispersio-ominaisuuksien vuoksi. Germaniumia ja germaniumoksidia käytetään myös IR-spektroskopiassa, sillä infrapuna läpäisee ne. [4]
Puolimetallien fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet ovat peräisin muun muassa aineen rakenteesta. Puolimetallit sijaitsevat jaksollisessa järjestelmässä metallien ja epämetallien rajalla, joten niiden ominaisuudetkin ovat niiden väliltä.
Boorin kemiallinen merkki on B. Se kuuluu ryhmään 13, jaksoon 2 ja p-lohkoon. Boorin järjestysluku on 5. Sen atomimassa on 10,811 amu. Boorin sulamispiste on 2075°C ja kiehumispiste 4000°C.[5] Boorin elektronikonfiguraatio on [He] 2s2 2p1.[6] Boorin tiheys on 2,34g/cm3. Boori esiintyy kiinteänä 20°C:ssa.[5] Kiteiset esiintymät ovat tumman punaisia ja jauhemaiset mustia.[6] Boorin kovuus Mohsin asteikoilla on 9,5, ja vain timantilla on tätä suurempi kovuus. Boorin energiarako on 1,50–1,56 eV.[5] Sen elektronegatiivisuus on 2,0 Paulingin asteikoilla. Boori on vaikeasti käsiteltävä kiinteä aine, jolla on korkea sulamispiste, pieni tiheys sekä erittäin huono sähkönjohtokyky, joten sitä ei voida luokitella metalliksi. Boori poikkeaa muista ryhmän 13 alkuaineista reilusti suuremmilla ionisaatioenergioilla, joista kolme ensimmäistä ovat 800,6 kJ/mol, 2427,1 kJ/mol sekä 3659,7 kJ/mol.[6]
Boorin kemiallisiin ominaisuuksiin vaikuttaa pääasiassa booriatomin pieni koko ja korkea ionisaatioenergia. Kun näihin lisätään boorin samanlainen elektronegatiivisuus kuin hiilellä ja vedyllä, päädytään kovalenttisille sidoksille epätavanomaiseen sidoskemiaan. Boorilla on kolme valenssielektronia, joten se on hallitsevasti kolmiarvoinen. Se siis muodostaa yhdisteitä kolmella sidoksella saman alkuaineen tai ryhmän kanssa pyrkimättä oktettiin. Tällaisia yhdisteitä ovat esimerkiksi booritrifluoridi (BF3) sekä booritrikloridi (BCl3). Boorilla voi muodostaa kovalenttisia sidoksia neljällä orbitaalilla. Täten boori voi toimia elektroniparin vastaanottajana eli Lewis-happona. Boorilla on lisäksi suuri affiniteetti happeen, joten se muodostaa helposti boraatteja ja okso-komplekseja. Koska boori on pieni, se pystyy muodostamaan välitilalejeerenkityyppisiä borideja. Booriyhdisteen reaktiivisuus riippuu sen puhtaudesta, kiteisyydestä sekä lämpötilasta. Huoneenlämmössä se reagoi fluorin, F2, kanssa ja hapen, O2, kanssa, mutta muuten se on inertti. Korkeissa lämpötiloissa se reagoi epämetallien kanssa paitsi vedyn, germaniumin, telluurin ja jalokaasujen kanssa sekä metallien paitsi paitsi ryhmien 11–15 raskaiden metallien kanssa (Ag, Au, Cd, Hg, Ga, In, Ti, Sn, Pb, Sb, Bi).[6]
Booria ei juurikaan havaita puhtaana luonnossa vaan se esiintyy boorihappona vulkaanisissa lähteissä ja boraattina booraksissa ja kolemaniitissa. Tärkeimmät boorin lähteet ovat kerniitti ja booraksi. Boorista tunnetaan 10 isotooppia, mutta luonnossa stabiileina esiintyvästä boorista 19,9 % on 10B-isotooppia ja 80,1 % on 11B-isotooppia. Boori ja boraatit eivät ole myrkyllisiä mutta boorin vety-yhdisteet ovat.[5]
Piin järjestysluku on 14 ja atomimassa 28,0855 amu. Piin sulamis- ja kiehumispisteet ovat erittäin korkeat. Sulamispiste on 1414°C ja kiehumispiste on 3265°C. Piin tiheys on 2,33g/cm3. Valenssielektroneja piillä on neljä. Piin elektronikonfiguraatio on [Ne] 3s2 3p2.[5]
Piitä havaitaan auringossa ja tähdissä. Pii on pääkomponenttina kivimeteoriiteissa, mutta sitä havaitaan myös luonnonlasissa, tektiitissä. Maan kuoren massasta 25,7 % on piitä ja se on toiseksi runsain alkuaine maassa. Piitä ei ole puhtaana luonnossa, mutta sitä havaitaan oksideina ja silikaatteina. Luonnollisella piillä on kolme isotooppia, mutta sillä on myös 24 radioaktiivista isotooppia. Amorfinen pii on ruskeaa jauhetta ja kiteinen pii on metallinharmaa ja kiiltävä. Pii on pääasiassa inertti mutta reagoi halogeenien ja laimeiden alkalien kanssa. Monet hapot eivät vaikuta siihen paitsi fluorivetyhappo.[5]
Pii on haihtuvampaa kuin hiili, mikä johtuu matalasta höyrystymislämmöstä, mikä osoittaa, että Si-Si-sidosenergia on pieni. Pii on hyvä puolijohde, mutta resistiivisyys laskee lämmön noustessa. Piin kiteinen muoto ei ole reaktiivinen kuin korkeissa lämpötiloissa.[6]
Luokka:Jaksollinen järjestelmä __EISISLUETT__