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1970년의 미국의 지원을 받은 론 놀에 의한 군사 쿠데타가 일어나, 미국이 캄보디아에 군사에 개입하여 공산 세력을 공격하기 위해서 농촌 각 지역에 폭격을 퍼부었다. 그 때문에 농사를 지을 수 없게 된 농민들이 난민이 되어 수도에 집결하여, 1975년 론 놀 정권 말기에는 프놈펜의 인구는 200만명을 넘었다고 한다.
1975년 4월 17일, 크메르 루주에 의해 프놈펜이 함락되었다. 시민들은 처음에는 크메르 루주를 환영하였지만, 크메르 루주는 미국이 도시를 폭격하려 한다고 시민들을 속여 시골에 있는 집단농장으로 내몰거나 각 방면으로 추방했다. 이 과정에서 저항한 사람은 사살되었고, 자살하거나 환자, 노인, 아이, 임산부 등 수만명이 희생이 되었다고 전한다.
이후 1979년 1월 7일, 베트남군과 헨 삼린이 이끄는 캄푸챠 민족구국전선에 의해 프놈펜이 함락될 때까지 도시의 인구는 5000명 정도에 지나지 않았다고 한다. 프놈펜에는 S21라고 하는, 원래는 키엔스와이라고 하는 고등학교였던 장소에 강제수용소가 설치되어 론 놀 시대의 공무원, 군인, 기업인은 물론, 크메르 루주의 충실한 간부까지가 다양한 직업군들이 스파이 등의 혐의로 수용되어, 고문을 받고 시외 근교의 툴 에크, 이른바 킬링필드에서 참살되었다. 2만명 이상이 수용된 어떤 수용소에는 생존자가 단지 여섯 명만 살아남았다고 전해진다. 영화로도 유명한 킬링필드라는 말은 고유명사가 아니라 캄보디아 각지에 존재한다.
프놈펜은 톤레삽과 메콩강, 바싹 강이 합류하는 캄보디아의 남쪽 중앙에 위치한다. 이 강들은 수자원과 더불어 많은 자원을 제공한다. 375평방킬로미터의 면적에 농지는 34.685 평방킬로미터 정도이다.
최근에는 두자리수 성장률을 기록하며 개발이 촉진되어 새로운 호텔과 레스토랑, 바, 주거지 등이 시내 곳곳에 빠르게 지어지고 있다. 역사적인 문화적인 장소로서 프놈 펜은 여행자들의 인기있는 목적지가 되었다.
시장은 프랑스령 식민지 시대에 아주 예술성 높게 지어졌다. 파사르 톰 트메이 시장은 돔 형식으로 1937년에 지어졌고, 현재는 프놈 펜의 주요 시장이 되었다.
요즘은 이 시장이 여행객들의 인기를 끌면서, 노란 색의 이 파사르 톰 트메이는 많은 상품들이 거래되고 있다. 금은과 같은 귀금속을 비롯해, 옛 동전, 의류, 시계, 꽃, 음식과 옷감과 신발 등을 팔고 있다.
1990년대부터 급격한 경제성장을 이루면서, 소르야 쇼핑센터와 새롭게 지어진 소반나 쇼핑 센터 등의 서구식 형태의 시장이 문을 열었다. 두 개의 국제 프렌차이즈 시장들이 프놈 펜에서 문을 열었다. 데어리 퀸은 프놈 펜 국제공항 내에서 문을 열었고, 켄터키 프라이드 치킨(KFC)도 레스토랑을 개장하였다. KFC를 개장한 회사가 피자 헛을 운영할 수 있는 프렌차이즈 권리를 획득하였다.
프놈펜의 고속도로.
프랑스령 인도차이나 시대에는 철도가 잘 정비되어 태국까지 국제열차가 운행되고 있었지만, 캄보디아 내전에 의해 설비가 파괴되어 황폐화되었다. 2007년 현재는 캄보디아 국철에 의해 프놈펜-바탐방 간에 1주일에 한 번의 왕복운행만 되고 있다.
프놈펜 왕립대(RUPP)가 캄보디아에서 가장 오래되고, 가장 큰 고등교육기관이다. 2007년을 기준으로 5,000명의 대학생이 있고, 세 개의 대학 캠퍼스를 가지고 있다. 과학, 사회과학, 인문학, 외국어 연구소 등이 있다.
위테르뷔(Ytterby)는 스웨덴의 박스홀름 인근의 마을이다. 이곳 채석장에서 나는 광물에서 여러 화학 원소가 발견되어, 원소 이름에 마을 이름에서 유래된 이름이 붙여졌다.
모로니
모로니()는 코모로의 수도이자, 코모로 최대의 도시이다. 인구는 4만 4,000명(1999년 추계)이다.
네오디뮴(←) 또는 네오딤(←)은 화학 원소로 기호는 Nd(←), 원자 번호는 60이다. 은색의 무른 금속으로 공기 중에서 산화하여 표면의 광택을 잃는다. 1885년 오스트리아의 화학자 칼 아우어 폰 벨스바흐에 의해 발견되었다. 자연에서는 순수한 형태로는 발견되지 않고 주로 란타넘족 원소들과 뒤섞인 채로 발견된다. 네오디뮴은 희토류 금속으로 분류되기는 하지만 실제로는 지각 속에 코발트, 니켈, 구리와 비슷한 정도의 상당한 양이 분포되어 있다. 대부분 중국에서 생산된다.
1927년에는 처음으로 네오디뮴 화합물을 유리 염색에 사용하기 시작하여 현재까지도 유리에 넣는 첨가물로 사용되고 있으며 몇몇 네오디뮴이 함유된 유리는 1047~1062 nm의 파장을 가지는 적외선 레이저에 이용된다. 이는 엄청난 에너지를 필요로 하는 관성 봉입 핵융합에서 사용된다. 네오디뮴의 양이온으로 인해 생기는 네오디뮴 화합물은 자주색을 띠지만 비추는 빛에 따라 그 색이 변한다. 네오디뮴은 다양한 다른 기질 결정들과 함께 쓰이기도 하는데 대표적으로 이트륨-알루미늄 석류석과 함께 Nd:YAG 레이저에 쓰인다. 이 레이저는 보통 1064 nm의 적외선을 발생시키며 가장 흔히 쓰는 고체 레이저 중 하나이다.
또, 네오디뮴은 다른 금속과의 합금 형태로 강력한 자성을 나타내는 네오디뮴 자석을 만드는데 사용되기도 한다. 네오디뮴 자석은 마이크, 확성기, 이어폰, 컴퓨터 하드디스크 등 자석의 질량이나 부피가 작아야 하거나 강력한 자기장이 필요한 곳에 사용된다. 대형 네오디뮴 자석은 큰 힘이 필요한 전동기(예: 하이브리드 자동차) 발전기(예: 항공기나 풍력 발전용 터빈) 등에 사용된다.
네오디뮴은 희토류 금속으로 다른 희토류 금속과의 혼합물에 18% 정도 포함되어 있으면 발화 합금의 일종인 미시메탈(misch metal)이 된다. 순수한 네오디뮴은 밝은 은색 광택이 있지만 희토류 금속들 중 반응성이 큰 편에 속하므로 공기 중에서 빠르게 산화된다. 이렇게 생긴 산화 피막은 쉽게 떨어져 나오며 산화 반응을 계속되게 한다. 실제로 네오디뮴의 센티미터 크기의 샘플은 1년 안에 전부 산화된다고 한다.
4Nd + 3O2 → 2Nd2O3
2Nd(s) + 6H2O(l) → 2Nd(OH)3(aq) + 3H2(g)
2 Nd (s) + 3F2 (g) → 2 NdF3 [자주색 화합물]
2Nd (s) + 3Cl2 (g) → 2 NdCl3 [연보라색 화합물]
Nd (s) + 3Br2 (g) → 2 NdBr3 [자주색 화합물]
Nd (s) + 3I2 (g) → 2 NdI3 [초록색 화합물]
2 Nd (s) + 3 H2SO4 (aq) → 2 Nd3+ (aq) + 3 SO42- (aq) + 3 H2 (g)
일부 네오디뮴 화합물은 비추는 빛에 따라 그 색이 달라지기도 한다. 이는 네오디뮴의 빛 흡수대와 수은, 3가의 유로퓸과 터븀의 휘선대에 의해 강화된 주위 밝기와의 상호작용으로 인해서이다.
자연에는 142Nd, 143Nd, 145Nd, 146Nd, 148Nd의 다섯 개의 네오디뮴 동위 원소가 존재하며 이 중 가장 많이 존재하는 것은 네오디뮴-142(존재 비율 27.13%)이다. 네오디뮴-144와 네오디뮴-150은 방사성 동위 원소로, 반감기가 각각 2.29×1015년과 1.1×1019년이다. 현재까지 네오디뮴의 방사성 동위 원소는 31종류가 발견되었으며, 네오디뮴-144와 150을 제외하고는 모두 반감기가 11일 이하이다.
네오디뮴은 1885년 오스트리아 빈에서 화학자 칼 아우어 폰 벨스바흐에 의해 발견되었다. 그는 네오디뮴과 프라세오디뮴을 같이 분리하였다. 그러나 두 원소를 따로 분리하는 것이 매우 힘든 일이라서 1925년까지 순수한 네오디뮴은 분리되지 않았으며, 1930년대에 제조된 네오디뮴 염색 유리도 프라세오디뮴 불순물로 인해 자주색과는 약간 다른 색을 나타낸다.
그리스어로 ‘새로운’을 뜻하는 νέος(neos)와 ‘쌍둥이’를 뜻하는 διδύμος(didymos)에서 이름을 따 '네오디뮴'이라는 이름이 붙었다.
네오디뮴은 자연에서 순수한 형태로 발견되지 않고 다른 희토류 금속들을 같이 포함하는 모나자이트나 희토류광(bastnäsite) 등에 소량 들어있다. 지각 속에는 38ppm 정도 포함되어 있으며, 그 양은 세륨에 이어 희토류 금속들 중 두 번째로 높다. 주 생산지는 중국, 미국, 브라질, 인도, 스리랑카, 호주 등이다. 2004년 기준으로 전 세계에서 약 7000톤의 네오디뮴이 생산되었다.
자석.
네오디뮴은 현재 알려진 자석 중 가장 강한 자석인 네오디뮴 자석을 만드는 데 쓰인다. 네오디뮴 자석 하나로 그 무게의 수천 배에 달하는 자성 물질과 상호작용할 수 있다. 또, 네오디뮴 자석은 코발트-사마륨 자석보다 가격이 싸고 가볍고 강력하다는 장점이 있지만 높은 온도에서 자성을 잃는다는 단점 역시 존재한다.
주로 마이크, 확성기, 이어폰, 컴퓨터 하드디스크 등 자석의 질량이나 부피가 작아야 하거나 강력한 자기장이 필요한 곳에 사용된다. 대형 네오디뮴 자석은 하이브리드 차량의 전동기나 발전기 터빈 등에 들어가기도 한다.
소량의 네오디뮴 이온이 들어간 일부 투명 물질은 1054~1064nm의 파장을 갖는 적외선 레이저를 만드는데 사용된다. 이들은 고출력 적외선 레이저를 만들어내는데 이를 다시 녹색 레이저로 전환한 것은 레이저 포인터 등에 사용된다.
네오디뮴의 기타 활용은 다음과 같다:
네오디뮴의 분말은 연소와 폭발의 위험이 있다. 또, 네오디뮴 화합물은 정확히 독성이 측정된 적은 없으나 어느 정도의 독성을 나타낼 수 있다. 이들은 눈, 점막, 피부 등에 자극을 줄 수 있고 폐나 간 등에 축적되면 심각한 악영향을 줄 수 있다. 또, 네오디뮴 자석은 매우 강력하여 가까운 거리에 위치시키면 서로 강력하게 붙으므로 부상을 입을 수 있다.
프로메튬(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Pm(←), 원자 번호는 61이다. 1947년에 우라늄의 핵분열 반응에 의해 발견됐다. 프로메튬의 모든 동위원소는 방사성이며 지각에 500 g~600 g 밖에 존재하지 않을 만큼 귀한 원소이다.(프로메튬 동위원소 참조) 프로메튬은 테크네튬(Tc)과 함께 안정한 동위원소가 있는 원소들 사이에 끼어 있는 주기율표상에서 2개밖에 없는 방사성 원소이다. 화학적으로 프로메튬은 란타넘족에 속한다. 프로메튬은 +3의 유일한 산화수를 갖는다.
프로메튬은 그리스 신화에 나오는 올림포스 산의 불을 훔쳐서 인간들에게 준 티탄(Titan)인 프로메테우스(Prometheus)에서 이름이 유래되었다. 자연적으로 프로메튬은 반감기가 길어 쉽게 붕괴하지 않는 유로퓸-151의 붕괴와(이 동위원소의 붕괴로 프로메튬-147이 생성된다) 우라늄의 여러 동위원소의 붕괴로 생성된다. 프로메튬-145가 가장 안정적인 동위원소임에도 불구하고 실질적인 용도에는 프로메튬-147의 화합물만이 이용된다. 프로메튬은 형광 페인트, 원자력 전지, 두께 측정 장치에 쓰인다. 그 이유는 자연적인 프로메튬이 대단히 존재량이 적기 때문에 보통 우라늄-235(농축 우라늄)를 열중성자로 포격하여서 프로메튬-147을 핵분열 결과물로 합성하기 때문이다.
프로메튬 원자는 61개의 전자를 가지고 있고 [Xe] 4f5 6s2의 전자배치를 가진다. 화합물을 만들 때 프로메튬은 4f 궤도의 전자 하나와 가장 바깥쪽 6s 궤도의 전자 두개를 잃어서 이온화한다. 이 원소의 원자 반지름은 란타넘족 원소들 중 두 번째로 크지만 이 정도는 주변 이웃한 원소들보다 살짝 큰 정도이다. 이는 란타넘족 원소들의 원자 번호가 증가할수록 원자 반지름이 축소하는 일반적인 추세(란타넘족 수축 참조)에 대하여 가장 눈에 띄는 예외적인 경우이다. 프로메튬의 많은 성질은 란타넘족 상에서 위치에 의한 것이 많다. 대표적인 예로 녹는점, 처음 3차까지의 이온화 에너지, 수화 에너지가 네오디뮴보다 높고 사마륨보다 낮다. 이와 비슷하게 프로메튬의 추정된 끓는점, 이온의 반지름, 그리고 단원자 기체의 표준 생성열 모두 Nd &lt; Pm &lt; Sm이다. 프로메튬은 이중 육방정계 구조를 가지며 강도는 63 kg/mm2이다. 알파 동소체를 890 °C까지 가열하면 체심입방격자 구조를 가지는 베타 동소체가 된다.
프로메튬은 란타넘족 원소들 중 세륨 그룹으로 분류되며 화학적으로 이웃한 원소들과 상당히 비슷하다. 프로메튬은 안정 동위원소가 없어 이 원소에 대한 화학 연구는 아직 미완료 상태이다. 몇몇 프로메튬 화합물이 합성되기는 했지만 그 화합물들 역시 잘 연구되지는 못했다. 일반적으로 프로메튬 화합물들은 분홍색 또는 빨간색 색상을 띠는 경향이 있다. Pm3+ 이온을 포함하는 산성 용액을 암모니아에 가하면 생성되는 프로메튬의 수산화물인 Pm(OH)3는 젤리 같은 밝은 갈색의 앙금, 즉 물에 용해되지 않는(불용성인) 수산화물이다. 프로메튬이 염산에 용해되면 수용성인 노란색 염인 PmCl3이 생성된다. 비슷한 방식으로 질산에 용해될 때는 Pm(NO3)3이 생성되며 이 역시 물에 잘 녹는다. 이를 말리면 Nd(NO3)3과 비슷하게 분홍색 결정을 만든다. c의 전자배치는 [Xe] 4f4이고 이온의 색상은 분홍색이다. 프로메튬 황산염은 약간 용해되는데 이런 성질은 다른 세륨(Ce) 그룹 원소들과 비슷하다. 프로메튬의 옥살염, Pm2(C2O4)3 • 10 H2O는 란타넘족 원소 옥살염들 중 가장 낮은 용해도를 가진다. 질산화물과는 달리 프로메튬 산화물은 대응하는 네오디뮴(Nd) 염보다 사마륨(Sm) 염과 더 비슷하다. 프로메튬 옥살염을 가열하면 흰색 또는 라벤더 색의 가루가 무질서한 구조로 넣여 있는 형태가 되고 이 가루는 600 °C로 가열했을 때 입방정계 구조로 결정화된다. 800 °C와 1750 °C 에서는 각각 단사정계, 육방정계 구조가 되며 가열 냉각 시간과 온도를 조절함으로써 상호 전환 될 수 있다. 프로메튬은 단 한가지의 안정한 +3의 산화수를 가지고 주기율표 위치상 절대 +4나 +2의 산화수를 가질 수 없을 것으로 예측된다. 실제로 프로메튬 이온 Pm3+을 포함하는 화합물을 다른 강력한 산화제와 환원제와 함께 다룰 때 프로메튬 이온이 쉽게 산화되거나 환원되지 않는다는 것을 보여주었다.
프로메튬은 란타넘족 원소 중에서 유일하게 안정 동위원소가 존재하지 않는 방사성 원소이고 원자번호 83번 비스무트(Bi)보다 원자 번호가 작은 두 방사성 원소들 중 하나이다. 프로메튬의 붕괴 산물은 주로 네오디뮴(Nd)과 사마륨(Sm) 동위원소이다.(프로메튬-146은 두 원소의 동위원소로 붕괴가 가능하고 이보다 가벼운 프로메튬 동위원소는 주로 양전자 방출과 전자 포획을 통해 네오디뮴 동위원소로 붕괴되고 무거운 프로메튬 동위원소는 베타 붕괴를 거쳐서 사마륨으로 붕괴된다.) 프로메튬 이성질핵은 대부분 다른 프로메튬 동위원소로 붕괴한다. 극히 예외적으로 동위원소 145Pm은 안정 동위원소인 프라세오디뮴(Pr)-141로 붕괴한다.
가장 안정한 프로메튬 동위원소는 프로메튬-145이고 이는 940 Ci/g (35 TBq/g) 정도의 방사성을 가진다. 전자 포획으로 붕괴하며 17.7년의 반감기를 가진다. 원자핵에서 안정한 중성자 배치를 만족시키는 마법수(magic number) 중 하나인 82보다 2 많은 84개의 중성자 수를 가지고 있어서 (중성자를 두개 포함하는)알파 입자를 방출해 중성자수가 82인 프라세오디뮴-141이 될 수도 있다. 이 동위원소는 프로메튬 동위원소 중에서 유일하게 알파 붕괴가 관측된 동위원소이다. 이 동위원소의 알파 붕괴의 반감기는 6.3×109 년 정도이며, 2.8×10−7 %의 145Pm 원자핵이 이 방식으로 붕괴된다. 144Pm, 146Pm, 그리고 147Pm 도 알파 붕괴를 할 수 있을 것으로 예상되고 있지만, 아직 실제로 관측되지는 않았다.
이 원소는 133~142, 144, 148, 149, 152, 그리고 154의 질량수를 가지는 18개의 이성질핵(nuclear isomer)도 지니고 있다.(한 개 이상의 이성질핵이 존재하는 질량수도 있다.) 가장 안정한 이성질핵은 프로메튬-148m으로 43.1일의 반감기를 가진다. 이는 프로메튬-143~147을 제외한 나머지 바닥 상태의 동위원소들의 경우보다 긴 값이다. 프로메튬-148m은 바닥상태의 동위원소인 프로메튬-148보다 반감기가 길다.
사마륨(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Sm(←), 원자 번호는 62이다. 단단한 은색의 금속으로 공기 중에서 쉽게 산화한다. 란타넘족의 전형적인 특성을 가지며, 주로 +3의 산화 상태를 가진다. 모든 산소족 원소들과 반응하여 화합물을 생성할 수 있다. 생물체 내에서는 중요한 역할 없이 약간의 독성을 띤다.
사마륨은 1879년 프랑스의 화학자 폴 에밀 르코크 부아보드랑이 발견하였다. '사마륨'이라는 이름은 원소가 발견된 '사마스카이트'라는 광물에서 유래하였다. 희토류 원소로 분류되기는 하지만 지각에는 40번째로 많은 원소이며 이는 주석보다도 더 흔하게 존재하는 것이다. 자연에서는 세라이트, 가돌리나이트, 사마스카이트, 모나자이트, 희토류광 등의 광물에 최대 2.8% 정도 포함되어있다. 이들 광물은 주로 중국, 미국, 브라질, 인도, 스리랑카, 호주 등에 많이 분포되어 있다.
또, 사마륨은 주로 네오디뮴 자석과 함께 강력한 자성을 가지는 사마륨-코발트 자석으로 쓰인다. 그러나 네오디뮴 자석은 조금만 가열해도 자성이 쉽게 사라지는데 반해 사마륨-코발트 자석은 약 700°C의 고온에서도 자성을 잃지 않는 성질이 있다. 방사성 동위 원소인 사마륨-153은 암 치료제로 사용되며 사마륨-149는 중성자를 잘 흡수하는 성질이 있으므로 원자로의 제어봉에 첨가된다. 화학 반응의 촉매, 방사능 연대 측정, X선 레이저 등에도 활용된다.
사마륨은 희토류에 속하는 원소로, 그 단단함이나 밀도가 아연과 비슷하다. 란타넘족 원소 중에서는 이터븀과 유로퓸에 이어 반응성이 세 번째로 크며, 이는 광석에서 사마륨을 분리하기가 쉬운 원인이기도 하다. 일반적인 조건에서는 삼방정계 구조(α 구조)를 가지며, 731°C 이상의 고온으로 가열하면 육방정계 구조로 전환된다. 전환 온도는 불순물에 따라 달라지기도 한다. 922°C 이상으로 가열하면 다시 결정 구조가 바뀌어 체심 입방정계 구조가 된다. 실온에서는 상자성이며 14.8K 이하로 냉각시키면 반강자성을 띤다.
순수한 사마륨은 은색의 광택이 있다. 실온의 공기 중에 방치하면 느리게 산화되며, 150°C 이상으로 가열하면 스스로 발화하는 성질이 있다. 또, 광물유에서도 서서히 산화되기 때문에 주로 아르곤 등의 비활성 기체를 채운 용기에 보관한다. 전기 음성도가 작은 편이며, 뜨거운 물 속에서는 빠르게 반응하여 수산화 사마륨을 생성한다.
2Sm + 6H2O → 2Sm(OH)3 + 3H2
또한, 사마륨은 란타넘족 원소 중에서 +2의 산화 상태를 가질 수 있는 몇 안되는 원소 중의 하나이기도 하다. Sm2+ 이온은 수용액 상태에서 붉은색을 나타낸다.
자연에 존재하는 사마륨은 1g 당 128Bq의 방사능을 나타낸다. 네 개의 안정한 동위 원소(144Sm, 150Sm, 152Sm, 154Sm)와 세 개의 방사성 동위 원소(147Sm, 148Sm, 149Sm)가 존재하며, 이 중 가장 많이 존재하는 것은 152Sm이다. 방사성 동위 원소 세 가지는 모두 반감기가 매우 긴 편이며(147Sm은 반감기 1.06×1011년, 148Sm은 반감기 7×1015년)이며, 이들 중 149Sm은 자료에 따라 반감기 2×1015년 이상인 방사성 동위 원소로 분류되기도 하고 안정한 동위 원소로 분류되기도 한다.
사마륨이나 그와 비슷한 원소들은 19세기 후반부터 여러 과학자들이 발견했다고 주장하였다. 그러나 이들 중 가장 많은 증거를 제시한 사람은 프랑스의 화학자 부아보드랑이었다. 그는 1879년 사마스카이트에서 산화 사마륨(혹은 수산화 사마륨)을 분리하여 흡수 스펙트럼을 통해 그것이 새 원소를 포함하고 있음을 밝혔다. 한 해 전인 1878년에는 스위스의 화학자 드라폰테인이 '데시퓸(decipium)'이라는 새 원소를 발견했다고 발표했지만 이는 나중에 사마륨을 포함해 여러 가지 원소의 혼합물이었음이 밝혀졌다. 나중에는 부아보드랑이 분리한 사마륨도 상당량의 유로퓸을 포함하고 있었다는 사실이 뒤늦게 알려졌고, 순수한 사마륨은 1901년 외젠 아나톨 데마르케이가 분리하였다.
부아보드랑은 사마스카이트에서 이름을 따 자신이 발견한 원소에 '사마리아(samaria)'라는 이름을 붙였는데 이는 이후에 '사마륨'으로 변경되었다. 한편, 사마스카이트라는 광물의 이름은 당시 러시아의 장교 사마르스키에서 따온 것인데, 두 명의 독일 광물학자가 우랄산맥에서 발견된 새로운 광물을 연구할 수 있도록 허락한 사마르스키에게 감사를 표시하고자 광물에 사마스카이트라는 이름을 붙인 것이다. 이로 인해 사마륨은 최초로 사람의 이름을 따서 명명된 화학 원소가 되었다. 발견 직후 Sm이라는 기호를 사용하고자 하였으나, 1920년대까지 Sa라는 기호가 주로 사용되었다.
사마륨은 지각 속에 40번째로 많이 존재하는 원소이며, 약 8ppm 정도 포함되어 있다. 이는 란타넘족 중에서는 다섯 번째로 풍부하고 주석보다도 많은 양이다. 토양에 포함된 양은 약 2~23ppm으로 지역이나 토양의 화학적 상태에 따라 다르며 해수에는 극미량이 들어 있다. 자연에서는 순수한 형태로 발견되지 않으나 다른 란타넘족 원소들처럼 세라이트, 가돌리나이트, 사마스카이트, 모나자이트, 희토류광 등 다양한 광물에 최대 2.8% 정도 포함되어있다. 전 세계에 약 2백만 톤 정도 매장된 것으로 추정되며, 현재 주 생산국은 중국, 미국, 브라질, 인도, 스리랑카, 호주 등이다.
영구자석.
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.
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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Eu(←), 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.
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 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.
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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Gd(←), 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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
터븀(←) 또는 테르븀(←)은 화학 원소로 기호는 Tb(←), 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.
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.
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.
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.
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↑
산화 터븀(III,IV)의 생성 과정은 8 Tb + 7 O2 → 2 Tb4O7이다.
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.
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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Dy(←), 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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Ho(←), 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.
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.
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)
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]
2 Ho (s) + 3 H2SO4 (aq) → 2 Ho3+ (aq) + 3 SO42- + 3 H2 (g)
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.
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(←, ←)은 화학 원소로 기호는 Tm(←), 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.
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(, )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.
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.
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.
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.
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.
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.
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 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
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(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)
Yb2+와 Yb3+.
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.