INDIUM: ONTDEKKING, STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, ISOTOPEN, TOEPASSINGEN, RISICO'S - CHEMIE - 2026

Het indium is een metaal dat behoort tot groep 13 van het periodiek systeem en heeft het chemische symbool In. Het atoomnummer is 49, ₄₉ In, en het komt in de natuur voor als twee isotopen: ¹¹³ In en ¹¹⁵ In, waarbij de laatste de meest voorkomende is. Indiumatomen worden op aarde aangetroffen als onzuiverheden in zink- en loodmineralen.

Het is een bijzonder metaal, aangezien het het zachtste is dat zonder veel gezondheidsrisico's kan worden aangeraakt; in tegenstelling tot lithium en rubidium, die de huid vreselijk zouden verbranden als ze met hun vocht reageren. Een stuk indium kan met een mes worden gesneden en met de kracht van de vingers worden gebroken, waardoor een kenmerkende crunch ontstaat.

Stuk metallic indium. Bron: hoge resolutie afbeeldingen van chemische elementen

Iedereen die deze metaalnaam hoort, zal zeker aan India denken, maar de naam is afgeleid van de indigokleur die wordt waargenomen wanneer de vlamtest wordt uitgevoerd. In die zin lijkt het sterk op kalium, waarbij het zijn metaal of zijn verbindingen verbrandt met een zeer karakteristieke vlam, waardoor indium voor het eerst werd gedetecteerd in sfalerietmineralen.

Indium heeft veel chemische eigenschappen met aluminium en gallium en komt voor in de meeste van zijn verbindingen met een oxidatiegetal van +3 (in ³⁺ ). Het combineert uitstekend met galliumvormende legeringen met een laag smeltpunt, waaronder galinstan.

De toepassingen van indium zijn gebaseerd op het coaten van materialen met hun legeringen, waardoor ze elektrisch geleidend en flexibel zijn. De indiaan bedekt sommige glazen om ze meer glans te geven en vervangt zilver. In de wereld van technologie is de indiaan te vinden in lcd- en aanraakschermen.

Ontdekking

In 1863 zocht de Duitse chemicus Ferdinand Reich naar sporen van het element thallium, door de groene lijn van zijn emissiespectrum, in zinkmineralen; specifiek monsters van sfaleriet (ZnS) uit heel Saksen. Na het roosteren van de mineralen, het verwijderen van hun zwavelgehalte, het verteren in zoutzuur en het destilleren van het zinkchloride, kreeg hij een strokleurig neerslag.

Geconfronteerd met de ontdekking besloot Reich een spectroscopische analyse uit te voeren; maar omdat hij geen goede ogen had om kleuren waar te nemen, wendde hij zich tot zijn collega Hieronymus Theodor Richter voor hulp bij deze taak. Richter was degene die een blauwachtige spectraallijn waarnam, die niet samenviel met het spectrum van enig ander element.

De twee Duitse chemici werden geconfronteerd met een nieuw element, dat Indiaas werd genoemd vanwege de indigokleur van de vlam toen zijn verbindingen werden verbrand; en op zijn beurt is de naam van deze kleur afgeleid van het Latijnse woord indicum, wat India betekent.

Een jaar later, in 1864, werden ze opgewonden en na een lange reeks van neerslag en zuivering isoleerden ze een monster van metallisch indium door elektrolyse van de opgeloste zouten in water.

Structuur van de Indiaan

Indiumatomen, In, smelten samen met hun valentie-elektronen om een ​​metaalbinding tot stand te brengen. Zodoende worden ze gerangschikt in een kristal in het midden van het lichaam met een vervormde tetragonale structuur. De interacties tussen de naburige In-In-atomen in het kristal zijn relatief zwak, wat verklaart waarom indium een ​​laag smeltpunt heeft (156 ºC).

Aan de andere kant zijn de krachten die twee of meer indiumkristallen verbinden ook niet sterk, anders zouden ze niet over elkaar heen bewegen, waardoor het metaal zijn karakteristieke zachtheid krijgt.

Eigendommen

Fysiek uiterlijk

Het is een opmerkelijk zacht zilverkleurig metaal. Het kan met vingernageldruk worden gescheurd, met een mes worden gesneden of in glanzende lijnen op een vel papier worden gekrast. Het is zelfs mogelijk om erop te kauwen en het te vervormen met je tanden, zolang het maar plat is. Evenzo is het erg taai en vervormbaar, met plastische eigenschappen.

Wanneer de indiaan wordt verwarmd met een steekvlam, geeft hij een indigokleurige vlam af, nog helderder en kleurrijker dan die van kalium.

Molaire massa

114,81 g / mol

Smeltpunt

156,60 ºC

Kookpunt

2072 ° C.

Net als gallium heeft indium een ​​breed temperatuurbereik tussen het smeltpunt en het kookpunt. Dit weerspiegelt het feit dat In-In-interacties in vloeistof sterker zijn dan die welke overheersen in glas; en dat daarom een ​​druppel indium gemakkelijker te verkrijgen is dan zijn dampen.

Dichtheid

Bij kamertemperatuur: 7,31 g / cm ³

Precies op het smeltpunt: 7,02 g / cm ³

Elektronegativiteit

1,78 op de schaal van Pauling

Ionisatie-energieën

Ten eerste: 558,3 kJ / mol

Ten tweede: 1820,7 kJ / mol

Ten derde: 2704 kJ / mol

Warmtegeleiding

81,8 W / (m · K)

Elektrische weerstand

83,7 nΩm

Mohs-hardheid

1,2. Het is slechts iets harder dan talkpoeder (verwar taaiheid niet met taaiheid).

Reactiviteit

Indium lost op in zuren om zouten te vormen, maar lost niet op in alkalische oplossingen, zelfs niet met heet kaliumhydroxide. Reageert in direct contact met zwavel, zuurstof en halogenen.

Indium is relatief amfoteer, maar het gedraagt ​​zich meer als een base dan als een zuur, de waterige oplossingen zijn enigszins basisch. In (OH) ₃ wordt opnieuw opgelost met de toevoeging van meer basen, waardoor de complexen van de indiaten ontstaan, In (OH) ₄ ^- , zoals gebeurt met de aluminaten.

Elektronische configuratie

De elektronenconfiguratie van het indium is als volgt:

4d ¹⁰ 5s ² 5p ¹

Van die dertien elektronen zijn de laatste drie van de 5s en 5p orbitalen de valentie-elektronen. Met deze drie elektronen vormen de indiumatomen hun metaalbinding, net als aluminium en gallium, en vormen ze covalente bindingen met andere atomen.

Oxidatienummers

Het bovenstaande dient om meteen te begrijpen dat indium in staat is zijn drie valentie-elektronen te verliezen, of er vijf te winnen om iso-elektronisch te worden voor het edelgas xenon.

Als we in een verbinding aannemen dat het zijn drie elektronen heeft verloren, blijft het als het driewaardige kation In ³⁺ (analoog aan Al ³⁺ en Ga ³⁺ ) en daarom zal het oxidatiegetal +3 zijn. De meeste indiumverbindingen zijn in (III).

Onder andere oxidatiegetallen gevonden voor indium hebben we: -5 (In ^5- ), -2 (In ^2- ), -1 (In ^- ), +1 (In ⁺ ) en +2 (In ²⁺ ).

Enkele voorbeelden van In (I) -verbindingen zijn: InF, InCl, InBr, InI en In ₂ O. Het zijn allemaal relatief zeldzame verbindingen, terwijl die van In (III) de overheersende zijn: In (OH) ₃ , In ₂ O ₃ , InCl ₃ , InF ₃ , enz.

In (I) verbindingen zijn krachtige reductiemiddelen, waarbij In ⁺ twee elektronen doneert aan andere soorten om In ^{3+ te worden} .

Isotopen

Indium komt in de natuur voor als twee isotopen: ¹¹³ In en ¹¹⁵ In, waarvan de aardse abundanties respectievelijk 4,28% en 95,72% bedragen. Daarom hebben we op aarde veel meer ¹¹⁵ In- atomen dan ¹¹³ In. De ¹¹⁵ In een half - life van 4,41 x 10 ¹⁴ jaar zo groot dat het bijna als stabiel, ondanks dat het een radio-isotoop.

Momenteel zijn er in totaal 37 kunstmatige isotopen van indium gemaakt, allemaal radioactief en zeer onstabiel. Van allemaal is de meest stabiele ¹¹¹ In, die een halfwaardetijd van 2,8 dagen heeft.

Toepassingen

Legeringen

De Indiaan kan het goed vinden met het gallium. Beide metalen vormen legeringen die smelten bij lage temperaturen en eruitzien als zilvervloeistoffen, waarmee kwik in verschillende van zijn toepassingen wordt verdrongen. Evenzo amalgameert indium gemakkelijk, met een oplosbaarheid van 57% in kwik.

Indiumlegeringen worden gebruikt om zilveren spiegels te ontwerpen zonder zilver. Wanneer het op een oppervlak van welk materiaal dan ook wordt gegoten, werkt het als een hechtmiddel, zodat platen van glas, metaal, kwarts en keramiek kunnen worden samengevoegd.

elektronica

Zonder de Indiaan zouden touchscreens nooit hebben bestaan. Bron: Pxhere.

Indium kan ook goed overweg met germanium, dus worden de verbindingen ervan als doteermiddelen toegevoegd aan germaniumnitride in LED's, waardoor blauwe, paarse en groene lichten uit deze mengsels worden gereproduceerd. Het maakt ook deel uit van transistors, thermistors en fotovoltaïsche cellen.

De belangrijkste van zijn verbindingen is indiumtinoxide, dat wordt gebruikt als een coating op glazen om bepaalde golflengten te reflecteren. Hierdoor kan het worden gebruikt in lasbrillen en wolkenkrabberglas, zodat ze van binnen niet warm worden.

Glazen bedekt met dit oxide zijn goede geleiders van elektriciteit; zoals dat uit onze vingers komt. En daarom is het bedoeld voor de fabricage van touchscreens, een activiteit die vandaag de dag nog actueler is door de opkomst van steeds meer smartphones.

Risico's

Indium vormt in eerste instantie geen enkel risico voor het milieu, aangezien de In ³⁺ -ionen niet in aanzienlijke hoeveelheden worden verspreid. Er is geen informatie over wat de impact zou zijn op de bodem, op planten, noch op de fauna of de zeeën.

In het lichaam is niet bekend of In ³⁺ ionen een essentiële rol spelen bij het metabolisme in sporenhoeveelheden. Wanneer de verbindingen echter worden ingenomen, zijn ze schadelijk voor verschillende organen en daarom worden ze als zeer giftige stoffen beschouwd.

ITO-deeltjes (indiumtinoxide), essentieel voor de productie van schermen voor computers en smartphones, kunnen zelfs een negatieve invloed hebben op de gezondheid van werknemers, waardoor een ziekte genaamd indiumlong.

De opname van deze deeltjes gebeurt voornamelijk door inademing en door contact via de huid en ogen.

Aan de andere kant zijn fijne indiummetaaldeeltjes vatbaar voor verbranding en veroorzaken ze brand als ze zich in de buurt van een warmtebron bevinden.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2020). Indium. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Dr. Doug Stewart. (2020). Indium Element Feiten. Hersteld van: chemicool.com
4. De redactie van Encyclopaedia Britannica. (20 januari 2020). Indium. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
5. Habashi F. (2013) Indium, fysische en chemische eigenschappen. In: Kretsinger RH, Uversky VN, Permyakov EA (eds) Encyclopedia of Metalloproteins. Springer, New York, NY
6. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2020). Indium. PubChem-database., CID = 5359967. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
7. Kimberly Uptmor. (2020). Waar wordt indium in het dagelijks leven voor gebruikt? Studie. Hersteld van: study.com
8. Hines, CJ, Roberts, JL, Andrews, RN, Jackson, MV, & Deddens, JA (2013). Gebruik van en beroepsmatige blootstelling aan indium in de Verenigde Staten. Journal of arbeid en milieuhygiëne, 10 (12), 723-733. doi: 10.1080 / 15459624.2013.836279