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水素

2014-07-07T03:17:54+09:00

水素

水素は原子番号1、元素記号Hの元素である。

性質

融点	-259.14℃
沸点	-253.87℃
密度	0.08988g/L
原子量	1.00794
電気陰性度	2.20
酸化数	1,-1

水素は周期表において、1族1周期に分類される元素である。単に水素という場合は水素分子(H2)を表わすことが多い。

水素は、常温、常圧下では無色無臭の非常に軽い気体である。融点は-259℃、沸点は-253℃である。

水素の電子数は1であり、1s軌道には2つまで電子が入ることができるので水素はアルカリ金属とハロゲンとの両方の性質をもち、それゆえ酸化数は1と-1を取りうる。電気陰性度が2.2というところからもわかる。

上記に示した理由から、水素は陽イオン、陰イオンの両方になりうる。

水素の陽イオンはアレニウスの定義によると、酸の本体でもある。

水素の陰イオンは水素がナトリウムなどの電気陰性度が小さい金属との化合物に見受けられる。この場合は水素はハロゲンに近い性質をもっていると考えられる。

水素分子は反応性に富み、とくに空気中で燃え、酸素中では爆発を起こすことは大変有名である。（水素と酸素を体積比2:1で混ぜた混合気体を水素爆鳴気という。）

他にも、塩素と水素の混合気体は塩素爆鳴気と呼ばれ、光にさらすだけでも爆発を引き起こす。

水素にはオルト水素、パラ水素と呼ばれる水素が存在している。これらの違いは原子核の核スピンの配向の差であり、化学的性質はほとんど変わらない。

反応

水素が空気中で燃焼すると、水(H2O)が生成される。

2H2+O2→2H2O

水素と塩素が反応すると、塩化水素(HCl)が生成される。

H2+Cl2→2HCl

水素中でナトリウムが燃焼すると、水素化ナトリウム(NaH)を生じる。

2Na+H2→2NaH

適切な条件下で、アセチレン(HC≡CH)と水素を反応させると、エチレン(H2C=CH2)を生じる。さらに反応させると、エチレンはエタン(H3C-CH3)を生じる。

HC≡CH+H2→H2C=CH2

H2C=CH2+H2→H3C-CH3

この反応において、触媒にはニッケルなどが用いられる。

製法

実験室において、最も簡単な水素の作り方は、水素よりもイオン化傾向の大きい金属を酸と反応させることで作られる。

(例)

亜鉛(Zn)と塩酸(HCl)を反応させる。

Zn+2HCl→H2+ZnCl2　

ほかに、水酸化ナトリウム水溶液などの電気分解によっても作られる。

工業的には、直鎖アルカンを水蒸気と反応させることで大量に生成している。

(例)

エタン(H3C-CH3)と水蒸気(H2O)を反応させる。

C2H6+4H2O→7H2+2CO2

化合物

水素の化合物は数多く知られており、有機物まで範囲を広げると、その数は膨大なものとなる。そもそも有機物とは、一般には炭素、水素が含まれていることが条件なので、有機物は当然、水素の化合物である。

水素の無機化合物については、水素が陽イオン、陰イオンのどちらにでも働くため、数多くある。

また、地球上に最も多く存在する水素の化合物は水(H2O)である。

同位体

水素の同位体は7つ知られており、¹Hから、⁷Hまで知られている。

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
¹H	0	安定	なし	99.990%
²H	1	安定	なし	0.010%
³H	2	12.32年	β^-	ほぼ0
⁴H	3	1.39×10^-22秒	NE	0
⁵H	4	9.1×10^-22秒	NE	0
⁶H	5	2.90×10^-22秒	NE	0
⁷H	6	2.3×10^-23秒	NE	0

天然に存在するのは¹Hと²Hおよび、ごくわずかな³Hであって、⁴H以降は実験室でのみ作られている。

²Hと、³Hには特別な名前がつけられており、それぞれD(ジュウテリウム、重水素)、T(トリチウム)と呼ばれている。

¹Hは私たちの周りにもっとも多く見られる水素の同位体であり、全ての核種の中で唯一、中性子を持たない核種である。それに対し、²Hは安定同位体であるにも関わらず、わずかにしか存在していない。

²Hは¹Hと同じようにH2Oの形、すなわち²H2O(D2O)もしくは、²HO¹H(DOH)として存在している。これらは¹H2Oを軽水というのに対して、重水と呼ばれている。

重水は主に原子核反応の中性子の減速材として使われたり、トレーサーとしても使われる。

²Hは放射能を持たないため、放射線による被害はないが、²H2O等の形で体内に吸収されると、浸透圧などの物理的な¹Hとの違いにより、若干の毒性を持つ。(一般には、同位体の差による物理的な違いは大きくないが、水素の場合、¹Hと²Hの間には約2倍もの質量の差がある。これが直接の物理的性質の差異を示す要因の1つとなっている。)

³Hはもともと環境中にはほとんど存在しなかったが、核実験などによってフォールアウトトリチウムとして存在している。³Hは半減期が約12年で、β^-崩壊をおこして、³Heになる。

⁴H以降は半減期が非常に短く、自然界には全く存在しない。⁴H以降は全て中性子を複数個放出して³Hになる。ちなみに、⁵Hと⁷Hは理化学研究所で初めて合成された。

歴史

水素は1766年にイギリスの物理学者キャベンディッシュによって発見された。

しかし水素(Hydrogen)と名付けたのはラボアジェである。

ただし、ボイルによって1671年に「鉄を希硝酸に溶かすと燃える気体」が発生すると記載しており、すなわちこれは水素であるため、水素の最初の発見者は、ボイルだと言うこともできる。

2006年に、周期表上での水素の位置を、1族ではなく、ハロゲンの要素も持つことから、1族と17族の間におくべきでは、という提案がされているが、いまだに水素は1族のままである。

存在　

水素は宇宙で最も多い元素である。なぜならば、水素の原子核は1つずつの陽子と電子からなり、もっとも構造が単純であったために、ビッグバンのときに多く作られたからである。(⁴Heよりも¹Hの方がはるかに多く作られた理由は、宇宙が原子を作れるほどに温度が下がったときに、中性子よりも、陽子の方が多かったからである。)　

しかし、地球の大気中には単体水素は非常に少なく、わずか3ppmほどである。

地球における水素は、ほとんどが水として存在し、海に多い。

また、単体水素は天然ガスの中にある程度存在しており、地球上では単体水素はほとんどこれによってのみ得られる。

ちなみに水素のクラーク数は6番目である。

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　　　　リチウム

Uut

Uup

Uus

Uuo

Uue

Ubn

***

Basic format

2014-07-07T03:09:49+09:00

記事名(Bold,26)

記事の簡単な説明(16)　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

項目（24）

説明(16,中央揃え)

項目の内容(16)

内容

HiRu化学wiki

2014-07-07T02:43:19+09:00

*トップページここは化学が好きだなっていう人のために作った化学のためのwikiです。化学wikiの名に恥じぬよう無学鈍才な§倫理規定§が多少頑張っているサイトです。まだwikiではありません。どうしてかはへるぽを見てください。 #tagsearch(title=wiki内検索,submit=検索,size=50,and) 私のやる気は「このページへの今までのアクセス数」と、CPに寄せられた、皆様のコメントです。更新頻度は低いですが、よろしくお願いします。 *概要このサイトはHiRuYasumi!!系サイトの4代目です。(過去のサイトは闇に葬られつつありますが…) 今までのサイトの良かった点や反省点を踏まえて、より見やすく、かつ分かりやすいデータベースを目指しております。そこで、このサイトで主に扱うことについて以下にまとめました。・化学物質とその性質・化学反応とその反応式・化学に関する法則とその式・化学実験とそれに関係する器具・化学で用いられる専門的な用語・化学に関する著名な人・化学史・化学に関する法律および経済また、説明文の中では、難解な単語を避けながら、化学的な理解を妨げないように努めます。さらに、化学反応などの説明の中には、できるだけ具体例を多く提示することを心がけます。画像に関しては、より理解が容易になるよう、最も分かりやすいものを豊富に掲載するようにします。また、掲載する画像は、著作権などを考慮して、私が撮影・作成したものか、フリー素材であることが明示されているものとなります。また、&bold(){このサイト内のすべての文章、画像等を無断で使用することを認めますが、その際にはこのHiRu化学@wikiからの転用であることを明示してください。} ---- **最近の更新履歴（１００件まで） #recent(100) 　&br()　サイト内容はすべてHiRuYasumi!に委託しております。&br()　&br()

コメントページ

2014-02-04T11:01:21+09:00

*コメントページここはこのwikiを見ている人がここ違うよっていうところとかをコメントするところです。なにかこのページで起こるたびにすべてのコメントが消え去る可能性があるため気をつけてください。すなわち侮辱中傷はいけなかったりするわけです。ほかにもいろんないけないことはやっぱりだめです。 - をなまゑには7743と記入してください。(ななしさん) -- 管理人 (2010-08-19 18:13:59) - あ -- 7743 (2010-10-06 21:59:08) - 誰かコメントしよーよ・・・w　by§倫理規定§ -- 7743 (2011-07-02 13:38:40) - 3500超えうれしいです！皆さんありがとうございます！ -- §倫理規定§ (2011-08-27 14:05:02) - 世の中にはふた種類の人間がいる。努力するかしないかだって？ちがう。オスかメスだ。 -- 落とし神 (2011-09-07 03:57:14) - 西森 -- 落とし神 (2012-01-10 17:11:12) - *･゜ﾟ･*:.｡..｡.:*･'(*ﾟ▽ﾟ*)'･*:.｡. .｡.:*･゜ﾟ･* -- 落とし神 (2012-01-10 17:11:53) - 連続で3回までしか投稿できませんのでご了承ください。 -- §倫理規定§ (2012-03-06 12:38:01) - リチウムが空気中で黒ずむのは、酸素ではなく窒素が原因 -- 7743 (2014-02-04 11:01:21) #comment(title_name=をなまゑ,nsize=4)

ホウ素

2013-03-11T21:27:25+09:00

ホウ素

ホウ素は原子番号5、元素記号Bの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ホウ素は周期表において、13族2周期に分類される元素である。

ホウ素は、常温、常圧下では硬い黒色の半金属である。融点は2076℃、沸点は3927℃である。

融点	2076.1℃
沸点	3927.2℃
密度	2080kg/m³
電気陰性度	2.04
酸化数	4,3,2,1

ホウ素は13族元素(ホウ素族、アルミニウム族)に属する軽い半金属であり、ケイ素によく似て、半導体としての性質を持つ。また、単体元素の中では炭素、すなわちダイアモンドに次ぐ硬さを持ち、そのモース硬度は9.3を示す。

ホウ素は酸に不溶であるが、熱濃硝酸にはホウ酸となって溶ける。水酸化アルカリにはホウ酸塩を与えて溶ける。

ホウ素にはいくつかの同素体が知られており、それぞれ、αボロン、βボロンと名づけられている。αボロンは無定形ホウ素を1000℃以上まで熱すると生成され、さらに熱し、1100℃~1300℃にまで達するとβボロンが生成される。βボロンの融点、沸点は無定形ホウ素と若干異なり、沸点は2180℃、融点は3658℃である。

また、ホウ素を含む化合物は強い熱を与えると淡い炎色反応を示す。これは暗所でしか確認できないが、黄緑色の炎色である。

反応

ホウ素を酸素中で燃焼させると、酸化ホウ素(B2O3)が生成される。

4B+3O2→2B2O3

ホウ素を常温でフッ素と触れさせると、三フッ化ホウ素(BF3)が生成される。

2B+3F2→2BF3

ホウ素を水酸化ナトリウム(NaOH)とともに溶融すると、ホウ酸ナトリウム(Na3BO3)が生成される。

2B+6NaOH→2Na3BO3+3H2　

製法

ホウ素は単体で産出されることはほぼない。

実験室におけるホウ素の製法として最も簡単なのは、酸化ホウ素を比較的反応性の高い金属で還元することである。

(例)酸化ホウ素(B2O3)をマグネシウムで還元する。

B2O3+3Mg→2B+3MgO

また、テトラフルオロホウ酸カリウムを融解塩電解しても得られる。

一方、工業的には酸化ホウ素に炭素を加えてから塩化し、これを蒸留することで生成した後に、水素とともに1000℃まで熱してタングステンなどのフィラメント上を通すと、高純度なホウ素が得られる。この方法を気相還元法という。　

化合物

ホウ素自体は化学的に活発な元素ではない。しかし、多くの化合物が知られているため、その一部を下に挙げる。

ハロゲン化物

フッ化ホウ素(BF3)

塩化ホウ素(BCl3)

臭化ホウ素(BBr3)

ヨウ化ホウ素(BI3)

ボラン(BH3)

ジボラン(B2H4)

酸化物系(B2X3)

酸化ホウ素(B2O3)

ホウ素のオキソ酸塩

ホウ酸ナトリウム(Na3BO3)

四ホウ酸ナトリウム(Na2B4O7)

メタホウ酸ナトリウム(NaBO2)　

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
⁶B	1	不明	?	0
⁷B	2	3.5×10^-22秒	?	0
⁸B	3	0.77秒	?	0
⁹B	4	8.0×10^-19秒	α,PE	0
¹⁰B	5	安定	なし	18.9%
¹¹B	6	安定	なし	81.1%
¹²B	7	0.0202秒	?	0
¹³B	8	0.01733秒	β^-,NE	0
¹⁴B	9	0.0125秒	β^-	0
¹⁵B	10	0.00987秒	β^-	0
¹⁶B	11	1.9×10^-10秒	NE	0
¹⁷B	12	0.00508秒	β^-,NE	0
¹⁸B	13	2.6×10^-8秒	?	0
¹⁹B	14	0.00292秒	?	0

ホウ素は天然に¹⁰Bと¹¹Bが存在する。

ホウ素の同位体は¹⁰Bと¹¹Bを除き、半減期が1秒以下と短命な核種である。

¹⁰Bは大きな中性子吸収断面積をもつために、原子炉内の制御棒に使用される。　

歴史

1702年、ホンベルグがホウ砂と緑磐からホウ酸を得た。その後、1808年にリュサック、デービーによってホウ酸をカリウムによって還元することで精製された。

また、純粋なホウ素は1892年にモアッサンによって酸化ホウ素を還元することで初めてつくられた。

最初、ホウ素はboraciumと名づけられていたが、性質が炭素(carbon)に似ているためboronとなった。　

存在

ホウ素は単体で産出することはほとんどないが、ホウ砂などの化合物として多く産出することは古くから知られていた。

地殻中には、多いわけではないもののある程度の埋蔵量があり、約10ppm程度である。

アメリカやインドにはホウ砂の鉱床がある。　

リンク

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ベリリウム←ホウ素→炭素

　　↓

　　アルミニウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

ベリリウム

2013-03-11T21:13:54+09:00

ベリリウム

ベリリウムは原子番号4、元素記号Beの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ベリリウムは周期表において、2族2周期に分類される元素である。

ベリリウムは、常温、常圧下では硬く、もろい銀白色の軽い金属である。融点は1287℃、沸点は2469℃である。

融点	1287℃
沸点	2469℃
密度	1850kg/m³
電気陰性度	1.57
酸化数	3,2,1

ベリリウムは2族に属する金属である。しかしながら、アルカリ土類金属としての性質をほとんど持たず、分類上はアルカリ土類に分類されないでマグネシウムとともにただ単に2族とよばれる。

それは、ベリリウムが常温の水や熱湯と反応しないこと、炎色反応を示さないことや、化合物ががイオン結晶ではなく共有結合結晶としての性質が強いことが理由である。

単体のベリリウムは硬く、かつもろいので加工に適さないが、熱すると延性、展性が増す。

常温において、反応性はあまり高くなく、酸や塩基とは反応するが、沸騰した水とは反応しない。空気中の酸素とは反応するものの、表面に酸化皮膜を形成し、内部まで侵されない。硝酸とは、ベリリウムは不動体を形成するため、ベリリウムは溶けない。

ベリリウムは電子が少なく、放射線を透過させることができ、また、α線を照射すると、中性子線を放出する。

金属ベリリウムおよびベリリウム化合物には毒性が知られており、肺に入ってしまうと、ベリリウム肺症と呼ばれる重度の肺炎を引き起こす。

反応　

ベリリウムが空気中で燃焼すると、酸化ベリリウム(BeO)が生成される。

2Be+O2→2BeO

ベリリウムを塩化水素(HCl)と反応させると塩化ベリリウム(BeCl2)が生成される。

Be+2HCl→BeCl2+H2

ベリリウムとヨウ素(I2)を500℃以上で反応させるとヨウ化ベリリウム(BeI2)が

生成される。

Be+I2→BeI2

ベリリウムを濃水酸化ナトリウム(NaOH)水溶液に入れるとベリリウム酸ナトリウム(Na2[Be(OH)4])が生成される。

これは以下のイオン式で表わされる。

Be+2OH^-+2H2O→[Be(OH)4]^2-+H2　

製法

ベリリウムは単体で産出されることはほとんどない。

酸化ベリリウム(BeO)をリチウムで還元する。

BeO+2Li→Be+Li2O

ベリリウムを緑柱石のような鉱石から生成したい場合は、鉱石を強酸、強塩基で処理し、一度ベリリウム塩やベリリウム酸塩にしてから、加熱することで、酸化ベリリウムを得た後に上記の方法でベリリウムを得る。

ベリリウムは上記のとおり、イオン結合性の化合物よりも、共有結合性の化合物を多く作るため、融解塩電解による単離はあまり望めない。　

化合物

ベリリウムはほかの2族の元素と比べると反応性に劣るが、金属一般にいうと決して反応性は低くない。ベリリウムには多くの化合物があるため、その一部を下に示す。

ハロゲン化物

フッ化ベリリウム(BeF2)

塩化ベリリウム(BeCl2)

臭化ベリリウム(BeBr2)

ヨウ化ベリリウム(BeI2)

酸化物系(BeX)

酸化ベリリウム(BeO)

多原子イオン塩

硫酸ベリリウム(BeSO4)

硝酸ベリリウム(Be(NO3)2)

水酸化ベリリウム(Be(OH)2)

ベリリウムのオキソ酸塩

ベリリウム酸ナトリウム(Na2[Be(OH)4])

ベリリウム酸カリウム(K2[Be(OH)4])　

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
⁵Be	1	不明	?	0
⁶Be	2	5.0×10^-21秒	?	0
⁷Be	3	53.22日	γ,EC	0
⁸Be	4	6.7×10^-17秒	α	0
⁹Be	5	安定	なし	100
¹⁰Be	6	1510000年	β^-	0
¹¹Be	7	13.81秒	?	0
¹²Be	8	0.02149秒	?	0
¹³Be	9	5.0×10^-9秒	NE	0
¹⁴Be	10	0.00484秒	?	0
¹⁵Be	11	2.0×10^-7秒	?	0
¹⁶Be	12	2.0×10^-7秒	?	0

天然のベリリウムはほとんど⁹Beであり、モノアイソトピック元素のひとつである。

⁷Beと¹⁰Beは大気圏内に突入した宇宙線によって生成され、地上にも見出され、¹⁴Cと同様に年代測定に用いられる。

また、⁸Beは半減期は非常に短いものの、ビッグバンが起きたとき、¹²Cを作るために、すなわちトリプルアルファ反応に重要な役割を果たした。

鉛よりも少ない電子数でかつ偶数で安定な原子核がひとつしかない元素はベリリウムのみである。

歴史

1797年にボークランが、緑柱石から酸化ベリリウムを見出したのが最初。これを塩酸で処理すると、甘みを持った塩化ベリリウムを与えることから、ギリシャ語で甘みを意味するglucusより、グルシニウムと命名した。

しかし、酢酸鉛など、甘みをもつ塩はほかにも多く存在したため、緑柱石にちなんで、ベリリウムと名づけられた。

その後、1828年にウェーラーが金属ベリリウムを単離した。　

存在

ベリリウムは原子番号1~5までの中では最も少なく、地球上に豊富ではなく、広く分布しているわけでもない。

ベリリウムは緑柱石やフェナサイトなどの鉱石に含まれており、事実それらが最も大きい供給源となっている。

しかし、ベリリウムは銅と合金にすると、ベリリウム-銅合金として、飛躍的に性質が向上するなどの理由より、需要が多く、生産が追いつかないためにベリリウムは一般的にコストが高い。また、ベリリウムの高い毒性によって、加工設備が高くなることも、ベリリウム生産の向上を妨げている一要因である。　

リンク

↑

リチウム←ベリリウム→ホウ素

↓

マグネシウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

リチウム

2013-03-11T20:35:05+09:00

リチウム

リチウムは原子番号3、元素記号Liの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

リチウムは周期表において、1族2周期に分類される元素である。

リチウムは、常温、常圧下ではやわらかい銀白色の軽い金属である。融点は181℃、沸点は1342℃である。

融点	180.54℃
沸点	1342.2℃
密度	534kg/m³
原子量	6.941
電気陰性度	0.98
酸化数	1,-1

リチウムはアルカリ金属に属する軽い金属である。

すべての金属元素の中で、最もイオン化傾向が大きく、酸化還元電位は-3.040Vと非常に小さな値を示す。

金属全般と比べると反応性は高い方ではあるが、アルカリ金属中では最も反応性が小さく、水とはやや穏やかに反応する。空気中では酸素とすばやく反応し、表面が黒ずむ。

しかし、ほかのアルカリ金属と異なり、常温でも窒素と反応することは特異的である。他に、アルカリドをつくらない点でも、ほかのアルカリ金属とは異なっている。

また、アルカリ金属の中では融点、沸点がともに最も高く、水酸化物の塩基性がほかのアルカリ金属の水酸化物よりも弱い。

密度は金属元素中、最も小さく、水や油に浮く。

リチウムの化合物は炎色反応を示し、明るい赤色の炎色を呈する。　

反応　

リチウムが乾いた空気中で燃焼すると、酸化リチウム(Li2O)が生成される。

4Li+O2→2Li2O

リチウムを水に入れると水酸化リチウム(LiOH)が生成される。

2Li+2H2O→2LiOH+H2

リチウムを塩素内で燃焼させると塩化リチウム(LiCl)が生成される。

2Li+Cl2→2LiCl

このとき、純粋な塩化リチウムを得たい場合は、リチウムを塩酸に入れてはならない。

リチウムを窒素存在下で加熱すると、窒化リチウム(Li3N)が生じる。

6Li+3N2→2Li3N

これは、純粋なものは得られないが、水分があると常温でも起こる反応である。

製法

リチウムが単体で産出することはない。したがって、分解による製法しかない。

リチウム化合物からリチウムの単体を取り出すには、一般的な化学反応ではその酸化還元電位の低さより困難を極める。したがって、融解塩電気分解などがふさわしい。

実験室では、水酸化リチウムなどがほかの塩と比べ、融点が低いので、これを使うことができる。

また、有機溶媒に塩化リチウムを溶かし、電気分解しても得られる。　

化合物　

リチウムはアルカリ金属であり、反応性が高いゆえに、多くの化合物が知られている。ここではその一部を挙げる。　

ハロゲン化物

フッ化リチウム(LiF)

塩化リチウム(LiCl)

臭化リチウム(LiBr)

ヨウ化リチウム(LiI)

酸化物系(Li2X)

酸化リチウム(Li2O)

硫化リチウム(Li2S)

多原子イオン塩

硫酸リチウム(Li2SO4)

硝酸リチウム(LiNO3)

炭酸リチウム(Li2CO3)

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
⁴Li	1	9.1×10^-23秒	PE	0
⁵Li	2	3.7×10^-22秒	α	7.5%
⁶Li	3	安定	なし	92.5%
⁷Li	4	安定	なし	0
⁸Li	5	0.84秒	β^-	0
⁹Li	6	0.178秒	β^-	0
¹⁰Li	7	2×10^-21秒	NE	0
¹¹Li	8	0.0087秒	β^-	0
¹²Li	9	1×10^-8秒	NE	0

リチウムの安定同位体には、少量の⁶Liと⁷Liが含まれている。

⁶Liは⁷Liよりも液体にしたときに揮発しやすく、水銀とアマルガムを形成するときも親和性が強い。したがって、片方の同位体を濃縮することが可能である。

⁷Liはビッグバンのときに構成され、ヘリウムや水素の核融合によって作られたが、この核融合において、⁷Liよりも¹²Cを作る反応の方が簡単であるので、これが一般的に、宇宙では炭素の方がリチウムより多い理由のひとつとなっている。　

歴史

1817年にアルフェドソンにより、鉱石のなかに新たなアルカリ金属が含まれていることが示唆された。これより、ギリシャ語で石を意味するlithosからリチウムと名づけられた。

その後、1818年にデービーが単体リチウムを精製したが、実質的なリチウムの研究は、1855年にブンゼンとマチーセンによって行われた。

存在

リチウムは海水中に普遍的に存在し、事実上海水には2300億tほどのリチウムが存在し、資源の枯渇の心配はない。また、鉱石の中にも多く存在し、ペタル石などに含まれる。

しかし、リチウムの生産にあたっては、豊富な資源のわりに安価に出回ってはいない。これはリチウムがある程度広範囲に存在するにもかかわらず、特定の場所でしか生産を行っていないことや、採算の取れる十分な製錬方法がまだあまり確立されていないことに原因がある。

リチウムのように、融解塩電解を主な製法とする元素は、電気代などが高くつくために、どうしても電気代や人件費が安い国が有利となり、先進国における生産は不利となりやすい。　このため、先進国では、融解塩電解に頼らない、金属の製錬方法の開発が望まれるが、リチウムに関しては、酸化還元電位の低さから、そのような技術の開発は難しそうである。

リンク

水素

↑

　　ヘリウム←リチウム→ベリリウム

↓

ナトリウム　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

ヘリウム

2013-03-10T02:37:16+09:00

ヘリウム

ヘリウムは原子番号2、元素記号Heの元素である。　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　

性質

ヘリウムは周期表において、18族1周期に分類される元素である。

ヘリウムは、常温、常圧下では無色無臭の非常に軽い気体である。融点は-272℃、沸点は-268℃である。

融点	-272.2 ℃
沸点	-268.93℃
密度	0.1786g/L
原子量	4.002602
電気陰性度	4.160
酸化数	なし

ヘリウムは全ての元素の中で最も沸点、融点が低く、ここでは融点を-272.2℃としているが、実際は大きな圧力をかけなければ固体にならないため、常圧では固化しない。

ヘリウムは常圧で2.7Kまで下げると、固化せずに液体から相転移を起こす。この状態になると、ヘリウムの粘度は0となり、ビーカーに入れたヘリウムが勝手にビーカーの壁をよじ登ってしまう超流動と呼ばれる現象がおこる。

ヘリウムは2つの電子を持ち、閉殻構造をとっている。そのため、反応性に乏しく、2013年現在に至るまで、純粋にヘリウムの化合物といえるものは合成されていない。

また、ヘリウムを吸い込むと声が高くなる現象(ドナルドダック効果)が起こるが、これはヘリウムの音の伝わる速さが空気中よりもはるかに速いためである。

反応

上記のとおり、ヘリウムの化学的反応性はほぼ0である。したがって、ヘリウムは反応をおこさない。

しかし、アルファ線と水素イオンとの反応で、HeH⁺が生成する。

製法

ヘリウムは希ガスであるため、化学式中にヘリウムを含む鉱石は存在しない(地殻中にはわずかに含まれている)。

であるから、ヘリウムの製法は、天然ガスなどからの分留か、核融合および核崩壊に頼ることとなる。

現在では、流通しているヘリウムのほぼ全量が天然ガスからの分留に頼っており、このことから、ヘリウムが資源として戦略的に流通させられるようになるのも遠いことではないと考えられる。

化合物

上記のとおり、ヘリウムの化学的反応性はほぼ0である。したがって、ヘリウムには化合物が存在しない。

同位体

同位体	中性子数	半減期	崩壊モード	天然存在比(%)
³He	1	安定	なし	0.001%
⁴He	2	安定	なし	99.999%
⁵He	3	7.6×10^-22 秒	NE	0
⁶He	4	0.806秒	β^-	0
⁷He	5	2.9^-21秒	β^-,γ,NE	0
⁸He	6	0.119秒	β^-,NE	0
⁹He	7	7^-21秒	NE	0
¹⁰He	8	2.7^-21秒	NE	0

天然には、ヘリウムの同位体はわずかな³Heと⁴Heのみである。

そのほかの同位体はすべて半減期が1秒以下と非常に短命である。

⁴Heは水素原子の核融合及び、⁴Heよりも重たい核種がα崩壊することによって生成される。

それに対し、³Heは恒星の中で多く作られたり、太陽風の影響をうけて生成される。

²Heは陽子のみからなる、実際には存在しない核種であるが、あと今よりも強い相互作用が2%だけ強かったなら存在できただろうとされている。

また、α粒子は⁴Heの原子核と同じものである。

歴史

1868年に太陽光を観測していたノーマン・ロッキャーによって見つけられ、ヘリウムだと認識されたことに始まる。

当初、彼はこのヘリウムを地球上にはない金属元素であると思い、太陽を意味するヘリオスと、金属元素につけられる、「ium」をあわせてヘリウムと名づけた。

しかし、1882年にルイージ・パルミエーリによって、ヘリウムが地球上にヘリウムがあることを発見、そして1895年にウィリアム・ラムゼーによって、純粋なヘリウムが見出され、かつ希ガスに分類されることがわかった。

また、1908年にヘリウムの液化に成功、1926年にはヘリウムの固化に成功している。そして、1938年には超流動現象の発見もなされた。

存在

ヘリウムは宇宙に大量に存在しているが（これは、ビッグバンのときに水素の核融合によって多く作られたため。）地球上には少なく、大気中にあまり存在しない。

しかし、地殻中には多少は存在しており、産出に偏りがあるものの、石油や天然ガスとともに、油田から産出することが多い。

現在もっともヘリウムを産出している国はアメリカである。

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