سيريوم

يجب ألا يـُخلـَط بينها وبين سيزيوم or كوريوم.

السيريوم, ₅₈Ce

السيريوم
المظهر	أبيض فضي
الوزن الذري العياري Ar°(Ce)
السيريوم في الجدول الدوري
– ↑ Ce ↓ Th اللانثانم ← السيريوم → الپراسيوديميوم
الرقم الذري (Z)	58
المجموعة	n/a
الدورة	period 6
المستوى الفرعي	f-block
التوزيع الإلكتروني	[Xe] 4f1 5d1 6s2
الإلكترونات بالغلاف	2, 8, 18, 19, 9, 2
الخصائص الطبيعية
الطور at د.ح.ض.ق	solid
نقطة الانصهار	1068 K ​(795 °س، ​1463 °F)
نقطة الغليان	3716 K ​(3443 °س، ​6229 °ف)
الكثافة (بالقرب من د.ح.غ.)	6.770 ج/سم³
حين يكون سائلاً (عند ن.إ.)	6.55 ج/سم³
حرارة الانصهار	5.46 kJ/mol
حرارة التبخر	398 kJ/mol
السعة الحرارية المولية	26.94 J/(mol·K)
ضغط البخار P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k at T (K) 1992 2194 2442 2754 3159 3705
الخصائص الذرية
الكهرسلبية	مقياس پاولنگ: 1.12
طاقات التأين	الأول: 534.4 kJ/mol الثاني: 1050 kJ/mol الثالث: 1949 kJ/mol (المزيد)
نصف القطر الذري	empirical: 181.8 pm
نصف قطر التكافؤ	204±9 pm
الخطوط الطيفية
خصائص أخرى
البنية البلورية	​double hexagonal close-packed (dhcp) β-Ce
البنية البلورية	​face-centered cubic (fcc) γ-Ce
سرعة الصوت قضيب رفيع	2100 م/ث (عند 20 °س)
قضيب رفيع	11.3 W/(m·K)
التمدد الحراري	γ, poly: 6.3 µm/(m⋅K) (at r.t.)
المقاومة الكهربائية	β, poly: 828 nΩ⋅m (at r.t.)
الترتيب المغناطيسي	المغناطيسية المسايرة
القابلية المغناطيسية	(β) +2450.0×10−6 cm3/mol (293 ك)
معامل يونگ	γ form: 33.6 GPa
معامل القص	γ form: 13.5 GPa
معاير الحجم	γ form: 21.5 GPa
نسبة پواسون	γ form: 0.24
صلادة موز	2.5
صلادة ڤيكرز	210–470 MPa
صلادة برينل	186–412 MPa
رقم كاس	7440-45-1
التاريخ
التسمية	على اسم الكوكب القزم سيريس، والذي بدوره مسمى على اسم إلهة الزراعة الرومانية سيريس
الاكتشاف	مارتن هاينريش كلاپروث ويونس ياكوب برزليوس وڤلهلم هيزنگر (1803)
أول عزل	كارل گوستاف موساندر (1838)
نظائر الالسيريوم

السيريوم (Cerium)، هو عنصر كيميائي رمزه Ce، ورقمه الذري 58، في الجدول الدوري للعناصر. السيريوم هو فلز ذو لون أبيض-فضي، لين، طيع، يتأكسد عند تعرضه للهواء. وهو ثاني عنصر في سلسلة اللانثانيدات، وغالباً ما يُظهر حالة الأكسدة +3 المميزة لهذه السلسلة، لكنه يمتلك أيضاً حالة أكسدة مستقرة +4 لا تؤكسد الماء. ويُصنف السيريوم ضمن العناصر الأرضية النادرة. ليس للسيريوم دور حيوي معروف في جسم الإنسان، لكنه ليس ساماً بشكل خاص، إلا في حالات التعرض الشديد أو المستمر.

على الرغم من وجود السيريوم دائماً مختلطاً مع العناصر الأرضية النادرة الأخرى في المعادن مثل معادن مجموعتي المونازيت والباستنيسيت، إلا أنه سهل الاستخلاص من خاماته، إذ يتميز بين اللانثانيدات بقدرته الفريدة على التأكسد إلى الحالة +4 في المحلول المائي. وهو أكثر اللانثانيدات شيوعاً، يليه النيوديميوم، ثم اللانثانم، وأخيراً الپراسيوديميوم. ويحتل السيريوم المرتبة الخامسة والعشرين من حيث وفرة العناصر الكيميائية، إذ يشكل 66 جزءاً في المليون من قشرة الأرض، أي نصف كمية الكلور وخمسة أضعاف كمية الرصاص.

كان السيريوم أول اللانثانيدات اكتشافاً، في باستناس، السويد، على يد يونس ياكوب برزليوس وڤلهلم هيسنگر عام 1803، ثم بشكل مستقل على يد مارتن هاينريش كلاپروث بألمانيا في العام نفسه. وفي عام 1839، أصبح كارل گوستاف موساندر أول من عزل هذا الفلز. اليوم، يُستخدم السيريوم ومركباته في تطبيقات متنوعة؛ فعلى سبيل المثال، يُستخدم أكسيد السيريوم الرباعي في تلميع الزجاج، وهو عنصر أساسي في المحولات الحفزية. كما يُستخدم فلز السيريوم في ولاعات الفروسريوم لخصائصه المُسببة للاشتعال التلقائي. ويُستخدم فسفور YAG المُطعّم بالسيريوم مع الصمامات الثنائية الباعثة للضوء الأزرق لإنتاج الضوء الأبيض في معظم مصادر إضاءة اللد البيضاء التجارية.

 الخصائص

 الخصائص الفيزيائية

السيريوم هو العنصر الثاني في سلسلة اللانثانيدات. في الجدول الدوري، يقع بين اللانثانيدات (اللانثانم على يساره والپراسيوديميوم على يمينه)، وفوق الأكتينيدات (الثوريوم). وهو فلز طيع، وصلادته مشابهة لصلادة الفضة. تتوزع إلكتروناته الـ 58 في التوزيع [[Xe]4f¹5d¹6s²، حيث تمثل الإلكترونات الأربعة الخارجية إلكترونات التكافؤ. تتقارب مستويات الطاقة 4f و5d و6s بشكل كبير، ويعود انتقال إلكترون واحد إلى الغلاف 5d إلى التنافر الإلكتروني القوي في الغلاف 4f المضغوط. يتلاشى هذا التأثير عندما تتأين الذرة تأيناً موجباً. وبالتالي فإن Ce²⁺ بمفرده له التوزيع العادي [Xe]4f²، على الرغم من أنه في بعض المحاليل الصلبة قد يكون [Xe]4f¹5d¹. معظم اللانثانيدات لا تستطيع استخدام سوى ثلاثة إلكترونات كإلكترونات تكافؤ، لأن إلكترونات 4f المتبقية تكون مرتبطة بقوة شديدة بعد ذلك: السيريوم هو استثناء بسبب استقرار غلاف f الفارغ في Ce⁴⁺ وحقيقة أنه يأتي مبكراً جداً في سلسلة اللانثانيدات، حيث لا تزال الشحنة النووية منخفضة بما يكفي حتى النيوديميوم للسماح بإزالة إلكترون التكافؤ الرابع بالوسائل الكيميائية.

يتميز السيريوم ببنية إلكترونية متغيرة. طاقة إلكترون 4f تكاد تكون مساوية لطاقة إلكترونات 5d و6s الخارجية غير المتمركزة في الحالة الفلزية، ولا يتطلب تغيير نسبة شغل هذه المستويات الإلكترونية سوى كمية ضئيلة من الطاقة. ينتج عن ذلك حالتا تكافؤ. على سبيل المثال، يحدث تغير في الحجم بنسبة 10% تقريباً عند تعريض السيريوم لضغوط عالية أو درجات حرارة منخفضة. ويبدو أن التكافؤ يتغير من 3 إلى 4 تقريباً عند تبريده أو ضغطه.

 الخصائص الكيميائية

مثل اللانثانيدات الأخرى، يعتبر فلز السيريوم عامل اختزال جيد، حيث أن جهد الاختزال القياسي له يساوي -2.34 ڤولت لزوج Ce3+/Ce. يتأكسد السيريوم في الهواء، مكوناً طبقة أكسيد تخميل تشبه صدأ الحديد. تتآكل عينة من فلز السيريوم بحجم سنتيمتر واحد تماماً في غضون عام تقريباً. والأكثر إثارة للدهشة، أن السيريوم الفلزي قد يكون شديد الاشتعال تلقائياً:

Ce + O₂ → CeO₂

نظراً لخاصية الكهرسلبية العالية، يتفاعل السيريوم مع الماء. يكون التفاعل بطيئاً في الماء البارد، لكنه يتسارع مع ارتفاع درجة الحرارة، مُنتجاً هيدروكسيد السيريوم الثلاثي وغاز الهيدروجين:

2 Ce + 6 H₂O → 2 Ce(OH)₃ + 3 H₂

 التآصلات

مخطط أطوار السيريوم.

من المعروف وجود أربعة أشكال من السيريوم التآصلي عند الضغط القياسي، ويُطلق عليه التسميات الشائعة من α إلى δ:

• الشكل ذو درجة الحرارة العالية، δ-سيريوم، له بنية بلورية مكعبة مركزية الجسم (bcc) ويوجد فوق 726°س.
• الشكل المستقر تحت 726°س إلى درجة حرارة الغرفة تقريباً هو γ-سيريوم، مع بنية بلورية مكعبة مركزية الوجوه (fcc).
• شكل DHCP (نظام الشبكة السداسية المزدوجة التركيب السداسي المتراص) β-سيريوم هو بنية التوازن تقريبًا من درجة حرارة الغرفة إلى -150°س.
• يكون شكل fcc α-سيريم مستقر عند درجة حرارة أقل من حوالي -150°س؛ وتبلغ كثافته 8.16 جم/سم³.
• تظهر الأطوار الصلبة الأخرى التي تحدث فقط عند الضغوط العالية في مخطط الأطوار.
• كلا الشكلين γ و β مستقران تماماً عند درجة حرارة الغرفة، على الرغم من أن درجة حرارة التحول المتوازن تُقدر بنحو 75°س.

عند درجات الحرارة المنخفضة، يصبح سلوك السيريوم معقداً بسبب بطء معدلات التحول. وتخضع درجات حرارة التحول لظاهرة التخلفية المغناطيسية بشكل كبير، والقيم المذكورة هنا تقريبية. عند التبريد إلى ما دون -15 درجة مئوية، يبدأ السيريوم γ بالتحول إلى السيريوم β، ولكن هذا التحول ينطوي على زيادة في الحجم، ومع ازدياد تكوّن β، تتراكم الإجهادات الداخلية وتمنع المزيد من التحول. يؤدي التبريد إلى ما دون -160°س إلى بدء تكوّن α-سيريوم، لكن هذا التكوّن ينتج فقط من γ-سيريوم المتبقي. ولا يتحول β-سيريوم بشكل ملحوظ إلى α-سيريوم إلا في وجود إجهاد أو تشوه. عند الضغط الجوي، يكون السيريوم السائل أكثر كثافة من شكله الصلب عند نقطة الانصهار.

 النظائر

المقالة الرئيسية: نظائر السيريوم

يتكون السيريوم الموجود في الطبيعة من أربعة نظائر: ¹³⁶Ce (0.19%)، ¹³⁸Ce (0.25%)، ¹⁴⁰Ce (88.4%)، و ¹⁴²Ce (11.1%). جميعها مستقرة ظاهرياً، مع أن النظيرين الأخف ¹³⁶Ce و¹³⁸Ce يُتوقع نظرياً أن يخضعا لعملية اصطياد إلكترون مزدوج إلى نظائر الباريوم، بينما يُتوقع أن يخضع النظير الأثقل ¹⁴²Ce لانحلال بيتا مزدوج إلى ¹⁴²Nd أو انحلال ألفا إلى ¹³⁸Ba. بالإضافة إلى ذلك، يُطلق ¹⁴⁰Ce طاقةً عند انشطاره التلقائي. لم تُلاحظ أيٌّ من أنماط الانحلال هذه حتى الآن، على الرغم من البحث التجريبي عن انحلال بيتا المزدوج للنظير ¹³⁶Ce، ¹³⁸Ce، و ¹⁴²Ce. الحدود التجريبية الحالية لعمرها النصفي هي:

¹³⁶Ce: >3.8×10¹⁶ y

¹³⁸Ce: >5.7×10¹⁶ y

¹⁴²Ce: >5.0×10¹⁶ y

جميع نظائر السيريوم الأخرى هي نظائر مشعة اصطناعية ونشطة إشعاعياً. أكثرها استقراراً هو ¹⁴⁴Ce بعمر نصفي يبلغ 284.9 يوماً، و ¹³⁹Ce بعمر نصفي يبلغ 137.6 يوماً، و ¹⁴¹Ce بعمر نصفي يبلغ 32.5 يوماً. أما نظائر السيريوم المشعة الأخرى، فعمرها النصفي أقل من أربعة أيام، ومعظمها أقل من عشر دقائق. توجد النظائر بين ¹⁴⁰Ce و ¹⁴⁴Ce شاملة كنواتج انشطار لليورانيوم. نمط الانحلال الأساسي للنظائر الأخف من ¹⁴⁰Ce هو انحلال بيتا العكسي أو اصطياد الإلكترون إلى نظائر اللانثانم، بينما نمط الانحلال الأساسي للنظائر الأثقل هو انحلال بيتا إلى نظائر الپراسيوديميوم. يمكن لبعض نظائر النيوديميوم أن تنحلل إلى نظائر السيريوم عن طريق انحلال ألفا أو من المتوقع أن تنحل إلى نظائر السيريوم.

تُعزى ندرة النظيرين ¹³⁶Ce and ¹³⁸Ce الغنيين بالپروتونات إلى عدم إمكانية تكوينهما في أكثر عمليات التخليق النووي النجمي شيوعاً للعناصر التي تتجاوز الحديد، وهما العملية-S (اصطياد النيوترون البطئ) والعملية-R (اصطياد النيوترو السريع). ويعود ذلك إلى تجاوزهما في مسار تفاعلات العملية-S، بينما تُحجب نوى العملية-R عن الانحلال إليهما بواسطة نوى مستقرة أغنى بالنيوترونات. تُسمى هذه النوى بنوى-p، ولا يزال أصلها غير مفهوم تماماً: تشمل بعض الآليات المُفترضة لتكوينها اصطياد الپروتون والانحلال الضوئي. يُعد ¹⁴⁰Ce النظير الأكثر شيوعاً للسيريوم، إذ يُمكن إنتاجه في العملية-S والعملية-R، بينما لا يُمكن إنتاج ¹⁴²Ce إلا في العملية-R. ومن الأسباب الأخرى لوفرة ¹⁴⁰Ce أنه نواة سحرية، إذ يمتلك غلافاً نيوترونياً مغلقاً (يحتوي على 82 نيوتروناً)، وبالتالي فإن مقطعه العرضي لاصطياد المزيد من النيوترونات منخفض جداً. وعلى الرغم من أن عدد پروتوناته البالغ 58 ليس سحرياً، إلا أنه يتمتع باستقرار إضافي، حيث تدخل پروتوناته الثمانية الإضافية التي تتجاوز العدد السحري 50 وتُكمل مدار الپروتون 1g_7/2. قد تختلف وفرة نظائر السيريوم اختلافاً طفيفاً جداً في المصادر الطبيعية، لأن النظيرين ¹³⁸Ce و ¹⁴⁰Ce هما نتاج النظائر المشعة الأولية طويلة العمر ¹³⁸La و ¹⁴⁴Nd على التوالي.

 المركبات

يوجد السيريوم في حالتي أكسدة رئيسيتين، Ce(III) و Ce(IV). يهيمن هذا الزوج من حالات الأكسدة المتجاورة على جوانب عديدة من كيمياء هذا العنصر. يمكن تحضير محاليل السيريوم(IV) المائية عن طريق تفاعل محاليل السيريوم(III) مع عوامل مؤكسدة قوية مثل پيروكسي ثنائي الكبريتات أو البزموتات. تتفاوت قيمة جهد الاختزال E^⦵(Ce⁴⁺/Ce³⁺) بشكل كبير تبعاً للظروف نظراً لسهولة تكوين المعقدات والتحلل المائي مع الأنيونات المختلفة، على الرغم من أن +1.72 ڤولت قيمة نموذجية. يُعد السيريوم اللانثانيد الوحيد الذي يتمتع بكيمياء مائية وتناسقية مهمة في حالة الأكسدة +4.

 الهاليدات

يشكل السيريوم جميع الهاليدات الثلاثية الأربعة CeX₃ (حيث X = F، Cl، Br، I) عادةً عن طريق تفاعل الأكاسيد مع هاليدات الهيدروجين. وتكون الهاليدات اللامائية مواد صلبة باهتة اللون، مغناطيسية مسايرة، وممتصة للرطوبة. عند إضافة الماء، تتحول الهاليدات الثلاثية إلى معقدات تحتوي على معقدات مائية [Ce(H₂O)_8-9]³⁺. على عكس معظم اللانثانيدات، يشكل السيريوم رباعي فلوريد، وهو مادة صلبة بيضاء. كما يشكل ثنائي يوديد برونزي اللون، ذو خصائص فلزية. إلى جانب أطوار الهاليد الثنائية، تُعرف عدة معقدات هاليدية أنيونية. يُعطي الفلوريد مشتقات السيريوم الرباعي CeF4−
8 و CeF2−
6. بينما يُعطي الكلوريد المركب البرتقالي CeCl2−
6.

 الأكاسيد والكالكوجينيدات

أكسيد السيريوم الرباعي Ce(IV) ("السيريا") له بنية الفلوريت، على غرار أكاسيد الپراسيوديميوم والتربيوم. السيريا هو مركب غير متكافئ، أي أن صيغته الحقيقية هي CeO_2−x، حيث x تساوي تقريباً 0.2. لذا، لا يمكن وصف المادة بدقة بأنها Ce(IV). تختزل السيريا إلى أكسيد السيريوم الثلاثي بغاز الهيدروجين. كما تُعرف العديد من الكالكوجينيدات غير المتكافئة، بالإضافة إلى Ce₂Z₃ ثلاثي التكافؤ (حيث Z = S، Se، Te). تُوصِّل أحاديات كالكوجينيد CeZ الكهرباء، ويُفضَّل صياغتها على النحو التالي: Ce³⁺Z²⁻e⁻. While CeZ₂. بينما تُعرف مركبات CeZ₂، إلا أنها متعددة الكالكوجينيدات مع السيريوم الثلاثي: مشتقات السيريوم الرباعي لـ S، Se، و Te غير معروفة.

 معقدات السيريوم الرباعي

نترات الأمونيوم-السيريوم

يُعد مركب نترات الأمونيوم-السيريوم (CAN) (NH₄)₂[Ce(NO₃)₆] أكثر مركبات السيريوم شيوعاً في المعمل. ترتبط روابط النترات الستة بروابط ثنائية التاج. يتميز المركب [Ce(NO₃)₆]²⁻ بتناسق 12، وهو عدد تناسق مرتفع يُبرز كبر حجم أيون السيريوم Ce⁴⁺. يُستخدم نترات الأمونيوم-السيريوم كعامل مؤكسد شائع في التخليق العضوي، سواءً ككاشف ستويكيومتري أو كعامل متفاعل وكمحفز. وهو غير مكلف وسهل الاستخدام. ويعمل عن طريق تفاعل الأكسدة والاختزال أحادي الإلكترون. كما تُشكّل نترات السيريوم معقدات بنسب 4:3 و1:1 مع 18-تاج-6 (حيث تشير النسبة إلى نسبة السيريوم إلى إثير التاج). يُعدّ نترات الأمونيوم-السيريوم معياراً أساسياً للتحليل الكمي. تُستخدم أملاح السيريوم الرباعي، وخاصة كبريتات السيريوم الرباعي، غالباً ككواشف قياسية لتحليل الحجم في معايرات السيريوم.

مصباح ليد أبيض قيد التشغيل: ينتج الصمام الثنائي ضوءاً أزرق أحادي اللون، لكن مادة الفوسفور Ce:YAG تحول جزءاً منه إلى ضوء أصفر، والمزيج يُرى على أنه أبيض للعين البشرية.

بسبب نقل الشحنة من الرابطة إلى الفلز، فإن أيونات السيريوم الرباعي المائية تكون برتقالية صفراء. السيريوم الرباعي المائي غير مستقر في الماء وهو عامل مؤكسد قوي يؤكسد حمض الهيدروكلوريك لإنتاج غاز الكلور. في تفاعل بلوسوڤ-ژابوتينسكي، يتأرجح السيريوم بين حالتي الأكسدة +4 و+3 لتحفيز التفاعل.

 مركبات السيريوم العضوي

تتشابه كيمياء السيريوم العضوية مع كيمياء اللانثانيدات العضوية الأخرى، وغالباً ما تتضمن معقدات من ربائط التتراينيل حلقي الأوكتان. يتخذ السيروسين (Ce(C₈H₈)₂) البنية الجزيئية لليورانوسين. يُعتبر إلكترون 4f في السيروسين، Ce(C 8H 8) 2، في وضع غامض بين كونه موضعياً وغير موضعي، ويُصنف هذا المركب على أنه متوسط ​​التكافؤ وتُحضّر مشتقات السيريوم العضوية من نوع الألكيل والألكينيل والألكنيل من خلال عملية تبادل الفلزات لكواشف الليثيوم العضوي أو كاشف گريگنارد المقابل، وهي أكثر ألفة للنواة لكنها أقل قاعدية من سلائفها.

 التطبيقات

إستعمالات السيريوم:

• في علم المعادن:
  • يستعمل السيريوم في عمل سبائك الألومنيوم.
  • يمكن الحصول على الحديد المطاوع بإضافة السيريوم إلى الحديد الزهر.
  • يستخدم السيريوم عند صناعة الحديد الصلب للحد من تكون أكسيد الحديد و كبريتيد الحديد.
  • يستخدم السيريوم في صناعة الصلب المقاوم للصدأ كعنصر لزيادة الصلادة.
  • تُساهم إضافة 3 إلى 4% من السيريوم إلى سبائك المغنسيوم، إلى جانب 0.2 إلى 0.6% من الزركونيوم، في تحسين بنية الحبيبات، مما يُعطي مصبوبات متينة ذات أشكال معقدة. كما تُضيف هذه الإضافة مقاومة للحرارة إلى مصبوبات المغنيسيوم.
  • يستخدم السيريوم في السبائك المستخدمة في صنع المغناطيسات الدائمة.
  • يستخدم السيريوم كعنصر سبك في أقطاب التنگستن المستخدمة في لحام التنگستن بالقوس الكهربائي الغازي.
  • يُعد السيريوم مكوناً رئيسياً للفروسريوم، المعروف أيضاً "بحجر الصوان المستخدم في إشعال النار". على الرغم من أن السبائك الحديثة من هذا النوع تستخدم عادةً الفلزات الخليطة بدلاً من السيريوم النقي، إلا أنه لا يزال المكون الأكثر شيوعاً.
  • يستخدم السيريوم في إضاءة القوس الكربوني، وخاصة في صناعة الصور المتحركة.
• أوكسالات السيريوم هو دواء مضاد للقيء.
• أكسيد السيريوم الرباعي
  • يستخدم الأكسيد في رتائن الغاز، مثل رتينة ڤلسباخ، حيث يُدمج مع أكاسيد الثوريوم، اللانثانم، والمغنسيوم أو الإتريوم.
  • يظهر الأكسيد كمحفز هيدروكربوني في الأفران ذاتية التنظيم، حيث يُدمج في جدران الفرن.
  • حل أكسيد السيريوم الرباعي محل أكسيد الحديد الثلاثي إلى حد كبير في صناعة الزجاج كمادة كاشطة للتلميع.
  • يُستخدم أكسيد السيريوم الرباعي كمحفز لتصديع النفط في عمليات تكرير النفط.
  • إضافات السيريوم الرباعي إلى وقود الديزل تجعله يحترق بشكل أنظف، مما يقلل من تلوث الهواء الناتج.
  • في الزجاج، يسمح أكسيد السيريوم الرباعي بالامتصاص الانتقائي للأشعة فوق البنفسجية.
• تستخدم كبريتات السيريوم الرباعي على نطاق واسع كمؤكسد حجمي في التحليل الكمي.
• تعتبر نترات الأمونيوم السيرية مؤكسد مفيد أحادي الإلكترون في الكيمياء العضوية، وتستخدم في حفر المكونات الإلكترونية بالأكسدة، وكعنصر أساسي للتحليل الكمي.
• تُستخدم مركبات السيريوم في صناعة الزجاج، سواء كمكون أو كمزيل للألوان.
• يُضفي السيريوم، عند دمجه مع التيتانيوم، لوناً أصفر ذهبي على الزجاج.
• تُستخدم مركبات السيريوم في تلوين المينا.
• مركبات السيريوم الثلاثي والسيريوم الرباعي مثل كلوريد السيريوم الثلاثي تستخدم محفزات في التخليق العضوي.

 التاريخ

الكوكب القزم والكويكب سيريس، الذي سُمي السيريوم على اسمه.

يونس ياكوب برزليوس، أحد مكتشفي السيريوم.

أُكتشف السيريوم في باستناس بالسويد بواسطة يونس ياكوب برزليوس وڤلهلم هيسنگر، وفي ألمانيا بشكل مستقل بواسطة مارتن هاينريش كلاپروث، وكلاهما عام 1803. أطلق برزليوس على السيريوم هذا الاسم نسبة إلى الكويكب سيريس، الذي أُكتشف قبل عامين. الكويكب نفسه سمي على اسم الإلهة الرومانية سيريس، إلهة الزراعة ومحاصيل الحبوب والخصوبة والعلاقات الأمومية.

عُزل السيريوم في الأصل على شكل أكسيده، الذي سُمي سيريا، وهو مصطلح لا يزال مستخدماً. كان الفلز نفسه شديد الكهرجابية بحيث لم يكن من الممكن عزله بتقنيات الصهر المتوفرة آنذاك، وهي إحدى سمات الفلزات الأرضية النادرة عموماً. بعد تطوير علم الكيمياء الكهربية بواسطة همفري ديڤي بعد خمس سنوات، سرعان ما أصبحت الفلزات الموجودة في التربة تُستخلص منها. احتوى السيريا، عندما عُزل عام 1803، على جميع اللانثانيدات الموجودة في خام السيريت من باستناس بالسويد، وبالتالي لم يكن يحتوي إلا على حوالي 45% مما يُعرف الآن بالسيريا النقية. ولم يُحصل على السيريا النقية إلا بعد أن نجح كارل گوستاف موساندر في إزالة اللانثانا و"الديديميا" في أواخر ثلاثينيات القرن التاسع عشر. وكان ڤلهلم هيسنگر ثرياً ومالكاً لمنجم وعالماً هاوياً، وراعياً لبرزليوس. كان يملك ويدير منجم باستناس، وكان يحاول لسنوات معرفة تركيبة الصخور الثقيلة الوفيرة (المعروفة باسم "تنگستن باستناس"، والتي على الرغم من اسمها لا تحتوي على التنگستن)، والمعروفة الآن باسم السيريت، والتي كانت موجودة في منجمه. عاش موساندر وعائلته لسنوات عديدة في نفس المنزل الذي كان يسكنه برزليوس، ومما لا شك فيه أن برزليوس أقنع موساندر بإجراء المزيد من الأبحاث حول السيريت.

لعب هذا العنصر دوراً في مشروع منهاتن، حيث تم التحقق في مركبات السيريوم في موقع بركلي لاستخدامها كمواد لبوتقات صب لليورانيوم والپلوتونيوم. لهذا السبب، تم تطوير طرق جديدة لإعداد وصب السيريوم في نطاق آيمز المشروع الفرعي (معمل آيمز حالياً). بدأ إنتاج السيريوم شديد النقاء في أيمز في منتصف عام 1944 واستمر حتى أغسطس 1945.

 التواجد

يعتبر السيريوم من أكثر العناصر وفرة من مجموعة الأتربة النادرة ، حيث تصل نسبته 0.0046% في القشرة الأرضية من حيث الوزن. وقد وجد مجموعة من المعادن تشمل ألانيت والذي يعرف بإسم أورثيت ، ومعدن المونازيت والباستناسيت وهذين الأخيرين من أهم المصادر لإستخلاص السيريوم.

عادة ما يحضر السيريوم بواسطة عملية التبادل الأيوني التي تستعمل رمال المونازيت كمصدر للسيريوم.

انظر أيضاتصنيف:معادن لانثنيدات

 المركبات

Cerium(IV)-sulfate

Cerium has two common oxidation states, +3 and +4. The most common compound of cerium is cerium(IV) oxide (CeO₂), which is used as "jeweller's rouge" as well as in the walls of some self-cleaning ovens. Two common oxidising agents used in titrations are ammonium cerium(IV) sulfate (ceric ammonium sulfate, (NH₄)₂Ce(SO₄)₃) and ammonium cerium(IV) nitrate (ceric ammonium nitrate or CAN, (NH₄)₂Ce(NO₃)₆). Cerium also forms a chloride, CeCl₃ or cerium(III) chloride, used to facilitate reactions at carbonyl groups in organic chemistry. Other compounds include cerium(III) carbonate (Ce₂(CO₃)₃), cerium(III) fluoride (CeF₃), cerium(III) oxide (Ce₂O₃), as well as cerium(IV) sulfate (ceric sulfate, Ce(SO₄)₂) and cerium(III) triflate (Ce(OSO₂CF₃)₃).

The two oxidation states of cerium differ enormously in basicity: cerium(III) is a strong base, comparable to the other trivalent lanthanides, but cerium(IV) is weak. This difference has always allowed cerium to be by far the most readily isolated and purified of all the lanthanides, otherwise a notoriously difficult group of elements to separate. A wide range of procedures have been devised over the years to exploit the difference. Among the better ones:

1. Leaching the mixed hydroxides with dilute nitric acid: the trivalent lanthanides dissolve in cerium-free condition, and tetravalent cerium remains in the insoluble residue as a concentrate to be further purified by other means. A variation on this uses hydrochloric acid and the calcined oxides from bastnaesite, but the separation is less sharp.
2. Precipitating cerium from a nitrate or chloride solution using potassium permanganate and sodium carbonate in a 1:4 molar ratio.
3. Boiling rare-earth nitrate solutions with potassium bromate and marble chips.

Using the classical methods of rare-earth separation, there was a considerable advantage to a strategy of removing cerium from the mixture at the beginning. Cerium typically comprised 45% of the cerite or monazite rare earths, and removing it early greatly reduced the bulk of what needed to be further processed (or the cost of reagents to be associated with such processing). However, not all cerium purification methods relied on basicity. Ceric ammonium nitrate [ammonium hexanitratocerate(IV)] crystallization from nitric acid was one purification method. Cerium(IV) nitrate (hexanitratoceric acid) was more readily extractable into certain solvents (e.g. tri-n-butyl phosphate) than the trivalent lanthanides. However, modern practice in China seems to be to do purification of cerium by counter-current solvent extraction, in its trivalent form, just like the other lanthanides.

Cerium(IV) is a strong oxidant under acidic conditions, but stable under alkaline conditions, when it is cerium(III) that becomes a strong reductant, easily oxidized by molecular dioxygen (or air). This ease of oxidation under alkaline conditions leads to the occasional geochemical parting of the ways between cerium and the trivalent light lanthanides under supergene weathering conditions, leading variously to the "negative cerium anomaly" or to the formation of the mineral cerianite. Air-oxidation of alkaline cerium(III) is the most economical way to get to cerium(IV), which can then be handled in acid solution.

انظر أيضاتصنيف:مركبات سيريوم

 النظائر المشعة

المقالة الرئيسية: isotopes of cerium

Naturally-occurring cerium is composed of 4 stable isotopes; ¹³⁶Ce, ¹³⁸Ce, ¹⁴⁰Ce, and ¹⁴²Ce with ¹⁴⁰Ce being the most abundant (88.48% natural abundance). ¹³⁶Ce and ¹⁴²Ce are predicted to be double beta active but no signs of activity were ever observed (for ¹⁴²Ce, the lower limit on half-life is 5×10¹⁶ years). 26 radioisotopes have been characterized with the most long-lived being ¹⁴⁴Ce with a half-life of 284.893 days, ¹³⁹Ce with a half-life of 137.640 days, and ¹⁴¹Ce with a half-life of 32.501 days. All of the remaining radioactive isotopes have half-lives that are less than 4 days and the majority of these have half-lives that are less than 10 minutes. This element also has 2 meta states.

The known isotopes of cerium range in atomic weight from 123 u (¹²³Ce) to 152 u (¹⁵²Ce).

Cerium 144 is a high-yield product of nuclear fission; the ORNL Fission Product Pilot Plant separated substantial quantities of cerium-144 from reactor waste, and it was used in the Aircraft Nuclear Propulsion and SNAP programs.

 الدور الحيوي والاحتياطات

سيريوم

المخاطر
ن.م.ع. مخطط تصويري
ن.م.ع. كلمة الاشارة	خطر
ن.م.ع. عبارات المخاطر	H228
ن.م.ع. العبارات الاحتياطية	P210
NFPA 704 (معيـَّن النار)	0 2 0

وُجد أن اللانثانيدات المبكرة ضرورية لبعض الجراثيم الأليفة للميثان التي تعيش في برك الطين البركانية، مثل Methylacidiphilum fumariolicum: اللانثانم، السيريوم، الپراسيوديميوم، والنيوديميوم متساوية الفعالية تقريباً.

لا يُعرف دور حيوي للسيريوم في أي عضيات أخرى، لكنه ليس ساماً جداً أيضاً؛ فهو لا يتراكم في السلسلة الغذائية بكميات ملحوظة. ولأنه غالباً ما يوجد مع الكالسيوم في معادن الفوسفات، والعظام تتكون أساساً من فوسفات الكالسيوم، فقد يتراكم السيريوم في العظام بكميات صغيرة لا تُعتبر خطرة.

تُعد نترات السيريوم علاجاً موضعياً فعالاً مضاداً للميكروبات لحروق الدرجة الثالثة، على الرغم من أن الجرعات الكبيرة يمكن أن تؤدي إلى التسمم بالسيريوم والميتهيموگلوبينميا. تعمل اللانثانيدات المبكرة كعوامل مساعدة أساسية لإنزيم نازع هيدروجين الميثانول في جراثيم Methylacidiphilum fumariolicum أليفة الميثان، والتي يكون اللانثانم والسيريوم والپراسيوديميوم، والنيوديميوم وحدهم فعالين بنفس القدر تقريباً بالنسبة لها.

كغيره من الفلزات الأرضية النادرة، يتميز السيريوم بسمية منخفضة إلى متوسطة. وهو عامل اختزال قوي، يشتعل تلقائياً في الهواء عند درجة حرارة تتراوح بين 65 و80°س. وتُعد الأبخرة المتصاعدة من حرائق السيريوم سامة. يُمنع استخدام الماء لإطفاء حرائق السيريوم، إذ يتفاعل السيريوم مع الماء مُنتجاً غاز الهيدروجين. وقد عانى العمال المُعرضون للسيريوم من الحكة، والحساسية للحرارة، وظهور آفات جلدية. لا يُعد السيريوم ساماً عند تناوله، لكن الحيوانات التي حُقنت بجرعات كبيرة منه نفقت نتيجة انهيار القلب والأوعية الدموية. يُعد السيريوم أكثر خطورة على العضيات المائية، نظراً لتسببه في تلف أغشية الخلايا؛ وهذا يشكل خطراً كبيراً لأنه قليل الذوبان في الماء، مما يؤدي إلى تلوث البيئة.

 وصلات خارجية

ابحث عن cerium في
قاموس المعرفة.

• WebElements.com - Cerium
• It's Elemental - The Element Cerium
• Cerium Properties and Applications

 المصادر

• Los Alamos National Laboratory - Cerium
• Lattice and spin dynamics of gamma-Ce