wiki over Kwik

Warning: curl_setopt() function.curl-setopt: CURLOPT_FOLLOWLOCATION cannot be activated when safe_mode is enabled or an open_basedir is set in /home/inhuw/domains/internethuwelijk.nl/public_html/include/wiki.php on line 140 Kwik - Wikipedia a:lang(ar),a:lang(ckb),a:lang(fa),a:lang(kk-arab),a:lang(mzn),a:lang(ps),a:lang(ur){text-decoration:none} /* cache key: nlwiki:resourceloader:filter:minify-css:7:d5a1bf6cbd05fc6cc2705e47f52062dc */ if(window.mw){ mw.config.set({"wgCanonicalNamespace":"","wgCanonicalSpecialPageName":false,"wgNamespaceNumber":0,"wgPageName":"Kwik","wgTitle":"Kwik","wgCurRevisionId":30732129,"wgArticleId":910,"wgIsArticle":true,"wgAction":"view","wgUserName":null,"wgUserGroups":["*"],"wgCategories":["Kwik","Toxische stof","Elementenlijst"],"wgBreakFrames":false,"wgPageContentLanguage":"nl","wgSeparatorTransformTable":[", .",". ,"],"wgDigitTransformTable":["",""],"wgRelevantPageName":"Kwik","wgRestrictionEdit":[],"wgRestrictionMove":[],"wgSearchNamespaces":[0],"wgVectorEnabledModules":{"collapsiblenav":true,"collapsibletabs":true,"editwarning":true,"expandablesearch":false,"footercleanup":false,"sectioneditlinks":false,"simplesearch":true,"experiments":true},"wgWikiEditorEnabledModules":{"toolbar":true,"dialogs":true,"hidesig":true,"templateEditor":false,"templates":false,"preview":false,"previewDialog":false,"publish":false,"toc":false},"mbEmailEnabled":true,"mbUserEmail":false,"mbIsEmailConfirmationPending":false,"wgCategoryTreePageCategoryOptions":"{\"mode\":0,\"hideprefix\":20,\"showcount\":true,\"namespaces\":false}","Geo":{"city":"","country":""},"wgNoticeProject":"wikipedia"}); }if(window.mw){ mw.loader.implement("user.options",function(){mw.user.options.set({"ccmeonemails":0,"cols":80,"date":"default","diffonly":0,"disablemail":0,"disablesuggest":0,"editfont":"default","editondblclick":0,"editsection":1,"editsectiononrightclick":0,"enotifminoredits":0,"enotifrevealaddr":0,"enotifusertalkpages":1,"enotifwatchlistpages":0,"extendwatchlist":0,"externaldiff":0,"externaleditor":0,"fancysig":0,"forceeditsummary":0,"gender":"unknown","hideminor":0,"hidepatrolled":0,"imagesize":2,"justify":0,"math":0,"minordefault":0,"newpageshidepatrolled":0,"nocache":0,"noconvertlink":0,"norollbackdiff":0,"numberheadings":0,"previewonfirst":0,"previewontop":1,"quickbar":5,"rcdays":7,"rclimit":50,"rememberpassword":0,"rows":25,"searchlimit":20,"showhiddencats":false,"showjumplinks":1,"shownumberswatching":1,"showtoc":1,"showtoolbar":1,"skin":"vector","stubthreshold":0,"thumbsize":4,"underline":2,"uselivepreview":0,"usenewrc":0,"watchcreations":1,"watchdefault":0,"watchdeletion":0,"watchlistdays":3 ,"watchlisthideanons":0,"watchlisthidebots":0,"watchlisthideliu":0,"watchlisthideminor":0,"watchlisthideown":0,"watchlisthidepatrolled":0,"watchmoves":0,"wllimit":250,"vector-simplesearch":1,"useeditwarning":1,"vector-collapsiblenav":1,"usebetatoolbar":1,"usebetatoolbar-cgd":1,"variant":"nl","language":"nl","searchNs0":true,"searchNs1":false,"searchNs2":false,"searchNs3":false,"searchNs4":false,"searchNs5":false,"searchNs6":false,"searchNs7":false,"searchNs8":false,"searchNs9":false,"searchNs10":false,"searchNs11":false,"searchNs12":false,"searchNs13":false,"searchNs14":false,"searchNs15":false,"searchNs100":false,"searchNs101":false,"gadget-Direct-link-to-Commons":1,"gadget-mijnKladblok":1});;},{},{});mw.loader.implement("user.tokens",function(){mw.user.tokens.set({"editToken":"+\\","watchToken":false});;},{},{}); /* cache key: nlwiki:resourceloader:filter:minify-js:7:1cbf4a6724c923f31c96cabcf788dd38 */ } if(window.mw){ mw.loader.load(["mediawiki.page.startup","mediawiki.legacy.wikibits","mediawiki.legacy.ajax"]); } /* */ Kwik Uit Wikipedia, de vrije encyclopedie Ga naar: navigatie, zoeken Kwik / Hydrargyrum Periodiek systeem H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo ↓ * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Kwik Algemeen Naam Kwik / Hydrargyrum Symbool Hg Atoomnummer 80 Groep Zinkgroep Periode Periode 6 Blok D blok Reeks Overgangsmetalen Kleur Zilverwit Chemische eigenschappen Atoommassa (u) 200,59 Elektronenconfiguratie Xe4f14 5d10 6s2 Oxidatietoestanden +1, +2 Elektronegativiteit (Pauling) 2,00 Atoomstraal (pm) 151 1e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 1007,07 2e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 1809,69 3e ionisatiepotentiaal (kJ·mol−1) 3299,82 Fysische eigenschappen Dichtheid (kg·m−3) 13546 Hardheid (Mohs) 1,5 Smeltpunt (K) 234 Kookpunt (K) 630 Aggregatietoestand Vloeibaar Smeltwarmte (kJ·mol−1) 2,30 Verdampingswarmte (kJ·mol−1) 59,23 Van der Waalse straal (pm) 155 Kristalstructuur Rhom Molair volume (m3·mol−1) 14,82 * 10-6 Geluidssnelheid (m·s−1) 1407 Specifieke warmte (J·kg−1·K−1) 139 Elektrische weerstand (μΩ·cm) 95,8 Warmtegeleiding (W·m−1·K−1) 8,34 SI-eenheden en standaardtemperatuur en -druk worden gebruikt, tenzij anders aangegeven Portaal    Scheikunde

Kwik (soms ook wel kwikzilver genoemd) is een scheikundig element met symbool Hg (van het Griekse[1] hydrargyrum) en atoomnummer 80. Het is een zilverwit overgangsmetaal dat als enige metaal ook bij kamertemperatuur vloeibaar is.

Inhoud

• 1 Ontdekking
• 2 Toepassingen
• 3 Eigenschappen
  • 3.1 Vloeibaar bij kamertemperatuur
  • 3.2 Elektrische geleiding en warmtegeleiding
  • 3.3 Vorming van legeringen
  • 3.4 Ionen
• 4 Verschijning
• 5 Isotopen
• 6 Toxicologie en veiligheid
  • 6.1 Gemorst kwik verzamelen
• 7 Externe links
• 8 Bronnen, noten en/of referenties

bewerken Ontdekking

In Egyptische graftombes van ongeveer 1500 v.Chr. zijn sporen van kwik aangetroffen;[2] de oude Indiërs kenden het,[2] en van de oude Chinezen is bekend dat zij kwik in combinatie met andere metalen gebruikten. De Chinezen meenden dat kwik onsterfelijkheid bewerkstelligde: de eerste keizer Qin Shi Huangdi overleed dan ook aan vergiftiging na het consumeren van grote hoeveelheden kwikhoudende pillen. In zijn graf is een reliëfmodel van China gemaakt met rivieren van vloeibaar kwik: archeologen hebben dit weten te traceren aan de hand van verhoogde concentraties kwik in de bodem. De Grieken en Romeinen maakten gebruik van kwik en kwikverbindingen voor cosmetische doeleinden. Alchemisten dachten dat kwik veranderde in goud als het van de vloeibare fase naar de vaste fase ging, omdat kwik een soort "basismetaal" zou zijn. Later zouden metalen dan van goud naar bijvoorbeeld lood "degenereren". Om het lood weer in goud te veranderen, zou men het dus eerst in kwik moeten veranderen. De weinige personen die tijdens uitzonderlijk strenge winters kwik in vaste vorm hadden gezien en hier verslag van deden werden niet geloofd.

In de 18e en 19e eeuw werd kwik(II)nitraat gebruikt om bont los te maken van dieren, en kwikdamp werd gebruikt om vilt te fabriceren, dat onder andere gebruikt werd voor hoeden. Later bleek dit de oorzaak te zijn van hersenbeschadigingen bij mensen die kleding van deze materialen maakten. Hier komt waarschijnlijk ook de Engelse uitdrukking as mad as a hatter (zo gek als een hoedenmaker) vandaan.

In oude publicaties wordt druk soms weergegeven in millimeters kwikdruk: mmHg. Dit is geen SI-eenheid en tegenwoordig wordt deze aanduiding niet meer gebruikt, behalve in de geneeskunde, waar zij voor de bloeddruk nog steeds gangbaar is.

De naam kwik is afgeleid van het Oudsaksische woord quik, dat "levend" of "levendig" betekende; het Engelse quicksilver betekent dan ook van oorsprong "levend(ig) zilver". Een vergelijkbare Latijnse naam is argentum vivum, maar de officiële Latijnse aanduiding is hydrargyrum (uit Grieks hydro-, "water", en argyros, "zilver"). Het symbool Hg dankt kwik dan ook aan deze Griekse naam.

bewerken Toepassingen

In de industrie wordt kwik vooral gebruikt voor elektrische en elektronische toepassingen en in allerlei verbindingen. Tot ongeveer het einde van de 20e eeuw werd kwik veel gebruikt in thermometers en barometers. Vanwege de giftigheid van dit element is het voor deze toepassing steeds meer in onbruik geraakt.

• Kwik wordt toegepast in kwikdamplampen zoals spaarlampen, zeer heldere lichtbronnen die gasvormig kwik bevatten.
• Op laboratoria wordt kwik regelmatig gebruikt voor hogetemperatuurthermometers, diffusiepompen en andere laboratoriuminstrumenten.[2]
• Omdat kwik makkelijk verbindingen (amalgamen) vormt met goud, wordt het toegepast om goud te isoleren uit gouderts.
• Het tripelpunt van kwik (234.3156 K) is een vastliggend punt dat geldt als temperatuurstandaard van de Internationale Temperatuur Schaal ITS-90.
• Bij de productie van natriumhydroxide worden kwikcellen gebruikt.
• In de tandheelkunde worden kwikamalgamen gebruikt in tandvullingen.
• In de geneeskunde wordt de kwikverbinding thimerosal soms gebruikt voor het conserveren van vaccins.[3]
• Kwik werd vroeger ook gebruikt om de bloeddruk van patiënten te meten. Tegenwoordig wordt hiervoor elektronische apparatuur gebruikt, maar de eenheid van bloeddruk wordt nog steeds gegeven in mm Hg, oftewel hoeveel kwik de bloeddruk kan 'optillen'. Een bloeddruk van 120 mm Hg kan dus in een buisje 12 cm aan kwik opliften.
• In de elektrochemie wordt kwik gebruikt in de druppelende kwikelektrode, die een eenvoudig reproduceerbare standaard is voor elektrochemische potentiaalmetingen.
• In de gezondheidszorg wordt kwik gebruikt als geleidend materiaal in kwiktouwtjes, een rubberen buisje gevuld met kwik, voor plethysmografisch onderzoek. Hiermee kunnen volumeveranderingen in lichaamsdelen gemeten worden, zoals adervernauwingen bij etalagebenen [4] en de ziekte van Raynaud.[5] Het kwiktouwtje wordt om het te meten lichaamsdeel gebonden; als er een volumeverandering plaatsvindt verandert ook de lengte en doorsnede van het slangetje en daardoor ook de elektrische weerstand van het kwik daarin. Deze weerstand wordt gemeten en geeft informatie over de hoeveelheid volumeverandering.
• In vuurtorens werd (en wordt nog soms) het draaiende lenzenstelsel drijvend in een kwikbad geplaatst. Door de geringe wrijvingsweerstand kan het zware lenzenstelsel door middel van een licht aandrijfmechanisme in beweging gehouden worden.
• Andere toepassingen van kwik zijn kwikschakelaars, kwikbatterijen en pesticiden. Voor de meeste huishoudelijke doeleinden is kwik tegenwoordig verboden in verband met de giftigheid van kwikdampen.

bewerken Eigenschappen bewerken Vloeibaar bij kamertemperatuur Kwik in vloeibare toestand

Kwik is het enige metaal dat bij kamertemperatuur vloeibaar is, het stolt tot een witglanzend metaal bij -38,87 graden Celsius.[2]

bewerken Elektrische geleiding en warmtegeleiding

Het metaal is een zeer goede geleider van elektriciteit, maar een slechte warmtegeleider door de overgangsweerstand.

bewerken Vorming van legeringen

Kwik vormt zeer makkelijk legeringen met vrijwel alle metalen, alleen ijzer vormt hierop een uitzondering. Een metaallegering op basis van kwik wordt een amalgaam genoemd.

Aluminium is een zeer reactief metaal dat echter beschermd wordt door een huidje van zijn eigen oxide aan de lucht. Wanneer kwik in contact komt met aluminium vormt zich echter aluminiumamalgaam. Vanuit het amalgaam kan aluminium ook oxideren, en er vormt zich aluminiumoxide aan de buitenkant. Dit oxide laat los waardoor meer amalgaam blootgesteld wordt en meer oxide gevormd wordt. Het kwik blijft achter en tast meer aluminium aan, net zolang tot het aluminium op is. Zo kan een kwikdruppel zich door een stuk aluminium heen "vreten". Contact met het oxidelaagje kan op zich geen kwaad, maar een klein krasje dat zuiver aluminium blootlegt is al genoeg om bovengenoemd proces te doen beginnen.

Kwik is dan ook taboe aan boord van vliegtuigen. In de Tweede Wereldoorlog werden Duitse vliegtuigen wel gesaboteerd door er kwikhoudende pasta op te smeren.

Met tellurium vormt kwik een legering die snel reageert tot de nieuwe verbinding kwiktelluride. Een ander element waarmee kwik zeer makkelijk reageert is zwavel, onder vorming van kwiksulfide. Kwik dat op een moeilijk te reinigen oppervlak gemorst is kan dus met zwavelpoeder ingewreven worden, waarna het ontstane kwiksulfide eenvoudig opgezogen kan worden.

bewerken Ionen

Van de elementen uit de zinkgroep reageert kwik het minst heftig. In tegenstelling tot zink en cadmium kan kwik niet de plaats van waterstof innemen in zuren. Veel voorkomende oxidatietoestanden zijn +1 en +2. In zeldzame gevallen komt +3 voor. De zouten met eenwaardige kwikionen worden ook wel mercuro-zouten genoemd, bijvoorbeeld mercurochloride = HgCl. De zouten met tweewaardige kwikionen heten dan mercuri-zouten: mercurichloride=HgCl2. Hoewel voor kwik(I)chloride vaak de notatie HgCl gebruikt wordt, zou het kwikgedeelte van de verbinding correcter beschreven moeten worden als Hg22+ en de verbinding dus als Hg2Cl2. Het optreden van relativistische effecten kan hier als oorzaak worden aangewezen.

bewerken Verschijning

Soms komt kwik in ongebonden toestand in de aardkorst voor in de vorm van kleine druppeltjes op cinnaber. De belangrijkste kwikbronnen voor commerciële winning zijn de mineralen cinnaber,[2] corderoiet en livingstoniet. Ongeveer de helft van de totale wereldproductie is afkomstig uit Spanje en Italië.[2] Op kleinere schaal wordt kwik gewonnen in Slovenië, Rusland, en Canada. Het kwik wordt geïsoleerd door het mineraal te verhitten in een luchtstroom waarbij het kwik verdampt en daarna condenseert in een gekoelde recipiënt.

bewerken Isotopen Zie Isotopen van kwik voor het hoofdartikel over dit onderwerp. Meest stabiele isotopen Iso RA (%) Halveringstijd VV VE (MeV) VP 194Hg syn 444 j EV 0,040 194Au 195Hg syn 9,9 h EV 1,510 195Au 196Hg 0,15 stabiel met 116 neutronen 197Hg syn 64,14 h EV 0,600 197Au 198Hg 9,97 stabiel met 118 neutronen 199Hg 16,87 stabiel met 119 neutronen 200Hg 23,10 stabiel met 120 neutronen 201Hg 13,18 stabiel met 121 neutronen 202Hg 29,68 stabiel met 122 neutronen 203Hg syn 46,612 d β- 0,462 203Tl 204Hg 6,98 stabiel met 124 neutronen

Van kwik komen op aarde zeven stabiele isotopen voor, waarvan 202Hg met bijna 30% het meest. Er is een aantal radioactieve isotopen bekend waarvan de halveringstijden uiteenlopen van 444 jaar voor 194Hg tot minder dan een dag voor enkele zwaardere isotopen.

bewerken Toxicologie en veiligheid Zie Kwikvergiftiging voor het hoofdartikel over dit onderwerp.

Kwikverbindingen zijn vrijwel zonder uitzondering erg giftig, bekend om zijn giftigheid is kwikoxide dat makkelijk ontstaat waar verwarmd kwik met lucht in contact komt. Vroeger werd kwik(I)chloride (of calomel) wel in de geneeskunde gebruikt.

Metallisch kwik heeft bij kamertemperatuur een hoge dampdruk (=dampspanning). Daardoor kan een concentratie van enkele malen de MAC-waarde worden bereikt in een afgesloten ruimte. Metallisch kwik wordt bij ingestie doorgaans niet goed opgenomen, maar de damp die bij inademen in de longen komt wordt voor 80% geabsorbeerd en is erg giftig. Kwik kan ernstige schade aanrichten in de hersenen en het zenuwstelsel, de lever en de nieren. Het is wel mogelijk dat ingestie bijvoorbeeld van grotere hoeveelheden fijn verdeeld kwik, ook een grotere opname kan veroorzaken in bepaalde gevallen.

Bij herhaaldelijke blootstelling kan kwik zich ophopen in het lichaam. Metallisch kwik kan in het lichaam worden geoxideerd en worden omgezet in de gevaarlijker geïoniseerde vorm.

In het bloed wordt kwik geoxideerd. Zolang deze oxidatie nog niet volledig is, kan het opgeloste kwik de hersen- en placentabarrière passeren. Als oxidatie plaatsvindt in de hersenen of placenta is de weg terug naar de bloedbaan vrijwel afgesloten en stapelt het kwik zich in de hersenen of foetus op. Het kwik in de nieren wordt gebonden aan eiwitten. Bij langdurige kwikbelasting kan de capaciteit van deze eiwitten overschreden worden waardoor kwik schade kan aanrichten in de nier. Via de urine wordt uiteindelijk 90% van het opgenomen kwik weer uitgescheiden.

bewerken Gemorst kwik verzamelen

Druppeltjes kwik die vrijkomen bij bijvoorbeeld het breken van een thermometer, zijn lastig te verzamelen omdat ze alle kanten opspringen. Met een speciale kwiktang is het wel mogelijk de bolletjes op te pakken en te verzamelen. Het "lepelgedeelte" van de tang bestaat uit twee kwartronden, die zich onder het bolletje kwik samensluiten, zoals twee handen die water opscheppen. Een andere methode is met een pipet, zoals gebruikt wordt voor oogdruppels, de bolletjes opzuigen en verzamelen.

Resterende bolletjes kunnen bedekt worden onder een laagje zwavelpoeder. Het kwik reageert tot kwiksulfide, dat makkelijk hanteerbaar is. Bijkomend voordeel daarvan is dat het kwik niet meer verdampt. Nadeel is wel dat de (chemische) reactie tussen een vloeistof en een vaste stof relatief langzaam verloopt.

Een alternatief kan het bestrooien van het gemorste kwik met zinkpoeder zijn. Kwik vormt een amalgaam, waarna het amalgaam als vaste stof te verzamelen is.

In veel tl-buizen en spaarlampen zit ook kwikdamp, onder andere daarom moeten deze als chemisch afval worden verwerkt.

bewerken Externe links

•  International Chemical Safety Card van Kwik
• Lenntech over: Kwik
• (en) EnvironmentalChemistry.com over: Kwik
• (en) WebElements.com over: Kwik
• (en) Thimerosal in vaccins
• (en) Onderzoekers vinden geen verband tussen kwikhoudend thimerosal en autisme

bewerken Bronnen, noten en/of referenties

Bronnen, noten en/of referenties:

Noten:

↑ Online Encyclopedie

↑ a b c d e f CRC Handbook of Chemistry and Physics, 56e druk, p. B-23.

↑ Thimerosal in Vaccines, U.S. Food and Drug Administration. Pagina laatst gecontroleerd op 18 februari 2011.

↑ Spoedafspraak etalagebenen, Saxenburgh groep. Pagina laatst gecontroleerd op 18 februari 2011.

↑ Het Raynaud-fenomeen, CIB-liga. Uit de lezing gegeven door prof. Duprez, cardioloog UZ Gent, op 13 juni 1998. Pagina laatst gecontroleerd op 18 februari 2011.

Mediabestanden Meer mediabestanden die bij dit onderwerp horen, zijn te vinden op de pagina Mercury (element) op Wikimedia Commons. Mediabestanden Zie de categorie Mercury van Wikimedia Commons voor meer mediabestanden. Chemische elementen en isotopen

Periodiek systeem: Standaard · Alternatief · Elektronenconfiguratie Isotopentabel: Op element (compleet) · Op element (in delen) · Op atoommassa Lijst van elementen