Cerij

S Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Ambox warning blue construction.svg Trenutno se vrše izmjene na stranici.
Molimo ostale korisnike da ne uređuju sadržaj stranice dok je prikazano ovo obavještenje kako bi se izbjegao konflikt s izmjenama. Ako imate komentare i pitanja u vezi sa stranicom, koristite stranicu za razgovor.
Napomena: Ovaj šablon možete ukloniti ako nije bilo izmjena u posljednja tri dana.
Posljednju izmjenu napravio je korisnik C3r4 (razgovor · doprinosi), 20. 4. 2018. u 18:38.
Cerij,  58Ce
Ultrapure cerium under argon, 1.5 grams.jpg
Cerij u periodnom sistemu
Hemijski element, Simbol, Atomski broj Cerij, Ce, 58
Serija Lantanoidi
Grupa, Perioda, Blok La, 6, f
Izgled sivobijeli metal
CAS registarski broj 7440-45-1
Zastupljenost 0,0043[1] %
Atomske osobine
Atomska masa 140,116(1)[2] u
Atomski radijus (izračunat) 181,8 (185) pm
Kovalentni radijus 204±9 pm
Van der Waalsov radijus ? pm
Elektronska konfiguracija [Xe] 4f15d16s2 [3]
Broj elektrona u energetskom nivou 2, 8, 18, 19, 9, 2
1. energija ionizacije 534,4 [3][4] kJ/mol
2. energija ionizacije 1050 kJ/mol
3. energija ionizacije 1949 kJ/mol
4. energija ionizacije 3547 kJ/mol
Fizikalne osobine
Agregatno stanje čvrsto
Mohsova skala tvrdoće 2,5
Kristalna struktura kubična plošno centrirana (γ-Ce)
Gustoća 6773[5] kg/m3 pri 298,15 K
Magnetizam paramagnetičan ( = 1,4 · 10−3)[6]
Tačka topljenja 1068–1072 K (795[7]–799[8] °C)
Tačka ključanja 3743[9] K (3470 °C)
Molarni volumen 20,69 · 10-6 m3/mol
Toplota isparavanja 398[9] kJ/mol
Toplota topljenja 5,46 kJ/mol
Brzina zvuka 2100 m/s
Specifična toplota 190 J/(kg · K)
Specifična električna provodljivost 1,35 · 106 S/m
Toplotna provodljivost 11 W/(m · K)
Hemijske osobine
Oksidacioni broj 3, 4
Elektrodni potencijal -2,34 V (Ce3+ + 3 e → Ce)
Elektronegativnost 1,12 (Pauling-skala)
Izotopi
Izo RP t1/2 RA ER (MeV) PR
134Ce

sin

3,16 d ε 0,500 134La
135Ce

sin

17,7 h ε 2,026 135La
136Ce

0,19 %

Stabilan
137Ce

sin

9,0 h ε 1,222 137La
138Ce

0,25 %

Stabilan
139Ce

sin

32,501 d ε 0,581 139La
140Ce

88,48 %

Stabilan
141Ce

sin

32,501 d β- 0,581 141Pr
142Ce

11,08 %

5 · 1016 god β-β- 4,505 142Nd
143Ce

sin

33,039 h β- 1,462 143Pr
144Ce

sin

284,893 d β- 0,319 144Pr
Sigurnosno obavještenje

Oznake upozorenja
prah[10]

Lahko zapaljivo

F
Lahko zapaljivo
Obavještenja o riziku i sigurnosti R: 11
S: 17
Ukoliko je moguće i u upotrebi, koriste se osnovne SI jedinice.
Ako nije drugačije označeno, svi podaci su podaci dobiveni mjerenjima u normalnim uslovima.

Cerij (latinski: cerium) jest hemijski element sa simbolom Ce i atomskim brojem 58. To je mehki, duktilni srebreno-bijeli metal koji posivi kada se izloži djelovanju kisika iz zraka, a mehak je tako da se može rezati nožem. Cerij je drugi element u seriji lantanoida, i pored toga što često iskazuje oksidacijsko stanje +3 karakteristično za tu seriju, također ima izuzetno stabilno stanje +4 u kojem se ne oksidizira vodu. Tradicionalno se smatra jednim od rijetkih zemnih elemenata. Nema poznatu biološku ulogu i nije mnogo otrovan.

Iako se u prirodi uvijek javlja zajedno sa drugim rijetkim zemnim elementima, pretežno u mineralima kao što su monacit i bastnesit, cerij se vrlo lahko može izdvojiti iz svojih ruda te se može odvojiti od drugih lantanoida zbog jedinstvene sposobnosti da se oksidizira do stanja +4. On je najčešći element među lantanoidima, a slijede neodij, lantan i prazeodij. Po rasprostranjenosti na Zemlji je 26. od svih hemijskih elemenata, sa udjelom od 66 ppm u Zemljinoj kori, gotovo upola kao hlor i pet puta više od olova.

Cerij je prvi lantanoid koji je otkriven u Bastnäsu u Švedskoj. Otkrili su ga 1803. Jöns Jakob Berzelius i Wilhelm Hisinger, te nezavisno od njih Martin Heinrich Klaproth u Njemačkoj. Međutim, tek 1839. Carl Gustaf Mosander je uspio dobiti metalni cerij. Danas se ovaj element i njegovi spojevi koriste u razne svrhe: naprimjer, cerij(IV)-oksid se upotrebljava za poliranje stakla te je važan sastojak u proizvodnji automobilskih katalizatora. Metalni cerij se koristi za ferocerijske upaljače zbog svojih pirofornih osobina.

Historija[uredi | uredi izvor]

Patuljasta planeta Cerera, po kojoj je cerij dobio naziv

Cerij su otkrili Jacob Berzelius i Wilhelm Hisinger 1803. godine u rudniku Bastnäs u Švedskoja, a nezavisno od njih u Njemačkoj ga je otkrio Martin Heinrich Klaproth.[8] Naziv elementu dao je Berzelius po patuljastoj planeti Cereri, otkrivenoj dvije godine prije toga.[8][11] Sama Cerera dobila je ime po rimskoj boginji poljoprivrede (naročito žita), plodnosti i majčinske ljubavi.[8]

Cerij je najprije dobijen u obliku svog oksida, koji se zvao cerija; pojam koji se i danas koristi kao drugo ime za cerij(IV)-oksid. Metal sam po sebi je isuviše elektropozitivan da bi se mogao izdvojiti iz oksida koristeći tadašnju tehnologiju topljenja, što je općenito karakteristika svih rijetkih zemnih metala. Nakon otkrića elektrohemije i razvoja njenih tehnika i metoda, Humphry Davy je pet godina kasnije započeo izdvajati metale koji su bili sadržani u rijetkim zemljama. Cerija, izdvojena 1803. godine, je sadržavala sve lantanoide prisutne u rudama cerita iz švedskog rudnika Bastnäs, pa je tako sadržavao samo oko 45% onog što je danas poznato kao čista cerija. Tek krajem 1830ih Carlu Gustafu Mosanderu uspjelo je odvojiti "lantanu" (lantan-oksid) i "didimiju", te mu je preostala čista "cerija". Wilhelm Hisinger je bio bogati vlasnik rudnika i amaterski naučnik, ali je sponzorirao rad Berzeliusa. Hisinger je kontrolirao rudnik Bastnäs, te je godinama pokušavao otkriti sastav vrlo rasprostranjene, teške stijene odnosno šljake iz svog rudnika (nazvane "volfram iz Bastnäsa", koja i pored svog imena nije sadržavala volfram), a koja je danas poznata kao cerit.[11] Mosander i njegova porodica živjeli su dugi niz godina u istoj kući gdje je živio i Berzelius, a Berzelius je nesumnjivo poticao Mosandera da dalje nastavi rad na istraživanju "cerije".[12]

Osobine[uredi | uredi izvor]

Fizičke[uredi | uredi izvor]

Cerij je drugi element u seriji lantanoida. U periodnom sistemu, smješten je između lantanoida lantana s lijeve i prazeodija sa svoje desne strane, te iznad aktinoida torija. Cerij je duktilni metal, relativno mehak, približno kao i srebro.[13] Njegovih 58 elektrona razmješteno je u konfiguraciji [Xe]4f15d16s2, od kojih četiri krajnja vanjska elektrona su valentna.

Neposredno nakon lantana, 4f orbitale iznenada se kontraktiraju te imaju niže energije do tačke gdje vrlo lahko učestvuju u hemijskim reakcijama. Ipak, taj efekat još uvijek ne dolazi do izražaja kod cerija pa je njegova 5d podljuska još uvijek zauzeta.[14] Većina lantanoida koristi samo tri elektrona kao valentne elektrone, jer su nakon toga preostali 4f elektroni isuviše snažno vezani; cerij je izuzetak zbog stabilnosti prazne f ljuske u Ce4+ kao i činjenice da se nalazi na samom početku serije lantanoida, gdje je naboj jezgra još uvijek dovoljno nizak, idući desno u PSE sve do neodija, tako da i dalje omogućava uklanjanje četvrtog valentnog elektrona.[15]

Fazni dijagram cerija

Poznate su četiri alotropske modifikacije cerija koje postoje pri standardnom pritisku, a kojima su dodijeljene uobičajene oznake od α do δ:[16]

  • Visokotemperaturni oblik, δ-cerij, ima bcc (kubičnu prostorno centriranu) kristalnu strukturu a postoji pri temperaturi iznad 726 °C.
  • Stabilni oblik na temperaturi ispod 726 °C do približno sobne temperature jeste γ-cerij, sa fcc (kubičnom plošno centriranom) kristalnom strukturom.
  • dhcp (dvostruki heksagonalni gusto pakovani) oblik β-cerija jeste ravnotežna struktura koja se javlja od približno sobne temperature do −150 °C.
  • fcc α-cerij postoji na temperaturi ispod −150 °C; a ima gustoću od 8,16 g/cm3.
  • Ostale čvrste alotropske modifikacije postoje samo pri visokom pritisku i prikazane su na faznom dijagramu (gore).
  • Obje forme γ i β su relativno stabilne pri sobnoj temperaturi, mada je temperatura ravnotežne transformacije oko 75 °C.[16]

Cerij ima varijabilnu elektronsku strukturu. Energija 4f elektrona je gotovo ista kao ona vanjskih elektrona u 5d i 6s ljuskama koji su delokalizirani u metalnom stanju elementa, a vrlo mala količina energije je potrebna da bi se promijenila relativna zauzetost ovih elektronskih nivoa. Iz tog razloga nastaju dualna valentna stanja. Naprimjer, obim promjene od oko 10% javlja se kada se cerij izloži visokom pritisku ili vrlo niskim temperaturama. Dešava se da se valencija promijeni sa tri na četiri kada se on znatno ohladi ili izloži pritisku.[17]

Pri nižim temperaturama, ponašanje cerija je složen zbog spore brzine transformacije. Temperature transformacije podložna je histerezi a vrijednosti ovdje navedene su približne. Nakon hlađenja ispod −15 °C, γ modifikacija cerija počinje prelaziti u β modifikaciju, a transformacija uključuje povećanje zapremine te kako nastaje više β modifikacije, povećava se unutrašnje naprezanje zbog čega se daljnja transformacija usporava.[16] Daljnjim hlađenjem na oko −160 °C započinje nastanak α modifikacije cerija ali ona nastaje samo od preostale γ modifikacije. β modifikacija značajno se ne transformira u α-cerij osim ako nije izložena naprezanju ili deformaciji.[16] Pri atmosferskom pritisku, tečni cerij je gušći nego kada je u čvrstom stanju pri tački topljenja.[13][18][19]

Hemijske[uredi | uredi izvor]

Stajanjem na zraku, cerij gradi na površini sloj oksida koji se lahko ljušti, slično hrđi na željezu. Uzorak metalnog cerija veličine jednog kubnog centimetra može u potpunosti korodirati za približno jednu godinu.[20] Cerij vrlo lahko sagorijeva pri temperaturi od 150 °C gradeći svijetložuti cerij(IV)-oksid, također poznat kao cerija:[21]

Ce + O2 → CeO2

Ovaj oksid se može dalje reducirati do cerij(III)-oksida plinovitim vodikom.[5] Metalni cerij je izuzetno piroforan, što znači da ako se zagrebe ili odlomi komadić, takva strugotina metala se vrlo lahko može zapaliti.[22] Takva reakcija u skladu je sa periodičnim trendovima, jer je cerij jedan od prvih, a ujedno jedan od najčešćih lantanoida.[5] Cerij(IV)-oksid ima strukturu fluorita, kao i dosta sličnosti dioksidima prazeodija i terbija. Poznati su i mnogi njegovi nestehiometrijski halkogenidi, kao i trovalentni Ce2Z3 (Z = S, Se, Te). Monohalkogenidi tipa CeZ dobro provode elektricitet a mogli bi se bolje formulirati u obliku Ce3+Z2−e. Iako su poznati i spojevi CeZ2, oni su zapravo polihalkogenidi sa cerijem(III): dok halkogenidi cerija(IV) još uvijek nisu otkriveni.[5]

Cerij(IV)-oksid

Cerij je izuzetno snažno elektropozitivan metal i reagira burno s vodom. Reakcija s vodom je znatno sporija u hladnoj vodi, ali se ubrzava povišenjem temperature, pri čemu nastaje cerij(III)-hidroksid i otpušta se plinoviti vodik:[21]

2 Ce (č) + 6 H2O (t) → 2 Ce(OH)3 (aq) + 3 H2 (g)

Metali cerij reagira sa svim halogenim elementima gradeći trihalide:[21]

2 Ce (č) + 3 F2 (g) → 2 CeF3 (č) [bijel]
2 Ce (č) + 3 Cl2 (g) → 2 CeCl3 (č) [bijel]
2 Ce (č) + 3 Br2 (g) → 2 CeBr3 (č) [bijel]
2 Ce (č) + 3 I2 (g) → 2 CeI3 (č) [žut]

Reakcija sa suviškom fluora daje stabilni bijeli tetrafluorid CeF4; njegovi drugi tetrahalidi nisu poznati. Među dihalidima, poznat je samo bronzani dijodid CeI2; kao i dijodidi lantana, prazeodija i gadolinija, ovo je također elektridni spoj cerija(III).[5] Pravi spojevi cerija(II) ograničeni su na nekoliko neobičnih organocerijskih kompleksa.[23][24]

Cerij se lahko rastvara u razblaženoj sumpornoj kiselini gradeći rastvore koji sadrže bezbojne ione Ce3+, a koji postoje u vidu kompleksa [Ce(H2O)9]3+:[21]

2 Ce (č) + 3 H2SO4 (aq) → 2 Ce3+ (aq) + 3 SO2−
4
(aq) + 3 H2 (g)

Rastvorljivost cerija je mnogo veća u metansulfonskoj kiselini.[25] Ioni cerija(III) i terbija(III) imaju ultraljubičaste apsorpcijske vrpce znatno višeg intenziteta u odnosu na druge lantanoide, pošto je njihova konfiguracija (jedan elektron u f podljusci više nego u cerija (prazna) i terbija (polupopunjena)) omogućava da jedan f elektron viša lakše načini f-d tranziciju nego zabranjenu f-f tranziciju kao kod drugih lantanoida.[26] Cerij(III)-sulfat je jedna od malobrojnih soli čija se rastvorljivost u vodi smanjuje porastom temperature.[27]

Cerni amonij-nitrat

Vodeni rastvori cerija(IV) mogu se dobiti reakcijom rastvora cerija(III) sa snažnim oksidativnim sredstvima peroksodisulfatima ili bizmutatima. Vrijednost E(Ce4+/Ce3+) jako varira u zavisnosti od uslova zbog relativno lahkog nastajanja kompleksa i hidrolizom sa raznim anionima, iako je 1,72 V obično reprezentativna vrijednost, ona za E(Ce3+/Ce) iznosi −2,34 V. Cerij je jedini lantanoid koji ima vrlo važnu koordinacionu i hemiju rastvora u oksidacijskom stanju +4.[28] Zbog transfera naboja sa liganda na metal, vodeni rastvori iona cerija(IV) su naradžasto-žuti.[29] Vodeni cerij(IV) je metastabilan u vodi[30] i dosta je snažno oksidativno sredstvo koje može oksidirati hlorovodičnu kiselinu do gasovitog hlora.[28] Naprimjer, cerni amonij-nitrat je uobičajeno oksidativno sredstvo u organskoj hemiji, otpuštajući organske ligande iz metalnih karbonila.[31] U Belousov–Žabotinski reakciji, cerij oscilira između +3 i +4 oksidacijskih stanja čime katalizira reakciju.[32] Soli cerija(IV), naročito cerij(IV)-sulfat, često se koriste kao standardni reagensi za volumetrijske analize u cerimetrijskim titracijama.[33]

Izotopi[uredi | uredi izvor]

Cerij koji se javlja u prirodi sastavljen je iz četiri izotopa: 136Ce (udio 0,19%), 138Ce (udio 0,25%), 140Ce (udio 88,4%) i 142Ce (udio 11,1%). Sva četiri izotopa su opservacijski stabilna, mada se za lakše izotope 136Ce i 138Ce teoretski smatra da bi mogli biti podložni inverznom dvostrukom beta raspadu do izotopa barija, dok se za najteži stabilni izotop 142Ce očekuje da bi se raspadao dvostrukim beta raspadom do 142N ili alfa raspadom do 138Ba. Osim toga, izotop 140Ce bi mogao otpuštati energiju pri spontanoj fisiji. Međutim, niti jedan od ovih raspada nije eksperimentalno dokazan, mada su istraživani dokazi o dvostrukom beta raspadu za izotope 136Ce, 138Ce i 142Ce. Trenutne eksperimentalne granice njihovih vremena poluraspada su sljedeće:[34]

136Ce: >3,8×1016 god.
138Ce: >1,5×1014 god.
142Ce: >5×1016 god.

Svi ostali izotopi cerija su vještački i radioaktivni. Najstabilniji među njima su 144Ce sa vremenom poluraspada od 284,9 dana, zatim 139Ce sa vremenom poluraspada od 137,6 dana, 143Ce sa 33,04 dana te izotop 141Ce sa 32,5 dana. Ostali radioaktivni izotopi imaju vremena poluraspada kraća od četiri dana, od čega se većina raspada za kraće od deset minuta.[34] Izotopi između 140Ce i 144Ce (uključujući) javljaju se kao proizvod fisije uranija.[34] Osnovni način raspada izotopa lakših od 140Ce je inverzni beta raspad ili elektronski zahvat do izotopa lantana, dok se teži izotopi raspadaju beta raspadom do izotopa prazeodija.[34]

Velika rijetkost izotopa bogatih protonima 136Ce i 138Ce objašnjava se činjenicom da oni ne mogu nastati tokom najčešćih procesa zvjezdane nukleosinteze kao elementi teži od željeza, kao ni s-procesom (zahvatom sporih neutrona) niti r-procesom (zahvatom brzih neutrona). To se dešava zbog toga što se oni "zaobilaze" u toku reakcije s-procesa, a nuklidi r-procesa ne raspadaju se na njih iz stabilnijih nuklida bogatih neutronima. Takva atomska jezgra nazivaju se p-jezgra, a njihovo porijeklo do danas nije u potpunosti razjašnjeno. Neke teorije navode da mehanizmi njihovog nastanka uključuju zahvat protona kao i fotodezintegraciju.[35] Izotop 140Ce je najčešći izotop cerija, te on može nastati i u s- i u p-procesima, dok izotop 142Ce može nastati samo u r-procesu. Drugi razlog velike rasprostranjenosti izotopa 140Ce jeste što ima magični broj u jezgru, odnosno ima zatvorenu neutronsku ljusku (82 neutrona) pa prema tome i veoma mali poprečni presjek za hvatanje dodatnih neutrona. Mada broj protona u jezgru cerija (58) nije magični broj, on daje dodatnu stabilnost jezgru, jer osam dodatnih protona pored magičnog broja 50 ulaze i kompletiraju 1 g7/2 protonsku orbitalu.[35] Udjeli izotopa cerija mogu u određenoj mjeri odstupati u raznim prirodnim izvorima, jer su izotopi 138Ce i 140Ce "kćerke" dugoživućih primordijalnih radionuklida 138La i 144Nd, respektivno.[34]

Rasprostranjenost[uredi | uredi izvor]

U prirodi se javlja zajedno sa drugim lantanoidima u mineralima poput alanita (Ca, Ce, La, Y)2(Al, Fe)3(SiO4)3(OH), monacita (Ce, La, Th, Nd, Y)PO4 i bastnesita (Ce, La, Y)CO3F. U prirodi se javlja češće i od olova. Zastupljen je u Zemljinoj kori u količini od 68 ppm (eng. parts per million). Najvažniji minerali cerija su:

Upotreba[uredi | uredi izvor]

Kao i drugi rijetki metali, cerij se rijetko upotrebljava sam, već uglavnom u legurama.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Harry H. Binder (1999). Lexikon der chemischen Elemente. Stuttgart: S. Hirzel Verlag. ISBN 3-7776-0736-3. 
  2. ^ CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013
  3. ^ a b NIST. "Ground levels and ionization energies for the neutral atoms" (jezik: engleski). Arhivirano s originala, 12. 3. 2013. 
  4. ^ E. F. Worden, R. W. Solarz, J. A. Paisner, J. G. Conway (1978). "First ionization potentials of lanthanides by laser spectroscopy". J. Opt. Soc. Am. 68 (1): 52-61. doi:10.1364/JOSA.68.000052. , u navedenom radu vrijednost energije ionizacije je izražena u eV, što se množi sa 96,48534 kJ/(eV·mol) da bi se dobila vrijednost u kJ/mol
  5. ^ a b c d e N. N. Greenwood, A. Earnshaw (1988). Chemie der Elemente (1 iz.). Weinheim: VCH. str. 1235-1240, 1242, 1579. ISBN 3-527-26169-9. 
  6. ^ Weast, Robert C., ur. (1990). CRC Handbook of Chemistry and Physics. Boca Raton: CRC (Chemical Rubber Publishing Company). str. E–129 – E–145. ISBN 0-8493-0470-9. 
  7. ^ "Metabocard for Cerium (HMDB0013672)" (jezik: engleski). Human Metabolome Database. Pristupljeno 8. 4. 2018. 
  8. ^ a b c d "Cerium, element information, properties and uses" (jezik: engleski). Royal Society of Chemistry. Pristupljeno 8. 4. 2018. 
  9. ^ a b Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang (2011). "Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks". Journal of Chemical & Engineering Data 56: 328–337. doi:10.1021/je1011086. 
  10. ^ "GESTIS-Stoffdatenbank; Cer, Späne" (jezik: njemački). Pristupljeno 8. 4. 2018. 
  11. ^ a b Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements. Oxford University Press. str. 120–125. ISBN 978-0-19-960563-7. 
  12. ^ Weeks Mary Elvira (1932). "The Discovery of the Elements: XI. Some Elements Isolated with the Aid of Potassium and Sodium:Zirconium, Titanium, Cerium and Thorium". The Journal of Chemical Education 9 (7): 1231–1243. Bibcode:1932JChEd...9.1231W. doi:10.1021/ed009p1231. 
  13. ^ a b Lide, D. R., ur. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics (86 iz.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 0-8493-0486-5. 
  14. ^ Greenwood 1997, str. 1232–5
  15. ^ Holleman Arnold Frederik; Wiberg Egon (2001). Wiberg Nils, ur. Inorganic Chemistry. San Diego/Berlin: Academic Press/De Gruyter. str. 1703–5. ISBN 0-12-352651-5. 
  16. ^ a b c d Koskimaki D. C.; Gschneidner K. A.; Panousis N. T. (1974). "Preparation of single phase β and α cerium samples for low temperature measurements". Journal of Crystal Growth 22 (3): 225–229. Bibcode:1974JCrGr..22..225K. doi:10.1016/0022-0248(74)90098-0. 
  17. ^ Johansson Börje; Luo Wei; Sa Li; Rajeev Ahuja (17. 9. 2014). "Cerium; Crystal Structure and Position in The Periodic Table". Scientific Reports 4: 6398. Bibcode:2014NatSR...4E6398J. PMC 4165975. PMID 25227991. doi:10.1038/srep06398. Pristupljeno 9. 7. 2016. 
  18. ^ Stassis, C.; Gould T.; McMasters O.; Gschneidner K.; Nicklow R. (1979). "Lattice and spin dynamics of γ-Ce". Physical Review B 19 (11): 5746–5753. Bibcode:1979PhRvB..19.5746S. doi:10.1103/PhysRevB.19.5746. 
  19. ^ Patnaik Pradyot (2003). Handbook of Inorganic Chemical Compounds. McGraw-Hill. str. 199–200. ISBN 0-07-049439-8. 
  20. ^ "Rare-Earth Metal Long Term Air Exposure Test". Pristupljeno 8. 8. 2009. 
  21. ^ a b c d "Chemical reactions of Cerium". Webelements. Pristupljeno 9. 7. 2016. 
  22. ^ Gray Theodore (2010). The Elements. Black Dog & Leventhal Pub. ISBN 1-57912-895-5. 
  23. ^ Mikhail N. Bochkarev (2004). "Molecular compounds of "new" divalent lanthanides". Coordination Chemistry Reviews 248 (9–10): 835–851. doi:10.1016/j.ccr.2004.04.004. 
  24. ^ M. Cristina Cassani; Yurii K. Gun'ko; Peter B. Hitchcock; Alexander G. Hulkes; Alexei V. Khvostov; Michael F. Lappert; Andrey V. Protchenko (2002). "Aspects of non-classical organolanthanide chemistry". Journal of Organometallic Chemistry 647: 71–83. doi:10.1016/s0022-328x(01)01484-x. 
  25. ^ Kreh Robert P.; Spotnitz Robert M.; Lundquist Joseph T. (1989). "Mediated electrochemical synthesis of aromatic aldehydes, ketones, and quinones using ceric methanesulfonate". The Journal of Organic Chemistry 54 (7): 1526–1531. doi:10.1021/jo00268a010. 
  26. ^ Greenwood 1997, str. 1242-4
  27. ^ Daniel L. Reger; Scott R. Goode; David Warren Ball (2. 1. 2009). Chemistry: Principles and Practice. Cengage Learning. str. 482. ISBN 978-0-534-42012-3. Pristupljeno 23. 3. 2013. 
  28. ^ a b Greenwood 1997, str. 1244-48
  29. ^ Sroor Farid M.A.; Edelmann Frank T. (2012). "Lanthanides: Tetravalent Inorganic". Encyclopedia of Inorganic and Bioinorganic Chemistry. ISBN 978-1-119-95143-8. doi:10.1002/9781119951438.eibc2033. 
  30. ^ McGill, Ian (2005), "Rare Earth Elements", Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 31, Weinheim: Wiley-VCH, str. 190, doi:10.1002/14356007.a22_607 
  31. ^ Brener L.; McKennis J. S.; Pettit R. (1976). "Cyclobutadiene in Synthesis: endo-Tricyclo[4.4.0.02,5]deca-3,8-diene-7,10-dione". Org. Synth 55: 43. doi:10.15227/orgsyn.055.0043. 
  32. ^ B. P. Belousov (1959). "Периодически действующая реакция и ее механизм". Сборник рефератов по радиационной медицине (jezik: ruski) 147: 145. 
  33. ^ Gschneidner K.A., ur. (2006). "Chapter 229: Applications of tetravalent cerium compounds". Handbook on the Physics and Chemistry of Rare Earths, Volume 36. Holandija: Elsevier. str. 286–288. ISBN 978-0-444-52142-2. 
  34. ^ a b c d e Audi Georges; Bersillon O.; Blachot J.; Wapstra A. H. (2003). "The NUBASE Evaluation of Nuclear and Decay Properties". Nuclear Physics A (Atomic Mass Data Center) 729: 3–128. Bibcode:2003NuPhA.729....3A. doi:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. 
  35. ^ a b Cameron A. G. W. (1973). "Abundance of the Elements in the Solar System". Space Science Reviews 15: 121–146. Bibcode:1973SSRv...15..121C. doi:10.1007/BF00172440. 

Literatura[uredi | uredi izvor]

  • Greenwood Norman N.; Earnshaw Alan (1997). Chemistry of the Elements (2 iz.). Butterworth-Heinemann. ISBN 0-08-037941-9.