कॅडमियम

कॅडमियम : आवर्त सारणीच्या [रासायनिक मूलद्रव्यांच्या कोष्टकरूपाने केलेल्या विशिष्ट मांडणीच्या → आवर्त सारणी] २ ब गटातील धातुरूप मूलद्रव्य. चिन्ह Cd अणुक्रमांक (अणुकेंद्रातील प्रोटॉनांची संख्या) ४८ अणुभार ११२·४० वि. गु. ८·६५ (२०० से. ला) वितळबिंदू ३२१० से. उकळबिंदू ७६४·९० से. चांदीसारखी शुभ्र रंगाची व तन्य धातू. आठ नैसर्गिक समस्थानिक [अणुक्रमांक तोच पण अणुभार भिन्न असलेला त्या मूलद्रव्याचा प्रकार, →समस्थानिक] १०६, १०८,११०, १११, ११२, ११३, ११४ व ११६ संयुजा [अणूंची परस्परांशी संयोग पावण्याची क्षमता, → संयुजा] २. विद्युत्‌ विन्यास (अणूमधील इलेक्ट्रॉनांची मांडणी) २, ८, १८, १८, २. 

इतिहास : श्ट्रोमायर यांना १८१७ साली झिंक ऑक्साइडाचा एक पिवळा नमुना आढळला. त्याचा पिवळा रंग लोहाच्या ऑक्साइडामुळे आलेला नसून एका नवीन धातूच्या ऑक्साइडामुळे आला आहे असे त्यांना दिसून आले. त्या धातूला त्यांनी कॅडमियम हे नाव दिले.

उपस्थिती : कॅडमियमाचा एकच धातुपाषाण (कच्ची धातू) असून तो निसर्गात विरळतेने आढळतो. तो म्हणजे ⇨ग्रीनोकाइट (CdS) हे खनिज होय. हे खनिज स्कॉटलंडामधील ग्रिनक व बिशप्टन येथे तसेच झेकोस्लोव्हाकियातील बोहीमिया व अमेरिकेतील पेन्सिल्व्हानिया राज्यांत सापडते. जस्ताच्या धातुपाषाणात कॅडमियम हे अल्प प्रमाणात, पण नेहमीच आढळते. उदा., झिंक ब्‍लेंड (ZnS) या धातुपाषाणात ते ०·५ ते ३% व कॅलॅमाइन या धातुपाषाणात ते ०·५ ते ५% इतक्या प्रमाणात आढळते. या धातुपाषाणांपासून जस्त मिळविताना कॅडमियम ही धातू मुख्यत: एक उपपदार्थ म्हणून मिळविली जाते.

प्राप्ती : कॅडमियम व जस्त या धातूंच्या व त्यांच्या संयुगांच्या गुणधर्मांत बरेच साम्य आढळते. कॅडमियम हे जस्तापेक्षा अधिक बाष्पनशील (वाफ होणारे) आहे. त्यामुळे जस्त मिळविण्या करिता जस्ताच्या धातुपाषाणाचे ऊर्ध्वपातन करतात (तापवून व वाफ थंड करून घटक द्रव्ये वेगळी करतात) तेव्हा ग्राहक पात्राच्या पुढे असलेल्या दीर्घित (लांब केलेल्या) भागात जी भुकटी प्रथम जमते, ती मध्ये त्या धातुपाषाणातील कॅडमियमाचा बराचसा अंश ऑक्साइडाच्या रूपात (CdO) झिंक ऑक्साइडाबरोबर मिश्र झालेला मिळतो. त्याचा रंग तपकिरी असतो. ही भुकटी व दगडी कोळसा ही एकत्र मिसळून एका बकपात्रात (वाफ वेगळी करण्यासाठी बाजूला किंवा वर नळी असलेल्या पात्रात) घालतात व ८५०^०-९००^० से. पर्यंत तापवितात. ऊर्ध्वपातनाने मिळणाऱ्या मिश्रणात सु. २०% कॅडमियम असते. हे मिश्रण लोणारी कोळशाबरोबर लोखंडी किंवा मातीच्या लहान बकपात्रात घालून त्याचे पुन्हा ऊर्ध्वपातन केले म्हणजे शुद्ध धातू मिळते.

अमेरिकेतील शिशाच्या व तांब्याच्या धातुपाषाणांपासून शिसे व तांबे काढणाऱ्या कारखान्यांत, धातुपाषाण भाजण्याच्या क्रियेत तयार होणाऱ्या धुरापासून बरेच कॅडमियम मिळविले जाते.

विद्युत्‌ विच्छेदनाने (विजेच्या प्रवाहाचा उपयोग करून संयुगाच्या रेणूचे तुकडे करण्याने) जस्त  शुद्ध करण्याच्या प्रक्रियेत विद्युत्‌ घटाच्या टाकीत जो विद्राव शिल्लक राहतो, त्याच्यात कॅडमियमाचा  अंश विरघळलेल्या स्थितीत असतो. त्या विद्रावात जस्ताची भुकटी घालून त्याच्यातील कॅडमियमाचे  अवक्षेपण केले जाते (साका तयार केला जातो). 

CdSO₄          +         Zn    →         ZnSO₄      +   Cd

  कॅडमियम सल्फेट         जस्त           झिंकसल्फेट       कॅडमियम

कॅडमियमाचे उत्पादन अमेरिकेच्या संयुक्त संस्थानांत सर्वांत जास्त होते. मेक्सिकोत  कॅडमियमयुक्त धूळ व धूर उपलब्ध आहे, तथापि त्यांतील धातू मिळविण्याचे काम अमेरिकेच्या संयुक्त  संस्थानांतच होते. कॅनडा, दक्षिण आफ्रिका, बेल्जियम, ऑस्ट्रेलिया, पोलंड, इटली, युनायटेड किंग्डम, जपान, नॉर्वे इ. देशांतही थोडेफार कॅडमियमाचे उत्पादन होते. या धातूचे उत्पादन  जस्ताच्या उत्पादनाशी विशेष निगडित आहे.  

गुणधर्म : सामान्य तापमानात कॅडमियम विशेष गंजत नाही. या धातूच्या पृष्ठावर तिच्या ऑक्साइडाचा अगदी पातळ व पारदर्शक थर तयार होतो व त्या थरामुळे आतल्या धातूचे रक्षण होते. हवेत तापविल्यावर ती जळून तिचे ऑक्साइड (CdO) तयार होते. सामान्य तापमानात तिच्यावर पाण्याचा परिणाम होत नाही, पण तापवून लाल केल्यावर वाफेशी विक्रिया होऊन तिचे ऑस्काइड व हायड्रोजन ही तयार होतात.   

विरल हायड्रोक्लोरिक व सल्फ्यूरिक अम्‍लांची कॅडमियमावर सावकाश विक्रिया होते व  हायड्रोजन मुक्त होतो. विरल नायट्रिक अम्‍लाची विक्रिया सहज होते व नायट्रोजनाची ऑक्साइडे  तयार होतात. कॅडमियमाची लवणे सामान्यतः वर्णहीन व विषारी असतात. कॅडमियम व क्षार (अम्‍लाशी विक्रिया होऊन लवणे देणारा पदार्थ) यांची विक्रिया होत नाही.  

काही कॅडमियम संयुगे फार विषारी आहेत तर काही संयुगांची संहती (विशिष्ट आकारमानात असलेले प्रमाण) जास्त असली, तरी त्यांचा फारच थोडा वाईट परिणाम होतो. प्रत्यक्ष धातूची वाफ व तिच्या हवेतील ज्वलनाने होणारे  अतिसूक्ष्म ऑक्साइड श्वासावाटे फुप्फुसात गेल्यामुळे मोठे घातक परिणाम होतात असे आढळते.  याच्या प्रत्यक्ष संपर्कात आलेल्या माणसांत घृणा उत्पन्न होणे व आमांश अशी लक्षणे दिसतात. मात्र  मृत्युपर्यवसायी उदाहरणांत फुप्फुसांवर परिणाम झाल्याचे आढळून आले आहे, याकडे दुर्लक्ष केल्यास  कायम स्वरूपाची इजा होते. लहान प्रमाणात विषबाधा झाल्यास योग्य इलाज करून २४ तासांत तिची  लक्षणे नाहीशी होतात.  

विद्राव्य (विरघळणारी) कॅडमियम संयुगे ही शिसे व आर्सेनिक यांच्या विद्राव्य संयुगांप्रमाणेच  विषारी असतात. कॅडमियम संयुगांच्या वाफेने तयार होणाऱ्या धुक्याने किंवा त्यांच्या फवाऱ्याने युक्त  असे वातावरण काम करण्यास अनुकूल नसते.   

कॅडमियम उत्पादनाच्या कारखान्यात कामगार जेथे काम करीत असतात तेथे वायुवीजनाची (हवा खेळती ठेवण्याची) चांगली सोय असणे अत्यंत जरूर असते. अशा वातावरणात कॅडमियम  ऑक्साइड किंवा धातूची वाफ यांचे प्रमाण ०·१ मिग्रॅ./घमी. पेक्षा जास्त नसावे.

उपयोग : लोखंड, पोलाद, तांबे, पितळ व इतर मिश्रधातूंवर गंजरोधक मुलामा देण्यासाठी मुख्यत: या धातूचा उपयोग होतो. या धातूचा थर अगदी पातळ असला तरी तो दीर्घकाळ टिकतो व त्याच्या आतील धातू गंजत नाही. पण कॅडमियमाची संयुगे विषारी आहेत म्हणून खाद्य पदार्थ ठेवण्याच्या भांड्यांना मात्र त्याचा मुलामा देता येत नाही. कॅडमियम ही धातू न्यूट्रॉन सहज शोषून घेते म्हणून आणवीय विक्रियकातील (अणुकेंद्रीय विक्रिया ज्यात घडते अशा उपकरणातील) विक्रियेचा वेग मंद करण्यासाठी तिच्या किंवा तिच्या व पोलादाच्या मिश्रधातूपासून बनविलेल्या सळ्यांचा उपयोग करतात. काही गलनीय (डाखकामात तसेच अग्निशामकातील सुरक्षा प्रयुक्तीत वापरण्यात येणाऱ्या कमी तापमानास वितळणाऱ्या) मिश्रधातू बनविण्यासाठी कॅडमियम वापरतात. उदा., वूड यांची धातू, हिचा वितळबिंदू ७१^० से. असून ही १ भार कॅडमियम, १ भार कथिल, २ भार शिसे व ४ भार बिस्मथ यांच्या या प्रमाणातील मिश्रणाची बनविलेली असते. कॅडमियमाच्या पारदमेलाचा (जिचा एक घटक पारा आहे अशा मिश्रधातूचा) उपयोग वेस्टन यांच्या विद्युत्‌ घटात केला जातो. कॅडमियम विद्युत्‌ घटांचे दीर्घायुष्य, हलके वजन व साठा करण्यातील सुलभता यांमुळे त्यांचा विमानात विशेषतः उपयोग करतात. जागतिक उत्पादनापैकी एकपंचमांश कॅडमियमाचा उपयोग रंगद्रव्ये तयार करण्यासाठी करण्यात येतो. कॅडमियमाच्या सल्फाइड व सल्फोसेलेनाइड यांपासून उत्तम पिवळे व तांबडे रंग तयार होतात. हे रंग मोटारगाड्यांवर देण्यात येणाऱ्या एनॅमल व लॅकर यांच्या अंतिम संस्करणात वापरण्यात येतात. 

संयुगे : (१) कॅडमियम हायड्राइड : CdH₂. योग्य दाब, तापमान व उत्प्रेरक (विक्रियेत भाग न घेता विक्रियेची गती वाढविणारा पदार्थ) वापरून कॅडमियम धातू व हायड्रोजन यांचा संयोग करून हे संयुग तयार करता येते.

(२) कॅडमियम ऑक्साइड : CdO. हे तपकिरी पुडीसारखे असते. धातू हवेत तापवून किंवा तिचे हायड्रॉक्साइड किंवा कार्बोनेट भाजून हे तयार करता येते.

क्षारीय विद्रावांची कॅडमियम ऑक्साइडाची विक्रिया होत नाही, पण घन सोडियम  हायड्रॉक्साइडाच्या बरोबर तापविले असता सोडियम कॅडमियेट (Na2CdO2) तयार होते म्हणजेच हे  उभयधर्मी (क्षारधर्मी व अम्‍लधर्मी हे गुणधर्म असणारे) आहे. 

(३) कॅडमियम पेरॉक्साइड : CdO₂. ऑक्सिजन व कॅडमियम ऑक्साइड ही उच्च तापमानात एकत्र तापविल्यावर हे संयुग तयार होते. कॅडमियम हायड्रॉक्साइडावर हायड्रोजन पेरॉक्साइडाची विक्रिया करूनही ते मिळते.

(४) कॅडमियम हायड्रॉक्साइड : Cd(OH)₂. कॅडमियमाच्या लवणाच्या विद्रावा सोडियम हायड्रॉक्साइडाचा विद्राव घातल्यावर याचा अवक्षेप तयार होतो. क्षाराच्या विरल व अतिरिक्त विद्रावात ते लेशमात्र व क्षारांच्या संहत विद्रावात किंचित अधिक प्रमाणात विरघळते व अस्थिर असे कॅडमियेट तयार होते.

ते अमोनियात अल्प प्रमाणात विरघळते व त्याचे Cd(NH₃)_x⁺² असे जटिल आयन (येथे विद्युत्‌ भारित अणुगट) तयार होतात. या सूत्रातील X चे मूल्य सहा पर्यंत असू शकते.

कॅडमियम हायड्रॉक्साइडाची अम्‍लांशी विक्रिया होऊन कॅडमियमाची लवणे तयार होतात. उदा., हायड्रोक्लोरिक अम्‍लाशी विक्रिया झाल्यास कॅडमियम क्लोराइड मिळते.

(५) कॅडमियम कार्बोनेट : CdCO₃. कॅडमियमाच्या लवणाच्या विद्रावात सोडियम बायकार्बोनेटाचा विद्राव घातल्यावर कॅडमियम कार्बोनेटाचा पांढरा अवक्षेप मिळतो. तापविल्यावर कॅडमियम कार्बोनेटाचे पुढे दाखविल्याप्रमाणे अपघटन (मूळ रेणूचे तुकडे होऊन लहान रेणू अथवा अणू बनणे) होते. 

                           CdCO₃ → CdO    +    CO₂

(६) कॅडमियम सल्फाइड : CdS. कॅडमियम व गंधक एकत्र तापवून हे तयार करता येते. कॅडमियमाच्या लवणातून हायड्रोजन सल्फाइड जाऊ दिले असता तापमानानुसार पिवळ्या ते नारिंगी रंगाच्या अवक्षेपाच्या स्वरूपातही हे तयार होते. चित्रकलेत वापरला जाणारा पिवळा रंग तयार करण्यासाठी कॅडमियम सल्फाइडाचा उपयोग करतात.

(७) कॅडमियम सल्फेट : CdSO₄. कॅडमियम ऑक्साइडावर किंवा कार्बोनेटावर विरल सल्फ्यूरिक अम्‍लाची विक्रिया करून हे तयार करता येते. हे पाण्यात विद्राव्य असून त्याची तीन हायड्रेटे होतात. त्यांपैकी मुख्य म्हणजे CdSO₄.7H₂O हे होय. याची K₂Cd (SO₄)₂.6H₂O सारखी द्विलवणे (दोन लवणांच्या रेणूंचा संयोग होऊन बनलेली लवणे) तयार होतात. कॅडमियम सल्फेटाचा उपयोग मुख्यत्वे प्रमाण विद्युत्‌ घट तयार करण्यासाठी होतो. हे विद्युत्‌ घट सामान्य परिस्थितीत जवळजवळ स्थिर विद्युत्‌ दाब देतात. 

(८) कॅडमियम नायट्रेट : Cd(NO₃)₂. कॅडमियम धातूवर किंवा तिच्या ऑक्साइडावर किंवा कार्बोनेटावर विरल नायट्रिक अम्‍लाची विक्रिया करून हे मिळते. हे वर्णहीन असून अतिशय चिघळते व पाण्यात पुष्कळ प्रमाणात विरघळते.

(९) कॅडमियमाची हॅलाइडे : तप्त धातू व हॅलोजन यांची विक्रिया करून कॅडमियमाची हॅलाइडे तयार करता येतात. तापविल्यावर त्यांचे बाष्प होते. फ्ल्युओराइडापासून सुरुवात करून आयोडाइडापर्यंत जाताना या हॅलाइडांची विद्राव्यता (विरघळण्याचे प्रमाण) वाढत जाते.

कॅडमियम फ्ल्युओराइड : CdF₂. याचे घनाकृती स्फटिक असून ते पाण्यात किंचित विद्राव्य  असतात. याच्यापासून NH₄CdF₃ असे संयुग तयार होते. 

कॅडमियम क्लोराइड : CdCl₂. याचे षट्‌कोणी स्फटिक असतात आणि याची अनेक हायड्रेटे  तयार होतात. यांपैकी मुख्य म्हणजे CdCl₂.21/2 H₂O.

कॅडमियम ब्रोमाइड : CdBr₂. याचे ही षट्‌कोणी स्फटिक असून ते पाण्यात बरेच विद्राव्य  असतात. याच्यापासून CdBr2.4H2O हे हायड्रेट तयार होते.

कॅडमियम आयोडाइड : CdI₂. स्फटिक षट्‌कोणी व पाण्यात बरेच विद्राव्य असतात.  याच्यापासून हायड्रेट तयार होत नाही.

विद्रावात असताना कॅडमियमाच्या हॅलाइडांचे थोडेसेच आयनीभवन (आयन तयार होणे) होते व त्यांच्यापासून CdI₃^-1 व CdI₄^-2 यांसारखे जटिल आयन तयार होतात. उदा.

                                2CdI₂     →    Cd⁺² +  CdI₄^-2

अभिज्ञान : (अस्तित्व ओळखणे). कॅडमियमाच्या लवणाच्या विद्रावातून विद्राव तृप्त (विरघळणारा पदार्थ जास्त विरघळत नाही अशी स्थिती) होईपर्यंत हायड्रोजन सल्फाइडाचा वायू जाऊ दिला म्हणजे पिवळा अवक्षेप मिळतो. हा अवक्षेप विरल हायड्रोक्लोरिक अम्‍लात किंवा अमोनियम सल्फाइडाच्या विद्रावात विरघळत नाही, पण विरल नायट्रिक अम्‍लात किंवा गरम आणि विरल सल्फ्यूरिक अम्‍लात विरघळतो.

संदर्भ : 1. Abbott, D Inorganic chemistry, London, 1965.

    2. Hicks, J. Comprehensice Chemistry, London, 1963.

    3. Partington, J. R. General and Inorganic Chemistry, New York, 1966.

मिठारी, भू. चिं.

“