Europium wird in Sternen fast ausschließlich durch den r-Prozess (schnelle Neutroneneinfang) während kataklysmischer Ereignisse wie Supernovae und Neutronensternverschmelzungen synthetisiert. Im Gegensatz zu den meisten leichten Lanthanoiden, die signifikante Beiträge des s-Prozesses aufweisen, wird Europium zu etwa 95% vom r-Prozess dominiert, was es zu einem der reinsten Tracer dieses explosiven Nukleosyntheseprozesses macht.
Die kosmische Häufigkeit von Europium beträgt etwa 9,7×10⁻¹³ der Häufigkeit von Wasserstoff in Atomzahl, was es etwa 1000-mal seltener als Cer macht und zu den seltensten Lanthanoiden im Universum zählt. Diese extreme Seltenheit erklärt sich durch seine fast ausschließliche Produktion in gewaltsamen r-Prozess-Ereignissen, die viel seltener sind als s-Prozesse in AGB-Sternen. Europium ist das Signatur-Element des r-Prozesses.
Das Europium/Eisen-Verhältnis (Eu/Fe) in Sternen ist ein kritischer Indikator für die Geschichte der chemischen Anreicherung der Galaxis. Alte, metallarme Sterne zeigen hohe Eu/Fe-Verhältnisse, was darauf hinweist, dass die ersten Generationen massereicher Supernovae die Galaxis schnell mit r-Prozess-Elementen wie Europium anreicherten. Jüngere Sterne zeigen niedrigere Eu/Fe-Verhältnisse, was die zunehmende Bedeutung von Typ-Ia-Supernovae (die kein Europium produzieren) und die fortschreitende chemische Evolution der Galaxis widerspiegelt.
Die spektroskopische Beobachtung der Kilonova GW170817 (eine Neutronensternverschmelzung, die 2017 entdeckt wurde) zeigte Signaturen, die mit der massiven Synthese schwerer Elemente einschließlich Europium vereinbar sind. Theoretische Modelle deuten darauf hin, dass dieses einzelne Ereignis mehrere Erdmassen an Europium produzierte, was bestätigt, dass Neutronensternverschmelzungen wichtige Produktionsstätten für r-Prozess-Elemente sind. Diese Beobachtungen revolutionierten unser Verständnis des kosmischen Ursprungs der schweren Seltenen Erden.
Europium ist nach dem europäischen Kontinent benannt, in Anlehnung an die Tradition, Elemente nach geografischen Orten zu benennen. Der Name wurde vom Entdecker gewählt, um Europa zu ehren, den Geburtskontinent vieler Pioniere der Chemie der Seltenen Erden. Europium ist eines der wenigen Elemente, die nach einem Kontinent und nicht nach einer Person, einem bestimmten Ort oder einer chemischen Eigenschaft benannt sind.
Europium wurde 1896 vom französischen Chemiker Eugène-Anatole Demarçay (1852-1903) in Paris entdeckt. Demarçay entdeckte ungewöhnliche Spektrallinien in konzentrierten Samarium-Proben, die auf die Anwesenheit eines neuen Elements hindeuteten. Mit Hilfe der Spektroskopie, einer Technik, in der er trotz einer teilweisen Erblindung nach einer Laborexplosion hervorragend war, isolierte Demarçay das neue Element schrittweise durch wiederholte fraktionierte Kristallisation von verunreinigtem Samariumnitrat.
1901, nach fünf Jahren sorgfältiger Arbeit, erhielt Demarçay Europium-Proben, die rein genug für eine vollständige Charakterisierung waren. Er bestimmte die charakteristischen Spektraleigenschaften von Europium und zeigte, dass es sich tatsächlich um ein neues Element und nicht um eine bekannte Verunreinigung handelte. Demarçays Entdeckung wurde schnell von anderen europäischen Chemikern bestätigt. Die Isolierung von reinem metallischem Europium gelang erst 1937 durch elektrolytische Reduktion.
Europium ist in der Erdkruste mit einer durchschnittlichen Konzentration von etwa 2 ppm vorhanden, was es zum 51. häufigsten Element macht, vergleichbar mit Schwefel. Es ist das seltenste Seltenerdmetall unter den leichten Lanthanoiden, was seine begrenzte astrophysikalische Produktion durch den r-Prozess widerspiegelt. Die wichtigsten europiumhaltigen Minerale sind Bastnäsit ((Ce,La,Nd,Eu)CO₃F), in dem Europium etwa 0,1-0,2% des Seltenen-Erden-Gehalts ausmacht, und Monazit ((Ce,La,Nd,Eu,Th)PO₄), in dem es 0,05-0,1% ausmacht.
Die weltweite Produktion von Europiumoxiden beträgt etwa 400 bis 600 Tonnen pro Jahr, was es zu einem der am wenigsten produzierten Seltenerdmetalle macht. China dominiert mit etwa 85-90% der weltweiten Produktion, gefolgt von den USA und Australien. Aufgrund seiner relativen Seltenheit und hochwertigen Spezialanwendungen ist Europium eines der teuersten Seltenerdmetalle, mit typischen Preisen von 200-500 Dollar pro Kilogramm Oxid, abhängig von Reinheit und Marktbedingungen.
Metallisches Europium wird hauptsächlich durch Reduktion von Europiumoxid (Eu₂O₃) mit metallischem Lanthan bei hoher Temperatur in inerter Atmosphäre oder durch Elektrolyse von geschmolzenem Europiumchlorid hergestellt. Die jährliche weltweite Produktion von metallischem Europium beträgt etwa 100-150 Tonnen. Das Recycling von Europium aus Leuchtstofflampen und alten Bildschirmen macht etwa 1-2% des Gesamtangebots aus, wobei sich die Recyclingquoten mit fortschrittlichen Trenntechnologien und wirtschaftlichen Anreizen aufgrund der hohen Preise allmählich verbessern.
Europium (Symbol Eu, Ordnungszahl 63) ist das siebte Element der Lanthanoid-Reihe und gehört zu den Seltenen Erden des f-Blocks des Periodensystems. Sein Atom hat 63 Protonen, in der Regel 90 Neutronen (für das häufigste Isotop \(\,^{153}\mathrm{Eu}\)) und 63 Elektronen mit der Elektronenkonfiguration [Xe] 4f⁷ 6s².
Europium ist das reaktivste Lanthanoid und weist bemerkenswert untypische physikalische Eigenschaften auf. Es ist das weichste, dehnbarste und formbarste Seltenerdmetall und kann wie Natrium leicht mit einem Messer geschnitten werden. Europium hat die niedrigste Dichte aller Lanthanoide (5,24 g/cm³), sogar niedriger als die von Eisen. Es kristallisiert bei Raumtemperatur in einer kubisch-raumzentrierten (krz) Struktur, im Gegensatz zu den meisten Lanthanoiden, die hexagonale dichteste Packungen annehmen.
Europium schmilzt bei 822 °C (1095 K) und siedet bei 1529 °C (1802 K) und hat damit die niedrigsten Schmelz- und Siedepunkte aller Lanthanoide. Diese relative Flüchtigkeit erleichtert paradoxerweise seine Reinigung durch Vakuumdestillation. Europium ist ein schlechter elektrischer Leiter mit einer Leitfähigkeit, die etwa 50-mal niedriger ist als die von Kupfer. Europium ist bei Raumtemperatur paramagnetisch und zeigt bei niedrigen Temperaturen komplexe magnetische Eigenschaften.
Europium ist außerordentlich reaktiv und oxidiert schnell an der Luft, wobei sich eine gelb-grüne Oxidschicht bildet, die das Metall nicht schützt. Metallisches Europium muss unter Mineralöl oder in einer inerten Argonatmosphäre aufbewahrt werden. Es entzündet sich spontan an der Luft, wenn es fein verteilt ist, und reagiert heftig mit Wasser, sogar bei Raumtemperatur. Europium brennt leicht in der Luft mit einer charakteristischen hellen rot-orangen Flamme.
Schmelzpunkt von Europium: 1095 K (822 °C).
Siedepunkt von Europium: 1802 K (1529 °C).
Europium ist das reaktivste Lanthanoid, oxidiert schnell an der Luft und reagiert heftig mit Wasser.
| Isotop / Notation | Protonen (Z) | Neutronen (N) | Atommasse (u) | Natürliche Häufigkeit | Halbwertszeit / Stabilität | Zerfall / Anmerkungen |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Europium-151 — \(\,^{151}\mathrm{Eu}\,\) | 63 | 88 | 150,919850 u | ≈ 47,81 % | Stabil | Minderes stabiles Isotop von Europium, das etwa 48% des natürlichen Gesamtvorkommens ausmacht. |
| Europium-153 — \(\,^{153}\mathrm{Eu}\,\) | 63 | 90 | 152,921230 u | ≈ 52,19 % | Stabil | Hauptisotop von Europium, das etwa 52% des natürlichen Gesamtvorkommens ausmacht. |
| Europium-152 — \(\,^{152}\mathrm{Eu}\,\) | 63 | 89 | 151,921745 u | Synthetisch | ≈ 13,54 Jahre | Radioaktiv (EC, β⁻, β⁺). Intensiver Gammastrahler, verwendet zur Kalibrierung von Strahlungsdetektoren. |
| Europium-154 — \(\,^{154}\mathrm{Eu}\,\) | 63 | 91 | 153,922979 u | Synthetisch | ≈ 8,59 Jahre | Radioaktiv (β⁻). Gammastrahler, Aktivierungsprodukt in Kernreaktoren. |
| Europium-155 — \(\,^{155}\mathrm{Eu}\,\) | 63 | 92 | 154,922893 u | Synthetisch | ≈ 4,76 Jahre | Radioaktiv (β⁻). Signifikantes Spaltprodukt, in der Kernforschung verwendet. |
Hinweis: :
Elektronenschalen: Wie Elektronen um den Kern organisiert sind.
Europium hat 63 Elektronen, die auf sechs Elektronenschalen verteilt sind. Seine Elektronenkonfiguration [Xe] 4f⁷ 6s² ist besonders stabil aufgrund der halbgefüllten 4f-Unterschale (7 Elektronen von 14 möglichen), was gemäß der Hundschen Regel zusätzliche Stabilität verleiht. Diese Konfiguration kann auch geschrieben werden als: K(2) L(8) M(18) N(18) O(25) P(2), oder vollständig: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f⁷ 5s² 5p⁶ 6s².
K-Schale (n=1): enthält 2 Elektronen in der 1s-Unterschale. Diese innere Schale ist vollständig und sehr stabil.
L-Schale (n=2): enthält 8 Elektronen, verteilt als 2s² 2p⁶. Diese Schale ist ebenfalls vollständig und bildet eine Edelgaskonfiguration (Neon).
M-Schale (n=3): enthält 18 Elektronen, verteilt als 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Diese vollständige Schale trägt zur elektronischen Abschirmung bei.
N-Schale (n=4): enthält 18 Elektronen, verteilt als 4s² 4p⁶ 4d¹⁰. Diese Schale bildet eine stabile und vollständige Struktur.
O-Schale (n=5): enthält 25 Elektronen, verteilt als 5s² 5p⁶ 4f⁷ 5d⁰. Die sieben halbgefüllten 4f-Elektronen charakterisieren die Chemie von Europium.
P-Schale (n=6): enthält 2 Elektronen in der 6s²-Unterschale. Diese Elektronen sind die äußeren Valenzelektronen von Europium.
Europium hat effektiv 9 Valenzelektronen: sieben 4f⁷-Elektronen und zwei 6s²-Elektronen. Europium zeigt zwei stabile Oxidationszustände: +2 und +3. Der +3-Zustand ist der häufigste, bei dem Europium seine beiden 6s-Elektronen und ein 4f-Elektron verliert, um das Eu³⁺-Ion mit der Konfiguration [Xe] 4f⁶ zu bilden. Dieses Ion ist für die intensive rote Lumineszenz verantwortlich, die Europium berühmt macht.
Der +2-Zustand ist unter den Lanthanoiden ungewöhnlich, aber für Europium besonders stabil aufgrund der halbgefüllten 4f⁷-Konfiguration des Eu²⁺-Ions (Konfiguration [Xe] 4f⁷). Diese außergewöhnliche Stabilität ermöglicht die Existenz vieler Europium(II)-Verbindungen: EuO (Oxid), EuCl₂ (Chlorid), EuSO₄ (Sulfat) und verschiedene Halogenide. Europium(II) zeigt auch lumineszente Eigenschaften und emittiert typischerweise im Blau-Grün-Bereich.
Die Leichtigkeit, mit der Europium zwischen den +2- und +3-Zuständen wechselt, macht es zu einem ausgezeichneten Redox-Indikator. In wässriger Lösung ist Europium(II) ein mäßig starkes Reduktionsmittel und oxidiert allmählich zu Europium(III) in Gegenwart von Sauerstoff. Diese reiche Redox-Chemie unterscheidet Europium von anderen leichten Lanthanoiden und bringt es in einigen Aspekten seiner Chemie näher an die Erdalkalimetalle wie Barium und Strontium.
Europium ist extrem reaktiv mit Sauerstoff und oxidiert schnell an der Luft, wobei sich eine gelb-grüne Eu₂O₃-Schicht (Europium(III)-oxid) bildet, die kontinuierlich reißt und abblättert und dem darunter liegenden Metall keinen Schutz bietet. Fein verteiltes Europium entzündet sich spontan an der Luft und reagiert heftig mit Wasser, selbst bei Raumtemperatur. Europium brennt leicht in der Luft mit einer charakteristischen hellen rot-orangen Flamme: 4Eu + 3O₂ → 2Eu₂O₃. Feines Europium-Pulver ist pyrophor und muss in inerter Atmosphäre gehandhabt werden.
Europium reagiert heftig mit Wasser bei Raumtemperatur unter Bildung von Europium(III)-hydroxid und Freisetzung von Wasserstoffgas mit sichtbarer Schaumbildung: 2Eu + 6H₂O → 2Eu(OH)₃ + 3H₂↑. Diese Reaktion ist exotherm und beschleunigt sich schnell; der freigesetzte Wasserstoff kann sich bei ausreichend großen Proben spontan entzünden. Europium(III)-hydroxid fällt als gallertartiger weiß-rosafarbenen Feststoff aus. Die Reaktion von Europium mit Wasser gehört zu den heftigsten aller Lanthanoide.
Europium reagiert heftig mit allen Halogenen unter Bildung von Trihalogeniden: 2Eu + 3Cl₂ → 2EuCl₃. Europium(II)-Dihalogenide können durch Reduktion der Trihalogenide mit metallischem Europium hergestellt werden: Eu + 2EuCl₃ → 3EuCl₂. Europium löst sich schnell in Säuren, selbst in verdünnten, unter heftiger Wasserstoffentwicklung: 2Eu + 6HCl → 2EuCl₃ + 3H₂↑, wobei blassgelbe Eu³⁺-Lösungen entstehen.
Europium reagiert bei mäßigen Temperaturen mit Wasserstoff zu EuH₂-Hydrid, mit Schwefel zu EuS-Sulfid (ein interessantes magnetisches Halbleitermaterial), mit Stickstoff bei hohen Temperaturen zu EuN-Nitrid und mit Kohlenstoff zu den Carbiden EuC₂ und Eu₂C₃. Europium bildet auch viele organometallische und Koordinationskomplexe, die in der Katalyse und Synthesechemie genutzt werden.
Die bemerkenswerteste Eigenschaft von Europium ist seine intensive Lumineszenz. Das Eu³⁺-Ion ist eines der lumineszentesten Lanthanoid-Ionen und emittiert reines rotes Licht bei etwa 610-630 nm (⁵D₀ → ⁷F₂-Übergang), wenn es durch UV- oder Kathodenstrahlen angeregt wird. Diese intensive rote Emission mit hoher Quanteneffizienz (bis zu 90% in optimierten Matrizen) macht Europium zum Standard-Rotleuchtstoff für alle Display- und Beleuchtungsanwendungen. Das Eu²⁺-Ion emittiert im Blau-Grün-Bereich (450-550 nm) mit ebenfalls bemerkenswerter Effizienz.
Die Anwendung, die Europium berühmt machte, war seine Verwendung als roter Leuchtstoff in Kathodenstrahlröhren-Bildschirmen (CRT) von Fernsehern und Computermonitoren von 1960 bis 2000. Der Y₂O₃:Eu³⁺-Leuchtstoff (mit 5-10% Europium dotiertes Yttriumoxid) erzeugte eine reine rote Emission bei 611 nm mit außergewöhnlicher Effizienz, wenn er mit Elektronen beschossen wurde. In Kombination mit grünen (ZnS:Cu,Al) und blauen (ZnS:Ag) Leuchtstoffen ermöglichte er die vollständige Farbwiedergabe. Ein typischer CRT-Fernseher enthielt 0,5-2 Gramm Europium in seiner phosphoreszierenden Beschichtung.
Mit dem Rückgang der CRT-Bildschirme Anfang der 2000er Jahre fand Europium neue Anwendungen in modernen LCD-Bildschirmen. Die weißen LED-Hintergrundbeleuchtungen von LCD-Bildschirmen verwenden Europium-Leuchtstoffe, um einen Teil des blauen LED-Lichts in rotes Licht umzuwandeln und so ein ausgewogenes weißes Licht zu erzeugen. Typische Leuchtstoffe sind (Sr,Ca)AlSiN₃:Eu²⁺ (Nitridosilikat, das rot-orange emittiert) oder CaAlSiN₃:Eu²⁺. Diese Anwendung macht heute 50-60% der weltweiten Europium-Nachfrage aus.
Europium-Leuchtstoffe sind entscheidend für die Erzielung eines breiten Farbspektrums (Farbskala) in modernen Displays. Ohne Europium würden LCD-Bildschirme eine schlechte Rotwiedergabe aufweisen, was insbesondere Hauttöne und gesättigte Bilder beeinträchtigen würde. Aktuelle "Quantum-Dot"-Displays verwenden ebenfalls europiumhaltige Leuchtstoffe, um die Farbqualität weiter zu verbessern. Die außergewöhnliche spektrale Reinheit der Eu³⁺-Emission (Linienbreite 5-10 nm) ermöglicht lebendige, gesättigte Farben, die mit anderen Leuchtstoffen nicht erreicht werden können.
Europium spielt eine wesentliche Rolle in energiesparenden Leuchtstofflampen und "Drei-Leuchtstoff"-Leuchtstoffröhren, die hochwertiges weißes Licht erzeugen. Diese Lampen verwenden eine Mischung aus drei Leuchtstoffen: blau (BaMgAl₁₀O₁₇:Eu²⁺), grün (LaPO₄:Ce³⁺,Tb³⁺) und rot (Y₂O₃:Eu³⁺). Der rote Europium-Leuchtstoff ist absolut unverzichtbar, um einen hohen Farbwiedergabeindex (CRI) über 80-85 zu erreichen, der für hochwertige Wohn- und Gewerbebeleuchtung essenziell ist.
Drei-Leuchtstoff-Lampen mit Europium wandeln die UV-Emission von Quecksilber (254 nm) mit einer Effizienz von 25-30% in sichtbares Licht um, was 3-4-mal effizienter ist als Glühlampen. Eine typische 20-W-Kompaktleuchtstofflampe enthält etwa 10-20 Milligramm Europium. Die Farbtemperatur kann von "warmweiß" (2700K) bis "kaltweiß" (6500K) durch Variation der relativen Anteile der drei Leuchtstoffe eingestellt werden.
Die Verwendung von Europium in Leuchtstofflampen erreichte ihren Höhepunkt um 2005-2010 und ging dann mit der massiven Einführung von LEDs allmählich zurück. Moderne weiße LEDs verwenden ebenfalls Europium-Leuchtstoffe, jedoch in geringeren Mengen (1-5 mg pro LED), da sie effizienter sind. Dieser Übergang führte zu einem vorübergehenden Überangebot an Europium auf dem Weltmarkt in den Jahren 2010-2015, gefolgt von einer Neuausrichtung mit dem Wachstum von LCD- und LED-Bildschirmen.
Europium wird weit verbreitet in lumineszierenden Tinten und Pigmenten für die Sicherheit von Banknoten, Pässen, Personalausweisen und offiziellen Dokumenten verwendet. In Tinten eingebettete organometallische Europium-Komplexe zeigen eine intensive rote Lumineszenz unter UV-Bestrahlung (365 nm oder 254 nm), was eine schnelle Überprüfung der Echtheit ermöglicht. Der Euro, der US-Dollar, der japanische Yen und die meisten großen Währungen verwenden Europium-Marker.
Moderne Sicherheitsanwendungen verwenden komplexe Mischungen von Europium-Komplexen mit unterschiedlichen Nachleuchtzeiten (von Mikrosekunden bis Sekunden), unterschiedlichen Emissionswellenlängen und unterschiedlichen spektralen Antworten. Diese komplexen spektralen Signaturen sind für Fälscher extrem schwer zu reproduzieren. Einige Banknoten verwenden "konvertierende Leuchtstoffe", bei denen Europium bei einer anderen Wellenlänge als der Anregung emittiert, was eine sichtbare Farbänderung erzeugt.
Neben Banknoten wird Europium verwendet, um authentische Arzneimittel, originale Automobilteile, Kunstwerke, Kreditkarten, Veranstaltungstickets und verschiedene Luxusgüter zu markieren. Europium-dotierte Nanopartikel ermöglichen eine mikrometrische Markierung, die für das bloße Auge unsichtbar, aber durch Fluoreszenz nachweisbar ist. Europium-Komplexe werden auch als Tracer in der Hydrologie eingesetzt, um unterirdische Strömungen zu untersuchen und Verschmutzungsquellen zu identifizieren.
Die Isotope Eu-151 und Eu-153 besitzen außergewöhnlich hohe thermische Neutronenabsorptionsquerschnitte (9200 barn bzw. 312 barn), was Europium zu einem hervorragenden Neutronenabsorber für Kernreaktoren macht. Europiumoxid (Eu₂O₃) wird in einige Steuerstäbe und Regulierungsplatten eingebaut, um die Reaktivität der Reaktoren zu kontrollieren. Europium ist besonders nützlich in Forschungsreaktoren, die eine präzise Reaktivitätskontrolle erfordern.
Europium wird als "abbrennbares Gift" in einigen Kernbrennstoffen verwendet, um den Überschuss an Reaktivität zu Beginn des Zyklus auszugleichen. Wenn Eu-151 Neutronen absorbiert, verwandelt es sich in Eu-152 und dann in Eu-153 und hält so die Reaktivität während des schrittweisen Brennstoffverbrauchs automatisch innerhalb sicherer Grenzen. Diese selbstregulierende Eigenschaft verbessert die Sicherheit und ermöglicht längere Brennstoffzyklen ohne Eingriff.
Europium und seine stabilen Verbindungen weisen eine geringe chemische Toxizität auf, ähnlich wie andere leichte Lanthanoide. Lösliche Europiumverbindungen können bei direkter Exposition Haut-, Augen- und Atemwegsreizungen verursachen. Das Einatmen von Europiumstaub kann zu vorübergehenden Lungenreizungen führen. Toxikologische Studien zeigen eine moderate akute Toxizität, mit LD50-Werten (letale Dosis für 50% der Testtiere) für Europiumsalze, die typischerweise über 500-1000 mg/kg bei Nagetieren liegen.
Eingenommenes oder eingeatmetes Europium reichert sich hauptsächlich in Leber, Milz und Knochenskelett an. Die biologische Halbwertszeit wird auf 3-5 Jahre für Knochen-Europium und 1-2 Jahre für Weichgewebe geschätzt. In hohen Dosen kann Europium den Calciumstoffwechsel stören und eine moderate Lebertoxizität verursachen. Eine signifikante menschliche Exposition gegenüber Europium bleibt jedoch selten und beschränkt sich auf Arbeiter in der Seltenen-Erden-Industrie und Leuchtstoffherstellung. Für stabiles Europium wurden keine karzinogenen, mutagenen oder teratogenen Effekte nachgewiesen.
Die radioaktiven Isotope von Europium (Eu-152, Eu-154, Eu-155), die durch Neutronenaktivierung in Kernreaktoren produziert werden, stellen ein erhebliches radiologisches Risiko aufgrund ihrer intensiven Gammastrahlung dar. Eu-152 ist besonders besorgniserregend, da es Gammastrahlen mit mehreren Energien emittiert, die eine angemessene Abschirmung erfordern. Arbeiter, die mit diesen Isotopen umgehen, müssen Strahlenschutzmaßnahmen ergreifen und die regulatorischen Expositionsgrenzen einhalten. Die relativ lange Halbwertszeit von Eu-152 (13,5 Jahre) erfordert eine langfristige Lagerung kontaminierter Abfälle.
Die mit Europium verbundenen Umweltbedenken betreffen hauptsächlich den Abbau von Seltenen Erden. Da Europium in Erzen besonders selten ist (0,05-0,2%), erfordert die Gewinnung eines Kilogramms Europium die Verarbeitung mehrerer Tonnen Erz, was erhebliche Mengen an sauren Abfällen, kontaminiertem Schlamm und flüssigen Abfällen erzeugt. Seltene-Erden-Bergwerke können Böden und Gewässer mit radioaktiven Elementen (Thorium, Uran) verunreinigen, die natürlich in Monazit-Erzen vorkommen.
Das Recycling von Europium aus Leuchtstofflampen und alten Bildschirmen ist technisch machbar und wirtschaftlich attraktiv aufgrund der hohen Europiumpreise. Die Recyclingprozesse umfassen das Zerkleinern von Leuchtstoffröhren, die Trennung der Leuchtstoffe, die saure Auflösung und die selektive Extraktion von Europium durch Chromatographie oder Lösungsmittelextraktion. Die aktuellen Recyclingquoten liegen bei etwa 1-2%, verbessern sich aber allmählich durch Vorschriften für Elektronikschrott und wirtschaftliche Anreize.
Das Recycling einer Tonne Leuchtstofflampen kann etwa 100-200 Gramm Europium zurückgewinnen, was einem Wert von 20-100 Dollar entspricht, abhängig von den Marktpreisen. Die Herausforderungen umfassen die effiziente Sammlung gebrauchter Lampen, die Trennung gemischter Leuchtstoffe und die Reinigung auf akzeptable Niveaus für die Wiederverwendung. Die Verbesserung der Europium-Recyclinginfrastruktur ist entscheidend, um die Abhängigkeit von primären, in China konzentrierten Versorgungsquellen zu verringern und die Umweltauswirkungen des Bergbaus zu mildern.
Die berufliche Exposition gegenüber Europium erfolgt hauptsächlich in der Seltenen-Erden-Raffination, der Leuchtstoffherstellung und dem Recycling von Leuchtstofflampen. Berufliche Expositionsgrenzen für Europiumverbindungen sind in den meisten Rechtsordnungen nicht spezifisch festgelegt, aber allgemeine Empfehlungen für lösliche Seltene-Erden-Verbindungen setzen typischerweise Expositionsgrenzen von 5-10 mg/m³ für einatembaren Staub fest. Die Europiumkonzentrationen in industriellen Umgebungen können mehrere Milligramm pro Kubikmeter Luft erreichen, was eine angemessene Belüftung und Atemschutzausrüstung erfordert.
