Platinové kovy Platinum and 150 Years of the Periodic Table Recycling has changed the whole platinum metals landscape Lehké platinové kovy Ru, Rh, Pd Těžké platinové kovy Os, Ir, Pt Platinum group metals | Download Table Noble metal to nobel prize „Drahé“ kovy Periodic Table Precious Metals (Page 1) - Line.17QQ.com Trojská unce = 31.1034768 g electronegativity trends | Chemistry.Com.Pk Elektronegativita Ruthenium = šedý nebo stříbrobílý, tvrdý a křehký kov. Práškové ruthenium je světlešedý prášek. Společně s rhodiem a palladiem se ruthenium řadí mezi lehké platinové kovy. Za nepřítomnosti vzdušného kyslíku se ruthenium nerozpouští v žádné kyselině, ale koncentrovaná kyselina chlorovodíková nasycená vzduchem ruthenium rozpouští poměrně snadno, produktem reakce je komplexní kyselina hexachlororutheničitá: Ru + 6HCl + O2 → H2[RuCl6] + 2H2O Práškové ruthenium se snadno rozpouští i za normální teploty v roztocích alkalických chlornanů za vzniku toxického oranžově zbarveného oxidu rutheničelého RuO4. Dobře reaguje i s vodou sycenou chlorem nebo se směsí horké kyseliny sírové a alkalického bromičnanu: Ru + 2H2O + 3Cl2 → H2[RuCl4O2] + 2HCl 5Ru + 4H2SO4 + 8KBrO3 → 5RuO4 + 4Br2 + 4K2SO4 + 4H2O Při teplotě okolo 500°C ochotně reaguje i s alkalickými oxidačními taveninami: Ru + 2KOH + 3KNO3 → K2RuO4 + 3KNO2 + H2O Ru + K2CO3 + KClO3 → K2RuO4 + KCl + CO2 S fluorem reaguje práškové ruthenium při teplotě 300°C za vzniku tmavě zeleného fluoridu rutheničného RuF5, což je doposud jediná známá binární sloučenina pětimocného ruthenia, při teplotě nad 750°C vzniká hnědý fluorid ruthenový RuF6. S chlorem tvoří při teplotě 300°C černý chlorid ruthenitý RuCl3. S kyslíkem se při teplotě 400°C slučuje na modrý oxid rutheničitý RuO2, při teplotě nad 700°C vzniká směs oxidu rutheničitého a oranžového oxidu rutheničelého RuO4. Hnědý oxid ruthenatý RuO i černý oxid ruthenitý Ru2O3 jsou stálé pouze v hydratované podobě, nedají se připravit přímou reakcí z prvků, získavají se z roztoků příslušných solí srážením pomocí hydroxidů alkalických kovů. Za zvýšeného tlaku reaguje ruthenium s oxidem uhelnatým za vzniku různých karbonylů, např. Ru(CO)4, Ru(CO)5 nebo Ru2(CO)9. Ochotně reaguje s fosforem za vzniku fosfidů RuP2, RuP a Ru2P i s arsenem za vzniku arsenidu RuAs2. Vedle osmia je ruthenium jediným prvkem, který ve svých sloučeninách může vystupovat i v oxidačním čísle VIII, v oxidačním stupni VIII existují i nestabilní sloučeniny xenonu. Ruthenidy jsou málo rozšířené sloučeniny, ve kterých vystupuje ruthenium v záporném oxidačním stavu -II. Existuje několik ruthenidů lanthanoidů, např. ruthenid ceričitý CeRu2, který se uplatňuje při výzkumu supravodivosti. Ruthenium má silný sklon k tvorbě barevných komplexních sloučenin. Ruthenium je nejvzácnější, nikoliv však nejdražší platinový kov. V přírodě se ruthenium vyskytuje jako ryzí kov velice vzácně v platinových rudách, obvykle v doprovodu rhodia, paladia, osmia, iridia a platiny. Pro průmyslovou těžbu má rozhodující význam niklová ruda pentlandit (Ni,Fe)9S8, ve které se ruthenium téměř vždy vyskytuje jako doprovodný kov. Hlavním zdrojem pro průmyslovou výrobu ruthenia jsou odpadní anodové kaly po elektrolytické rafinaci niklu a mědi. Kaly se nejprve taví s peroxidem sodným, ruthenium se oxiduje na rozpustné soli. Po rozpuštění ve vodě je pomocí chloridu amonného vysráženo jako hexachlororutheničitan amonný, ze kterého se redukcí vodíkem připraví práškové ruthenium: (NH4)2[RuCl6] + 2H2 → Ru + 2NH4Cl + 4HCl Ruthenium se využívá jako katalyzátor celé řady chemických reakcí, velice dobře katalyzuje např. syntézu amoniaku z vodíku a dusíku. Ruthenium se používá k legování slitin titanu, přídavek 0,1 % Ru k titanu podstatným způsobem zlepšuje jeho chemickou odolnost. Ruthenocen je žlutá organorutheniová sloučenina. Ruthenocene - Wikiwand 3D model krystalové struktury Rutheničitan strontnatý Sr2RuO4 je vysokoteplotní supravodič. Boridy RuB2 a Ru2B3 se vyznačují extrémní tvrdostí a používají se k výrobě speciálních nástrojů. Oxid rutheničelý RuO4 oxiduje prakticky všechny uhlovodíky a využívá se v laboratorní praxi. Oxid rutheničitý RuO2 se používá jako katalyzátor při chemické výrobě chloru nebo k povrchové úpravě elektrod. Je strukturně podobný rutilu (TiO2). upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/... Rhodium = bílý tažný kov. V práškové formě má světlešedou barvu. Čisté rhodium se vyznačuje mimořádně vysokou odolností vůči všem kyselinám, reaguje pouze s lučavkou královskou za vzniku kyseliny hexachlororhodité: Rh + HNO3 + 6HCl → H3[RhCl6] + NO + 2H2O Rhodium reaguje také s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou sycenou kyslíkem, velice pomalu reaguje i s horkou koncentrovanou kyselinou sírovou: 4Rh + 24HCl + 3O2 → 4H3[RhCl6] + 6H2O 2Rh + 6H2SO4 → Rh2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O S chlorem reaguje rhodium poměrně ochotně za vzniku typicky červeně zbarveného chloridu rhoditého RhCl3, s fluorem se slučuje na fluorid rhodičný RhF5, při teplotě nad 750°C vytváří fluorid rhodiový RhF6. Kompaktní kovové rhodium reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu rhoditého Rh2O3 až při teplotě přes 600°C, houbovité rhodium se s kyslíkem slučuje již za laboratorní teploty. S taveninami alkalických hydrogensíranů snadno tvoří komplexní alkalické trisulfatorhoditany: 2Rh + 12KHSO4 → 2K3[Rh(SO4)3] + 3K2SO4 + 3SO2 + 6H2O Ve sloučeninách vystupuje rhodium téměř vždy jako trojmocné. Jednomocné rhodium tvoří pouze nestabilní oxid rhodný Rh2O, dvoumocné rhodium se vyskytuje v komplexní sloučenině disulfitorhodnatanu sodném Na2[Rh(SO3)2], čtyřmocné rhodium se vyskytuje v oxidu rhodičitém RhO2, pětimocné rhodium se vyskytuje v sulfidu rhodičném Rh2S5. Kromě jednoduchých sloučenin tvoří trojmocné rhodium velkou řadu různých barevných komplexních sloučenin, ve kterých může tvořit komplexní anion i kation s koordinačním číslem 6. Čtyřmocné rhodium tvoří pouze komplexní fluorosloučeniny, ve kterých vystupuje v anionu [RhF6]2-. S oxidem uhelnatým tvoří rhodium karbonyly Rh2(CO)8 a [Rh4(CO)12]. V přírodě se rhodium vyskytuje v platinových rudách a zlatonosných píscích. Rhodium je nejdražší platinový kov. Rhodium se získává z platinových rud loužením lučavkou královskou. Doprovodné kovy se z roztoku vysráží neutralizací hydroxidem sodným a cementací zinkem. Kovové rhodium se vyrábí redukcí hexachlororhodičitanu amonného vodíkem: (NH4)2[RhCl6] + 2H2 → Rh + 2NH4Cl + 4HCl Největší množství vyrobeného rhodia se využívá do automobilových katalyzátorů. Další využití má rhodium jako součást slitiny (90%Pt + 10% Rh) pro výrobu termoelektrických článků a jako katalyzátoru při výrobě kyseliny dusičné z amoniaku. Používá se k výrobě dokonalých zrcadel pro náročné použití. Ve formě slitiny s platinou se rhodium používá jako katalyzátor při výrobě kyanovodíku z amoniaku. Síran rhoditý Rh2(SO4)3 a chlorid rhoditý RhCl3 se používají pro přípravu lázní pro galvanické rhodiování. Chlorid je současně účinným katalyzátorem řady reakcí vodíku, oxidu uhelnatého a alkenů. Fluorid rhodiový RhF6 je extrémně silné oxidační činidlo a sehrál významnou úlohu při přípravě prvních sloučenin netečného plynu xenonu. Karbonyl Rh4(CO)12 a acetát katalyzují řadu organických reakcí. Trifenylfosfinový komplex rhodia (Ph3P)3RhCl (Wilkinsonův katalyzátor) je důležitou látkou zejména ve farmacii, kde umožňuje snadnou homogenní hydrogenaci složitých organických molekul i za běžných reakčních podmínek. Komplex [Rh(CO)2I2]- je účinným katalyzátorem karbonylace methanolu na kyselinu octovou (Monsanto proces). Palladium lesklý, bílý kov, vzhledem podobný stříbru. Palladium je kujné a dobře svařitelné. Palladium má velkou schopnost pohlcovat plyny. Katalyzuje řadu hydrogenačních reakcí. Palladium se rozpouští pouze v lučavce královské, v kyselině selenové a v koncentrované kyselině chlorovodíkové sycené chlorem. Reakcí palladia s lučavkou královskou vzniká kyselina tetrachloropalladnatá, reakcí s kyselinou selenovou vzniká selenan palladnatý, reakcí s kyselinou chlorovodíkovou vzniká kyselina hexachloropalladičitá: 3Pd + 12HCl + 2HNO3 → 3H2[PdCl4] + 2NO + 4H2O Pd + 2H2SeO4 → PdSeO4 + H2SeO3 + H2O Pd + 2HCl + 2Cl2 → H2[PdCl6] Za vysokých teplot reaguje s kyslíkem, fluorem, chlorem, křemíkem, fosforem a sírou. Ve sloučeninách vystupuje palladium nejčastěji jako dvoumocné, ze sloučenin trojmocného palladia je znám pouze fluorid paladitý PdF3, ze sloučenin čtyřmocného palladia je znám oxid paladičitý PdO2 a sulfid paladičitý PdS2. Palladium tvoří velké množství barevných komplexních sloučenin ve kterých má koordinační číslo 4. Rozpustné soli dvoumocného palladia mají v roztocích obvykle hnědé nebo hnědočervené zbarvení. V přírodě se palladium nejčastěji vyskytuje ryzí, v platinové rudě braggit (Pt,Pd,Ni)S a v minerálech arsenopaladinit Pd8(As,Sb)3, potarit PdHg nebo tvoří slitiny se zlatem a stříbrem ve zlatonosných píscích. Nejvíce palladia se získává z anodových kalů po rafinaci mědi a niklu. Z rud se paladium získává složitým chemickým postupem, při kterém se palladium převádí na rozpustné komplexní sloučeniny, kovové palladium se vyrábí jejich redukcí vodíkem. Využívá se při výrobě šperků, zubních plomb a keramických kondenzátorů. Slouží k barvení porcelánu na černo. Houbovité palladium na nosiči Al2O3 slouží jako katalyzátor při výrobě cyklohexanu hydrogenací benzenu v plynné fázi nebo při výrobě anilinu redukcí nitrobenzenu. Slitina palladia se zlatem je známá jako bílé zlato. Téměř stejné chemické i fyzikální vlastnosti jako palladium má intermetalická sloučenina dvou sousedních prvků, rhodia a stříbra, ktera se poněkud nadneseně nazývá umělé palladium. Slitina palladia se stříbrem se používá k výrobě polopropustných membrán pro difuzní rafinaci vodíku na velmi vysokou čistotu. Největší využití nalézá palladium ve formě oxidu PdO nebo aminokomplexu Pd[(NH3)4] jako katalyzátor řady chemických reakcí (hydrokrakování nízkosirných surovin) a jako katalyzátor v automobilovém průmyslu. Chlorid palladnatý PdCl2 je katalyzátorem hydratace alkenů, např. výroba acetaldehydu z ethylenu (Wackerův proces) nebo při výrobě butadien-styrenového kaučuku a jako velmi korozivní látka se využívá k testování antikorozních vlastností ocelí. Octan palladnatý (CH3COO)2Pd je katalyzátorem karbonylace, aminace a řady dalších organických reakcí. Osmium = modrošedý, velmi tvrdý a křehký kov. Společně s iridiem a platinou se osmium řadí mezi těžké platinové kovy. S hustotou 22 660 kg·m-3 je osmium nejtěžší kov na Zemi. Se vzduchem reaguje osmium již za normální teploty za vzniku charakteristicky páchnoucího a jedovatého žlutě zbarveného oxidu osmičelého OsO4. Práškové osmium je na vzduchu samozápalné. Při teplotě 100°C se slučuje s chlorem na chlorid osmitý OsCl3, s fluorem reaguje na fluorid osmiový OsF6 při teplotě 150°C, s ostatními prvky se slučuje až za podstatně vyšších teplot. Za normální teploty se osmium rozpouští pouze v koncentrované kyselině dusičné, při teplotě 100°C reaguje také s kyselinou fluorovodíkovou: Os + 8HNO3 → [Os(H2O)2O4] + 8NO2 + 2H2O 2Os + 10HF → 2OsF5 + 5H2 Nejlepším rozpouštědlem osmia je koncentrovaná kyselina chlorovodíková sycená kyslíkem, produktem reakce je komplexní kyselina hexachloroosmičitá: Os + 6HCl + O2 → H2[OsCl6] + 2H2O Osmium ochotně reaguje s koncentrovaným roztokem peroxidu vodíku a za přítomnosti silných oxidačních činidel také s koncentrovanými hydroxidy: Os + 4H2O2 → [Os(H2O)2O4] + 2H2O Os + 2(KOH·H2O) + KClO3 → K2[OsO2(OH)4] + KCl + H2O Oxidačním tavením osmia s hydroxidy alkalických kovů vznikají osmiany: Os + 2NaOH + 3KNO3 → Na2OsO4 + 3KNO2 + H2O Osmiany jsou stabilní pouze v pevném stavu nebo v alkalických roztocích, v kyselém prostředí rychle disproporcionují na oxidy. Osmium je spolu s rutheniem jediným prvkem, který ve svých sloučeninách může vystupovat v oxidačním stupni VIII. V oxidačním stupni VIII existují i sloučeniny xenonu, ale ty jsou za normální teploty nestabilní. V oxidačních stavech II,III a IV tvoří osmium řadu obvykle barevných komplexních sloučenin s koordinačním číslem 6. V některých sloučeninách, např. Na2[Os4(CO)13] nebo Na2[Os(CO)4] vystupuje osmium se zápornými oxidačními čísly. V přírodě se osmium nachází jako ryzí kov v platinových rudách, většinou v doprovodu iridia a jako doprovodný kov v řadě minerálů niklu a mědi. Nejdůležitějším zdrojem osmia jsou odpadní anodové kaly po elektrolytické rafinaci niklu a mědi. Kaly se nejprve podrobí působení kyseliny sírové, selen a tellur přejdou do roztoku. Následuje oxidace působením peroxidu sodného a rozpouštění v lučavce královské. Jednotlivé rozpuštěné kovy, palladium, stříbro a zlato se separují selektivní extrakcí pomocí organických rozpouštědel, v nerozpustném zbytku zůstane osmium, iridium a ruthenium. Nerozpustný zbytek se podrobí oxidaci oxidem sodným, iridium nereaguje, osmium a ruthenium tvoří ve vodě rozpustné sloučeniny. Z roztoku se poté působením chloridu amonného vysráží ruthenium ve formě hexachlororutheničitanu amonného (NH4)2RuCl6. Z roztoku se poté oddestiluje osmium ve formě těkavého oxidu osmičelého. Kovové práškovité nebo houbovité osmium se získává redukcí oxidu osmičelého působením vodíku. Na kompaktní kov Os se zpracovává metodami práškové metalurgie. Z rud se osmium získává pouze omezeně společně s iridiem chemickou cestou působením lučavky královské a fosforu. Výroba osmia z rud je popsána při výrobě platiny. Osmium se využívá jako přísada do speciálních slitin a pro výrobu katalyzátorů. V minulost bylo osmium důležitým materiálem pro výrobu snímacích jehel do přenosek gramofonů. Osmium-tetroxide-2D-dimensions.png Výpary oxidu osmičelého se využívají v daktyloskopii ke zvýraznění otisků prstů. Používá se i pro barvení mikroskopických preparátů. How does OsO_4 (osmium tetroxide) indicate the presence of fat? | Socratic Tissue processing Katalýza dihydroxylace dvojné vazby Iridium = stříbřitě bílý, velmi tvrdý a křehký kov. Práškové iridium je šedohnědý prášek. S hustotou 22 650 kg·m-3 je iridium po osmiu druhý nejtěžší kov na Zemi. Iridium se nerozpouští v žádné z běžných kyselin, ale rozpouští se v tavenině NaCl nebo NaCN. Při teplotě 125°C se rozpouští v koncentrované kyselině chlorovodíkové nasycené kyslíkem, produktem reakce je komplexní kyselina hexachloroiridičitá: Ir + 6HCl + O2 → H2[IrCl6] + 2H2O V červeném žáru reaguje iridium s fluorem, sírou a fosforem. S chlorem reaguje přímo pouze na světle nebo za katalytického účinku oxidu uhelnatého. Při teplotě okolo 350°C reaguje s taveninami solí: 2Ir + 6KHSO4 → 2K3[Ir(SO4)3] + 3H2 Ir + Na2CO3 + 2NaNO3 → Na2IrO3 + 2NaNO2 + CO2 Při teplotě přes 800°C prudce reaguje s peroxidem barnatým: Ir + 2BaO2 → IrO2 + 2BaO Ve sloučeninách vystupuje iridium nejčastěji jako trojmocné a čtyřmocné. Sloučeniny iridia v jiných mocenstvích nejsou příliš obvyklé, jednomocné iridium tvoří např. chlorid iridný IrCl, pětimocné iridium tvoří prudce reaktivní fluorid iridičný IrF5 a hexafluoroiridičnan cesný Cs[IrF6], šestimocné iridium tvoří fluorid iridový IrF6. Jednoduché sloučeniny iridia nejsou příliš obvyklé, iridium má však značný sklon k tvorbě mnohých komplexních sloučenin. Trojmocné iridium tvoří sloučeniny s komplexním anionem i kationem s koordinačním číslem 6, čtyřmocné iridium tvoří pouze sloučeniny s komplexním anionem. Mezi běžné komplexní sloučeniny čtyřmocného iridia patří např. hexachloroiridičitany [IrCl6]-2 nebo hexakyanoiridičitany [Ir(CN)6]-2. V tetraedrických komplexech typu [Ir(PF3)4]- vystupuje iridium v oxidačním stavu -I. Existuje i sloučenina stechiometrického složení IrF9 s dosud neprozkoumanou strukturou, ve které nabývá iridium teoretického oxidačního stavu IX. Pokud se existence devítimocného iridia potvrdí, bude zřejmě nutné přepsat učebnice chemie. Pro sloučeniny s oxidačním číslem IX. je navrhována koncovka -utý, jedná se tedy o fluorid iridutý. Florid iridutý je nestabilní a snadno podléhá rozkladu: IrF9 → IrF7 + F2 Další známou sloučeninou s iridiem v oxidačním stavu IX je hexafluridoantimoničnan tetraoxoiridutý [IrO4]SbF6. Hlavním zdrojem pro průmyslovou výronu iridia jsou odpadní anodové kaly po elektrolytické rafinaci mědi nebo niklu. V současnosti se obvykle používá mokrý způsob výroby iridia, při kterém se anodové kaly s obsahem iridia a ostatních kovů oxidují peroxidem sodným a poté rozpouštějí v lučavce královské. Z roztoku je iridium extrahováno pomocí roztoků organických aminů, nebo je vysráženo jako hexachloroiridičitan amonný (NH4)2[IrCl6], ze kterého je kovové iridium vyredukováno jako iridiová houba vodíkem: (NH4)2[IrCl6] + 2H2 → Ir + 2NH4Cl + 4HCl V minulosti převažoval pražně-oxidační postup výroby iridia, při kterém se odpadní kal nebo rudný koncentrát podroboval tavné oxidaci pomocí dusičnanu draselného v silně alkalickém prostředí. Produktem oxidace byl oxid iridičitý, který se působením chloridu amonného převáděl na hexachloroiridičitan amonný. Ze slitin iridia a platiny se vyrábějí např. chirurgické nástroje a elektrické kontakty. Ze slitiny iridia a osmia se vyrábějí přesná ložiska pro jemnou mechaniku. Iridium se také používá k barvení porcelánu na černo. Komplex [Ir(CO)2I2]- se používá jako katalyzátor při výrobě kyseliny octové karbonylací methanolu (Monsantův proces). Zobrazit zdrojový obrázek Alvarezova hypotéza Fyzik Luis Alvarez předpokládá vyhynutí dinosaurů před 65,5 miliony let v důsledku dopadu asteroidu, jenž vytvořil Chicxulubský kráter. Sedimenty z tohoto období vykazují zvýšený obsah iridia. Iridium je na zemském povrchu velmi vzácné (průměrný obsah iridia v zemské kůře je 0,0004 ppm.), ale vyskytuje se hojně v asteroidech Výprava za katastrofou: Vědci se chystají vrtat v kráteru Chicxulub | 100+1 zahraniční zajímavost Platina = šedobílý, lesklý, velmi tažný, ušlechtilý kov, krystaluje v kubické soustavě. Za vyšších teplot platina přímo reaguje se selenem, tellurem a fosforem. V červeném žáru reaguje s chlorem, fluorem a peroxidy alkalických kovů. Ze všech nekovů nejochotněji reaguje se sírou, již při teplotě 200°C vzniká sulfid platnatý PtS, při teplotě nad 400°C přednostně vzniká sulfid platičitý PtS2. Směs kyslíku s vodíkem při styku s platinou exploduje. Platina má schopnost pohlcovat velké množství vodíku, ale hydridy netvoří. Za laboratorní teploty se slučuje pouze s vysoce reaktivními sloučeninami vzácných plynů: Pt + XeF4 → PtF4 + Xe V běžných minerálních kyselinách se platina nerozpouští, ale dobře rozpustná je v lučavce královské. Reakcí platiny s lučavkou královskou vzniká kyselina hexachloroplatičitá H2[PtCl6] 3Pt + 18HCl + 4HNO3 → 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O Ve skutečnosti probíhá reakce platiny s lučavkou královskou ve dvou krocích: 12HCl + 4HNO3 → 4Cl2 + 4NOCl + 8H2O 3Pt + 6HCl + 4Cl2 + 4NOCl + 8H2O → 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O Kromě lučavky královské probíhá ochotně také reakce platiny se směsí koncentrované kyseliny dusičné a bromovodíkové nebo se směsí koncentrované kyseliny chlorovodíkové a selenové: 3Pt + 18HBr + 4HNO3 → 3H2[PtBr6] + 4NO + 8H2O Pt + 2H2SeO4 + 6HCl → H2[PtCl6] + 2SeO2 + 4H2O Ve sloučeninách vystupuje platina nejčastěji jako dvou a čtyřmocná. Méně obvyklé jsou sloučeniny jednomocné platiny, např. chlorid platný PtCl, trojmocná platina tvoří např. chlorid platitý PtCl3 nebo oxid platitý Pt2O3, šestimocná platina je známá v nestabilním oxidu platinovém PtO3. Platina tvoří velkou řadu komplexních sloučenin. Komplexní sloučeniny platiny s amoniakem Reisetovy chloridy [Pt(NH3)4]Cl2 a [PtCl2(NH3)2]. Druhý Reisetův chlorid je pod názvem cisplatina důležitým léčivem v boji s rakovinou. transplatin | The Chemical Statistician Existují i sloučeniny platiny, které vznikají sloučením komplexního anionu platiny s komplexním kationem platiny. Příkladem je zelená Magnusova sůl - tetrachloroplatnan tetraamoplatnatý [Pt(NH3)4][PtCl4]. Magnus's green salt - Wikipedia Magnus' green salt - Alchetron, The Free Social Encyclopedia Magnus's green salt - Wikipedia Platina také tvoří četné organokovové sloučeniny. V přírodě se platina vyskytuje obvykle ryzí, většinou v doprovodu iridia, osmia, palladia, zlata, stříbra, mědi, olova a železa. Výskyt platiny ve formě sloučenin není příliš častý. Výroba platiny se provádí působením horké lučavky královské na jemně mletou rudu. V nerozpustném zbytku zůstane osmium a iridium, všechny ostatní kovy se rozpustí. Z roztoku se působením Ca(OH)2 vysráží rozpuštěné kovy s výjimkou platiny a části paladia. Roztok se odpaří do sucha a zbytek se žíhá za vzniku houbové platiny, která se po promytí kyselinou chlorovodíkovou v žáru lisuje na kovovou surovou platinu. Rozdělení osmia a iridia z nerozpustného zbytku se provádí jeho zahříváním do červeného žáru s přídavkem fosforu. Iridium s fosforem tvoří tavitelnou a těkavou sloučeninu, která se dalším zahříváním opět rozkládá na plynný fosfor a čisté iridium, ve zbytku nakonec zůstane čisté osmium. Vícestupňovou extrakcí se získává platina a ostatní příbuzné kovy také z odpadních anodových kalů po rafinaci mědi, niklu a zinku. Největší využití má platina jako materiál k výrobě chirurgických nástrojů, elektrod, odporových drátů, laboratorních pomůcek, šperků a polopropustných zrcadel Platina je také významný investiční kov. Platina je katalyzátorem řady chemických reakcí (výroba kyseliny dusičné z amoniaku a výroba kyanovodíku). Ammonium hexachloroplatinate - Wikipedia Kyselina hexachloroplatičitá H2PtCl6 se používá k přípravě katalyzátorů pro petrochemii a detoxikaci výfukových plynů, k přípravě lázní pro galvanické pokovení a slouží jako analytické činidlo pro stanovení draslíku. Tetrakyanoplatnatan barnatý Ba[Pt(CN)4] se používá k výrobě stínítek RTG přístrojů. Fluorid platinový PtF6, tak extrémně silné oxidační činidlo, že dokonce oxiduje i netečný plyn xenon za vzniku hexafluoroplatičitanu xenonného XePtF6. Hexachloroplatičitan amonný (NH4)2PtCl6 je důležité analytické činidlo. Skupina manganu VII. B skupina prvkov (so zameraním na prvky: Mn, Tc, Re ... electronegativity trends | Chemistry.Com.Pk Manganum, un remède homéopathique à base de manganèse Mn Rhenium - Wikipedia Re Technetium - Assignment Point Tc Mangan = stříbřitě bílý, lesklý, křehký a značně tvrdý kov. Mangan je znám ve třech stabilních modifikacích, mangan α, β a γ. Mangan α a β vzniká při metalurgické výrobě a je tvrdý a křehký. Mangan γ vzniká při elektrolytické výrobě a je velice měkký, kujný a tažný. Z běžných kovů má mangan nejnižší hodnotu tepelné vodivosti, nižší tepelnou vodivost mají pouze transurany neptunium a plutonium. Kompaktní kovový mangan reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou bez vývoje vodíku: Mn + 2H2SO4 → MnSO4 + SO2 + 2H2O 3Mn + 8HNO3 → 3Mn(NO3)2 + 2NO + 4H2O Se zředěnými kyselinami reaguje pouze práškový mangan za vývoje vodíku: Mn + 2HCl → MnCl2 + H2 Mn + H2SO4 → MnSO4 + H2 Při teplotě 150°C reaguje s vodní párou za vzniku hydroxidu manganatého a vývoje vodíku: Mn + 2H2O → Mn(OH)2 + H2 Ve sloučeninách vystupuje mangan nejčastěji jako dvou, čtyř a sedmimocný. Sloučeniny trojmocného, pětimocného a šestimocného manganu jsou méně časté. Jednomocný mangan se vyskytuje pouze v kyanosolích [Mn(CN)6]5-. Mangan je po železu druhý nejrozšířenější těžký kov. V přírodě se mangan vyskytuje značně rozptýlen, většinou doprovází železo. Nejdůležitější manganové rudy jsou pyroluzit (burel, polyanit, ramsdelit) MnO2, manganit MnO(OH) nebo rhodochrozit (dialogit) MnCO3. Pro technické účely se mangan nejčastěji vyrábí jako feromangan přímou redukcí bohatých kyslíkatých rud uhlíkem ve vysoké nebo obloukové peci: MnO + C → Mn + CO MnO2 + C → Mn + CO2 Čistý kovový mangan se vyrábí aluminotermicky nebo elektrolýzou okyseleného vodného roztoku síranu manganatého. Pro aluminotermickou výrobu nelze použít přímo MnO2, reakce s hliníkem by probíhala velice prudce a za vývoje velkého množství tepla. Burel se nejprve praží v rotační peci při teplotě 525°C za vzniku Mn2O3, při teplotě nad 900°C poté vzniká Mn3O4, který se redukuje: 3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3 Chudé manganové rudy, které není možné přímo redukovat, se zpracovávají mokrým postupem. Jemně nadrcená ruda se nejprve redukčně praží v rotační peci při teplotě 900-1000°C, výpražek se louhuje zředěnou kyselinou sírovou, z výluhu s obsahem síranu manganatého se neutralizací vysráží železo, fosfor a arsen. Další nečistoty měď, nikl a kobalt se vysráží působením sulfanu. Po okyselení se roztok zpracovává elektrolyticky. Elektrolýza probíhá v diafragmovém elektrolyzéru při teplotě 35°C, katodou je ocelový plech, anoda je z olova legovaného stříbrem. Mangan vyloučený na katodě obsahuje velké množství vodíku, musí se proto vakuově přetavovat. Pokusně se také prováděla výroba velice čistého manganu s minimálním obsahem uhlíku elektrolýzou taveniny oxidu manganatého ve směsi s fluoridem vápenatým a oxidem barnatým nebo vakuovou destilací feromanganu. Mangan je součástí 36 enzymů a hraje značnou roli při metabolismu sacharidů, bílkovin a tuků. Použití hlavně jako legující přísada ocelí. Mangan podstatným způsobem ovlivňuje pevnost oceli v tahu, tvrdost, v menší míře i pružnost a kujnost. Vysoce pevná a houževnatá je Hadfieldova ocel s obsahem manganu okolo 12%. Ta se využívá zejména ve zbrojní výrobě a ke konstrukci velmi namáhaných strojních součástí. Významné množství manganu se spotřebovává k legování hliníku. Přídavek 0,8 až 1,5% manganu podstatným způsobem ovlivňuje odolnost hliníku vůči chemické korozi. Manganem legovaný hliník nalézá uplatnění zejména při výrobě obalů pro potravinářství. Další využití nalézá kovový mangan jako přísada pro barvení skla a jako součást celé řady slitin: Bismanol - slitina manganu s bismutem se používá k výrobě velmi silných permanentních magnetů. Heuslerova slitina - slitina manganu s antimonem se využívá k výrobě permanentních magnetů. Manganin - slitina manganu s niklem a mědí se používá k výrobě odporových topných drátů a přesných elektrických odporů. Manganový bronz - slitina manganu s mědí a cínem se používá k odlévání velmi přesných součástek pro jemnou mechaniku. Duraluminium - slitina manganu s mědí, hořčíkem, hliníkem a křemíkem, důležitý konstrukční materiál v letectví a kosmické technice. Sloučeniny manganu se používají jako pigmenty, oxidační činidla a katalyzátory. Manganistan sodný NaMnO4 je důležité oxidační činidlo a desinfekční prostředek. Manganistan amonný NH4MnO4 - velmi silné oxidační činidlo, nacházel omezené využití v pyrotechnice. Síran manganatý MnSO4 se používá jako bílý pigment k barvení keramiky, pro výrobu laků a barev. Dusičnan manganatý Mn(NO3)2 slouží zdroj manganu v hnojivech a prostředcích pro výživu rostlin. Oxid manganatý MnO je zelený pigment, zdroj manganu v hnojivech a prostředcích pro výživu rostlin. Oxid manganitý Mn2O3 nachází využití jako černý pigment. Oxid manganičitý MnO2 - černý pigment, oxidační činidlo, depolarizátor suchých elektrických článků, přísada do skla. Oxid manganistý Mn2O7 - velmi silné oxidační činidlo. Uhličitan manganatý MnCO3 - oxidační činidlo pro výrobě hydrochinonu z anilínu, výchozí surovina pro výrobu dalších sloučenin manganu. Octan manganatý (CH3COO)2Mn - katalyzátor při výrobě kyseliny octové oxidací acetaldehydu. Manganistan draselný (hypermangan) KMnO4, který se využívá jako silné oxidační činidlo a desinfekční prostředek. Mangan se postupně redukuje z ox. stavu VII až na ox. stav II. Při redukci dochází k barevným změnám od fialové (VII), přes zelenou (VI), hnědou (IV) až k bezbarvé či lehce narůžovělé (II). Stupeň redukce, a tím i zbarvení, je ovlivněno reakčním prostředím. V kyselém prostředí se původně fialový manganistan redukuje až na bezbarvý čí narůžovělý manganatý kation: 2 KMnO4 + 5 K2SO3 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 3 H2O V neutrálním prostředí se redukuje na hnědý až černý oxid manganičitý: 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH Zcela odlišně reaguje manganistan v oxidačně-redukčních reakcích v alkalickém prostředí, kdy dochází k redukci za vzniku zeleného mangananu: 8 KMnO4 + KI + 8 KOH → 8 K2MnO4 + KIO4 + 4 H2O Peroxid vodíku při reakci s manganistanem draselným v prostředí kyseliny sírové způsobuje redukci fialového manganistanu draselného na bezbarvou manganatou sůl: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2 Síran manganatý a chlorid manganatý se používají v barvířství, v tisku tkanin a k moření osiva. Chlorid manganatý se také využívá na výrobu sikativ pro fermeže. Některé sloučeniny manganu se používaly a dnes ještě některé používají jako malířské barvy. K přírodním barvám manganu patří umbra a k umělým manganová hněď (zásaditý uhličitan manganatý), manganová běloba (uhličitan manganatý), manganová zeleň (někdy také kasselská zeleň) a permanentní violeť. Přídavek malého množství manganu do skloviny může zvýšit jasnost vyrobeného skla, protože odstraňuje zelenavý nádech, který po sobě ve skle zanechávají stopy železa. Technecium = stříbrošedý, radioaktivní kov, krystalující v hexagonální soustavě. Technecium se rozpouští pouze v koncentrované kyselině dusičné a koncentrované kyselině sírové za vzniku kyseliny technicisté HTcO4: 3Tc + 7HNO3 → 3HTcO4 + 7NO + 2H2O 2Tc + 7H2SO4 → 2HTcO4 + 7SO2 + 6H2O Reakce technecia s lučavkou královskou probíhá za vzniku komplexní kyseliny hexachlorotechničité: 3Tc + 18HCl + 4HNO3 → 3H2[TcCl6] + 4NO + 8H2O Zahřáté v atmosféře kyslíku shoří za vzniku těkavého, žlutě zbarveného oxidu technicistého Tc2O7. Ve sloučeninách vystupuje technecium nejčastěji jako sedmimocný kation Tc7+, v silně oxidačním prostředí se vyskytuje ve formě technicistého anionu TcO4-. Chemické vlastnosti technicistých sloučenin se nejvíce podobají vlastnostem sloučenin sedmimocného rhenia. Chemické vlastnosti sloučenin čtyř a šestimocného technecia se nejvíce podobají vlastnostem sloučenin manganu. Technecium je uměle připravený radioaktivní prvek, který se v přírodě téměř nevyskytuje. Technecium se získává bombardováním molybdenu neutrony v jaderném reaktoru, při kterém nejprve vznikne nestálý izotop molybdenu 99Mo, který se beta rozpadem přeměňuje na 99Tc. Ve fázi výzkumu je příprava technecia v cyklotronu. Nejstálejším izotopem technecia je 99Tc (T1/2 = 2,12·105 let), byl ve stopovém množství izolován z afrických uranových rud jako produkt radioaktivní přeměny 238U. Jeho výskyt byl také zjištěn ve spektrech některých hvězd (hvězdy spektrálního typu S, N, M). Technecium je supravodič I. typu, velice silně pohlcuje pomalé neutrony a je účinným inhibitorem koroze oceli, uhlíkatá ocel s přídavkem technicistanu draselného KTcO4 v množství okolo 50 ppm, má vynikající korozní odolnost i za velmi vysokých tlaků a teplot. Velmi významné je využití metastabilního radionuklidu 99mTc (T1/2 = 6 hod.) ve formě technicistanu sodného, jako čistého gama zářiče s energií fotonů 140 keV, v nukleární medicíně. Technecium má v jaderné medicíně dominantní postavení, více než 80% všech radiofarmak vychází z technecia. Technetium tc 99m medronate; Tc-99m MDP; Technetium ... Mezi nejpoužívanější radiofarmaka značená techneciem patří např. 99mTc makroagregovaný albumin (MAA) pro detekci průchodnosti žilního systému dolních končetin, fosfonátová radiofarmaka (pyrofosfát - PYP, metylen difosfonát - MDP a hydroxymetylen difosfonát - HDP) pro zobrazování skeletu, srdečního infarktu a značení červených krvinek, 99mTc sulfurkoloid pro vyšetřování horní části trávicí trubice, 99mTc hexamethylpropylen amin oxim (HMPAO) pro značení bílých krvinek a celá řada dalších. Technetium (99mTc) tetrofosmin - Wikipedia Technetium-99m bone scan (anterior and posterior views ... Rhenium kujný kov, vzhledem podobný platině. Práškové rhenium je šedomodrý prášek. Kovové rhenium odolává většině minerálních kyselin s výjimkou kyseliny dusičné a koncentrované kyseliny sírové, ve kterých se velmi dobře rozpouští za vzniku kyseliny rhenisté HReO4: 3Re + 7HNO3 → 3HReO4 + 7NO + 2H2O 2Re + 7H2SO4 → 2HReO4 + 7SO2 + 6H2O Ochotně reaguje s koncentrovaným roztokem peroxidu vodíku nebo s koncentrovaným hydroxidem sodným syceným kyslíkem: 2Re + 7H2O2 → 2HReO4 + 6H2O 4Re + 4NaOH + 7O2 → 4NaReO4 + 2H2O Na vlhkém vzduchu se rhenium pomalu pokrývá vrstvou kyseliny rhenisté, nereaguje s vodíkem a dusíkem. S kyslíkem se slučuje až za teplot nad 1000°C, naopak s fluorem reaguje již za teploty 125°C za vzniku fluoridu rheniového ReF6, při teplotě 750°C vytváří fluorid rhenistý ReF7. S chlorem se při teplotě 400°C slučuje na chlorid rheničný ReCl5. Ochotně reaguje s fosforem za vzniku celé řady sloučenin, např. Re2P, ReP nebo ReP3. Za vysokého tlaku se slučuje s oxidem uhelnatým za vzniku pentakarbonylu [Re(CO)5]2, s wolframem netvoří slitinu, ale intermetalickou sloučeninu W2Re3 . Ve sloučeninách vystupuje rhenium převážně jako čtyř a sedmimocné. Sloučeniny rhenia v jiných oxidačních stupních nejsou příliš časté, obvykle se jedná pouze o oxidy a chloridy. Další chemické vlastnosti rhenia a jeho sloučenin se nejvíce podobají vlastnostem manganu. Rhenium se nalézá jako ryzí kov a v několika minerálech,. Poměrně značné množství rhenia se vyskytuje jako izomorfní náhrada molybdenu v molybdenitu MoS2, který je hlavním zdrojem pro průmyslovou výrobu rhenia. Rhenium se získává z odpadních kalů při výrobě mědi a molybdenu. Kaly se nejprve podrobí oxidaci, rhenium přejde na rhenistany, přídavkem roztoku KCl se vysráží rhenistan draselný KReO4, ze kterého se redukcí vodíkem připraví práškové rhenium: 2KReO4 + 7H2 → 2Re + 2KOH + 6H2O Kovové rhenium se vyrábí slinováním práškového rhenia nebo redukcí rhenistanu amonného NH4ReO4 vodíkem: 2NH4ReO4 + 7H2 → 2Re + 2NH4OH + 6H2O Použití zejména k legování slitin pro výrobu proudových motorů a plynových turbín. Z rhenia se vyrábějí termočlánky pro měření vysokých teplot a katalyzátory řady chemických reakcí. Diborid rhenia ReB2 je extrémně tvrdý a odolný materiál a má značnou perspektivu ve výrobě břitů obráběcích nástrojů. Dimerní chlorid rheničný Re2Cl10 je katalyzátorem řady reakcí olefinů. Fluorid rheniový ReF6 slouží jako zdroj rhenia pro pokovování elektrických kontaktů. Skupina chromu Molybdenum - Wikipedia Chromium - Wikipedia How Albert Einstein broke the Periodic Table Cr Mo W electronegativity trends | Chemistry.Com.Pk Chrom = bílý, lesklý, křehký a neobyčejně tvrdý kov. Chrom je nejtvrdší ze všech kovů, podle Mohsovy stupnice dosahuje tvrdost chromu hodnoty 8,5. Za normální teploty je chrom značně chemicky odolný a stálý. Za vyšších teplot přímo reaguje s halogeny, kompaktní kovový chrom podle zvolených reakčních podmínek tvoří halogenidy různých typů, práškový chrom reaguje přednostně za vzniku halogenidů typu CrX3. Se sírou se slučuje až při teplotách nad 1000°C na směs sulfidů CrS a Cr2S3, s borem, křemíkem, uhlíkem i některými kovy reaguje také při teplotách okolo 1000°C. Čistý chrom se nerozpouští v běžných koncentrovaných oxidujících kyselinách ani v lučavce královské. Tato jeho odolnost je způsobena pasivací vrstvou oxidu Cr2O3 na povrchu kovu. Mírně znečištěný chrom se rozpouští v kyselině sírové. Chemicky čistý chrom je rozpustný pouze v kyselině chlorovodíkové, produktem reakce chromu s kyselinou chlorovodíkovou je chlorid chromnatý a vodík: Cr + 2HCl → CrCl2 + H2 Při teplotě 700°C reaguje s vodní párou: 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2 Tavením s oxidačními činidly přechází na oxid chromitý při teplotách okolo 500°C: 2Cr + KClO3 → Cr2O3 + KCl S kyslíkem tvoří žlutý alkalický oxid chromnatý CrO, zelený amfoterní oxid chromitý Cr2O3 a hnědočervený kyselý oxid chromový CrO3. Hydroxid chromnatý Cr(OH)2 je slabě alkalický a s kyselinami reaguje za vzniku chromnaté soli. Hydroxid chromitý Cr(OH)3 je amfoterní, s kyselinami reaguje za vzniku chromité soli, s hydroxidy alkalických kovů vytváří alkalické hexahydroxochromitany: Cr(OH)3 + NaOH + 2H2O → Na[Cr(OH)4(H2O)2] Na[Cr(OH)4(H2O)2] + 2NaOH → Na3[Cr(OH)6] Od oxidu chromového se odvozuje silná kyselina chromová H2CrO4 a kyselina dichromová H2Cr2O7. Obě kyseliny i jejich soli mají silné oxidační účinky. Soli kyseliny chromové - chromany jsou stálé pouze v alkalickém prostředí, v kyselém prostředí přecházejí na dichromany. Srážením rozpustných dichromanů kationty stříbra, barya nebo olova vznikají vždy nerozpustné chromany, nikoliv dichromany: 2K2Cr2O7 + 4AgNO3 + H2O → 2Ag2CrO4 + 4KNO3 + H2Cr2O7 Ve sloučeninách vystupuje chrom nejčastěji jako trojmocný, trojmocný chrom má sklon tvořit četné barevné komplexní sloučeniny s koordinačním číslem 6. Chromité soli slabých kyselin ve vodných roztocích silně hydrolyzují za vzniku hydroxidu chromitého. Sloučeniny dvoumocného a šestimocného chromu jsou nestálé. Sloučenin jednomocného, čtyřmocného a pětimocného chromu je známo pouze několik, např. chloristan chromný CrClO4, fluorid chromičitý CrF4 nebo oxid chromičný Cr2O5. Ve sloučeninách typu [Cr(CO)5]2- se chrom vyskytuje v oxidačním stupni -II. V přírodě se chrom vyskytuje nejčastěji v rudách chromit FeO·Cr2O3 a krokoit PbCrO4. Pro technické účely se chrom vyrábí jako ferochrom redukcí chromitu uhlíkem v elektrické nebo Martinské peci. Výroba čistého chromu se provádí z Cr2O3 aluminotermicky, redukcí Cr2O3 křemíkem nebo vápníkem, redukcí CrCl3 vápníkem v tavenině BaCl2 nebo elektrolýzou kyseliny chromové H2CrO4. Průběh redukce oxidu chromitého hliníkem, křemíkem a vápníkem popisují rovnice: Cr2O3 + 2 Al → 2Cr + Al2O3 2Cr2O3 + 3Si → 4Cr + 3SiO2 Cr2O3 + 3Ca → 2Cr + 3CaO Ve fázi nadějných pokusů je výroba chromu elektrolytickou redukcí Cr2O3 pomocí taveniny CaCl2, kalciotermická redukce kovů (FFC metoda) je popsána při výrobě titanu. Chrom má značný význam v metalurgii, přídavek chromu do oceli podstatně ovlivňuje žáruvzdornost, tvrdost a odolnost proti chemické a elektrochemické korozi v oxidačním prostředí a používá se při povrchové úpravě kovů. Jako legující prvek má podstatný vliv na kalitelnost vytvrditelných slitin hliníku. AQA A Level chemistry - A2 Unit 5: Section 3.5.4 ... Chromité soli se využívají v koželužství při chromočinění kůží. Oxid chromitý se používá jako zelený pigment (tisk bankovek), jako součást katalyzátorů pro celou řadu chemických výrob (syntéza metylalhoholu) a jako žáruvzdorný materiál na výrobu slévárenských forem. Happy Saint Patrick's Day: How To Beat A Breathalyzer Test ... Některé chromany a dichromany slouží jako důležitá oxidační činidla, v organické chemii se používá např. Jonesova oxidace sekundárních alkoholů na ketony dichromanem draselným v kyselém prostředí. Explain the structures of dichromate and chromate ion ... Chroman draselný nebo dichroman draselný jsou hlavní součástí detekčních trubiček na alkohol. Dichroman amonný (NH4)2Cr2O7 a trichroman amonný (NH4)2Cr3O10 se omezeně využívají v pyrotechnice. Content: How Does the Breathalyzer Work? – The Alcohol Pharmacology Education Partnership Rozpustné sloučeniny šestimocného chromu patří mezi významně toxické látky a jsou zařazeny mezi karcinogeny. Dichromany jsou podle zákona v ČR klasifikovány jako vysoce toxické. Zajímavou sloučeninou chromu je snadno připravitelný chlorid chromylu CrO2Cl2: K2Cr2O7 + 4NaCl + 6H2SO4 → 2CrO2Cl2 + 2KHSO4 + 4NaHSO4 +3H2O Chromyl chloride - Wikidata Ten ve směsi s některými běžnými látkami poskytuje zajímavé pyrotechnické efekty. Molybden = stříbrobílý, lesklý, značně tvrdý kov. Je znám i v šedé práškové formě. Molybden je chemicky značně odolný prvek. Za normální teploty reaguje kompaktní kovový molybden pouze s fluorem za vzniku fluoridu molybdenového MoF6, s ostatními prvky reaguje pouze za vysokých teplot. Práškový molybden je podstatně reaktivnější, s chlorem se slučuje na chlorid molybdeničný MoCl5 již za teploty 40°C, s bromem se slučuje za vzniku bromidu molybdenitého MoBr3. S oxidem uhelnatým probíhá reakce při teplotě 200°C za vzniku hexakarbonylu [Mo(CO)6]. S dusíkem se přímo neslučuje, s amoniakem tvoří nitridy Mo2N a MoN. V hydroxidech ani běžných kyselinách se nerozpouští, reakce molybdenu s kyselinou dusičnou probíhá zvolna za vzniku oxidu molybdenového: Mo + 2HNO3 → MoO3 + 2NO + H2O Molybden se nejlépe rozpouští ve směsi koncentrované kyseliny fluorovodíkové a horké koncentrované kyseliny dusičné, reakce probíhá za vzniku komplexní kyseliny: Mo + 4HF + 2HNO3 → H2[MoO2F4] + 2NO + 2H2O Reakce molybdenu s vodní párou probíhá při teplotě nad 700°C: Mo + 2H2O → MoO2 + 2H2 Molybden velmi snadno reaguje s taveninami dusičnanů, chlorečnanů nebo peroxidů alkalických kovů, produktem reakce jsou alkalické molybdenany: Mo + 3NaNO3 + Na2CO3 → Na2MoO4 + 3NaNO2 + CO2 Mo + 2KOH + KClO3 → K2MoO4 + KCl + H2O Ve sloučeninách vystupuje molybden v oxidačních stavech II až VI. Vyznačuje se silnou afinitou ke kyslíku, kromě oxidů běžného složení tvoří i přechodné oxidy se zajímavou strukturou - Mo9O26, Mo8O23 nebo Mo17O47 a řadu dalších. Od oxidu molybdenového MoO3 se odvozují molybdenany [MoO4]2-. Molybdenany v kyselém prostředí snadno přecházejí na složité molybdenany, např. molybdenan sodný Na2MoO4 působením kyseliny sírové postupně přechází na heptamolybdenan Na6Mo7O24, oktamolybdenan Na4Mo8O26 a dokonce i na hexatriakontamolybdenan oktasodný Na8Mo36O112. Existují však mnohem exotičtější sloučeniny molybdenu, např. působením hydroxylaminu NH2OH na okyselený roztok molybdenanu amonného za vysokých teplot je možné získat sloučeninu (NH4)25[Mo154O420(NO)14(H2O)70]. Působením hydroxylaminu a některých solí vanadylu je možné získat (NH4)6[Mo57V6O183(NO)6(H2O)18]. V přírodě se molybden nejčastěji vyskytuje v minerálech molybdenit MoS2, wulfenit PbMoO4 nebo powellit CaMoO4 . Výroba molybdenu se provádí redukcí oxidu molybdenového vodíkem ve fluidní peci. Redukce oxidu molybdenového probíhá postupně v jednotlivých teplotních pásmech pece ve třech krocích při teplotách 400 až 1100°C. Postupný průběh redukce znázorňují rovnice: 2MoO3 + H2 → Mo2O5 + H2O Mo2O5 + H2 → 2MoO2 + H2O MoO2 + 2H2 → Mo + 2H2O Produktem redukce je práškový molybden, který se slinováním při teplotě 2400°C převádí do kovové podoby. Oxid molybdenový potřebný k redukci se připravuje oxidačním pražením molybdenitu při teplotě okolo 700°C: 2MoS2 + 7O2 → 2MoO3 + 4SO2 Z výpražku se těkavý oxid molybdenový odděluje destilací při teplotě 1000°C, nebo vylouhovaním ve vodném roztoku amoniaku, v tomto případě nejprve vznikne rozpustný molybdenan amonný, ze kterého hydrolýzou vznikne kyselina molybdenová. Kyselina molybdenová se termickým rozkladem převede na oxid o vysoké čistotě. Dalším způsobem přípravy oxidu molybdenového je alkalické tavení molybdenitu v plamenné peci za přítomnosti uhličitanu sodného. Reakcí vzniká molybdenan sodný, který se rozkládá koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou za vzniku oxidu molybdenového. Pro technické účely se molybden připravuje aluminotermicky jako slitina se železem - feromolybden. Kompaktní molybden o velmi vysoké čistotě se připravuje elektrolýzou eutektické taveniny NaCl, KCl a K3MoCl6. Elektrolýzou MoO3 rozpuštěného při teplotě 1000°C v tavenině Na4P2O7, Na2B4O7 a NaCl se připravuje čistý práškový molybden. Molybden nalézá široké uplatnění zvláště v metalurgii pro výrobu speciálních magnetických, rychlořezných a kyselinovzdorných ocelí. Vysokopevné ocele s přísadou molybdenu se využívají zejména ve zbrojním průmyslu. Molybdenové dráty se používají v žárovkách jako nosiče žhavících vláken a pro výrobu topných odporů do elektrických pecí. 12027-67-7 | Ammonium Molybdate | Ammonium molybdate(VI ... Molybdenan amonný (NH4)2MoO4 je důležité analytické činidlo pro důkaz kyseliny fosforečné (molybdenová soluce). Sulfid MoS2 se ve směsi s grafitem nebo syntetickými oleji používá jako průmyslové plastické mazivo a jako katalyzátor při výrobě vodíku. New Findings Boost Promise of Molybdenum Sulfide for ... Molybdenum(V) chloride - Wikipedia Disilicid MoSi2 slouží k výrobě žáruvzdorné keramiky a topných těles. Hexakarbonyl molybdenu Mo(CO)6 je důležitým činidlem v chemii organokovových sloučenin. Dimerní chlorid molybdeničitý Mo2Cl10 se používá jako chlorační činidlo v organické chemii. Molybdenum Oxide (MoO2, MoO3) Oxid molybdenový MoO3 a oxid molybdeničitý MoO2 se používají jako katalyzátory některých organických reakcí. Kyselina fosfomolybdenová Využívá se k fotometrickému stanovení fosforečnanů Wolfram = bílý lesklý kov, který se vyznačuje značnou chemickou odolností. Wolfram je po chromu druhý nejtvrdší kov a má nejvyšší teplotu tání ze všech kovů. Za laboratorní teploty reaguje pouze s fluorem za vzniku fluoridu wolframového WF6: W + 3F2 → WF6 S chlorem reaguje za vzniku chloridu wolframového WCl6 až za teploty nad 500°C, se sírou a selenem se slučuje až při teplotách nad 800°C. S oxidem uhelnatým reaguje práškový wolfram již při teplotě 200°C za vzniku hexakarbonylu [W(CO)6]. Kompaktní kovový wolfram nereaguje s běžnými kyselinami, s lučavkou královskou a koncentrovanou kyselinou dusičnou reaguje velmi pomalu a pouze na svém povrchu. Nejlepším rozpouštědlem wolframu je horká směs koncentrovaných kyselin dusičné a fluorovodíkové: W + 4HF + 2HNO3 → H2[WO2F4] + 2NO + 2H2O Velmi ochotně reaguje s alkalickými oxidačními taveninami, např. NaClO3, Na2O2 nebo KNO3 za vzniku wolframanů: 6W + 6NaClO3 → 3Na2WO4 + 2WO3 + WCl6 W + 2KNO3 → K2WO4 + 2NO S peroxidem vodíku reaguje práškový wolfram již za normální teploty: W + 2H2O2 → WO2 + 2H2O WO2 + 2H2O2 → H2WO4 3H2WO4 + 2H2O2 → H2W3O12 + 4H2O V alkalickém prostředí ochotně probíhá reakce wolframu s hexakyanoželezitany: W + 6K3[Fe(CN)6] + 8KOH → K2WO4 + K4[Fe(CN)6] + 4H2O Wolfram je i za normální teploty silně korodován vodným roztokem chloridu železitého nebo amoniaku a amoniakálními roztoky dvoumocné mědi. Při teplotě 600°C probíhá reakce wolframu s vodní párou: W + 2H2O → WO2 + 2H2 Při teplotě nad 400°C se wolfram snadno slučuje se sirovodíkem: W + 2H2S → WS2 + 2H2 Ve sloučeninách vystupuje wolfram nejčastěji v oxidačním stupni VI obvykle ve formě wolframanů [WO4]-2, méně často se vyskytuje jako kation W6+. Sloučenin, ve kterých se vyskytuje šestimocný wolfram ve formě kationu je známo pouze několik, jedná se zejména o fluorid, chlorid, bromid, sulfid a oxid. Kromě běžných oxidů WO3 a WO4 vytváří také oxidy poněkud exotických struktur W4O11 nebo W10O29. Wolfram má silný sklon k tvorbě komplexních aniontů (parawolframany) se zajímavou strukturou a ještě zajímavějšími názvy. Postupnou kondenzací wolframanů v kyselém prostředí mohou vznikat např. henikosaoxohydrogenhexawolframany [HW6O21]-5, ditetrakontaoxodihydrogendodekawolframany [H2W12O42]-10 nebo tetrakontaoxodihydrogendodekawolframany [H2W12O40]-6. Parawolframan amnonný (NH4)10[H2W12O42]·4H2O slouží k přípravě téměř všech dalších sloučenin wolframu. Nejdůležitější wolframové rudy jsou wolframit (Fe,Mn)WO4, ferberit FeWO4, hübnerit MnWO4, scheelit CaWO4 a stolzit (raspit) PbWO4. Technologie výroby wolframu se skládá ze dvou základních kroků, nejprve probíhá poměrně složitá příprava a rafinace kyseliny wolframové, poté následuje redukce oxidu wolframového na práškový wolfram. Výroba kyseliny wolframové z wolframitu, hübneritu a příbuzných rud začíná flotací a magnetickou separací. Vzniklý rudný koncentrát se nejprve oxidačně praží, pražením se odstraní hlavní příměsi síry a arsenu. Následuje loužení kyselinou sírovou, při kterém se odstraňují další nečistoty, zejména fosfor. Dalším krokem je tavení rudného koncentrátu se sodou nebo hydroxidem sodným v plamenné peci při teplotě 800-900°C. Při alkalickém tavení vzniká rozpustný wolframan sodný: (Fe,Mn)WO4 + Na2CO3 → Na2WO4 + CO2 + (Fe,Mn)O2 Wolframan sodný se vylouží vodou a podrobí se působení koncentrované kyseliny chlorovodíkové za vzniku žluté sraženiny kyseliny wolframové: Na2WO4 + 2HCl → H2WO4 + 2NaCl Technologie výroby kyseliny wolframové ze sheelitu je podstatně jednoušší, není nutno používat alkalické tavení, na rudný koncentrát se působí koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou, produktem je přímo kyselina wolramová: CaWO4 + 2HCl → H2WO4 + CaCl2 Vysrážená surová kyselina wolframová obsahuje značný podíl železa i dalších nečistot a k získání čistého oxidu wolframového se musí se rafinovat. Obvykle se reakcí s vodným roztokem amoniaku připraví parawolframan amonný (NH4)10[H2W12O42], který se čistí frakční krystalizací. Překrystalizovaný parawolframan se termickým rozkladem převede na čistý oxid wolframový: (NH4)10[H2W12O42]·4H2O → 12WO3 + 10NH3 + 11H2O Posledním krokem při výrobě wolframu je redukce wolframičitého oxidu na práškový wolfram. Jako redukční činidlo se používá vodík, uhlík nebo zinek. Redukce oxidu wolframového vodíkem probíhá ve dvou stupních: WO3 + H2 → WO2 + H2O WO2 + 2H2 → W + 2H2O První reakce probíhá v rozmezí teplot 500-700°C, druhý stupeň redukce probíhá za teploty 1000-1100°C. Redukce oxidu wolframového uhlíkem se provádí v niklových kelímcích při teplotě 1300-1400°C, redukce práškovým zinkem probíhá v redukční atmosféře vodíku nebo oxidu uhelnatého při teplotě 800°C podle rovnice: WO3 + 3Zn → W + 3ZnO Vzniklý oxid zinečnatý se z reakční směsi odstraní promýváním kyselinou chlorovodíkovou. Práškový wolfram se slinováním ve vodíkové atmosféře při teplotě 3000°C a kováním převádí na kompaktní kovový wolfram nebo se z něj střídavým působením kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu sodného připravuje koloidní wolfram. ABOUT - Met-Link Pro běžné technické využití se wolfram obvykle připravuje ve formě slitiny se železem jako ferowolfram. Obsah obrázku mapa Popis byl vytvořen automaticky Žárovka funguje na principu zahřívání tenkého, obvykle wolframového vodiče elektrickým proudem, který jím protéká. Při vysoké teplotě vlákno žárovky září především v infračervené oblasti, zčásti i ve viditelném světle. Wolfram nejlépe odolává vysokým teplotám. Aby vlákno neshořelo, je umístěno ve skleněné baňce. U standardních žárovek do 15 W je obvykle baňka vakuovaná, u silnějších žárovek je plněná směsí dusíku a argonu, řidčeji také kryptonem nebo dokonce xenonem. Tyto náplně umožňují vyšší provozní teploty vlákna, omezují jeho stárnutí rozprašováním nebo odpařováním. Pseudoslitina wolframu s chromem připravená metodami práškové metalurgie slouží k výrobě rychlořezných ocelí. Pro svou značnou hustotu a vhodné mechanické vlastnosti se wolfram spolu s ochuzeným uranem používá ke konstrukci průbojných protipancéřových projektilů a nachází i další rozsáhlé využití ve zbrojní výrobě. Těžké slitiny na bázi wolframu se používají ke konstrukci rotorů gyroskopů, rotačních regulátorů nebo vyvažovacích prvků listů vrtulníkových rotorů. Hodnota koeficientu tepelné roztažnosti wolframu je velice blízká koeficientu tepelné roztažnosti tvrzeného skla, wolfram se proto používá ke konstrukci těsnění sklo-kov ve výkonných světelných zdrojích. Velmi tvrdý karbid W2C spolu s kobaltem tvoří známou tvrdou slitinu vidium. Karbid wolframu WC se používá k výrobě obráběcích nástrojů, hrotů per a k výrobě protipancéřové munice, jako účinný reflektor neutronů se používá v jaderné technice. Borid W2B5 a silicid WSi2 se používají jako ochranné povlaky na břity obráběcích nástrojů a na namáhané strojní součásti. Sulfid wolframičitý WS2 je využíván jako katalyzátor při hydrokrakování a jako průmyslové mazivo. Jako průmyslové mazivo je využíván také selenid wolframičitý WSe2. Oxid wolframový na křemelině je katalyzátorem při výrobě ethanolu přímou hydratací ethylenu. Tungstate - Tungstate - qaz.wiki Wolframan barnatý BaWO4 a wolframan zinečnatý ZnWO4 jsou bílé pigmenty. Kyselina wolframová slouží jako žlutý pigment. Wolframan sodný Na2WO4 se používá pro nehořlavé úpravy textilu. Wolframan vápenatý CaWO4 má luminoforní vlastnosti, využívá se k výrobě zářivek. Hexakarbonyl wolframu [W(CO)6] se používá jako katalyzátor polymerace olefinů a k pokovování keramiky. Tungsten hexafluoride - Wikipedia Fluorid wolframový WF6 je důležitou látkou při výrobě polovodičů. Skupina vanadu Vanadium | History, Uses, Facts, Physical & Chemical ... V Nebengruppen in Chemie | Schülerlexikon | Lernhelfer Nb Ta How Albert Einstein broke the Periodic Table Vanad ocelově šedý, výjimečně tvrdý kov. Vanad je prvek na vzduchu stálý, nereaguje s vodou, hydroxidy ani se zředěnými kyselinami. Vanad je značně odolný proti korozivním účinkům mořské vody, práškový vanad je na vzduchu pyroforní. Dobře se rozpouští se v kyselině fluorovodíkové. Reakce vanadu s kyselinou fluorovodíkovou probíhá za vzniku komplexní kyseliny heptafluorovanadičné a vývoje vodíku, reakcí s horkou koncentrovanou kyselinou vznikne komplexní kyselina trihydrogenhexafluorovanaditá: 2V + 14HF → 2H2[VF7] + 5H2 2V + 12HF → 2H3[VF6] + 3H2 Vanad reaguje i s horkou koncentrovanou kyselinou dusičnou, sírovou a lučavkou královskou: V + 6HNO3 → (VO2)NO3 + 5NO2 + 3H2O V + 3H2SO4 → (VO)SO4 + 2SO2 + 3H2O 3V + 12HCl + 4HNO3 → 3VCl4 + 4NO + 8H2O S kyslíkem vytváří zásaditý oxid VO a amfoterní oxidy V2O3, VO2 a V2O5, s vodíkem tvoří hydrid VH0,71, s halogeny reaguje za vzniku těkavých a snadno hydrolyzujících halogenidů VF5, VCl4, VBr3 a VI3. Reakcí V2O5 s alkalickými roztoky vznikají barevné alkalické polyvanadičnany [V3O9]9-, [V4O12]4-, [V10O28]6- a další. Reakcí oxidu vanadičného s kyselinami vznikají soli vanadylu. Vodné roztoky solí vanadu jsou obvykle různě zbarvené. Pestrá barevnost vodných roztoků sloučenin vanadu je způsobena tvorbou barevných hydratovaných iontů. Pro dvojmocný vanad je typická tvorba fialových iontů [V(H2O)6]2+, trojmocný vanad obvykle vytváří zelené kationty [V(H2O)6]3+, čtyřmocný vanad tvoří modré [VO(H2O)5]2+. Pětimocný vanad v roztocích vytváří celou řadu iontů v závislosti na pH. V alkalickém prostředí tvoří fialové [V(O2)4]3–, v neutrálním prostředí žluté [VO2(O2)2]3– a v kyselém prostředí červené [VO(O2)]+. Vanadnaté a vanadité sloučeniny jsou redukční činidla a snadno se oxidují, sloučeniny vanadu v ox. stavech IV a V jsou stabilní. Vanadium Oxidation States Aqueous solutions of +2, +3, +4 and +5 ions of vanadium. Vanad tvoří i sloučeniny ve kterých se vyskytuj v záporném oxidačním stavu - vanadidy. Známý je např. hexakarbonylvanadid sodný Na[V(CO)6]. V přírodě se vanad nalézá ve více než 200 různých nerostech, pro průmyslové využití mají největší význam patronit VS4. vanadinit Pb5(VO)4Cl, sulvanit 3Cu2S·V2S5, karnotit K2(UO2)2(VO4)2·3H2O a coulsonit FeV2O4. Vanadium at Rs 31000 /kilogram | Vanadium Metal | ID ... Vanad se nejčastěji vyrábí z odpadů při výrobě železa - strusky, nebo z patronitu. Po technické účely se nejčastěji vyrábí slitina vanadu se železem - ferovanad. Princip výroby vanadu ze železné strusky spočívá v oxidačním pražení strusky za přítomnosti Na2CO3 nebo NaOH při teplotě okolo 850°C . Vanad tvoří rozpustný vanadičnan sodný NaVO3, ze kterého okyselením vzniká oxid vanadičný V2O5. Čistý vanad se vyrábí kalciotermickou redukcí oxidu vanadičného směsí kovového vápníku a chloridu vápenatého při teplotě 900-950°C za zvýšeného tlaku (postup McKechnie - Seybair): V2O5 + 5Ca + 5CaCl2 → 2V + 5CaO·CaCl2 Při výrobě vanadu z patronitu se provádí tavení rudy v plamenové peci s přísadou tavidel. Při tom se specificky těžší příměsi usadí, zatímco vanad přechází do strusky, ze které se ve formě ferovanadu získává aluminotermicky. Postupuje se tak, že se struska obsahující vanad smísí se zrněným hliníkem a železem za přísady tavidel (kazivce a boraxu), zahřívá se v kelímcích nebo v šachtové peci do červeného žáru a pak se směs zapálí 3V2O5 + 10Al → 6V +5Al2O3 Laboratorní příprava velmi čistého vanadu se provádí redukcí chloridu vanaditého nebo vanadičitého vodíkem nebo hydridem sodným: 2VCl3 + 3H2 → 2V + 6HCl VCl4 + 2H2 → V + 4HCl 2VCl3 + 3NaH → 2V + 3NaCl + 3HCl VCl4 + 2NaH → V + 2NaCl + 2HCl Největší využití nachází vanad v metalurgii. V množství 0,1 až 0,2 % se přidává do oceli a litiny pro zvýšení pevnosti a pružnosti. Slouží také k výrobě permanentních magnetů. Karbid vanadu VC se používá k výrobě žáruvzdorných materiálů. Nitridy vanadu VN a V2N slouží k povrchové úpravě mechanicky namáhaných strojních součástí. Chlorid vanadnatý VCl2 se používá jako silné redukční činidlo v organické chemii. Chlorid vanaditý VCl3 a bromid vanaditý VBr3 vytváří s vodním roztokem kyseliny mekonové intenzivní temně červené zbarvení a využívají se proto jako analytická činidla k důkazu opia. Chlorid vanadičitý VCl4 se jako katalyzátor polymerace alkenů využívá v gumárenství. Fluorid vanadičný VF5 se jako silné fluorační činidlo používá v organické chemii. Významné je použití oxidu vanadičného V2O5 jako katalyzátoru při výrobě kyseliny sírové kontaktním způsobem, při výrobě anhydridu kyseliny ftalové oxidací naftalenu nebo při výrobě antrachinonu oxidací antracenu. Oxid vanaditý V2O3 je velmi účinným katalyzátorem řady hydrogenačních reakcí. Ammonium vanadate Síran vanadylu (2+) VOSO4 a chlorid vanadylu (3+) VOCl3 se používají jako laboratorní činidla. Všechny rozpustné sloučeniny vanadu jsou jedovaté. Vanadičnan amonný NH4VO3 je katalyzátorem při výrobě kyseliny adipové oxidací cyklohexanolu. Niob = šedý, středně tvrdý kov. Niob nereaguje s alkalickými hydroxidy ani s minerálními kyselinami. Reaguje pouze pomalu s kyselinou flourovodíkovou, produktem reakce niobu s HF je komplexní kyselina heptafluoroniobičná a vodík: 2Nb + 14HF → 2H2[NbF7] + 5H2 Reakce niobu se směsí koncentrovaných kyselin flurovodíkové a dusičné probíhá za vzniku komplexní kyseliny hexafluoroniobičné: 3Nb + 18HF + 5HNO3 → 3H[NbF6] + 5NO + 10H2O Práškový niob reaguje s roztoky alkalických hydroxidů: 2Nb + 2NaOH + 4H2O → 2(NaNb)O3 + 5H2 Za teplot nad 500°C reaguje s taveninami alkalických hydroxidů za vzniku alkalických niobičnanů: 4Nb + 12NaOH + 5O2 → 4Na3NbO4 + 6H2O Korozi vzdušným kyslíkem podléhá teprve při teplotě nad 500°C. Za normální teploty se přímo slučuje pouze s fluorem, za vyšších teplot reaguje s chlorem, sírou a selenem. Ve sloučeninách vystupuje niob nejčastěji jako pětimocný. Sloučeniny niobu v dalších oxidačních stavech nejsou příliš rozšířené, obvykle se jedná pouze o chloridy a oxidy. Ze všech známých prvků má niob nejvyšší bod supravodivosti - 9,25 K, niob je supravodič II. typu. Jemně rozptýlený práškový niob je explozivní a pyroforní. V přírodě se niob nalézá v různých nerostech, vždy současně s tantalem, v malé míře doprovází některé cínové rudy (kassiterit). Nejdůležitějšími minerály niobu jsou tantalit (Mg,Fe)(Ta,Nb)2O6, kolumbit Fe2+Nb2O6 a fergusonit (Ce,La,Nd,Y)NbO4, ale rozhodující význam pro průmyslovou těžbu má dnes brazilský pyrochlor (Ca,Na)2Nb2O6(OH,F). Průmyslová výroba niobu z tantalitu se provádí společně s výrobou tantalu. Na rudný koncentrát se působí horkou směsí kyseliny fluorovodíkové a sírové, niob a tantal přecházejí do roztoku jako komplexní fluoridy H2[NbOF5] a H2[TaF7]. Separace obou kovů se provádí frakční krystalizací (de Marignacův proces) nebo častěji selektivní extrakcí cyklohexanolem nebo metylizobutylketonem. Z rozpouštědel se ve vodném prostředí niob vysráží přídavkem fluoridu draselného jako nerozpustný oxopentafluoroniobát draselný K2[NbOF5]. Stále větší význam dnes získává o mnoho jednodušší výroba niobu z pyrochloru, při které není nutná složitá separace tantalu. Po rozpuštění v kyselině fluorovodíkové se z roztoku niob vyloučí působením vodného roztoku amoniaku jako nerozpustný oxid niobičný. Pyrochlor se také zpracovává Krollovou metodou, tj. chlorací, při které niob přechází na chlorid niobičný s jeho následnou redukcí pomocí hořčíku. V minulosti se menší množství niobu získávalo také ze strusky po výrobě cínu z některých druhů asijských cínových rud. Čistý kovový niob se získává tavnou elektrolýzou směsi K2[NbOF5] a NaCl, redukcí oxidu niobičného sodíkem nebo redukcí chloridu niobičného hořčíkem: Nb2O5 + 10Na → 2Nb + 5Na2O 2NbCl5 + 5Mg → 2Nb + 5MgCl2 Mezi další způsoby výroby kovového niobu patří redukce oxidu niobičného uhlíkem, která se provádí při teplotě 1600-1800°C v indukční nebo odporové elektrické peci. Pracuje se za vysokého vakua. Vstupní surovinou jsou pelety vyrobené slisováním stechiometrického množství oxidu niobičného a sazí. Jako pojivo se používá obvykle cukr nebo kafr. Nejprve probíhá reakce: Nb2O5 + 7C → 2NbC + 5CO Po vychlazení se pelety s obsahem karbidu rozemelou na prášek, po smísení s dalším podílem oxidu se opět peletují. Ve vysokofrekvenční elektrické peci při teplotě 2100°C a ve vakuu probíhá reakce: Nb2O5 + 5NbC → 7Nb + 5CO Práškový niob se vyrábí redukcí oxidu niobičného kovovým hořčíkem, redukcí heptafluoroniobičnanu draselného K2NbF7 sodíkem, technický niob pro legování ocelí (feroniobium) se vyrábí aluminotermickou redukcí směsi oxidu niobičného a oxidu železitého: Nb2O5 + 5Mg → 2Nb + 5MgO K2NbF7 + 5Na → Nb + 5NaF + 2KF 3Nb2O5 + Fe2O3 + 12Al → 6Nb + 2Fe + 6Al2O3 Niob je důležitou feritotvornou přísadou do legovaných ocelí, díky své afinitě k uhlíku zabraňuje vzniku karbidů chromu v oceli a tím omezuje tvorbu mezikrystalické koroze. Niobové nerezavějící oceli s 0,5 - 1 % Nb jsou žáruvzdorné a korozivzdorné a zhotovují se z nich lopatky plynových turbín a proudových motorů. Z ocelí s obsahem 1 až 4 % Nb se vyrábí tvrdé břity obráběcích nástrojů. Niob je hlavní složkou slitin po výrobu kardiostimulátorů, kostních implantátů, nebo kontejnerů na radioaktivní odpad a pro výrobu chladících potrubí po jaderné reaktory chlazené kapalným sodíkem nebo draslíkem. Niob a jeho sloučeniny nachází uplatnění zejména ve sklářství. V malém množství se ve formě oxidu niobičného Nb2O5 přidává ke sklovině při výrobě některých druhů optického skla. Fluorid niobičný NbF5 slouží jako katalyzátor rozkladu kovových hydridů, využívaných k uskladňování vodíku. Velice tvrdý karbid niobu NbC se používá k výrobě řezných nástrojů. Nitrid niobitý NbN slouží k výrobě detektorů fotonů a infračerveného záření. Některé slitiny a sloučeniny niobu se používají k výrobě supravodivých materiálů. Mezi supravodiče patří např. slitiny niobu s titanem nebo zirkoniem. Ze sloučenin mají supravodivé vlastnosti např. Nb3Sn, Nb3Al a Nb3Ge. Tantal = platinově šedý, značně tvrdý, neobyčejně tažný kov. Má mimořádnou chemickou odolnost, za normální teploty reaguje pouze s fluorem, při vysokých teplotách se přímo slučuje i s chlorem a sírou. Ve sloučeninách vystupuje tantal téměř výhradně jako pětimocný, ze sloučenin tantalu v nižším mocenství jsou obvyklé pouze chloridy. Kompaktní kovový tantal se nerozpouští v žádné minerální kyselině, nereaguje ani s alkalickými hydroxidy. Pomalu reaguje pouze s kyselinou fluorovodíkovou, produktem reakce tantalu se zředěnou HF je komplexní kyselina heptafluorotantaličná a vodík, s koncentrovanou kyselinou fluorovodíkovou tantal reaguje za vzniku komplexní kyseliny trihydrogenoktafluorotantaličné: 2Ta + 14HF → 2H2[TaF7] + 5H2 2Ta + 16HF → 2H3[TaF8] + 5H2 Nejlépe se však rozpouští ve směsi koncentrovaných kyselin fluorovodíkové a dusičné: 3Ta + 21HF + 5HNO3 → 3H2[TaF7] + 5NO + 10H2O Tantalate - Wikipedia heptafluorotantaličnan draselný V přírodě se tantal nachází jako ryzí kov a v minerálech tantalit (Fe,Mn)Ta2O4, kolumbit (Fe,Mn)(Nb,Ta)2O6 a niobit vždy v doprovodu niobu. Coltan je průmyslový název kolumbitu-tantalitu, matně černé rudy, ze které se získávají prvky niob a tantal. Coltan se ve velkých množstvích nachází v Kongu, kde se odhaduje 80 % celosvětových zásob. K jeho získávání jsou v Kongu různými ozbrojenými skupinami využíváni vesničané, včetně dětí. Takto vytěžený coltan se často ze země pašuje. Při rafinaci se z coltanu stává teplotně odolný prášek s vysokou permitivitou. Tantal z coltanu je důležitou součástí při výrobě kondenzátorů, používaných při výrobě malých elektronických součástek, zejména mobilních telefonů, notebooků a ostatních elektronických přístrojů. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Výroba tantalu a niobu se provádí dvěma základními způsoby, obvyklejší je hydrometalurgický postup, který spočívá v loužení rudného koncentrátu horkou směsí kyseliny fluorovodíkové a sírové. Méně používaný je pyrometalurgický postup, který se provádí tavením rudného koncentrátu s hydroxidy alkalických kovů, sodou nebo potaší. V prvním případě přechází tantal a niob do roztoků, z nichž krystalizují komplexní fluoridy K2TaF7 a K2NbF7. V druhém případě vznikají alkalické niobičnany a tantaličnany Na5NbO5 a Na5TaO5, ze kterých působením kyseliny chlorovodíkové vznikají hydratované oxidy Ta2O5·xH2O a Nb2O5·xH2O. K separaci jednotlivých kovů se v minulosti používal de Marignacův krystalizační postup, který využíval rozdílné rozpustnosti komplexních fluoridů ve vodě, v současnosti se v průmyslovém měřítku k oddělení tantalu a niobu využívá selektivní kapalinová extrakce do organických rozpouštědel nebo se k separaci obou kovů využívá iontomeničů. Menší množství tantalu se získává z odpadních strusek po výrobě cínu z některých druhů asijského kasiteritu. Kovový tantal se získává elektrolýzou taveniny K2TaF7, redukcí K2TaF7 sodíkem, vakuovou redukcí Ta2O5·xH2O uhlíkem za vysokých teplot nebo Krollovou metodou redukcí chloridu tantaličného hořčíkem v elektrické peci: K2TaF7 + 5Na → Ta + 5NaF + 2KF Ta2O5 + 5C → 2Ta + 5CO 2TaCl5 + 5Mg → 2Ta + 5MgCl2 Tantal se používá k výrobě elektrických kondenzátorů, chirurgických nástrojů a vláken elektronek. V některých případech tantal nahrazuje platinu. Slitiny legované tantalem se používají ke konstrukci tepelně a chemicky namáhaných zařízení pro petrochemii, spřádací trysky, plynové turbíny, jadernou energetiku a metalurgii kovů vzácných zemin. Směsný karbid TaC·ZrC má nejvyšší teplotu tání ze všech doposud známých látek (přes 4000 ºC). Směsné karbidy TaNbC, WTiTaC a WTiTaNbC se používají na výrobu řezných nástrojů a k povrchové úpravě zubů rýpadel a pracovních ploch průmyslových mlýnů a drtičů. Borid Ta3B4 je extrémně tvrdý (Vickers 30 GPa) a odolný oxidaci a minerálním kyselinám do teploty 700°C, používá se pro povrchovou úpravu tepelně a chemicky namáhaných dílů. Tantalum Oxide Ta2O5 CAS No.1314-61-0 | Elements China Intermetalická sloučenina tantalu a hliníku TaAl3 slouží k povrchové úpravě zrcadel pracujících v IR oboru spektra. Tantalum(V) fluoride Fluorid tantaličný TaF5 a chlorid tantaličný TaCl5 katalyzují alkylační reakce. Oxid tantaličný Ta2O5 se používá jako přísada pro zvýšení indexu lomu při výrobě optického skla. Stále populárnější je využití tantalu v klenotnictví, speciální využití nachází tantal při konstrukci plášťů protipancéřové munice. Tantaličnan lithný LiTaO3 má piezoelektrické vlastnosti a slouží se ke konstrukci elektromechanických filtrů s povrchovou akustickou vlnou (SAW filtr), které se používají v elektrotechnice a slouží k výrobě senzorů termokamer. WebElements Periodic Table » Tantalum » tantalum tetrachloride Skupina titanu How Albert Einstein broke the Periodic Table 10 Titanium Facts Ti Zr Virginia Geological Survey - Hafnium Hf lanthanoid contraction - Consequences, Cause Titan = kov ocelového vzhledu, velmi tvrdý a křehký. Na vzduchu je titan stálý, s fluorem reaguje při 150°C za vzniku fluoridu titaničitého TiF4, s chlorem reaguje za vzniku chloridu titaničitého TiCl4 až při teplotě 300°C, s ostatními nekovy se slučuje až za mnohem vyšších teplot. Má značnou afinitu k uhlíku a křemíku a snadno se slučuje na karbid TiC a silicid TiSi2, s dusíkem reaguje za vzniku nitridu TiN. Dobře rozpustný je v kyselině fluorovodíkové HF za vzniku komplexní kyseliny hexafluorotitaničité: Ti + 6HF → H2[TiF6] + 2H2 Pomalu reaguje se zředěnými horkými roztoky HCl a HBr za vzniku typicky světlefialově zbarveného komplexu hexaaquatitanitého [Ti(H2O)6]3+. S kyselinou sírovou titan reaguje za vzniku komplexní kyseliny trisulfatotitaničité: Ti + 5H2SO4 → H2[Ti(SO4)3] + 2SO2 + 4H2O S kyslíkem tvoří oxid titanitý Ti2O3 a titaničitý TiO2. Hydroxid titanitý Ti(OH)3 je slabá zásada a reaguje s kyselinami za vzniku titanité soli: 2Ti(OH)3 + 3H2SO4 → Ti2(SO4)3 + 6H2O Naproti tomu hydroxid titaničitý Ti(OH)4 je výrazně amfoterní, s hydroxidy alkalických kovů reaguje za vzniku alkalických hexahydroxytitaničitanů: Ti(OH)4 + 2NaOH → Na2[Ti(OH)6]. S kyselinami reaguje za vzniku solí titanylu, s nadbytkem kyseliny tvoří komplexní kyselinu disulfatotitanylu nebo kyselinu trisulfatotitaničitou: Ti(OH)4 + H2SO4 → TiOSO4 + 3H2O Ti(OH)4 + 2H2SO4 → H2[TiO(SO4)2] + 2H2O Ti(OH)4 + 3H2SO4 → H2[Ti(SO4)3] + 4H2O Patří mezi neušlechtilé kovy a snadno vytěsňuje ušlechtilé kovy z jejich solí. Titan má značný sklon k tvorbě komplexních sloučenin, ve kterých vystupuje obvykle s koordinačním číslem 6, méně často 4. Ve sloučeninách se titan vyskytuje nejčastěji jako čtyřmocný, sloučeniny trojmocného titanu jsou podstatně méně rozšířené, sloučenin dvoumocného titanu existuje pouze několik, např. oxid titanatý TiO a nestabilní halogenidy TiCl2, TiBr2, TiI2. Sloučeniny titanu v oxidačních stavech +II a +III bývají obvykle zbarvené fialově či zeleně, sloučeniny čtyřmocného titanu jsou většinou bílé či bezbarvé. Komplexní sloučeniny mívají různá zbarvení. V přírodě se titan vyskytuje značně rozptýlen, bývá obsažen téměř v každé půdě. Nejdůležitější rudy titanu jsou ilmenit FeTiO3 (pokrývá 92% spotřeby), rutil (anatas, brookit) TiO2, perovskit CaTiO3 a titanit CaTiSiO5. Průmyslová výroba titanu se provádí poměrně složitým, značně energeticky náročným procesem z chloridu TiCl4 redukcí roztaveným hořčíkem nebo sodíkem (Krollův proces výroby titanu) nebo aluminotermicky. Chlorid titaničitý potřebný pro Krollův proces se připravuje chlorací rutilu nebo ilmenitu. Pokud je surovinou rutil TiO2, je postup jednoduchý, ruda se smísí s uhlím v poměru 3:1, briketuje se a poté kalcinuje v redukční atmosféře při teplotě 700°C. Vlastní chlorace se provádí v elektricky vytápěné šachtové peci při teplotě 800-1200°C, průběh chlorace znázorňují rovnice: TiO2 + 2Cl2 + 2C → TiCl4 + 2CO TiO2 + 4Cl2 + 2C → TiCl4 + 2COCl2 Chlorid titaničitý vzniká v párách a poté kondenzuje jako nažloutlá kapalina. Před vlastním Krollovým procesem se chemicky čistí a destiluje. Jestliže se použije ilmenit FeTiO3, musí se nejprve provést jeho selektivní redukce v obloukové peci na surové železo, titan tvoří snadno chlorovatelný karbid, který přejde do strusky. Pokud se redukce ilmenitu provádí za přídavku vzduchu nebo amoniaku, přechází titan do snadno chlorovatelného nitridu. Průběh redukce ilmenitu zachycují rovnice: FeTiO3 + 4C → TiC + Fe + 3CO 2FeTiO3 + 6C + N2 → 2TiN + 2Fe + 6CO Chlorace karbidu a nitridu vzniklých redukcí ilmenitu potom probíhá podle rovnic: TiC + 2Cl2 + ½ O2 → TiCl4 + CO TiN + 2Cl2 + ½ O2 → TiCl4 + NO Krollův proces probíhá při teplotách 850 - 900 °C v železných nádobách v ochranné atmosféře helia nebo argonu. Průběh redukce chloridu titaničitého hořčíkem vyjadřuje rovnice: TiCl4 + 2Mg → Ti + 2MgCl2 Produktem je houbovitý titan, který se usazuje na stěnách kelímku. Nezreagovaný hořčík a vzniklý chlorid hořečnatý se odstraní promýváním kyselinou chlorovodíkovou nebo vakuovou destilací. Titanová houba se slisuje do tvaru elektrody, která se přetavuje v elektrické obloukové peci na kompaktní kov. Modifikací původního Krollova postupu je Maddexův-Eastwoodův postup, který spočívá v redukci plynného chloridu titaničitého kapalným hořčíkem za zvýšeného tlaku. Produktem je suspenze kovového titanu v tavenině chloridu hořečnatého. Suspenze z redukční pece kontinuálně odtéká do elektrické pece, kde dojde k odpaření nezreagovaného hořčíku a chloridu hořečnatého. Pro některé účely se používá slitina titanu se železem - ferotitan. Ferotitan se vyrábí redukcí rutilu a železné rudy uhlím. Ve stádiu poloprovozních zkoušek je velice perspektivní a levná výroba titanu elektrolytickou redukcí. Tento postup je po svém objeviteli prof. Frayovi pojmenován jako Frayův proces výroby titanu (FFC proces). Elektrolyzují se pelety TiO2, elektrolytem je tavenina CaCl2, katoda i anoda jsou z grafitu. Pracuje se s napětím 2,8-3,2 V za teploty 950-1000°C v inertní atmosféře. Redukčním činidlem je vápník vznikající na katodě. Elektrokalciotermická redukce oxidu titaničitého probíhá v několika stupních, při kterých jako meziprodukty postupně vznikají oxidy Ti3O5, Ti2O3 a TiO. Elektrolyzér pro elektrolytickou redukci tvoří skloněná ležatá nádoba. Grafitová anoda tvoří víko a katoda dno elektrolyzéru. Do šikmé mezery mezi elektrodami se kontinuálně dávkují válcovité pelety TiO2 o průměru 5-10 mm a výšce 2-10 mm, které se gravitačně posunují po šikmém dně. V nejnižším místě nádoby se hromadí pelety vyredukovaného titanu, které se mechanickým dopravníkem nepřetržitě odstraňují. Výhodou FFC procesu je zejména rychlost a jednoduchost celého postupu. Stejným způsobem se pokusně podařilo vyredukovat příslušné kovy i z Cr2O3, Nb2O5, ZrO2, Ta2O5, WO3, CeO2. FFC procesem se také se podařilo připravit několik zajímavých intermetalických sloučenin, např. TiNi, TiAl3, Ni3Al, TiNb, Ti6Al4V, Ni2MnGa. Byly vyvinuty i další alternativní technologie výroby titanu, např. redukce chloridu titaničitého vodíkem, termický vakuový rozklad chloridu titanitého TiCl3 na prvky, tavná elektrolýza K2[TiF6] nebo redukce TiO2 hydridem vápenatým. Titan se používá zejména jako přísada do speciálních slitin. Přídavek titanu podstatným způsobem ovlivňuje jejich mechanické vlastnosti. Slitiny titanu nalézají rozsáhlé využití jako konstrukční materiál zejména ve zbrojní výrobě nebo v chemickém průmyslu. Společně s borem je důležitou legurou hliníkových slitin, do kterých se přidává pro zjemnění struktury. Ze sloučenin titanu má největší využití oxid titaničitý TiO2, který se pod názvem titanová běloba používá jako vydatný bílý pigment v řadě aplikací. Pod označením E 171 se používá jako potravinářské barvivo k barvení žvýkaček, mléka, želé, džemů a krmiv pro zvířata. Další využití nalézá jako kalivo při přípravě keramických glazur. Výroba titanové běloby se může provádět spalováním čistého chloridu titaničitého v proudu kyslíku při teplotách 900-1400°C nebo rozkladem ilmenitu pomocí kyseliny sírové a následnou hydrolýzou vzniklého sulfátu titanylu. Tetragonal structures of crystalline forms of rutile ... Formy TiO2 Rozklad ilmenitu kyselinou sírovou a hydrolýzu titanylsulfátu popisují rovnice: FeTiO3 + 2H2SO4 → (TiO)SO4 + FeSO4 + 2H2O (TiO)SO4 + nH2O → TiO2·(n-1)H2O + H2SO4 Velmi tvrdý nitrid titanu TiN2 a diborid titanu TiB2 se používají jako brusivo a k povrchové úpravě břitů obráběcích nástrojů. Chlorid titanitý TiCl3 slouží jako nejdůležitější katalyzátor při výrobě polypropylenu, Hexafluorotitaničitan sodný Na2[TiF6] slouží jako mořidlo při barvení tkanin. Síran titanitý Ti2(SO4)3 se používá jako analytické činidlo pro stanovení látek oxidační povahy - titanometrie. Karbid titanu TiC slouží k výrobě žáruvzdorné keramiky. Disulfid TiS2 se používá k výrobě katod do některých typů lithiových baterií, disilicid TiSi2 slouží k výrobě polovodičů. Titanocen je silné oxidovadlo. Monomeres Titanocen Chlorid titaničitý TiCl4 se používá v pyrotechnice jako náplň dýmovnic - při styku se vzdušnou vlhkostí snadno hydrolyzuje za vzniku bílého dýmu TiO2 a HCl. Ve směsi s organokovovou sloučeninou hliníku triethylaluminium (C2H5)3Al se jako Zieglerův-Nattův katalyzátor používá k iontové katalýze beztlaké polymerace alkenů. h Fotokatalýza je proces chemického rozkladu látek za přítomnosti fotokatalyzátoru a světelného záření. Principiálně vychází z fotolýzy, přirozeného rozkladu některých látek působením světla, urychlené přítomností fotokatalyzátoru. Primárně vzniklý volný pár elektron-díra a hydroxylové radikály sekundárně vznikající kontaktem excitované molekuly fotokatalyzátoru a vodní páry rozkládají přítomné organické a anorganické substance. Mezi látky rozložitelné fotokatalýzou patří např. oxidy dusíku (NOx), oxidy síry (SOx), oxid uhelnatý (CO), ozón (O3), čpavek (NH3), sirovodík (H2S), chlorované uhlovodíky (např. CH2Cl2, CHCl3, CCl4, C2HCl3, C2Cl4), dioxiny, chlorbenzen, chlorfenol, jednoduché uhlovodíky (např. CH3OH, C2H5OH, CH3COOH, CH4, C2H6, C3H8, C2H4, C3H6), aromatické uhlovodíky (benzen, fenol, toluen, etylbenzen, o-xylen), pesticidy (Tradimefon, Primicarb, Asulam, Diazinon, MPMC, atrazin) a také bakterie, viry, houby nebo částice mikroprachu. Konečným produktem pak bývají běžné a stabilní sloučeniny. Nejčastěji je jako katalyzátor používán nanokrystalický oxid titaničitý TiO2 (pouze ve formě anatasu), který je aktivován UV-A zářením. Zirkonium = znám ve dvou formách. Lesklé kovové zirkonium a černé práškové zirkonium, které je pyroforní. Jsou známy dvě krystalografické modifikace, šesterečné α-Zr přechází při 867°C na kubické β-Zr. Zirkonium je odolné vůči vodě i alkalickým hydroxidům. Dobře se rozpouští ve zředěné i koncentrované kyselině fluorovodíkové a lučavce královské: Zr + 4HF + H2O → H2[ZrOF4] + 2H2 Zr + 6HF → H2[ZrF6] + 2H2 3Zr + 6HCl + 4HNO3 → [Zr3Cl3(OH)6]Cl3 + 4NO + 2H2O Reakce zirkonia s koncentrovanou kyselinou sírovou probíhá zvolna: Zr + 4H2SO4 → H2[Zr(SO4)2O] + 2SO2 + 3H2O Při teplotě nad 300°C reaguje s vodní párou za vzniku oxidu zirkoničitého ZrO2 a malého množství hydridu ZrH2. S dusíkem reaguje až při teplotě 800°C za vzniku žlutého nitridu ZrN. Se sírou se přímo slučuje až za teplot 300-650°C. S halogeny reaguje práškové zirkonium při teplotě od 300°C za vzniku halogenidů typu ZrX4. Ve sloučeninách vystupuje zirkonium téměř výhradně jako čtyřmocné, ze sloučenin trojmocného zirkonia je znám chlorid zirkonitý ZrCl3 a bromid zirkonitý ZrBr3, ze sloučenin dvoumocného zikonia je znám chlorid zirkonatý ZrCl2 a oxid zirkonatý ZrO. Práškové zirkonium má schopnost pohlcovat velké množství vodíku a tvoří s ním hydridy ZrH, ZrH2 a ZrH4. Chemické i fyzikální vlastnosti zirkonia i všech jeho sloučenin jsou téměř naprosto identické s vlastnostmi hafnia. V přírodě se zirkonium nalézá vždy v doprovodu hafnia v různých minerálech rozptýlené po celém zemském povrchu. Nejdůležitější užitkové nerosty zirkonia jsou zirkon ZrSiO4 a baddeleyit ZrO2. Výroba zirkonia se provádí podobně jako výroba titanu redukcí chloridu zirkoničitého ZrCl4 roztaveným hořčíkem - Krollův proces výroby kovů. Chlorid zirkoničitý potřebný pro Krollův proces se z baddeleitu ZrO2 připravuje přímou chlorací briket rudy slisovaných s uhlím v šachtové peci vyhřívané z vnějšku na teplotu 900°C. Chlorace baddeleitu probíhá ve dvou stupních a je znázorněna rovnicemi: ZrO2 + 2Cl2 + 2C → ZrCl4 + 2CO ZrO2 + 4Cl2 + 2C → ZrCl4 + 2COCl2 Pokud je jako surovina použit koncentrát získaný ze zirkonu ZrSiO4, provádí se nejprve jeho redukce koksem v obloukové peci při teplotě nad 1000°C, křemík vytěká ve formě křemičitého úletu a zirkonium přechází do snadno chlorovatelného nitridu. Chlorace nitridu je snadná a provádí se odděleně v chloračním reaktoru již za teploty okolo 400°C. Před redukcí se chlorid zirkoničitý rafinuje sublimací, při ní dojde k separaci chloridu hafničitého HfCl4, který se odděleně zpracovává na kovové hafnium. Vlastní redukce chloridu zirkoničitého se provádí roztaveným hořčíkem při teplotě 800°C v atmosféře argonu nebo helia. Nezreagovaný hořčík a vzniklý chlorid hořečnatý se oddělí vakuovou sublimací při teplotě nad 825°C nebo promýváním kyselinou chlorovodíkovou. Produktem redukce je houbovité zirkonium, které se do podoby kompaktního kovu převádí slisováním do tvaru elektrody a následným přetavením v elektrické obloukové peci. Průběh redukce chloridu zirkoničitého hořčíkem znázorňuje rovnice: ZrCl4 + 2Mg → Zr + 2MgCl2 Práškové zirkonium se také vyrábí redukcí hexafluorozirkoničitanu draselného K2ZrF6 sodíkem nebo draslíkem při teplotě 800°C v inertní atmosféře. Průběh redukce hexafluorozirkoničitanu alkalickými kovy vyjadřují rovnice: K2ZrF6 + 4Na → Zr + 2KF + 4NaF K2ZrF6 + 4K → Zr + 6KF Po redukci se fluoridy od zirkonia odstraní promýváním zředěnou kyselinou chlorovodíkovou. Velmi čisté zirkonium pro speciální účely se získává rafinací Van Arkelovou a De Boerovou metodou, která se zakládá na tepelném rozkladu jodidu zirkoničitého ZrI4 na žhaveném zirkoniovém vlákně při teplotách okolo 1300°C. Tímto způsobem se získává kujné a tažné zirkonium, které je možno tvářet i za studena. Pokusná výroba zirkonia se provádí Frayovým procesem, který je blíže popsán při výrobě titanu. Praktické využití zirkonia a jeho sloučenin je poměrně značné. Kovové zirkonium se používá zejména pro výrobu těžkotavitelných slitin (tryskové motory, lopatky plynových turbin, pancéřování vojenské techniky) a supravodivých magnetů. Zirkonium velmi málo absorbuje volné neutrony, používá se proto k výrobě ochranných potahů palivových článků vodou chlazených jaderných reaktorů. Slitiny zirkonia s názvem Zircaloy jsou nezbytným materiálem pro konstrukce jaderných zařízení. Pyroforních vlastností práškového zirkonia ve směsi s dusičnanem zirkoničitým Zr(NO3)4 se využívá při výrobě zápalné munice. Zirkonium i některé jeho sloučeniny se používají jako katalyzátory řady hydrogenačních, aminačních, izomeračních a oxidačních reakcí. Zirkoniem legované wolframové elektrody se používají ke svařování slitin hliníku střídavým proudem. Mezi nejdůležitější sloučeniny zirkonia patří oxid zirkoničitý ZrO2, který se používá jako bílý pigment, žáruvzdorný materiál, jako kontrastní látka v rentgenologii, k výrobě biokeramiky a je součástí keramických glazur (glazura ultrox obsahuje 65 % ZrO2, glazura zirkopax až 67 %). Velmi tvrdý karbid zirkonia ZrC se používá jako brusný materiál. Ještě vyšší tvrdost než karbid vykazuje borid ZrB12 a silicid ZrSi2. Dusičnan zirkonylu ZrO(NO3)2 a chlorid zirkonylu ZrOCl2 se používají v analytické chemii k odstraňování kyseliny fosforečné. Fluorid zirkoničitý ZrF4 se využívá ke katalýze rozkladu hydridů hořčíku, které se slouží jako zásobníky vodíku. Hafnium = velmi lesklý, kujný a tažný kov. Práškové hafnium je pyroforní. Ve sloučeninách vystupuje hafnium téměř vždy jako čtyřmocné, redukce na trojmocné nebo dvoumocné hafnium je značně obtížná. Ze sloučenin dvou a trojmocného hafnia byly připraveny pouze černý bromid hafnatý HfBr2 a modrý bromid hafnitý HfBr3. Při teplotě přes 700°C reaguje s vodíkem za vzniku hydridu HfH1,86. Hafnium je dobře rozpustné v koncentrované i zředěné kyselině fluorovodíkové: Hf + 6HF → H2[HfF6] + 2H2 Hf + 4HF + H2O → H2[HfOF4] + 2H2 Reakce hafnia s koncentrovanou kyselinou sírovou a lučavkou královskou probíhají zvolna: Hf + 4H2SO4 → H2[Hf(SO4)2O] + 2SO2 + 3H2O 3Hf + 6HCl + 4HNO3 → [Hf3Cl3(OH)6]Cl3 + 4NO + 2H2O Při teplotě nad 300°C reaguje s vodní párou za vzniku oxidu hafničitého HfO2 a malého množství hydridu HfH2. Chemické i fyzikální vlastnosti hafnia i všech jeho sloučenin se zcela podobají vlastnostem zirkonia a jeho sloučenin. Vzájemná podobnost dvojice hafnium - zirkonium je největší v celé periodické soustavě. V přírodě se hafnium nalézá vždy v přítomnosti zirkonia. Jediný známý samostatný minerál hafnia je vzácný nerost hafnon HfSiO4, většina hafnia se vyskytuje jako izomorfní příměs v nerostech zirkonia, např. v zirkonu ZrSiO4, allendeitu Sc4Zr3O12 nebo lakargitu CaZrO3. Výroba hafnia se prováděla rekrystalizací podvojných fluoridů získaných z odpadních produktů po rafinaci zirkonia. V současnosti se hafnium odděluje selektivní extrakcí nebo pomocí iontoměničů. Průmyslová výroba hafnia se nejčastěji provádí Krollovou metodou: HfO2 + 2Cl2 + 2C → HfCl4 + 2CO HfCl4 + 2Mg → Hf + 2MgCl2 Laboratorní příprava čistého kovového hafnia se provádí tepelným rozkladem jodidu hafničitého HfI4 pomocí rozžhaveného wolframového vlákna. Hafnium se vyznačuje velmi silnou absorpcí termických neutronů a používá se k výrobě regulačních tyčí do jaderných reaktorů ponorek. Slitiny hafnia s titanem, tantalem a niobem se využívají ke konstrukci tepelně namáhaných součástí proudových a raketových motorů. Hafnium se používá k výrobě elektrod pro svařování měkké oceli v ochranné atmosféře argonu nebo oxidu uhličitého. Oxid hafničitý HfO2 se používá k výrobě žáruvzdorného skla a společně s HfSiON a HfSiO k výrobě pokročilých počítačových čipů, kde slouží jako dielektrikum. Karbid hafnia HfC má teplotu tání 3890°C a společně s nitridem hafnia se používá ke konstrukci tepelně namáhaných trysek plazmových hořáků a proudových motorů. Fluorid hafničitý je složkou speciálních skel pro výrobu optických vláken a přístrojů pro noční vidění. Metastabilní izotop 178mHf byl v letech 1998-2004 objektem vojenského výzkumu jako perspektivní materiál pro konstrukci jaderných zbraní nové generace. Skandium a yttrium How Albert Einstein broke the Periodic Table Scandium - Wikipedia Yttrium – Wikipedie Sc Y Skandium je tažný, bílý, neušlechtilý kov s charakteristickým žlutým nádechem. Vyskytuje se ve dvou alotropických modifikacích, hexagonální α-Sc přechází při teplotě 1335°C na kubické β-Sc. Skadium je značně reaktivní prvek. Vysoká reaktivita je způsobena nestabilní elektronovou konfigurací, skandium je prvním prvkem 4. periody, který má obsazen orbital d a velice ochotně tedy uvolňuje 3 elektrony za tvorby bezbarvého, diamagnetického kationu Sc3+. S vodou reaguje za vzniku oxidu skanditého. Při zahřátí na teplotu 200°C hoří na vzduchu za vzniku oxidu Sc2O3, s chlorem se přímo slučuje na chlorid ScCl3 při teplotě 400°C, s dusíkem reaguje za vzniku nitridu ScN až za teplot okolo 800°C. Skandium velmi ochotně reaguje již za teploty okolo 100°C s oxidem dusičitým za vzniku dusičnanu skanditého Sc(NO3)3. Dobře se rozpouští v běžných minerálních i některých organických kyselinách za vzniku skandité soli a vývoje vodíku. Skadité soli silných kyselin bývají velmi dobře rozpustné ve vodě, soli slabých kyselin jsou špatně rozpustné. Reakce s velmi zředěnou kyselinou dusičnou probíhá bez vzniku vodíku: 8Sc + 30HNO3 → 8Sc(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O Ve sloučeninách, kterých tvoří celou řadu, vystupuje skandium téměř výhradně v oxidačním stavu +III jako kation skanditý Sc3+, za určitých podmínek tvoří také skanditany [ScO2]- nebo diskanditany [Sc2O4]2-. Většina rozpustných sloučenin skandia snadno podléhá hydrolýze. Sloučeniny skandia v jiných oxidačních stavech jsou vzácné a nemají zvláštní praktický význam, v ox. stavu I se vyskytuje ve formě chloridu skandného ScCl, v ox. stavu II se vyskytuje ve formě sulfidu skandnatého ScS. Díky malému iontovému poloměru má ze všech prvků III.B skupiny nejsilnější sklon k tvorbě komplexních sloučenin, ve kterých se vyskytuje s koordinačním číslem 6, běžné jsou např. hexafluoroskanditany [ScF6]3- nebo hexahydroxoskanditany [Sc(OH)6]3-. Vlastnosti většiny sloučenin skandia se podobají vlastnostem sloučenin lanthanu, některé sloučeniny skandia se však svým chováním více blíží vlastnostem sloučenin vápníku nebo hliníku. Od ostatních kovů skupiny III.B se skandium odlišuje několika vlastnostmi. Hydroxid skanditý Sc(OH)3 vykazuje amfoterní vlastnosti, na rozdíl od hydroxidů ostatních prvků téže skupiny, které jsou alkalické. Termickým rozkladem hydratovaného chloridu skanditého vzniká oxid skanditý, termickým rozkladem chloridů dalších kovů téže skupiny vznikají oxid-chloridy typu MOCl. S některými nekovy tvoří skandium vedle běžných valenčních sloučenin také sloučeniny nestechiometrického složení, např. s křemíkem tvoří skandium silicid ScSi2, který se více podobá intermetalickým sloučeninám. Také s chlorem tvoří řadu sloučenin nestechiometrického složení, např. Sc7Cl10 nebo Sc5Cl8. S výjimkou vanadu, chromu, hafnia a tantalu se skandium přímo slučuje se všemi ostatními kovy za vzniku intermetalických sloučenin rozmanitého složení. V přírodě se skandium vyskytuje velmi vzácně v monazitových píscích, většinou v doprovodu lanthanu a yttria. Výroba skandia se provádí elektrolýzou taveniny ScCl3. Chlorid skanditý, nutný pro elektrolýzu, se připravuje chlorací oxidu skaditého pomocí směsi Cl2 a S2Cl2 při teplotě 800°C nebo častěji působením CCl4 při teplotě 750°C: 2Sc2O3 + 3CCl4 → 4ScCl3 + 3CO2 V minulosti se používala i přímá chlorace působením plynného chloru na směs oxidu skanditého a koksu. Reakce probíhala při teplotách nad 1200°C: Sc2O3 + 3C + 3Cl2 → 2ScCl3 + 3CO Praktické využití skandia je doposud velmi omezené. Skandium se používá jako mikrolegovací přísada do vysoce pevných a lehkých slitin pro úzce specializované (vojenské, kosmické) účely. Slitiny legované skandiem se vyznačují nízkou hustotou, dobrou svařitelností a definovanými pevnostními i únavovými vlastnostmi. Obvyklými typy slitin jsou Al-Li-Sc, Al-Mg-Sc nebo Al-Zr-Sc. Největší podíl skandia ve formě lehké slitiny byl použit při konstrukci sovětské stíhačky MIG-29. V civilním letectví byly slitiny legované skandiem využity při konstrukci letounu Airbus A-350. Sloučeniny skandia se využívají k výrobě speciálních skel a žáruvzdorných materiálů. Jodid skanditý ScI3 se přidává do rtuťových výbojek pro úpravu barvy jejich světla. Síran skanditý Sc2(SO4)3 se používá jako mořidlo na osivo kukuřice a hrachu. Karbid Sc15C19, který se vyznačuje mimořádnou tvrdostí (56 GPa), která ho řadí na třetí místo mezi nejtvrdší materiály, hned za diamant a kubický nitrid boru. Karbid skandia velmi snadno hydrolyzuje za vzniku vodíku a allylenu (propin), což jeho praktické využití značně komplikuje. Borid skandia ScB12 vykazuje negativní hodnotu tepelné roztažnosti, při zahřívání se tedy jeho objem zmenšuje. Radioaktivní izotop 46Sc (T1/2 = 83 dní) se používá jako značkovací látka při sledování petrochemických a metalurgických procesů. Yttrium = stříbřitě bílý, měkký a kujný kov. Existují dvě krystalické modifikace, šesterečné α-Y přechází při teplotě 1480°C na kubické β-Y. Kompaktní kovové yttrium je na vzduchu stálé, dobře se rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách, kyselině octové a šťavelové za vzniku yttrité soli a vývoje vodíku: 2Y + 6HCl → 2YCl3 + 3H2 Reakce yttria se zředěnou kyselinou dusičnou probíhá bez vývoje vodíku: 8Y + 30HNO3 → 8Y(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O S vodou reaguje již za laboratorní teploty za vzniku hydroxidu yttritého: 2Y + 6H2O → 2Y(OH)3 + 3H2 Při zahřátí na teplotu 470°C na vzduchu hoří červeným plamenem, v atmosféře chloru se vznítí již při teplotě 200°C za vzniku chloridu yttritého YCl3. Při teplotě okolo 700°C reaguje s dusíkem za vzniku nitridu YN, s amoniakem reaguje za vzniku nitridu již při teplotě 450°C. Práškové yttrium velmi rychle podléhá samovolné oxidaci a ochotně reaguje i s oxidy dusíku za vzniku dusičnanu yttritého Y(NO3)3. Za vysoké teploty se přímo slučuje s borem za vzniku velké řady boridů, např. YB2, YB4 nebo YB6, existují i boridy yttria YB25 nebo YB66. Chemické vlastnosti yttria i jeho sloučenin se nejvíce podobají vlastnostem lanthanu a jeho sloučenin. Ve sloučeninách vystupuje v oxidačním stupni III jako bezbarvý kation Y3+. S některými nekovy tvoří yttrium také sloučeniny nestechiometrické povahy, např. silicid YSi2, s uhlíkem tvoří acetylid YC2 ve kterém vystupuje jako formálně dvoumocné. Kovové yttrium a jeho některé sloučeniny vykazují supravodivé vlastnosti již při relativně vysokých teplotách. Yttrium je supravodič I. typu. V přírodě se yttrium nalézá velmi vzácně a pouze ve formě svých sloučenin, často v doprovodu skandia, lanthanu, ceru a dalších, zejména těžších lanthanoidů. Relativně vysoký obsah yttria byl zjištěn v horninách na Měsíci. Výroba yttria se provádí loužením lanthanoidových rud směsí minerálních kyselin s následnou separací yttria pomocí chromatografické iontové výměny. Působením kyseliny šťavelové vznikají šťavelany, jejich oxidačním pražením vznikne oxid yttritý Y2O3, který se působením kyseliny fluorovodíkové převede na fluorid yttritý YF3, ze kterého se kovové houbovité yttrium vyredukuje v elektrické peci vápníkem nebo draslíkem: 2YF3 + 3Ca → 2Y + 3CaF2 YF3 + 3K → Y + 3KF Praktické využití nalézá ytrium dopované europiem nebo terbiem jako součást červených luminoforů barevných obrazovek. V metalurgii se yttrium používá jako složka kujné litiny a lehkých slitin, přídavek yttria podstatným způsobem zvyšuje pevnost slitin hliníku a hořčíku a jako deoxidační činidlo při výrobě titanu, vanadu a dalších neželezných kovů. Používá se jako legující přísada pro zjemnění struktury slitin chromu, molybdenu a zirkonia. Kovové yttrium i některé jeho sloučeniny se používají jako katalyzátory při polymeraci ethylenu. Oxid yttritý je součástí elektrolytů ve vysokoteplotních kyslíko-uhlovodíkových palivových článcích MCFC (Molten Carbonate Fuel Cell) nebo SOFC (Solid Oxide Fuel Cell). Oxid Y2O3 se používá ve sklářství pro úpravu bodu tání a součinitele tepelné roztažnosti skla a k výrobě supravodičů YBCO (yttrium, baryum, oxid měďnatý). Oxidy Y3Fe5O12 a Y3Al5O12 se jako umělé granáty používaly jako levná náhrada diamantu, díky své schopnosti účinně pohlcovat některé složky mikrovlnného záření se dnes používají ke konstrukci ochranných krytů radarů. Fluorid yttritý YF3 se používá pro povrchovou úpravu keramiky. Vanadičnan yttritý YVO4 slouží k výrobě polarizačních hranolů a využívá se jako luminofor ve vysokotlakých rtuťových výbojkách. Wolframan draselno-yttritý KY(WO4)2 dopovaný ytterbiem se používá ke konstrukci zesilovačů femtosekundových pulsních laserů. Radioaktivní izotop 90Y se využívá jako zářič v medicíně.