Chemické prvky Archivy - Strana 8 z 12

Indium (In) – chemický prvek

Úvod

Indium (In) je vzácný, stříbřitě bílý a velmi měkký kov, který lze dokonce krájet nožem. S protonovým číslem 49 se řadí do 13. skupiny periodické tabulky mezi takzvané chudé kovy. V přírodě se vyskytuje jen ve velmi malém množství a získává se především jako vedlejší produkt při zpracování zinkových rud. Jeho klíčové uplatnění je ve formě oxidu indito-cíničitého (ITO), který se používá jako průhledná vodivá vrstva v dotykových obrazovkách, LCD displejích a solárních panelech, které denně používáme.

Vlastnosti

Indium, chemická značka In a protonové číslo 49, je vzácný, stříbřitě bílý a mimořádně měkký kov. Patří do 13. skupiny periodické tabulky a je tak měkký, že do něj lze rýpat nehtem. Při ohýbání vydává charakteristický vysoký tón, tzv. „pláč india“. Vyznačuje se velmi nízkou teplotou tání, pouhých 156,6 °C, ale zároveň vysokou teplotou varu okolo 2072 °C. Na vzduchu se pasivuje tenkou vrstvou oxidu, která ho chrání před další korozí. Snadno reaguje s kyselinami. Jeho jedinečnou vlastností je schopnost smáčet sklo. Považuje se za netoxický.

Vznik názvu

Název prvku pochází z roku 1863 od jeho objevitelů, Ferdinanda Reicha a Hieronyma Richtera. Při spektroskopické analýze rud si všimli do té doby neznámé, výrazné indigově modré spektrální čáry. Právě tato charakteristická barva, připomínající barvivo indigo, dala prvku jméno odvozené z latinského slova *indicum*.

Základní údaje

Latinský název	Indium
Slovenský název	Indium
Skupina	Skupina 13 (IIIA)
Perioda	5
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	stříbrošedý
Rok objevu	1863

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	49
Elektronegativita	1,78
Oxidační čísla	3
Ionizační energie	558,3
Atomový poloměr	167
Kovalentní poloměr	144
El. konfigurace	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p¹

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	156,6 °C
Teplota varu	2072 °C
Hustota	7,31 g/cm³

Objev

Objev india je spojen s rokem 1863 a německými chemiky Ferdinandem Reichem a Hieronymem Theodorem Richterem. Na Hornické akademii ve Freibergu zkoumali pomocí spektroskopie vzorky sfaleritu, aby nalezli thallium. Místo očekávaných spektrálních čar thallia však pozorovali zcela novou, jasně indigově modrou čáru. Tato charakteristická barva inspirovala název nového prvku – indium, od latinského slova „indicum“ pro indigo. Richterovi se brzy podařilo z rudy izolovat nepatrné množství čistého kovu. První malý ingot india byl veřejnosti představen na Světové výstavě v Paříži v roce 1867.

Výskyt v přírodě

Indium je v zemské kůře velmi vzácný a rozptýlený prvek, jehož koncentrace je srovnatelná s koncentrací stříbra. Netvoří vlastní ložiska a jeho minerály jsou extrémně raritní. Téměř veškerá světová produkce india pochází jako vedlejší produkt při zpracování rud jiných kovů, především zinku, ale i olova, cínu a mědi. Během hutnického zpracování těchto rud, zejména sfaleritu, se indium hromadí v úletových prachových částicích a zbytcích. Tyto materiály jsou následně louhovány kyselinou, indium se z roztoku extrahuje a důkladně čistí. Finální kov o vysoké čistotě se získává elektrolýzou.

Využití

Indium je klíčovým prvkem moderních technologií, jeho nejvýznamnější využití je ve formě oxidu india a cínu (ITO) pro výrobu průhledných vodivých vrstev na dotykových obrazovkách, LCD displejích a solárních panelech. Používá se také v nízko-tavitelných pájkách, které jsou šetrnější k životnímu prostředí než olověné alternativy, a ve vysoce výkonných polovodičích, jako je fosfid inditý, pro optická vlákna a tranzistory. V přírodě nemá žádnou známou biologickou funkci, je to velmi vzácný prvek, rozptýlený v zemské kůře v nízkých koncentracích, nejčastěji jako příměs v zinkových rudách.

Sloučeniny

Člověkem vytvořené sloučeniny india jsou pro průmysl zásadní. Kromě dominantního ITO existují další důležité látky jako oxid inditý (In₂O₃) používaný v optických povlacích a bateriích, nebo fosfid inditý (InP) a nitrid india a galia (InGaN), které jsou základem pro moderní lasery a barevné LED diody. V laboratořích se využívá chlorid inditý jako katalyzátor. V přírodě se sloučeniny india vyskytují jen vzácně; tvoří několik vlastních, velmi raritních minerálů jako je roquesit (sulfid měďnato-inditý) nebo dzhalindit, přírodní forma hydroxidu inditého, většinou je však stopově vázáno v jiných minerálech.

Zajímavosti

Indium je známé svým unikátním „pláčem“. Při ohýbání tyčinky z čistého kovu vydává charakteristický vysoký zvuk, který je způsobený třením a deformací krystalové mřížky. Je to extrémně měkký kov, měkčí než olovo, který lze snadno poškrábat nehtem a zanechává šedou stopu na papíře. Má také neobvyklou vlastnost smáčet sklo, což znamená, že na něm pevně ulpívá. Díky nízkému bodu tání, pouhých 157 °C, je ideální pro výrobu speciálních slitin a vakuových těsnění. Kvůli svému strategickému významu je považováno za kritickou surovinu.

Cín (Sn) – chemický prvek

Stannum | Periodická tabulka prvků

Úvod

Cín (chemická značka Sn) je stříbřitě bílý a lesklý kov, který je velmi měkký, kujný a odolný vůči korozi. Právě pro svou odolnost se často využívá k ochraně oceli formou pokovování, například u plechovek na potraviny. Je také klíčovou součástí mnoha důležitých slitin, jako je bronz (spolu s mědí) nebo pájka. Protonové číslo cínu je 50 a v periodické tabulce prvků se řadí do 14. skupiny. V přírodě se s ním v ryzí podobě setkáme jen vzácně, získáváme ho hlavně z nerostu kasiterit (cínovce).

Vlastnosti

Cín (Sn), latinsky stannum, je stříbřitě bílý, lesklý a měkký kov s protonovým číslem 50. Je velmi kujný a tažný, lze ho snadno vyválcovat na tenkou fólii známou jako staniol. Jeho klíčovou vlastností je existence dvou alotropických modifikací. Nad teplotou 13,2 °C je stabilní kovový β-cín (bílý cín). Pod touto hranicí se pomalu přeměňuje na nekovový, práškovitý α-cín (šedý cín), což je jev známý jako cínový mor. Má nízký bod tání a při ohýbání vydává charakteristický zvuk zvaný cínový křik, způsobený třením krystalů.

Vznik názvu

Český název „cín“ je všeslovanského původu a jeho kořeny sahají až do praslovanštiny. Chemická značka Sn však pochází z latinského názvu pro tento prvek, kterým je *stannum*. Tento termín původně označoval slitinu stříbra a olova, než se jeho význam ustálil pro samotný cín.

Objev

Cín patří mezi kovy známé lidstvu od nejstarších dob, jeho používání sahá až do 4. tisíciletí před naším letopočtem. Jeho objevení nebylo dílem jednotlivce, ale postupným procesem. Stál u zrodu celé epochy – doby bronzové. Přidáním cínu do mědi vznikl bronz, mnohem tvrdší a odolnější slitina, která způsobila revoluci ve výrobě zbraní, nástrojů a uměleckých předmětů. Starověké civilizace, jako Féničané, budovaly rozsáhlé obchodní sítě pro jeho získání, především z ložisek v dnešní Anglii (Cornwall). Římané jej nazývali stannum, odtud jeho chemická značka.

Výskyt v přírodě

V přírodě se cín vyskytuje jen vzácně v ryzí formě. Jeho zdaleka nejvýznamnějším zdrojem je minerál kasiterit, chemicky oxid cíničitý (SnO₂), známý také jako cínovec. Tato těžká a odolná ruda se nachází v žilných nebo rýžoviskových ložiscích. Mezi největší světové producenty patří Čína, Indonésie a Peru. Získávání probíhá drcením rudy a jejím obohacením, často gravitačními metodami. Následně je koncentrát taven v šachtových pecích společně s uhlíkem (koksem), který oxid cíničitý redukuje na surový kov. Tento cín se dále rafinuje, aby se odstranily nečistoty.

Využití

Cín je kov známý lidstvu po tisíciletí, především jako součást bronzu, slitiny s mědí, která definovala celou historickou epochu. Dnes je jeho nejdůležitější využití v ochraně oceli proti korozi. Pocínovaný plech tvoří základ potravinářských konzerv, chránící obsah před znehodnocením. Je klíčový v elektronice jako součást bezolovnatých pájek spojujících součástky. Slitiny cínu, například pewter, slouží k výrobě dekorativních předmětů. V moderním sklářství se roztavené sklo plaví na lázni z tekutého cínu pro vytvoření dokonale hladkého povrchu. V přírodě cín nemá významnou biologickou funkci, vyskytuje se především v nerostu kasiteritu.

Sloučeniny

V přírodě se cín vyskytuje téměř výhradně ve formě sloučeniny, a to jako oxid cíničitý, známý jako minerál kasiterit neboli cínovec. Člověkem vyrobené sloučeniny mají rozmanité využití. Chlorid cínatý slouží jako redukční činidlo a mořidlo v textilním průmyslu, zatímco fluorid cínatý je aktivní složkou v zubních pastách pro prevenci zubního kazu. Oxidy cínu se používají v keramických glazurách a jako citlivé vrstvy v plynových senzorech. Velmi důležitou skupinou jsou organocíničité sloučeniny, které fungují jako stabilizátory plastů, například PVC, a jako průmyslové katalyzátory, čímž významně ovlivňují moderní materiály.

Zajímavosti

Cín existuje ve dvou hlavních formách. Běžný stříbřitý kov (bílý cín) se při teplotách pod 13,2 °C může pomalu přeměnit na šedý prášek, což je jev zvaný „cínový mor“. Ten historicky způsoboval rozpad cínových předmětů, například knoflíků, v chladu. Další unikátní vlastností je „cínový křik“ – charakteristický praskavý zvuk, který kov vydává při ohýbání a je způsoben třením vnitřních krystalů. V moderní technice jsou slitiny cínu s niobem klíčové pro výrobu supravodivých magnetů používaných v zařízeních pro magnetickou rezonanci (MRI) a v částicových urychlovačích.

Antimon (Sb) – chemický prvek

Stibium | Periodická tabulka prvků

Úvod

Antimon, s chemickou značkou Sb, je křehký polokov stříbřitě bílé barvy s namodralým nádechem a výrazným kovovým leskem. Jeho protonové číslo je 51, díky čemuž se v periodické tabulce řadí do 15. skupiny mezi tzv. pniktogeny. V čisté podobě je velmi křehký a snadno se láme. V přírodě se získává především z rudy stibnit (sulfid antimonitý). Pro svou schopnost zvyšovat tvrdost a odolnost slitin je nepostradatelný při výrobě olověných akumulátorů, ložiskových kovů, pájek a střeliva. Jeho sloučeniny nacházejí uplatnění také jako zpomalovače hoření.

Vlastnosti

Antimon, chemická značka Sb, je polokov s protonovým číslem 51 nacházející se v 15. skupině periodické tabulky. Vyskytuje se v několika alotropických modifikacích. Nejstabilnější a nejběžnější je kovový antimon, charakteristický svým stříbřitě bílým leskem, vysokou křehkostí a šupinatou texturou lomu. Je špatným vodičem tepla i elektrického proudu. Existují také nestabilní nekovové formy, jako je černý a žlutý antimon. Na vzduchu je stálý, pomalu se pokrývá ochrannou vrstvou oxidu. Odolává zředěným kyselinám, ale ochotně reaguje s horkými koncentrovanými oxidujícími kyselinami a halogeny. Tvoří důležité slitiny, například s olovem pro zvýšení tvrdosti. Jeho sloučeniny jsou považovány za toxické.

Vznik názvu

Původ českého názvu antimon je nejasný, ale nejčastěji se odvozuje z řeckých slov *anti* (proti) a *monos* (sám), což by znamenalo „ne sám“. To odkazuje na fakt, že se v přírodě málokdy vyskytuje ryzí. Chemická značka Sb naopak pochází z latinského názvu *stibium*.

Základní údaje

Latinský název	Stibium
Slovenský název	Antimón
Skupina	Skupina 15 (VA)
Perioda	5
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	šedobílá
Rok objevu	starověk

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	51
Elektronegativita	2,05
Oxidační čísla	8
Ionizační energie	834,4
Atomový poloměr	140
Kovalentní poloměr	139
El. konfigurace	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p³

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	631 °C
Teplota varu	1587 °C
Hustota	6,69 g/cm³

Objev

Antimon patří mezi prvky známé lidstvu již od starověku, přičemž jeho sloučeniny nacházely uplatnění tisíce let před naším letopočtem. Staří Egypťané používali rozemletý minerál stibnit (sulfid antimonitý) jako černé oční líčidlo, známé jako kohl. Název prvku má nejasný původ, pravděpodobně z řeckého „anti-monos“, což znamená „ne sám“. Alchymisté tento prvek intenzivně studovali, přičemž jeho schopnost tvořit slitiny s mnoha kovy jim připomínala vlka požírajícího ostatní, proto ho nazývali „lupus metallorum“. První detailní popis postupu izolace kovového antimonu publikoval v roce 1540 italský metalurg Vannoccio Biringuccio. Zařazení mezi prvky proběhlo až s nástupem moderní chemie.

Výskyt v přírodě

V zemské kůře se antimon vyskytuje poměrně vzácně, obvykle ne v ryzí formě, ale vázaný ve více než sto různých minerálech. Zdaleka nejdůležitějším a komerčně nejvýznamnějším zdrojem je sulfidický minerál stibnit, známý také jako antimonit (Sb₂S₃), který tvoří jehlicovité krystaly. Dalšími, méně častými rudami jsou oxidy jako valentinit nebo cervantit. Dominantním světovým producentem je po desetiletí Čína, následovaná Ruskem a Tádžikistánem. Průmyslově se získává pražením stibnitové rudy za přístupu vzduchu, čímž vznikne oxid antimonitý. Ten je následně v šachtových pecích redukován uhlíkem (koksem) na surový kov, který se dále čistí rafinací.

Využití

Antimon, polokovový prvek, nachází široké uplatnění především ve slitinách. Zpevňuje olovo v deskách automobilových akumulátorů, zvyšuje tvrdost střeliva a je součástí bezolovnatých pájek. Jeho oxidy slouží jako účinné zpomalovače hoření v plastech, textiliích a elektronice, čímž zvyšují požární bezpečnost. Historicky se jeho sulfid používal jako oční líčidlo. V přírodě se vyskytuje vzácně v ryzí formě, převážně je vázán v minerálech, z nichž nejznámější je stibnit. Pro živé organismy je toxický a nemá žádnou biologickou funkci, jeho přítomnost v ekosystémech je důsledkem geologických procesů nebo znečištění.

Sloučeniny

Nejvýznamnější přírodní sloučeninou je sulfid antimonitý, minerál stibnit (Sb₂S₃), tvořící lesklé jehlicovité krystaly. Jeho zvětráváním vznikají oxidy jako valentinit. Člověk průmyslově vyrábí především oxid antimonitý (Sb₂O₃), klíčovou složku zpomalovačů hoření, a oxid antimoničný, používaný jako katalyzátor. Dále syntetizuje halogenidy, například korozivní chlorid antimonitý, přezdívaný „antimonové máslo“. Velmi toxickou, ale v polovodičovém průmyslu využívanou sloučeninou, je plynný stiban (SbH₃). Historicky se v lékařství používal vínan antimonylo-draselný jako silné dávidlo proti parazitům, dnes je však pro svou toxicitu opuštěn.

Zajímavosti

Jednou z nejzajímavějších vlastností antimonu je, že při tuhnutí mírně zvětšuje svůj objem. Tato anomálie byla historicky klíčová pro knihtisk, kde jeho slitina s olovem dokonale vyplnila formy a vytvořila ostré litery. Existuje také vzácná explozivní forma antimonu, která při mechanickém podnětu, například poškrábání, prudce přechází na stabilní kovovou formu za uvolnění energie. V minulosti byly populární „antimonové poháry“; víno v nich ponechané se obohatilo o sloučeniny antimonu a sloužilo jako silné dávidlo, které se považovalo za prostředek k pročištění těla.

Tellur (Te) – chemický prvek

Tellurium | Periodická tabulka prvků

Úvod

Tellur (Te) je vzácný a křehký polokov. V krystalické formě se vyznačuje stříbřitě bílou barvou a výrazným kovovým leskem. Jeho protonové číslo je 52 a v periodické tabulce prvků patří do 16. skupiny mezi chalkogeny, společně se sírou a selenem. V přírodě se vyskytuje jen zřídka, a to především v minerálech zvaných telluridy, kde je vázán na zlato, stříbro či měď. Téměř veškerá světová produkce se získává jako vedlejší produkt při elektrolytické rafinaci mědi a olova z anodových kalů, kde se tellur hromadí.

Vlastnosti

Tellur (Te), polokov s protonovým číslem 52, je stříbrolesklý, velmi křehký prvek s výraznými polovodičovými vlastnostmi. Jeho hustota činí 6,24 g/cm³ a taje při teplotě 449,5 °C. Existuje v několika alotropických modifikacích, z nichž nejběžnější je kovová krystalická forma se šesterečnou mřížkou a amorfní hnědý prášek. Chemicky se řadí mezi chalkogeny, podobá se tedy síře a selenu, avšak vykazuje více kovový charakter. Ochotně reaguje s halogeny, koncentrovanými kyselinami a některými kovy za vzniku telluridů. Při požití se v těle metabolizuje na sloučeniny způsobující nepříjemný česnekový zápach dechu.

Vznik názvu

Název tellur pochází z latinského slova „tellus“, které v překladu znamená „Země“. Prvek takto pojmenoval v roce 1798 německý chemik Martin Heinrich Klaproth. Chtěl tak vytvořit symbolický protipól k prvku selen, jehož jméno bylo odvozeno od řeckého označení pro Měsíc.

Základní údaje

Latinský název	Tellurium
Slovenský název	Telúr
Skupina	Skupina 16 (VIA)
Perioda	5
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	stříbrošedá
Rok objevu	1782

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	52
Elektronegativita	2,1
Oxidační čísla	8
Ionizační energie	869,3
Atomový poloměr	135
Kovalentní poloměr	140
El. konfigurace	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	450 °C
Teplota varu	988 °C
Hustota	6,24 g/cm³

Objev

Objev telluru je spjat s rakouským mineralogem Franzem-Josephem Müllerem von Reichensteinem, který v roce 1782 zkoumal neobvyklou zlatonosnou rudu z dolu v Transylvánii. Ruda vykazovala nízkou výtěžnost zlata a měla zvláštní vlastnosti, což Müllera vedlo k podezření na přítomnost neznámého prvku, který pracovně nazval „metallum problematicum“. Své výsledky publikoval, avšak plného uznání se mu dostalo až v roce 1798. Tehdy německý chemik Martin Heinrich Klaproth izoloval tento prvek, potvrdil jeho existenci a na počest naší planety jej pojmenoval tellurium z latinského slova „tellus“ (Země), přičemž Müllerovi přiznal prvenství objevu.

Výskyt v přírodě

Tellur patří mezi mimořádně vzácné prvky, jeho zastoupení v zemské kůře je srovnatelné s platinou či zlatem. V přírodě se jen zřídka vyskytuje v ryzí formě. Nejčastěji je vázán v minerálech zvaných telluridy, kde tvoří sloučeniny se zlatem, stříbrem, olovem či mědí, jako jsou například sylvanit nebo kalaverit. Komerční těžba těchto minerálů je však neekonomická. Prakticky veškerá světová produkce telluru proto pochází z anodických kalů, které vznikají jako vedlejší produkt při elektrolytické rafinaci mědi a olova. Z těchto komplexních směsí se následně izoluje složitými hydrometalurgickými postupy.

Využití

Tellur, křehký polokov, nachází široké uplatnění v moderních technologiích jako klíčová složka polovodičových materiálů, zejména pro výrobu termoelektrických článků, které přeměňují teplo na elektřinu. Sloučeniny jako telurid kademnatý jsou zásadní pro tenkovrstvé solární panely. V metalurgii zlepšuje obrobitelnost oceli a mědi a zvyšuje odolnost olova proti korozi. Přidává se také do gumy pro zvýšení její odolnosti a používá se k barvení skla a keramiky. V přírodě je jeho role omezená kvůli vzácnosti, avšak některé mikroorganismy, například určité bakterie, ho dokáží metabolizovat a redukovat jako obranný mechanismus.

Sloučeniny

V přírodě se tellur vyskytuje především ve formě minerálů zvaných teluridy, kde je vázán na drahé kovy. Mezi nejznámější patří kalaverit a sylvanit, které jsou významným zdrojem zlata, nebo hessit obsahující stříbro. Vzácněji se nachází jako oxid v minerálu teluritu. Člověk cíleně vyrábí širokou škálu sloučenin pro specifické účely. Nejdůležitější jsou syntetické teluridy jako telurid kademnatý (CdTe) pro fotovoltaiku a telurid bismutitý (Bi₂Te₃) pro termoelektrické chladiče. Dále existují oxid telluričitý (TeO₂), používaný ve speciálních optických sklech, a kyselina tellurová či plynný fluorid tellurový.

Zajímavosti

Jednou z nejvýraznějších vlastností telluru je jeho biologický účinek. I stopové množství, které se dostane do lidského těla, je metabolizováno na dimetyltelurid. Tato látka způsobuje intenzivní a velmi perzistentní česnekový zápach dechu a potu, který může přetrvávat i několik měsíců. Přestože nepatří mezi drahé kovy, jeho hojnost v zemské kůře je extrémně nízká, srovnatelná se zlatem. Jeho izotop tellur-128 drží rekord v neuvěřitelně dlouhém poločasu rozpadu, který je odhadován na více než bilionkrát delší dobu, než je současné stáří vesmíru.

Jod (I) – chemický prvek

Iodum | Periodická tabulka prvků

Úvod

Jod (I) je chemický prvek s protonovým číslem 53, patřící do skupiny halogenů. Za běžných podmínek má podobu tmavě fialové až šedé krystalické pevné látky s kovovým leskem. Jeho typickou vlastností je sublimace – při mírném zahřátí se mění přímo na fialové, dráždivé páry. V přírodě se nevyskytuje volně, získává se především ze solanek, které doprovázejí ropná ložiska, nebo z chilského ledku. Najdeme ho také v mořské vodě a hromadí se v mořských řasách. Pro lidské tělo je nezbytný pro správnou funkci štítné žlázy.

Vlastnosti

Jod, s chemickou značkou I a protonovým číslem 53, je prvek patřící do skupiny halogenů. Za normálních podmínek se jedná o pevnou, tmavě fialovou až černou krystalickou látku s výrazným kovovým leskem. Jeho nejcharakterističtější vlastností je sublimace; při zahřívání přechází přímo do plynného stavu, tvoříce husté, fialové a dráždivé páry. Ve vodě je jen málo rozpustný, jeho rozpustnost stoupá v přítomnosti jodidů. Velmi dobře se rozpouští v organických rozpouštědlech. Jako halogen je reaktivní, i když méně než chlor nebo brom, a působí jako oxidační činidlo. Tvoří sloučeniny v různých oxidačních stavech, nejčastěji jako jodid (-1). V přírodě se vyskytuje pouze jediný stabilní izotop, ¹²⁷I, avšak jeho radioaktivní izotopy, například ¹³¹I, nacházejí významné uplatnění v medicíně, zejména při diagnostice a léčbě onemocnění štítné žlázy. Je to esenciální stopový prvek pro živé organismy.

Vznik názvu

Název jodu pochází z řeckého slova „iodes“ (ἰοειδής), což v překladu znamená „fialový“. Odkazuje na charakteristickou barvu jeho par, které vznikají při zahřívání této pevné látky. Prvek objevil Bernard Courtois v roce 1811 a právě kvůli fialovým výparům navrhl jeho jméno chemik Gay-Lussac.

Základní údaje

Latinský název	Iodum
Slovenský název	Jód
Skupina	Skupina 17 (VIIA)
Perioda	5
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	tmavě fialová
Rok objevu	1811

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	53
Elektronegativita	2,66
Oxidační čísla	-1
Ionizační energie	1008,4
Atomový poloměr	130
Kovalentní poloměr	140
El. konfigurace	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁵

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	114 °C
Teplota varu	184 °C
Hustota	4,93 g/cm³

Objev

Objevení jodu je spojeno s francouzským chemikem Bernardem Courtoisem v roce 1811. Během napoleonských válek pracoval v továrně na výrobu ledku, klíčové složky střelného prachu. Hlavní surovinou byl popel z mořských řas. Courtois si všiml, že měděné kádě, ve kterých zpracovával popel, rychle korodují. Jednoho dne při čištění přidal k popelu příliš koncentrovanou kyselinu sírovou. K jeho překvapení se okamžitě začaly uvolňovat husté fialové páry, které po ochlazení zkondenzovaly na tmavé lesklé krystaly. Uvědomil si, že se jedná o dosud neznámou látku. Název „jod“ pochází z řeckého slova „iodes“ znamenajícího fialový, který navrhl Joseph Louis Gay-Lussac právě kvůli barvě jeho par.

Výskyt v přírodě

Jod je v zemské kůře poměrně vzácný prvek. Není koncentrován ve velkých ložiscích, ale je rozptýlen v malých množstvích. Jeho nejvýznamnějším zdrojem jsou ložiska chilského ledku (caliche), kde se vyskytuje ve formě jodičnanu sodného. Dalším klíčovým zdrojem jsou podzemní solanky, které doprovázejí ložiska ropy a zemního plynu, zejména v Japonsku a USA, kde je přítomen jako jodid. V menší míře se nachází také v mořské vodě a je akumulován některými mořskými organismy, především řasami. Průmyslově se získává buď redukcí jodičnanů ze chilského ledku, například pomocí siřičitanů, nebo oxidací jodidů ze solanek, k čemuž se nejčastěji používá plynný chlor. Následně se surový jod čistí, obvykle sublimací.

Využití

Jod je nezbytný pro lidské zdraví i průmysl. Jeho nejznámější využití je jako antiseptikum a dezinfekce, například ve formě jodové tinktury pro ošetření ran nebo tablet pro čištění vody. V medicíně je klíčový pro správnou funkci štítné žlázy, proto se preventivně přidává do kuchyňské soli, aby se předešlo onemocněním jako je struma. Dále se využívá jako kontrastní látka při rentgenových vyšetřeních a v chemickém průmyslu. V přírodě se hromadí v mořských řasách, které jsou jeho významným zdrojem, a je nepostradatelný pro metabolismus mnoha mořských i suchozemských organismů.

Sloučeniny

Jod tvoří širokou škálu sloučenin. Mezi nejznámější anorganické patří jodid draselný (KI), který se přidává do soli a slouží jako ochrana před radioaktivním jodem, a jodid sodný (NaI), využívaný v detektorech záření. Pro dezinfekci se často používá povidon-jod, komplex jodu s polymerem. V přírodě jsou klíčové organické sloučeniny, především hormony štítné žlázy jako tyroxin a trijodtyronin, které řídí metabolismus obratlovců. V mořské vodě se vyskytuje převážně jako jodidový anion a v zemské kůře ho lze nalézt v minerálech v chilském ledku.

Zajímavosti

Jod je za normálních podmínek tmavě šedá pevná látka s kovovým leskem, která jako jediný stabilní halogen v pevném skupenství snadno sublimuje. Při zahřátí se nemění na kapalinu, ale přímo na fialový, dráždivý plyn. Tato barva je velmi charakteristická. Dalším typickým projevem je jeho reakce se škrobem, se kterým tvoří intenzivně modročerný komplex, což se využívá v analytické chemii. Existují i jeho radioaktivní izotopy; například jod-131 je produktem jaderného štěpení, ale zároveň se využívá k léčbě onemocnění štítné žlázy.

Xenon (Xe) – chemický prvek

Xenon | Periodická tabulka prvků

Úvod

Xenon (Xe) je chemický prvek s protonovým číslem 54. Řadí se mezi vzácné plyny do 18. skupiny periodické tabulky. Za normálních podmínek je to bezbarvý, velmi těžký plyn bez chuti a zápachu. Pokud je vystaven elektrickému výboji, například ve výbojkách, září charakteristickým, jasně modrofialovým světlem. V zemské atmosféře se vyskytuje pouze ve stopovém množství a pro komerční účely je získáván jako vedlejší produkt při frakční destilaci zkapalněného vzduchu. Pro svou nízkou reaktivitu se využívá například v osvětlovací technice, laserech nebo jako anestetikum.

Vlastnosti

Xenon, chemická značka Xe a protonové číslo 54, je vzácný plyn patřící do 18. skupiny periodické tabulky prvků. Za standardních podmínek se jedná o bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, který je však pozoruhodně hustý, přibližně 5,3krát hustší než zemský vzduch. Ačkoliv byl dlouho považován za absolutně nereaktivní, v roce 1962 se podařilo syntetizovat jeho první sloučeninu. Od té doby bylo prokázáno, že může tvořit chemické vazby především s vysoce elektronegativními prvky jako fluor a kyslík. V elektrickém výboji září intenzivním, jasně modrým až levandulovým světlem, což se využívá v osvětlovací technice.

Vznik názvu

Původ názvu xenon pochází z řeckého slova ‚xenos‘ (ξένος), které v překladu znamená ‚cizí‘ nebo ‚cizinec‘. Objevitelé William Ramsay a Morris Travers tak prvek pojmenovali, protože ho našli jako neznámou, ‚cizí‘ stopovou složku, která zbyla po oddělení argonu a kryptonu ze zkapalněného vzduchu.

Základní údaje

Latinský název	Xenon
Slovenský název	Xenón
Skupina	Skupina 18 (VIIIA)
Perioda	5
Skupenství (20°C)	Plynné
Barva	bezbarvý
Rok objevu	1898

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	54
Elektronegativita	2,6
Oxidační čísla	0, +2, +4, +6, +8
Ionizační energie	1170,4
Atomový poloměr	108
Kovalentní poloměr	–
El. konfigurace	[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁶

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	-112 °C
Teplota varu	-108 °C
Hustota	0,0059 g/cm³

Objev

Objev xenonu je spjat se jmény skotského chemika Williama Ramsaye a jeho anglického kolegy Morrise Traverse, kteří jej izolovali v roce 1898. Po úspěšné izolaci argonu, neonu a kryptonu z kapalného vzduchu se zaměřili na nejtěžší frakci, kde nalezli nový, dosud neznámý plyn. Kvůli jeho cizorodosti a nečekanému výskytu ho pojmenovali „xenon“ podle řeckého slova „xenos“, což v překladu znamená cizí, cizinec nebo host. Zásadní zlom v chápání jeho vlastností nastal až v roce 1962, kdy chemik Neil Bartlett připravil první stabilní sloučeninu vzácného plynu, čímž vyvrátil mýtus o jejich absolutní netečnosti.

Výskyt v přírodě

Xenon je jedním z nejvzácnějších stabilních prvků na Zemi, jehož primárním zdrojem je zemská atmosféra. Zde se nachází ve stopovém množství, s koncentrací přibližně jedné částice na jedenáct a půl milionu částic vzduchu. Komerčně se získává výhradně jako vedlejší produkt při velkovýrobě kapalného kyslíku a dusíku metodou frakční destilace zkapalněného vzduchu. Díky svému vysokému bodu varu ve srovnání s ostatními plyny zůstává xenon v kapalné frakci a je následně oddělen v posledních stupních destilačního procesu. Tato energeticky velmi náročná a komplexní procedura činí z xenonu mimořádně drahý komerční plyn.

Využití

Xenon nachází široké uplatnění v moderních technologiích. Díky své schopnosti produkovat intenzivní, dennímu světlu podobné bílé světlo, je klíčovou součástí xenonových výbojek v automobilových světlometech, filmových projektorech a fotografických blescích. V medicíně slouží jako vysoce účinné a bezpečné inhalační anestetikum s rychlým nástupem i odezněním účinku. V kosmickém průmyslu je využíván jako palivo pro iontové motory satelitů a sond, kde umožňuje efektivní a dlouhodobý pohon. V přírodě se vyskytuje v atmosféře jen ve stopovém množství a jeho izotopy slouží vědcům jako důležitý nástroj pro datování meteoritů a hornin.

Sloučeniny

Ačkoliv byl xenon dlouho považován za zcela inertní, vědci v laboratořích připravili celou řadu jeho sloučenin, zejména po přelomovém objevu v roce 1962. Nejběžnější jsou fluoridy jako difluorid, tetrafluorid a hexafluorid xenonu, které jsou extrémně silnými oxidačními a fluoračními činidly. Existují také nestabilní a výbušné oxidy, například oxid xenonový, a komplexnější oxyfluoridy. V přírodě na Zemi se xenonové sloučeniny přirozeně nevyskytují kvůli jeho nízké reaktivitě. Vědecké modely však naznačují, že za extrémních tlaků v jádru planet by mohl tvořit stabilní sloučeniny například s železem.

Zajímavosti

Vdechnutí malé směsi xenonu s kyslíkem způsobí dočasné a dramatické zhlubnutí hlasu, což je opačný jev k efektu helia a je dán vysokou hustotou plynu, která zpomaluje rychlost zvuku. V jaderných reaktorech je izotop xenon-135 vedlejším produktem štěpení a působí jako takzvaný neutronový jed, protože silně pohlcuje neutrony a může zkomplikovat nebo i dočasně zastavit řetězovou reakci. Díky své vysoké atomové hmotnosti je také jedním z nejlepších propelentů pro iontové pohony vesmírných sond, kde dosahuje vysoké účinnosti paliva.

Cesium (Cs) – chemický prvek

Caesium | Periodická tabulka prvků

Úvod

Cesium (Cs) je extrémně reaktivní a měkký kov, který je pro svůj stříbřitě zlatavý vzhled vizuálně unikátní. Jeho protonové číslo je 55 a v periodické tabulce ho najdeme v 1. skupině mezi alkalickými kovy, kam patří i sodík nebo draslík. Je tak měkký, že by se dal krájet nožem, a jeho teplota tání je pouhých 28,5 °C, takže v horkém letním dni by byl tekutý. V přírodě ho kvůli jeho bouřlivé reaktivitě s kyslíkem a vodou nikdy nenajdeme v čisté formě. Získává se především z minerálu pollucitu.

Vlastnosti

Cesium, s chemickou značkou Cs a protonovým číslem 55, je nejměkčí a nejreaktivnější ze všech alkalických kovů. Jedná se o stříbrolesklý kov se zřetelným zlatavým nádechem, který má extrémně nízký bod tání, pouhých 28,5 °C, což znamená, že může být tekuté i za teplejšího letního dne. Jeho mimořádná reaktivita se projevuje okamžitou a explozivní reakcí s vodou za vzniku hydroxidu cesného a vodíku. Vyznačuje se nejnižší elektronegativitou ze všech stabilních prvků, což z něj činí nejsilnější redukční činidlo. Své sloučeniny barví plamen charakteristicky do fialova. Kvůli reaktivitě se musí skladovat v inertní atmosféře.

Vznik názvu

Název prvku pochází z latinského slova „caesius“, což v překladu znamená nebesky modrý. Bylo pojmenováno svými objeviteli, Robertem Bunsenem a Gustavem Kirchhoffem, v roce 1860. Důvodem byly dvě charakteristické, jasně modré čáry, které identifikovali při spektrální analýze minerální vody, v níž prvek objevili.

Objev

Objev cesia je neoddělitelně spjat s vývojem spektrální analýzy. V roce 1860 němečtí vědci Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff analyzovali minerální vodu z německého Dürkheimu pomocí jimi vyvinutého spektroskopu. Ve spektru pozorovali dvě charakteristické, jasně modré čáry, které neodpovídaly žádnému dosud známému prvku. Na základě této barvy prvek pojmenovali cesium, odvozeně z latinského slova ‚caesius‘, což znamená ‚nebesky modrý‘. I když prvek objevili, čisté kovové cesium se podařilo izolovat až v roce 1882 Carlu Setterbergovi pomocí elektrolýzy roztaveného kyanidu cesného, čímž potvrdili jeho existenci.

Výskyt v přírodě

Cesium je v zemské kůře poměrně vzácným prvkem a nevyskytuje se v ryzí formě. Jeho hlavním a komerčně nejvýznamnějším zdrojem je minerál pollucit, což je zeolit obsahující cesium, sodík a hliník. V menších koncentracích se nachází také v lepidolitu a karnalitu, kde často doprovází rubidium. Největší světová ložiska pollucitu se nacházejí v Kanadě, Zimbabwe a Namibii. Získávání kovového cesia je složitý proces. Po rozkladu rudy kyselinami a oddělení nečistot se finální krok provádí redukcí chloridu cesného kovovým vápníkem nebo bariem ve vakuu při vysokých teplotách.

Využití

Cesium má zásadní technologický význam, nejznámější je jeho využití v atomových hodinách, které s neuvěřitelnou přesností definují sekundu a jsou klíčové pro globální navigační systémy jako GPS. Díky své vysoké citlivosti na světlo se uplatňuje ve fotonásobičích a starších typech fotoelektrických článků. V průmyslu slouží jako účinný katalyzátor. Jeho hustá a ekologicky šetrná sloučenina, formiát cesný, se používá ve vrtných kapalinách pro těžbu ropy v extrémních podmínkách. Radioizotop cesium-137 nachází uplatnění v radioterapii a průmyslových měřičích. V přírodě se cesium volně nevyskytuje, je přítomno v minerálu polucitu.

Sloučeniny

Člověkem vyrobené sloučeniny cesia mají vysoce specifická využití. Chlorid cesný slouží v molekulární biologii k oddělování molekul DNA pomocí ultracentrifugace. Jodid a fluorid cesný jsou klíčové materiály pro scintilační detektory, které převádějí neviditelné ionizující záření na světelné záblesky, využívané v lékařské diagnostice a fyzice vysokých energií. Uhličitan cesný je ceněná silná báze v organické syntéze. Extrémně reaktivní hydroxid cesný platí za nejsilnější známou zásadu, schopnou agresivně leptat i sklo. V přírodě se cesium primárně vyskytuje vázané v minerálu polucitu, což je komplexní hlinitokřemičitan cesia.

Zajímavosti

Cesium patří mezi pět kovových prvků, které jsou za pokojové teploty či mírně nad ní v kapalném stavu. Jeho bod tání činí pouhých 28,5 °C, takže by na horký letní den nebo v lidské ruce roztálo na zlatavou kapalinu. Je to nejměkčí ze všech kovových prvků, na Mohsově stupnici tvrdosti má hodnotu jen 0,2. Jeho reakce s vodou je natolik bouřlivá, že exploduje i při kontaktu s ledem o teplotě -116 °C. Právě stabilní izotop cesium-133 slouží jako základ mezinárodní definice sekundy od roku 1967.

Baryum (Ba) – chemický prvek

Barium | Periodická tabulka prvků

Úvod

Baryum (Ba) je měkký, reaktivní kov stříbrobílé barvy. Jeho protonové číslo je 56 a v periodické tabulce prvků ho řadíme do 2. skupiny mezi kovy alkalických zemin. Na vzduchu rychle oxiduje a ztrácí svůj lesk, proto se uchovává pod petrolejem. Vzhledem k vysoké reaktivitě ho v přírodě nenajdeme v čisté formě, ale pouze ve sloučeninách. Získává se především z minerálu barytu (síran barnatý), z něhož se kovové baryum vyrábí elektrolýzou. Jeho sloučeniny se využívají například v lékařství jako kontrastní látka nebo v pyrotechnice pro tvorbu zeleného zbarvení.

Vlastnosti

Baryum (Ba) je chemický prvek s protonovým číslem 56, patřící do skupiny kovů alkalických zemin. Tento měkký, stříbrobílý a kujný kov je pro svou vysokou reaktivitu uchováván pod petrolejem, protože na vzduchu rychle oxiduje a ztrácí lesk. S vodou a alkoholy reaguje velmi prudce za vzniku vodíku. Charakteristickým znakem barya a jeho sloučenin je výrazná zelenožlutá barva plamene, čehož se hojně využívá v pyrotechnice k tvorbě zelených efektů. Má poměrně vysokou hustotu a krystalizuje v kubické prostorově centrované soustavě. Všechny jeho rozpustné sloučeniny jsou pro člověka vysoce toxické.

Vznik názvu

Název baryum pochází z řeckého slova „barys“ (βαρύς), které v překladu znamená „těžký“. Tento název odkazuje na neobvykle vysokou hustotu jeho nejběžnějšího minerálu, barytu, známého také jako „těživec“. Prvek byl pojmenován právě po této charakteristické vlastnosti své hlavní rudy, které si všimli již první výzkumníci.

Objev

Historie barya je spojena s boloňským kamenem, minerálem barytem, který fascinoval alchymisty v 17. století svou schopností fosforeskovat po zahřátí. Dlouho se však nedařilo odhalit jeho složení. Zásadní krok učinil v roce 1774 Carl Wilhelm Scheele, když identifikoval v tomto minerálu novou „zeminu“, oxid barnatý, ale izolace čistého kovu byla nad jeho tehdejší možnosti. Úspěch slavil až v roce 1808 Sir Humphry Davy v Londýně. Pomocí elektrolýzy vlhkého hydroxidu barnatého s rtuťovou katodou připravil barnatý amalgám, z něhož následně oddestiloval rtuť a získal tak poprvé čisté baryum.

Výskyt v přírodě

Baryum se v přírodě kvůli své vysoké reaktivitě nevyskytuje v ryzí formě, ale pouze ve sloučeninách. Je poměrně rozšířeným prvkem v zemské kůře. Jeho nejdůležitějším a nejběžnějším minerálem je baryt, chemicky síran barnatý (BaSO₄), který tvoří masivní žíly a je hlavním zdrojem pro komerční produkci. Dalším, méně častým minerálem, je witherit neboli uhličitan barnatý (BaCO₃). Průmyslová výroba čistého kovu začíná redukcí barytu uhlíkem za vysokých teplot na sulfid barnatý. Ten se dále zpracovává na oxid, který je následně redukován hliníkem ve vakuové peci za vzniku čistého barya.

Využití

Baryum, jakožto reaktivní kov, nachází široké uplatnění především ve formě svých sloučenin. Nejznámější je použití síranu barnatého jako kontrastní látky při rentgenovém vyšetření trávicího traktu, kde jeho vysoká hustota pohlcuje záření. V pyrotechnice dodávají barnaté soli ohňostrojům a světlicím charakteristickou jasně zelenou barvu. Těžký minerál baryt se přidává do vrtných kapalin pro zvýšení jejich hustoty. Dále se využívá ve sklářství ke zvýšení indexu lomu a lesku skla nebo jako „getter“ ve vakuových trubicích k pohlcení zbytkových plynů. V přírodě se baryum volně nevyskytuje kvůli vysoké reaktivitě, je přítomno hlavně v minerálech baryt a witherit.

Sloučeniny

V přírodě se baryum vyskytuje výhradně ve vázané formě, nikdy jako čistý kov. Jeho nejdůležitějšími minerály jsou síran barnatý, známý jako baryt neboli těživec, a vzácnější uhličitan barnatý, zvaný witherit. Tyto přírodní sloučeniny jsou hlavním zdrojem pro výrobu ostatních látek. Člověk syntetizuje celou řadu sloučenin pro specifické účely. Dusičnan a chlorečnan barnatý jsou klíčové pro pyrotechniku. Hydroxid barnatý je silná zásada. Chlorid barnatý slouží jako laboratorní činidlo a jed, zatímco titaničitan barnatý je důležitý piezoelektrický materiál v elektronice pro kondenzátory a senzory.

Zajímavosti

Ačkoliv je baryum ve formě nerozpustného síranu barnatého pro člověka bezpečné a používá se v medicíně, všechny jeho rozpustné sloučeniny jsou vysoce toxické. Ionty Ba²⁺ narušují funkci draslíkových kanálů v buňkách, což vede k vážným svalovým a srdečním problémům. Elementární baryum je měkký, stříbřitě bílý kov, který je tak reaktivní, že na vzduchu okamžitě oxiduje a pokrývá se tmavou vrstvou. Z tohoto důvodu musí být uchováván ponořený v kapalinách bez obsahu kyslíku, například v petroleji. Některé mořské řasy dokáží hromadit baryum a vytvářet z něj mikroskopické krystalky síranu barnatého uvnitř svých buněk.

Mangan (Mn) – chemický prvek

Manganum | Periodická tabulka prvků

Úvod

Mangan (Mn) je stříbrolesklý, tvrdý a zároveň velmi křehký kovový prvek, který se vzhledem podobá železu. Jeho protonové číslo je 25 a v periodické tabulce se řadí do 7. skupiny mezi přechodné kovy. V přírodě se nevyskytuje v čisté formě, ale pouze ve sloučeninách. Získáváme ho především z minerálu pyroluzitu (burelu), což je oxid manganičitý. Nacházíme ho v zemské kůře, ale významné zásoby tvoří také manganové konkrece na dnech oceánů. Je klíčovou přísadou při výrobě oceli a esenciálním stopovým prvkem pro živé organismy.

Vlastnosti

Mangan, chemická značka Mn, je stříbrolesklý, velmi tvrdý a zároveň křehký přechodný kov s protonovým číslem 25. Patří do 7. skupiny periodické tabulky a vyznačuje se existencí několika alotropických modifikací. Jeho hustota činí přibližně 7,4 g/cm³ a teplota tání dosahuje 1246 °C. Je paramagnetický. Z chemického hlediska je poměrně reaktivní, na vzduchu se pasivuje tenkou vrstvou oxidu. Pomalu reaguje s vodou a ochotně se rozpouští ve zředěných kyselinách za vývoje vodíku. Vytváří sloučeniny v širokém rozmezí oxidačních stavů, od -3 až po +7, přičemž nejstabilnější a nejvýznamnější jsou stavy +2, +4 a +7.

Vznik názvu

Původ názvu je odvozen z latinského slova *magnes* (magnet), protože jeho černá ruda pyroluzit byla dříve zaměňována s magnetovcem. Název odkazuje na řeckou oblast Magnésia, bohatou na tyto nerosty. Pro odlišení od podobné *magnesie alby* (ze které byl izolován hořčík) dostal prvek pozměněný název mangan.

Základní údaje

Latinský název	Manganum
Slovenský název	Mangán
Skupina	Skupina 7 (VIIB)
Perioda	4
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	Stříbrolesklý
Rok objevu	1774

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	25
Elektronegativita	1,55
Oxidační čísla	22
Ionizační energie	717,3
Atomový poloměr	127
Kovalentní poloměr	139
El. konfigurace	[Ar] 3d⁵ 4s²

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	1246 °C
Teplota varu	2061 °C
Hustota	7,21 g/cm³

Objev

Sloučeniny manganu, zejména oxid manganičitý (burel), jsou lidstvu známy již od starověku. V paleolitu se tento černý pigment hojně využíval pro jeskynní malby, jak dokazují nálezy například v jeskyni Lascaux. Starověcí Egypťané a Římané ho používali při výrobě skla k odstranění nazelenalého zbarvení způsobeného nečistotami železa, proto se mu přezdívalo „sklářské mýdlo“. Dlouho byl považován za rudu železa nebo hořčíku. Až v roce 1774 švédský chemik Carl Wilhelm Scheele prokázal, že burel obsahuje neznámý prvek. Ještě téhož roku se jeho kolegovi Johanu Gottliebu Gahnovi podařilo kov izolovat redukcí burelu uhlíkem.

Výskyt v přírodě

Mangan je dvanáctým nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře, kde se ovšem nevyskytuje v ryzí formě, ale pouze ve sloučeninách. Jeho nejdůležitějšími rudami jsou oxidy, především pyroluzit (burel, MnO₂) a hausmannit (Mn₃O₄), a také uhličitan rodochrozit (MnCO₃). Významná ložiska se nacházejí v Jihoafrické republice, na Ukrajině, v Austrálii a Číně. Obrovské, zatím komerčně netěžené zásoby, představují manganové konkrece na dnech oceánů. Průmyslově se získává především pro výrobu oceli ve formě slitiny feromanganu. To se děje karbotermickou redukcí směsi oxidů železa a manganu ve vysokých nebo elektrických obloukových pecích. Čistý kov se připravuje elektrolýzou roztoků manganatých solí.

Využití

Mangan je nepostradatelným prvkem pro průmysl i živé organismy. Jeho největší uplatnění nachází v ocelářství, kde se ve formě feromanganu používá k deoxidaci, odsíření a legování oceli, čímž jí dodává pevnost a tvrdost. Využívá se také ve slitinách hliníku, například v nápojových plechovkách, pro zvýšení odolnosti proti korozi. Oxid manganičitý je klíčovou součástí alkalických baterií. Dále slouží k odbarvování skla a jako součást pigmentů. V přírodě je esenciálním mikroprvkem pro rostliny, kde se podílí na procesu fotosyntézy. Pro živočichy je nezbytný pro správný metabolismus a tvorbu kostí.

Sloučeniny

V přírodě se mangan vyskytuje především ve formě sloučenin. Nejvýznamnějším minerálem je pyrolusit, chemicky oxid manganičitý (MnO₂), který je hlavní rudou pro jeho výrobu. Dalšími přírodními minerály jsou například růžový rodochrozit (uhličitan manganatý) nebo hausmannit. V živých organismech funguje ve formě iontů. Člověkem vyrobené sloučeniny mají široké uplatnění. Ikonický je manganistan draselný (KMnO₄), fialová látka se silnými oxidačními účinky, používaná k dezinfekci. Síran manganatý slouží jako doplněk do krmiv a hnojiv, zatímco jiné organické sloučeniny manganu fungují jako fungicidy.

Zajímavosti

Mangan je chemicky mimořádně všestranný prvek, schopný existovat v mnoha oxidačních stavech, od +2 až po +7. Každý z těchto stavů propůjčuje jeho sloučeninám charakteristickou barvu, například Mn²⁺ je světle růžový, zatímco MnO₄⁻ je sytě fialový. Právě tato schopnost je klíčová pro jeho biologickou roli v centru fotosyntetického komplexu, kde čtyři atomy manganu katalyzují rozklad vody a uvolňování kyslíku. Již pravěcí lidé využívali jeho přírodní oxidy jako černý pigment pro jeskynní malby. Nadměrná expozice prachu manganu však může vést k neurotoxickému poškození zvanému manganismus.

Železo (Fe) – chemický prvek

Ferrum | Periodická tabulka prvků

Úvod

Železo, s chemickou značkou Fe, je nejdůležitějším a nejrozšířenějším kovem pro lidskou civilizaci. Tento stříbrolesklý, kujný a magnetický kov má protonové číslo 26 a patří mezi přechodné kovy 8. skupiny. Jeho největší nevýhodou je nízká odolnost vůči korozi, tedy rezivění. V přírodě se s ním v ryzí podobě setkáme jen vzácně, například v meteoritech. Získává se především redukcí železných rud (hematit, magnetit) ve vysokých pecích a je základní složkou oceli. Je hojně zastoupeno v zemském jádře i kůře a je nezbytné pro život.

Vlastnosti

Železo, s chemickou značkou Fe odvozenou z latinského názvu Ferrum, je klíčový kovový prvek s protonovým číslem 26. Tento přechodný kov, patřící do 8. skupiny periodické tabulky, je v čisté formě stříbřitě lesklý, kujný a tažný. Vyniká svou nejcharakterističtější vlastností – feromagnetismem, schopností silně reagovat na magnetické pole a udržet si magnetizaci. Má vysokou teplotu tání okolo 1538 °C a značnou hustotu 7,87 g/cm³. Chemicky je poměrně reaktivní, na vlhkém vzduchu podléhá korozi a vytváří typickou rez, což je směs hydratovaných oxidů železitých. Tvoří sloučeniny převážně v oxidačních stavech +2 a +3.

Vznik názvu

Český název železo má všeslovanský původ, který pravděpodobně souvisí se starým slovem pro „řezat“ nebo „být tvrdý“, což odkazovalo na vlastnosti nástrojů z něj vyrobených. Latinský název *ferrum*, z něhož pochází chemická značka Fe, má původ nejasný, ale je základem pro pojmenování v románských jazycích.

Základní údaje

Latinský název	Ferrum
Slovenský název	Železo
Skupina	Skupina 8 (VIII)
Perioda	4
Skupenství (20°C)	Pevné
Barva	Stříbrolesklý
Rok objevu	starověk

Atomové vlastnosti

Protonové číslo	26
Elektronegativita	1,83
Oxidační čísla	5
Ionizační energie	762,5
Atomový poloměr	126
Kovalentní poloměr	132
El. konfigurace	[Ar] 3d⁶ 4s²

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání	1538 °C
Teplota varu	2862 °C
Hustota	7,87 g/cm³

Objev

Historie železa je pevně spjata s vývojem lidské civilizace a je známo již od pravěku. Nejstaršími zdroji byly vzácné meteority obsahující čistý kov. Skutečná revoluce však nastala s objevem metalurgie, tedy schopnosti tavit železo z jeho rud, což odstartovalo takzvanou dobu železnou kolem roku 1200 př. n. l. Tento technologický skok, který nahradil méně dostupný bronz, umožnil výrobu odolnějších nástrojů a zbraní, což dramaticky změnilo zemědělství, řemesla i vedení válek. Pro svou pevnost a význam se železo stalo symbolem síly a odolnosti, alchymisté ho spojovali s planetou Mars.

Výskyt v přírodě

Železo je v zemské kůře čtvrtým nejrozšířenějším prvkem a předpokládá se, že tvoří podstatnou část zemského jádra. V ryzí, elementární formě se vyskytuje jen vzácně, například v meteoritech. Jeho hlavním zdrojem jsou bohaté železné rudy, mezi které patří zejména hematit (krevel), magnetit (magnetovec) a siderit (ocelek). Průmyslové získávání probíhá ve vysokých pecích redukcí těchto rud. Do pece se dávkuje směs rudy, koksu jako paliva a redukčního činidla, a vápence jako struskotvorné přísady. Tavením vzniká surové železo, které se dále zpracovává na ocel.

Využití

Železo je nejdůležitějším kovem pro lidskou civilizaci. Jeho slitiny, především ocel a litina, tvoří základ moderní infrastruktury, od mrakodrapů a mostů po automobily, lodě a železniční koleje. Je nepostradatelné pro výrobu nástrojů, strojů a nesčetných předmětů denní potřeby. V přírodě má však železo ještě zásadnější roli. Je klíčovou součástí hemoglobinu v červených krvinkách, který přenáší kyslík v těle obratlovců a dodává krvi její charakteristickou barvu. Pro rostliny je nezbytné při tvorbě chlorofylu, což jim umožňuje fotosyntézu a růst. Železo je tak doslova motorem života.

Sloučeniny

V přírodě se železo nejčastěji vyskytuje ve formě sloučenin, především oxidů. Nejznámějšími rudami jsou hematit a magnetit, které dávají půdě a horninám charakteristickou červenou a hnědou barvu a jsou hlavním zdrojem pro výrobu kovu. Další významnou přírodní sloučeninou je pyrit, sulfid železnatý, známý jako „kočičí zlato“. Člověk cíleně vyrábí mnoho dalších sloučenin pro specifické účely. Například síran železnatý (zelená skalice) se používá v lékařství jako doplněk stravy, zatímco chlorid železitý slouží k čištění odpadních vod. Komplexní sloučeniny jako Pruská modř se využívají jako pigmenty.

Zajímavosti

Železo je kosmicky mimořádně významné, protože představuje konečný produkt jaderné fúze ve hvězdách. Veškeré těžší prvky vznikají až při výbuchu supernovy, což činí železo jedním z nejhojnějších prvků ve vesmíru. Tvoří většinu zemského jádra a pohyb jeho tekuté vnější části generuje magnetické pole planety, které nás chrání před škodlivým slunečním větrem. Jeho všudypřítomnost je vidět i na Marsu, jehož charakteristickou červenou barvu způsobuje právě zoxidované železo na povrchu. Některé bakterie dokonce využívají krystalky magnetitu pro svou orientaci v magnetickém poli.