Chemické prvky

Antimon (Sb) – chemický prvek

Sb

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

Te

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

I

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

Xe

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

Cs

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.

 

Základní údaje

Latinský název Caesium
Slovenský název Cézium
Skupina Skupina 1 (IA)
Perioda 6
Skupenství (20°C) Pevné
Barva stříbrožlutý
Rok objevu 1860

Atomové vlastnosti

Protonové číslo 55
Elektronegativita 0,79
Oxidační čísla 1
Ionizační energie 375,7
Atomový poloměr 265
Kovalentní poloměr 225
El. konfigurace [Xe] 6s¹

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání 28,5 °C
Teplota varu 671 °C
Hustota 1,9 g/cm³

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

Ba

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.

 

Základní údaje

Latinský název Barium
Slovenský název Bárium
Skupina Skupina 2 (IIA)
Perioda 6
Skupenství (20°C) Pevné
Barva stříbrobílý
Rok objevu 1774

Atomové vlastnosti

Protonové číslo 56
Elektronegativita 0,89
Oxidační čísla 2
Ionizační energie 502,9
Atomový poloměr 215
Kovalentní poloměr 198
El. konfigurace [Xe] 6s²

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání 727 °C
Teplota varu 1870 °C
Hustota 3,62 g/cm³

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.

Niob (Nb) – chemický prvek

Nb

Úvod

Niob (Nb) je lesklý, šedobílý a kujný kov, který je velmi odolný vůči korozi a vysokým teplotám. Jeho protonové číslo je 41 a v periodické tabulce ho řadíme do 5. skupiny mezi přechodné kovy. V přírodě se nevyskytuje v čisté formě, získává se především z minerálu kolumbitu. Díky svým výjimečným vlastnostem nachází uplatnění při výrobě vysoce pevných ocelových slitin, v supravodivých magnetech (např. pro magnetickou rezonanci), v leteckém a kosmickém průmyslu a díky své schopnosti barevné anodizace také ve šperkařství.

 

Vlastnosti

Niob, chemická značka Nb a protonové číslo 41, je lesklý, stříbrošedý a kujný přechodný kov patřící do 5. skupiny periodické tabulky. Vyznačuje se vysokou teplotou tání (2477 °C) a varu (4744 °C). Jeho chemická odolnost je mimořádná, na vzduchu se pokrývá tenkou, ale velmi pevnou pasivační vrstvou oxidu, která ho chrání před korozí. Je odolný vůči většině kyselin, s výjimkou kyseliny fluorovodíkové. Nejdůležitějším oxidačním stavem je +5. Jednou z jeho nejvýznamnějších vlastností je supravodivost, které dosahuje při velmi nízkých kryogenních teplotách, což z něj činí klíčový materiál pro výrobu silných supravodivých magnetů.

 

Vznik názvu

Původ jména niob sahá do řecké mytologie. Je pojmenován po Niobé, dceři krále Tantala. Toto jméno bylo zvoleno záměrně, aby zdůraznilo blízkou chemickou podobnost a společný výskyt niobu s prvkem tantalem, který nese jméno právě po jejím mytologickém otci.

 

Základní údaje

Latinský název Niobium
Slovenský název Niób
Skupina Skupina 5 (VB) 
Perioda 5
Skupenství (20°C) Pevné
Barva stříbrolesklý
Rok objevu 1801

Atomové vlastnosti

Protonové číslo 41
Elektronegativita 1,6
Oxidační čísla 5
Ionizační energie 652
Atomový poloměr 146
Kovalentní poloměr 198
El. konfigurace [Kr] 4d⁴ 5s¹

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání 2477 °C
Teplota varu 4744 °C
Hustota 8,57 g/cm³

Objev

Objev niobu je spojen s komplikovanou historií a záměnou s tantalem. V roce 1801 objevil anglický chemik Charles Hatchett v minerálu z Ameriky nový prvek, který pojmenoval kolumbium. O několik let později byl však mylně ztotožněn s tantalem. Až v roce 1846 německý chemik Heinrich Rose definitivně prokázal, že se jedná o dva odlišné prvky. Vzhledem k jejich velké chemické podobnosti pojmenoval nově potvrzený prvek niob podle Niobé, dcery mytického Tantala. Dvojí název přetrvával téměř sto let, než IUPAC v roce 1949 stanovil jako oficiální jméno niob.

 

Výskyt v přírodě

Niob se v přírodě nevyskytuje jako ryzí kov, ale pouze ve formě minerálů, často společně s tantalem. Mezi nejdůležitější rudy patří pyrochlor a kolumbit, který tvoří směsnou řadu s tantalitem, známou jako koltan. Největší světové zásoby a produkce jsou soustředěny v Brazílii a Kanadě. Získávání niobu je složitý proces začínající rozkladem rudy. Klíčovým krokem je oddělení niobu od chemicky velmi podobného tantalu, což se dnes provádí především kapalinovou extrakcí. Z vyčištěného oxidu niobičného (Nb₂O₅) se finální kovový niob získává nejčastěji aluminotermickou redukcí nebo redukcí uhlíkem.

 

Využití

Niob je klíčový prvek v moderních technologiích. Jeho superslitiny s niklem a železem jsou nezbytné pro výrobu proudových motorů, plynových turbín a raketových dílů díky jejich extrémní tepelné odolnosti. V ocelářství se i malá množství niobu používají jako mikrolegující prvek, který dramaticky zvyšuje pevnost a houževnatost oceli pro ropovody, mosty a automobily. Jeho slitiny jsou také základem supravodivých magnetů v MRI skenerech a částicových urychlovačích. V přírodě nemá žádnou známou biologickou funkci, ale vyskytuje se v minerálech, jako je kolumbit, kde tvoří stabilní součást zemské kůry.

 

Sloučeniny

V přírodě se niob vyskytuje výhradně ve sloučeninách, nikdy jako ryzí kov. Jeho hlavními zdroji jsou minerály ze skupiny kolumbitu a pyrochloru. Jedná se o komplexní oxidy, kde je niob vázán na kyslík a další kovy, jako je železo, mangan, sodík nebo vápník. Člověk vyrábí širokou škálu syntetických sloučenin s unikátními vlastnostmi. Karbid niobu (NbC) je extrémně tvrdý materiál pro řezné nástroje. Oxid niobičný (Nb2O5) se používá v optice pro čočky a kondenzátory, zatímco niobičnan lithný (LiNbO3) je klíčový v laserech a telekomunikacích.

 

Zajímavosti

Niob je jedním z prvků s nejvyšší kritickou teplotou pro supravodivost za atmosférického tlaku, což z něj činí základní materiál pro nejsilnější supravodivé magnety. Díky své vynikající biokompatibilitě a hypoalergenním vlastnostem se používá pro výrobu lékařských implantátů, jako jsou kardiostimulátory, protože v lidském těle nekoroduje ani nevyvolává imunitní reakci. Jeho povrch lze anodizací zbarvit do celé škály duhových barev bez použití jakýchkoli pigmentů; barva je dána pouze tloušťkou oxidové vrstvy, což se využívá při výrobě šperků a sběratelských mincí.

Lanthan (La) – chemický prvek

La

Úvod

Lanthan (La) je měkký, kujný a tažný kov stříbřitě bílé barvy. Na vzduchu je poměrně reaktivní a rychle ztrácí svůj lesk kvůli oxidaci. Jeho protonové číslo je 57 a je prvním prvkem skupiny lanthanoidů, která je součástí kovů vzácných zemin. V přírodě se nevyskytuje v ryzí formě, ale je obsažen v různých minerálech. Získáváme ho především z rud, jako jsou monazit a bastnäsit, které se těží hlavně v Číně, USA a Austrálii. Používá se například ve slitinách, speciálních sklech pro optiku a jako katalyzátor.

 

Vlastnosti

Lanthan, chemická značka La, je stříbřitě bílý, měkký a kujný kov s protonovým číslem 57. Je prvním členem a jmenovcem skupiny prvků zvaných lanthanoidy. Na vzduchu je velmi reaktivní a rychle se pokrývá šedou vrstvou oxidu, která ho chrání před další korozí. S vodou reaguje za studena pomalu, s horkou vodou však bouřlivěji za vzniku hydroxidu lanthanitého a uvolňování vodíku. Rozpouští se ve zředěných kyselinách a je paramagnetický. Vykazuje typický oxidační stav +3. Jeho teplota tání je přibližně 920 °C a teplota varu dosahuje 3464 °C. Jeho měkkost je taková, že ho lze krájet nožem.

 

Vznik názvu

Název lanthan pochází z řeckého slova „lanthanein“, což v překladu znamená „být skrytý“ či „unikat pozornosti“. Pojmenoval ho tak jeho objevitel Carl Gustaf Mosander v roce 1839, protože prvek byl dlouho ukrytý v oxidu ceru a jeho izolace byla velmi obtížná.

 

Základní údaje

Latinský název Lanthanum
Slovenský název Lantán
Skupina Skupina 3 (IIIB) 
Perioda 6
Skupenství (20°C) Pevné
Barva stříbrový
Rok objevu 1839

Atomové vlastnosti

Protonové číslo 57
Elektronegativita 1,1
Oxidační čísla 3
Ionizační energie 538,1
Atomový poloměr 195
Kovalentní poloměr 195
El. konfigurace [Xe] 5d¹ 6s²

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání 920 °C
Teplota varu 3464 °C
Hustota 6,15 g/cm³

Objev

Objevení lanthanu je přisuzováno švédskému chemikovi Carlu Gustavu Mosanderovi v roce 1839. Mosander zkoumal vzorky dusičnanu ceritého a zjistil, že nejsou chemicky čisté. Pečlivou frakční krystalizací se mu podařilo izolovat novou, dosud neznámou zeminu, oxid nového prvku. Pojmenoval jej lanthana, odvozeno z řeckého slova „lanthanein“, což znamená „být skrytý“. Tento název dokonale odrážel skutečnost, že nový prvek byl dlouho skryt v cerových minerálech a bylo obtížné jej od ceru oddělit. Čistý kovový lanthan byl úspěšně izolován až mnohem později, na počátku 20. století, díky pokročilejším technikám a elektrolýze.

 

Výskyt v přírodě

Lanthan se v přírodě nevyskytuje jako ryzí kov, ale je součástí mnoha minerálů, vždy společně s dalšími prvky vzácných zemin. Mezi jeho hlavní komerční zdroje patří minerály monazit a bastnäsit, které obsahují komplexní směs lanthanoidů. Ačkoliv je řazen mezi vzácné zeminy, v zemské kůře je relativně hojný, dokonce hojnější než stříbro. Získávání lanthanu z rud je složitý proces. Po rozdrcení rudy následuje chemické loužení. Nejobtížnější fází je separace od ostatních, chemicky velmi podobných lanthanoidů, která se provádí iontovou výměnou nebo kapalinovou extrakcí. Kovový lanthan se vyrábí elektrolýzou taveniny chloridu lanthanitého.

 

Využití

Lanthan je měkký, stříbřitě bílý kov, jehož slitiny nacházejí uplatnění v různých odvětvích. Je klíčovou složkou takzvaného mischmetalu, používaného k výrobě kamínků do zapalovačů. V petrochemickém průmyslu slouží jeho sloučeniny jako účinné katalyzátory při krakování ropy. Oxid lanthanitý se přidává do skla pro výrobu vysoce kvalitních čoček pro fotoaparáty a teleskopy, protože zvyšuje index lomu a snižuje disperzi. Tvoří také součást katod v nikl-metal hydridových bateriích. V přírodě byl nedávno objeven jeho význam pro některé bakterie, které ho využívají ve svých enzymech pro metabolismus methanolu, což je unikátní biologická role.

 

Sloučeniny

V přírodě se lanthan nikdy nevyskytuje jako volný prvek, ale je součástí minerálů vzácných zemin. Nejvýznamnějšími zdroji jsou monazit a bastnäsit, kde se vždy nachází ve směsi s ostatními lanthanoidy, zejména cerem. Člověk z těchto rud vyrábí řadu čistých sloučenin. Nejběžnější je oxid lanthanitý (La₂O₃), bílý prášek používaný ve speciálních optických sklech a keramice. Uhličitan lanthanitý se využívá v medicíně jako lék vázající fosfáty u pacientů s onemocněním ledvin. Hexaborid lanthanu (LaB₆) je zase ceněn pro výrobu katod s vysokou emisí elektronů pro elektronové mikroskopy.

 

Zajímavosti

Ačkoli je lanthan řazen mezi prvky vzácných zemin, ve skutečnosti není v zemské kůře nijak vzácný a je přibližně třikrát hojnější než olovo. Tento kov je natolik měkký, že jej lze krájet nožem, a na vzduchu rychle oxiduje, čímž ztrácí svůj stříbřitý lesk. Jeho chemie je ve srovnání s ostatními lanthanoidy jednodušší, protože téměř výhradně tvoří ionty s oxidačním číslem +3. Mimořádně zajímavé je, že sloučeniny na bázi lanthanu, jako je oxid mědi, barya a lanthanu, stály u zrodu objevu vysokoteplotní supravodivosti, což způsobilo revoluci ve fyzice pevných látek.

Železo (Fe) – chemický prvek

Fe

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.

Kobalt (Co) – chemický prvek

Co

Úvod

Kobalt (Co) je tvrdý, lesklý a stříbřitě modrý feromagnetický kov. Jeho protonové číslo je 27 a v periodické tabulce ho řadíme do 9. skupiny mezi přechodné kovy. V přírodě se nikdy nevyskytuje v ryzí podobě, ale je přítomen v různých minerálech. Získává se téměř výhradně jako vedlejší produkt při těžbě a zpracování měděných a niklových rud. Největší světová ložiska se nacházejí v Demokratické republice Kongo a v Zambii. Pro svůj význam je strategickou surovinou, klíčovou pro výrobu lithium-iontových baterií, superslitin a silných permanentních magnetů.

 

Vlastnosti

Kobalt, chemická značka Co, je prvek s protonovým číslem 27, nacházející se v 9. skupině periodické tabulky. Tento stříbřitě bílý kov s charakteristickým namodralým nádechem patří spolu se železem a niklem mezi feromagnetické materiály. Vyznačuje se značnou tvrdostí, křehkostí a vysokou teplotou tání (1495 °C). Na vzduchu je za běžných teplot poměrně stálý, s kyselinami však reaguje za vzniku vodíku. Vytváří typicky barevné sloučeniny, nejčastěji v oxidačních stavech +2 a +3, které dávají sklu a keramice typickou modrou barvu. Jeho radioaktivní izotop kobalt-60 je významným zdrojem gama záření pro radioterapii a sterilizaci.

 

Vznik názvu

Jméno kobalt pochází z německého slova „Kobold“, což v překladu znamená skřet nebo zlý duch. Středověcí horníci takto nazývali rudy, které se podobaly stříbrným, ale nedalo se z nich stříbro vytavit. Při jejich zpracování navíc vznikaly jedovaté výpary, a tak věřili, že jim skřeti kazí práci.

 

Základní údaje

Latinský název Cobaltum
Slovenský název Kobalt
Skupina Skupina 9 (VIII) 
Perioda 4
Skupenství (20°C) Pevné
Barva Stříbrolesklý
Rok objevu 1735

Atomové vlastnosti

Protonové číslo 27
Elektronegativita 1,88
Oxidační čísla 5
Ionizační energie 760,4
Atomový poloměr 125
Kovalentní poloměr 126
El. konfigurace [Ar] 3d⁷ 4s²

Fyzikální vlastnosti

Teplota tání 1495 °C
Teplota varu 2870 °C
Hustota 8,89 g/cm³

Objev

Ačkoliv sloučeniny kobaltu využívali lidé již ve starověku k barvení skla a keramiky na sytě modrou, samotný prvek zůstával dlouho neobjeven. Jeho jméno pochází ze středověkého Saska od německých horníků. Ti naráželi na rudy, které se podobaly stříbrným, ale při tavení z nich žádný cenný kov nezískali. Místo toho se uvolňovaly jedovaté arzenové výpary, což přisuzovali zlému skřítkovi, „Koboldovi“. Teprve kolem roku 1735 švédský chemik Georg Brandt úspěšně izoloval tento nový kov a prokázal, že právě on, a nikoliv bismut, je původcem modrého zbarvení.

 

Výskyt v přírodě

Kobalt se v zemské kůře vyskytuje pouze ve sloučeninách, nikdy jako ryzí prvek. Nachází se v minerálech jako kobaltin, skutterudit a erythrin, ale jeho těžba z těchto primárních rud je vzácná. Drtivá většina světové produkce, přes 90 %, je totiž získána jako vedlejší produkt při zpracování měděných a niklových rud. Největším světovým producentem s dominantním podílem je Demokratická republika Kongo. Způsob získávání je komplexní proces zahrnující pyrometalurgické a hydrometalurgické postupy. Rudy se praží, louží v kyselinách a výsledný roztok se čistí, dokud není možné kobalt izolovat elektrolýzou.

 

Využití

Kobalt je feromagnetický kov s mimořádným významem pro lidstvo. Jeho superslitiny odolávají extrémním teplotám v proudových motorech a plynových turbínách. Je nepostradatelnou součástí katod v lithium-iontových bateriích, které napájejí naše telefony i elektromobily. Dále se využívá při výrobě silných permanentních magnetů a jako pigment pro vytvoření slavné kobaltové modři ve skle a keramice. V přírodě je jeho role neméně zásadní. Tvoří centrální atom vitaminu B12, kobalaminu, který je nezbytný pro krvetvorbu a správnou funkci nervového systému u živočichů, včetně člověka.

 

Sloučeniny

V přírodě se kobalt nachází především vázaný v minerálech, jako je stříbřitý kobaltin nebo erythrit, jenž svou růžovou barvou indikuje přítomnost kobaltových rud. Člověkem syntetizované sloučeniny mají široké uplatnění. Například chlorid kobaltnatý je známý jako indikátor vlhkosti díky své schopnosti měnit barvu z modré (bezvodý) na růžovou (hydratovaný). Oxidy a hlinitany kobaltu jsou základem pro výrobu trvanlivých a sytých modrých pigmentů pro umělecké barvy, sklo a keramiku. Zcela unikátní přírodní sloučeninou je pak komplexní organokovová molekula vitaminu B12, kde atom kobaltu hraje ústřední biologickou roli.

 

Zajímavosti

Kobalt je jedním z pouhých tří stabilních feromagnetických prvků za pokojové teploty a pyšní se nejvyšší Curieovou teplotou (cca 1115 °C), nad níž tuto vlastnost ztrácí. Jeho uměle vytvořený izotop, kobalt-60, je extrémně silným zdrojem gama záření, využívaným v radioterapii pro léčbu rakoviny a ke sterilizaci lékařských nástrojů a potravin. Z geostrategického hlediska je kritický, neboť drtivá většina jeho světové těžby je soustředěna do Demokratické republiky Kongo. Přírodní kobalt je navíc mononuklidický prvek, což znamená, že se v přírodě skládá pouze z jednoho stabilního izotopu, ⁵⁹Co.

error: Stahujte 15 000 materiálů v naší online akademii 🎓.