Seminárna práca z chémie - charakteristika kovov a ich využitie

KOBALT Co, Cobaltum

Charakteristika: Je to chem. prvok VIII.B skupiny period. sústavy (patrí do triády železa). Názov je odvodený od nemeckého pomenovania banského škriatka Kobolda, ktorý poďľa stredovekých predstáv spôsoboval, že z rúd veľmi podobných rudám strieborným (zväčša to boli rudy kobaltnaté) nebolo možné získať striebro. Kobalt z rúd pripravil G. Brandt v roku 1735. V prírode sa vyskytuje vždy spolu s niklom. Najdôležitejšie nerasty kobaltu sú smaltín a kobaltín. Príprava čistého kobaltu je pomerne ťažká; veľmi ťažko sa odstraňuje nikel. Kobalt je lesklý, neušľachtilý kov, teplota topenia 1490°C. Je feromagnet., nad 1000°C sa mení na paramagnet. modifikáciu. Na kompaktný kobalt vzduch a voda pri obyč. teplote nepôsobia. V jemne rozptýlenom stave je pyroforický. V zriedenej kyseline chlorovodíkovej a sírovej sa pomaly rozpúšťa, pričom vzniká vodík. Dobre sa rozpúšťa v zriedenej kys. dusičnej, konc. kyselinou dusičnou sa pasivuje. Pri zahrievaní na vzduchu sa kobalt oxiduje a v bielom žiare zhorí na oxid kobaltnato-kobaltitý Co O. Pri zahrievaní sa zlučuje aj s inými prvkami. V zlúčeninách s inými prvkami je kobalt známy v oxid. stupni -I, 0, I, II, III, IV. Najznámejšie sú zlúčeniny kobaltnaté a kobaltité. Väčšina jednoduchých zlúčenín sa odvodzuje od Co , väčšina komplexných zlúčenín od Co. Väčšina jednoduchých kobaltnatých solí odvodených od slabých kyselín je vo vode málo rozp. Vyššie hydráty kobaltnatých solí a ich vodné roztoky sú pri obyčajnej teplote ružové až červené. Pri zahrievaní sa farbia tmavomodro. Kobalt tvorí veľa koordinačných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 6 a 4 (Co ), resp. 6 (Co ). K najznámejším komplexným zlúčeninám kobaltu patria komplexy, v ktorých sú ako ligandy molekuly amoniaku, napr. chlorid hexamokobaltitý.

Využitie: Kobalt sa už dávno používal, najmä ako podvojný kremičitan kobaltnato-draselný na farbenie sklovín, v keramickom priemysle, v sklárstve a v smaltovníctve. Novšie sa kobalt rozsiahle používa najmä na výrobu zliatin pre isté druhy rýchlorezných ocelí a iných zliatin.


MEĎ Cu, Cuprum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy. Meď bola známa už v bronzovej dobe. Rimania ju nazývali aes cyprium (cyperský kov), neskoršie cuprum, keďže sa dobývala na ostrove Cypre. Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Rýdza meď sa vyskytuje v prírode len zriedka.

Najdôležitejšie nerasty medi sú chalkopyrit a chalkozín, k ďalším patria kuprit, malachit a azurit. Meď sa vyrába prevažne zo sírnikových rúd, ktoré sa spracúvajú tak, že sa sírnik meďný najprv praží, získa sa oxid meďnatý CuO, ktorý sa redukuje uhlím na kov. Takto získaná surová meď sa čistí obyčajne elektrolyticky. Meď je červený, pomerne mäkký, veľmi odolný a ťažný ušľachtilý kov, teplota topenia 1084°C. Čistá meď dobre vedie elektrinu a teplo, na vzduchu sa pokrýva súvislou zelenkastosivou vrstvičkou hydroxidouhličitanov. Priamo sa zlučuje s kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi, nepriamo s vodou, uhlíkom a dusíkom. Velektrochem. rade napätia stojí meď vpravo od vodíka, a preto je v roztoku neoxidujúcich kyselín nerozpúšťateľný. Dobre sa rozpúšťa v kyseline dusičnej a v horúcej konc. kyseline sírovej. Menej ušľachtilé kovy, napr. železo, zrážajú meď z jej roztokov: Cu + Fe Fe + Cu. Proces sa nazýva cementácia. V zlúčeninách s inými prvkami je meď známa v oxid. stupni I, II, III. Najznámejšie sú zlúčeniny meďnaté. Zlúčeniny meďné sú vo vode nerozpúšťateľné a bezfarebné. Rozpúšť. sú v podobe komplexných zlúčenín. Zlúčeniny meďnaté odvodené od silných kyselín sa vo vode rozp. dobre. Hydratované katióny sú jasnomodré. Modré sú aj zlúčeniny, ktoré tento katión obsahujú. Cu a Cu tvoria veľa komplexných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 4 a 6 (Cu ), resp. 2, 3 a 4 (Cu ). Zlúčeniny: oxid meďný, oxid meďnatý, sírnik meďnatý, chlorid meďnatý, síran meďnatý, chlorid meďný. Využitie: Meď je po železe a hliníku najdôležitejší používaný kov, najmä ako materiál na drôty elektr. vedenia. Medeným plechom sa pokrývajú strechy a obkladajú lode. Zliatiny medi, napr. bronzy (meď a cín), mosadze (meď a zinok), sa používajú pri výrobe prístrojov, súčiastok strojov a náradia každého druhu aj v umeleckých remeslách. V preparatívnej anorg. a org. chémii, ako aj v techn. praxi sa často používa ako katalyzátor. Mnohé zlúčeniny medi sa používajú ako farby (horská zelená, horská modrá, svinibrodská zelená a i.), na ničenie škodcov rastlín, pri analýze oxidu uhoľnatého, na farbenie skla a emailov, pri výrobe umelého hodvábu.


NIKEL Ni, Niccolum

Charakteristika: Je to chem. prvok VIII.B skupiny period. sústavy (patrí do triády železa). Nikel objavil v roku 1754 A. F. Cronstedt. Názov je odvodený od nem. pomenovania rudy Kupfernickel. Nikel sa vyskytuje v prírode v mineráloch millerit a nikelín. Najdôležitejšie rudy niklu sú garnierit a pyrhotín, ktorý obsahuje asi 3% niklu. Nikel sa často získava z odpadu pri hutn.

výrobe medi a olova. Nikel je kov neušľachtilý, striebrobiely, veľmi lesklý, feromagnet., teplota topenia 1452°C. Dobre sa leští, je veľmi ťažný, možno ho kovať a valcovať na plech alebo vyťahovať z neho drôty. V kompaktnom stave pri obyč. teplote je na vzduchu stály, jemne práškovitý až pyroforický. Zohriaty niklový drôt zhorí v čistom kyslíku za iskrenia. V zriedených kys. sa rozpúšťa za vzniku vodíka, pomalšie však ako železo. Dobre sa rozpúšťa v zriedenej kys. dusičnej. Pôsobením konc. kyseliny dusičnej sa stáva pasívnym. Zahriaty nikel sa zlučuje priamo s chlórom, brómom, sírou, fosforom, arzénom a antimónom. V zlúčeninách s inými prvkami je nikel známy v oxid. stupni -I, 0, I, II, III, IV. Nikel vystupuje v zlúčeninách zväčša v oxid. stupni II. Nikelnaté soli sa pripravujú rozpúšťaním oxidu alebo hydroxidouhličitanu nikelnatého v príslušných kys. Hydratované nikelnaté katióny sú zelené. Zelené sú aj soli obsahujúce tento katión. Bezvodé zlúčeniny sú zväčša sfarbené inak. Nikel tvorí veľa komplexných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 6, 5 a 4. Zlúčeniny: oxid nikelnatý, oxid niklitý, chlorid nikelnatý, síran nikelnatý, tetrakarbonyl niklu.

Využitie: Nikel sa už v dávnych dobách používal v podobe zliatin (pakfong, novšie ako nové striebro, resp. argentan alebo alpaka) na razenie mincí a na zhotovovanie úžitkových predmetov. Z niektorých zliatin niklu, napr. z konštantánu (40% niklu, 60% medi), nikelínu (31% niklu, 56% medi, 13% zinku), manganínu (4% niklu, 12% mangánu, 84% medi), sa vyrábajú elektr. odpory. Na vinutie elektr. pecí sa používa chrómniklový drôt nichróm (60% niklu, 40% chrómu). Jemne rozptýlený nikel alebo aj oxid nikelnatý NiO sa používajú ako katalyzátory pri stužovaní tukov. Často používaným hydrogenačným katalyzátorom je Reneyho nikel, ktorýsa obyč. pripravuje tavením niklu s hliníkom, z ktorého sa hliník odstráni rozpúšťaním v roztoku alkal. hydroxidu. Takto získaný práškový nikel je často až pyroforický, uchováva sa vo vode, liehu, benzíne a pod. Čistý nikel sa používa na výrobu domáceho náradia a lab. predmetov (klieští, téglikov a pod.). Soli niklu sa používajú pri príprave kúpeľov na galvanické niklovanie.


STRIEBRO Ag, Argentum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy (patrí do podskupiny medi). Striebro bolo známe už v predhistorických dobách. Latinský názov je odvodený od sanskritského výrazu argenes - jasný. Slovenský názov pochádza z praslovančiny.

Najdôležitejšie nerasty striebra sú argentit, pyrargyrit a proustit. Argentit je obyč. prímesou sírnikových rúd olova, zinku a medi, z ktorých sa získava väčšina striebra. Čistí sa elektrolyticky. Striebro je lesklobiely, ušľachtilý kov, teplota topenia 960,5°C. Spomedzi všetkých kovov má najväčšiu elektr. i tepelnú vodivosť a po zlate najväčšiu ťažnosť. S obyč. kyslíkom sa priamo nezlučuje, ale ozón ho pri teplote 240°C oxiduje na čierny oxid striebornatý AgO. S vlhkým sírovodíkom sa zlučuje priamo a vzniká čierny sírnik strieborný Ag S, ktorý spôsobuje černenie strieborných predmetov. Priamo sa zlučuje aj s halogénmi a ortuťou. S neoxidujúcimi kyselinami nereaguje, rozpúšťa sa v kys. dusičnej alebo konc. kyseline sírovej. Za prístupu vzduchu alebo peroxidu vodíka sa striebro rozpúšťa aj v roztokoch kyanidov alkal. kovov. V zlúčeninách s inými prvkami je striebro známe v oxid. stupni I až III. Tvorí veľa koordinačných zlúčenín, najmä s aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 2 až 4. Zlúčeniny: dusičnan strieborný, chlorid strieborný, bromid strieborný, kyanid strieborný, oxid strieborný.

Využitie: Z kovového striebra sa zhotovujú chem. nádoby a lekárske nástroje, ozdobné a úžitkové predmety (zrkadlá, termosky), v elektrotechnike kontakty a kondenzátory, zo zliatin striebra sa razia mince. Na terapeutické účely sa používa koloidné striebro, ktoré má baktericídny účinok. Zlúčeniny striebra sa upotrebujú najmä vo fotografickom priem. Striebro tvorí mnohé zliatiny, najmä s paládiom a meďou, ktoré sa používajú v zubnom lekárstve, v zlatníctve.




ZINOK Zn, Zincum

Charakteristika: Je to chem. prvok II.B skupiny period. sústavy. Zinok bol známy v podobe zliatiny s meďou (mosadze) už v starovekom Grécku. Izoloval ho W. Homberg v roku 1695 z kalamínu, zinkovej rudy, ktorú v antike nazývali kadmeia. Najrozšírenejšie rudy zinku sú kalamín čiže smitsonit, sfalerit a wurtzit. Zinok sa vyrábal sprvu chemicky, destiláciou založenou na ľahkej redukovateľnosti oxidu zinočnatého ZnO uhlíkom. V posledných rokoch sa vyrába elektrolyticky. Zinok je lesklý modrobiely neušľachtilý kov, teplota topenia
419,5°C, teplota varu 906°C. Na vlhkom vzduchu stráca lesk vplyvom povrchovej oxidácie. Pri obyč. teplote je pomerne krehký, pri 100-150°C je ťažný, dá sa valcovať na plech a vyťahovať na drôt. Nad 200°C je opäť krehký a možno ho rozotrieť na prášok. Velektrochem. rade napätia stojí zinok vľavo od vodíka a dobre sa rozpúšťa v zriedených kyselinách. Rozpúšťa sa aj v roztoku alkal. hydroxidov, amoniaku a chloridu amónneho.

Ak je zinok veľmi čistý, rozpúšťa sa len pomaly. Rozpúšťanie sa veľmi urýchli napr. stopami medi. Ak zahrejeme zinok na vzduchu, zhorí na oxid zinočnatý. Za červeného žiaru sa oxiduje aj vodnou parou, dokonca oxidom uhličitým. Za tepla sa zlučuje priamo aj s halogénmi a so sírou. S dusíkom badateľne nereaguje. Za červeného žiaru reaguje s amoniakom a vzniká nitrid zinočnatý. V zlúčeninách s inými prvkami je zinok známy v oxid. stupni II. Zinočnatý katión i jeho zlúčeniny sú bezfarebné, ak nie sú zlúčené s farebnou zložkou. Tvorí mnohé soli, z ktorých sú vo vode dobre rozpúšťateľné halogenidy (okrem fluoridu), dusičnan, síran a octan. Analytický význam má málo rozpúšťateľný hexakyanoželeznatan zinočnato-draselný. Okrem jednoduchých solí tvorí aj hydroxidosoli a komplexné zlúčeniny s mol. a aniónovými ligandmi, najmä s NH , resp. s aniónmi OH-. Zlúčeniny: hydroxid zinočnatý, chlorid zinočnatý, oxid zinočnatý, síran zinočnatý, sírnik zinočnatý. Využitie: Zinok sa používa najmä v podobe zinkového plechu, na výrobu galvanických článkov a na pozinkovanie iných kovov, najmä železa. Vchem. laboratóriu sa používa na vývoj vodíka a ako redukovadlo, v hutníctve na odstriebrovanie olova a na zrážanie zlata vylúhovaného roztokom kyanidu. Zo zliatin zinku sú najdôležitejšie zliatiny s meďou (biele a červené mosadze a rozličné druhy bronzov). V potravinárskom priem. je zakázané uchovávať potraviny v pozinkovaných nádobách.


ZLATO Au, Aurum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy (patrí do podskupiny medi). Zlato poznali už v predhistorickom období. Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Vprírode sa vyskytuje zväčša rýdze. Najdôležitejší spôsob získavania zlata je kyanidový proces, zavedený v roku 1886 (zlato sa extrahuje z rúd kvant. spôsobom). Zlato je žltý, ušľachtilý, na vzduchu stály kov, teplota topenia 1063°C, teplota varu 2966°C. Je pomerne mäkké, dobre vedie teplo a elektrinu. Kryštalizuje v kubickej sústave; s platinou, paládiom, striebrom a meďou tvorí v každom pomere zmesové kryštaly. Zlato je proti chem. účinkom veľmi odolné. Za obyč. teploty pôsobia naň aj suché halogény len povrchovo. Pri teplote 300 až 400°C sa zlučuje s fluórom. Kyseliny ani zásady na zlato nepôsobia; rozpúšťa sa však v lúčavke kráľovskej. Najlepšim rozpúšťadlom zlata je kyselina chlorovodíková sýtená chlórom. Kyanidové anióny natoľko uľahčujú rozpúšťanie zlata, že sa oxiduje už vzdušným kyslíkom. Z umiestnenia zlata v elektrochem.

rade napätia vyplýva, že takmer všetky kovy vytláčajú zlato z jeho roztokov, ak nie je prítomné v podobe zlúčenín, v ktorých je silne viazané v komplexe. Z roztoku chloridu zlatitého AuCl sa zlato vylučuje aj účinkom iónov s redukčnými vlastnosťami. Aj mnohé org. látky, ako kyselina šťaveľová, formaldehyd, cukor, kyselina vínna, kys. citrónová a ich soli, acetylén, z anorg. oxid uhoľnatý, redukujú zlatité soli na zlato. Často sa pri týchto reakciách získa zlato v koloidnom stave. V zlúčeninách s inými prvkami je známe v oxid. stupni I a III, stálejšie sú zlúčeniny Au .Všetky zlúčeniny zlata sa ľahko rozkladajú. Jednoduché zlatné zlúčeniny nie sú vo vodnom roztoku schopné existovať; aj veľmi málo rozp. chlorid zlatný AuCl sa vodou rozkladá na chlorid zlatitý a kovové zlato. Komplexné zlúčeniny Au , napr. kyanozlatnany, sú vo vodnom roztoku veľmi stále. Aj Au má tendenciu vytvárať soli s komplexnými aniónmi, napr. halogenokomplexy, kyanokomplexy a rodanokomplexy. Zlatité soli, v ktorých anióny nie sú schopné tvoriť komplexy, sú stále len v koncentrovaných roztokoch týchto kyselín, napr. síran zlatitý a dusičnan zlatitý. Zriedením roztoku vodou sa hydrolyzujú a vylučuje sa okrovohnedý hydroxid zlatitý, ktorý má amfotérny charakter. Široké použitie má kyselina tetrachlorozlatitá.

Využitie: Zlato sa používa na pozlacovanie predmetov z menej ušľachtilých kovov, v zubnom lekárstve i chem. laboratóriu (taviace tégliky a pod.). Pretože čisté zlato je pomerne mäkké, zlieva sa najčastejšie s meďou alebo striebrom.



ŽELEZO Fe, Ferrum

Charakteristika: Je to chem. prvok VIII.B skupiny period. sústavy (spolu s kobaltom a niklom patria do triády železa). Železo bolo známe už v predhistorickom období (železná doba). Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Železo je najrozšírenejší ťažký kov na Zemi. V zemskej kôre sa nachádza takmer vždy v podobe zlúčenín s inými prvkami, zemské jadro však pozostáva zväčša z čistého železa. Rudy vhodné na jeho výrobu sú najmä oxidy: hematit (krveľ), magnetit (magnetovec) a limonit (hnedeľ) a uhličitan siderit (ocieľok). V techn. praxi používané železo nie je čistým kovom, ale zliatinou železa s uhlíkom. Okrem uhlíka obsahuje techn. železo mnoho iných prvkov, ako kremík, mangán, fosfor, ktoré spolu určujú jeho fyz. vlastnosti. Príprava techn. druhov železa sa rozdeľuje na dve fázy: 1. redukcia rudy na kov (surové železo); 2. čistenie železa a jeho úprava na zliatinu požadovaných vlastností (kujné železo a oceľ). Prvý proces, hutnícke spracovanie železa, prebieha vo vysokých peciach. Takto vyrobené surové železo je krehké a nie je kujné.

Druhý proces, skujňovanie, sa robí podľa Siemensovho-Martinovho a konvertorového spôsobu. Chem. čisté železo sa vyrába termickým rozkladom pentakarbonylu železa. Laboratórne sa pripravuje redukciou čistého oxidu železitého vodíkom alebo elektrolýzou vodných roztokov železnatých solí. Železo je kov neušľachtilý, lesklosivý, nie veľmi tvrdý, teplota topenia 1535°C, teplota varu 3000°C. Známe je vo dvoch alotropických modifikáciách. Pod teplotou 768°C sa v magnet. poli stáva silne magnetický. Jeho chem. reaktivita závisí od jemnosti častíc. Vo veľmi jemne rozptýlenom stave je pyroforické. Kompaktné železo reaguje so suchým vzduchom až pri zahrievaní nad 150°C. Pri žíhaní vzniká oxid železnato-železitý. Za horúca sa dobre zlučuje s chlórom, so sírou a fosforom; s dusíkom sa priamo nezlučuje. Prejavuje silnú tendenciu zlučovať sa s uhlíkom a s kremíkom, resp. sa s nimi zlievať. Želeto má veľkú afinitu ku kyslíku. Na vlhkom vzduchu hrdzavie, t. j. na svojom povrchu sa postupne mení na oxidohydroxid železitý. Železné predmety sa chránia pred hrdzavením pokovovaním ich povrchu napr. zinkom, cínom, chrómom, niklom alebo farebným náterom. Mimoriadne účinná je ochrana železa premenou jeho povrchu na fosforečnan železnatý (fosfatizácia). V zriedených kyselinách sa železo rozp. za vzniku vodíka, vznikajú železnaté soli. V zlúčeninách s inými prvkami je železo známe v oxid. stupni -II, -I, 0, I, II, III, IV, V, VI. Železo vystupuje v zlúčeninách zväčša v oxid. stupni II a III. Železnaté soli sa pripravujú rozpúšťaním železa v príslušných kyselinách. Hydratované železnaté katióny sú zelené. Železnaté soli sa vo vodnom roztoku čiastočne hydrolyzujú. Z roztoku kryštalizujú obyč. ako hydráty. Na vzduchu nie sú celkom stále. Majú redukčné vlastnosti. Železité soli sa pripravujú oxidáciou príslušných železnatých solí alebo rozp. čerstvo zrážaného hydroxidu železitého v príslušných kyselinách. Hydratované železité katióny sú bezfarebné. Železité soli sa vo vodnom roztoku čiastočne hydrolyzujú. Produkty hydrolýzy sú sfarbené do žlta až do hneda. Železité soli majú oxidačné vlastnosti, napr. jodidový anión oxiduje v kyslom prostredí kvantitatívne na jód, čo sa využíva na kvantitatívne stanovenie Fe. K najznámejším komplexným zlúčeninám železa patria: hexakyanoželezitan a hexakyanoželeznatan draselný.

Zlúčeniny: hydroxid železnatý, hydroxid železitý, oxid železnatý, oxid železnato-železitý, oxid železitý, pentakarbonyl železa, sírnik železnatý, dvojsírnik železnatý, chlorid železitý, síran železnatý, síran železnato-amónny, železany.

Využitie: Železo je jedným z najvýznamnejších kovov súčasnej techniky. Jeho ročná spotreba je vyše 200 miliónov ton, najmä vo forme ocele, resp. špeciálnych ocelí, ako kremíkové ocele, mangánové ocele, invarová oceľ, rýchlorezné ocele, nehrdzavejúce ocele, samokaliteľné ocele a pod. Vysvetlivky: Použitá literatúra:
resp. - respektíve Malá encyklopédia chémie, vyd. OBZOR
rozp. - rozpustný
mol. - molekulový
konc. - koncentrovaný
KOBALT Co, Cobaltum

Charakteristika: Je to chem. prvok VIII.B skupiny period. sústavy (patrí do triády železa). Názov je odvodený od nemeckého pomenovania banského škriatka Kobolda, ktorý poďľa stredovekých predstáv spôsoboval, že z rúd veľmi podobných rudám strieborným (zväčša to boli rudy kobaltnaté) nebolo možné získať striebro. Kobalt z rúd pripravil G. Brandt v roku 1735. V prírode sa vyskytuje vždy spolu s niklom. Najdôležitejšie nerasty kobaltu sú smaltín a kobaltín. Príprava čistého kobaltu je pomerne ťažká; veľmi ťažko sa odstraňuje nikel. Kobalt je lesklý, neušľachtilý kov, teplota topenia 1490°C. Je feromagnet., nad 1000°C sa mení na paramagnet. modifikáciu. Na kompaktný kobalt vzduch a voda pri obyč. teplote nepôsobia. V jemne rozptýlenom stave je pyroforický. V zriedenej kyseline chlorovodíkovej a sírovej sa pomaly rozpúšťa, pričom vzniká vodík. Dobre sa rozpúšťa v zriedenej kys. dusičnej, konc. kyselinou dusičnou sa pasivuje. Pri zahrievaní na vzduchu sa kobalt oxiduje a v bielom žiare zhorí na oxid kobaltnato-kobaltitý Co O. Pri zahrievaní sa zlučuje aj s inými prvkami. V zlúčeninách s inými prvkami je kobalt známy v oxid. stupni -I, 0, I, II, III, IV. Najznámejšie sú zlúčeniny kobaltnaté a kobaltité. Väčšina jednoduchých zlúčenín sa odvodzuje od Co , väčšina komplexných zlúčenín od Co. Väčšina jednoduchých kobaltnatých solí odvodených od slabých kyselín je vo vode málo rozp. Vyššie hydráty kobaltnatých solí a ich vodné roztoky sú pri obyčajnej teplote ružové až červené. Pri zahrievaní sa farbia tmavomodro. Kobalt tvorí veľa koordinačných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 6 a 4 (Co ), resp. 6 (Co ). K najznámejším komplexným zlúčeninám kobaltu patria komplexy, v ktorých sú ako ligandy molekuly amoniaku, napr. chlorid hexamokobaltitý.

Využitie: Kobalt sa už dávno používal, najmä ako podvojný kremičitan kobaltnato-draselný na farbenie sklovín, v keramickom priemysle, v sklárstve a v smaltovníctve.

Novšie sa kobalt rozsiahle používa najmä na výrobu zliatin pre isté druhy rýchlorezných ocelí a iných zliatin.


MEĎ Cu, Cuprum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy. Meď bola známa už v bronzovej dobe. Rimania ju nazývali aes cyprium (cyperský kov), neskoršie cuprum, keďže sa dobývala na ostrove Cypre. Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Rýdza meď sa vyskytuje v prírode len zriedka. Najdôležitejšie nerasty medi sú chalkopyrit a chalkozín, k ďalším patria kuprit, malachit a azurit. Meď sa vyrába prevažne zo sírnikových rúd, ktoré sa spracúvajú tak, že sa sírnik meďný najprv praží, získa sa oxid meďnatý CuO, ktorý sa redukuje uhlím na kov. Takto získaná surová meď sa čistí obyčajne elektrolyticky. Meď je červený, pomerne mäkký, veľmi odolný a ťažný ušľachtilý kov, teplota topenia 1084°C. Čistá meď dobre vedie elektrinu a teplo, na vzduchu sa pokrýva súvislou zelenkastosivou vrstvičkou hydroxidouhličitanov. Priamo sa zlučuje s kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi, nepriamo s vodou, uhlíkom a dusíkom. Velektrochem. rade napätia stojí meď vpravo od vodíka, a preto je v roztoku neoxidujúcich kyselín nerozpúšťateľný. Dobre sa rozpúšťa v kyseline dusičnej a v horúcej konc. kyseline sírovej. Menej ušľachtilé kovy, napr. železo, zrážajú meď z jej roztokov: Cu + Fe Fe + Cu. Proces sa nazýva cementácia. V zlúčeninách s inými prvkami je meď známa v oxid. stupni I, II, III. Najznámejšie sú zlúčeniny meďnaté. Zlúčeniny meďné sú vo vode nerozpúšťateľné a bezfarebné. Rozpúšť. sú v podobe komplexných zlúčenín. Zlúčeniny meďnaté odvodené od silných kyselín sa vo vode rozp. dobre. Hydratované katióny sú jasnomodré. Modré sú aj zlúčeniny, ktoré tento katión obsahujú. Cu a Cu tvoria veľa komplexných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 4 a 6 (Cu ), resp. 2, 3 a 4 (Cu ). Zlúčeniny: oxid meďný, oxid meďnatý, sírnik meďnatý, chlorid meďnatý, síran meďnatý, chlorid meďný. Využitie: Meď je po železe a hliníku najdôležitejší používaný kov, najmä ako materiál na drôty elektr. vedenia. Medeným plechom sa pokrývajú strechy a obkladajú lode. Zliatiny medi, napr. bronzy (meď a cín), mosadze (meď a zinok), sa používajú pri výrobe prístrojov, súčiastok strojov a náradia každého druhu aj v umeleckých remeslách. V preparatívnej anorg. a org. chémii, ako aj v techn. praxi sa často používa ako katalyzátor. Mnohé zlúčeniny medi sa používajú ako farby (horská zelená, horská modrá, svinibrodská zelená a i.), na ničenie škodcov rastlín, pri analýze oxidu uhoľnatého, na farbenie skla a emailov, pri výrobe umelého hodvábu.


NIKEL Ni, Niccolum

Charakteristika: Je to chem.

prvok VIII.B skupiny period. sústavy (patrí do triády železa). Nikel objavil v roku 1754 A. F. Cronstedt. Názov je odvodený od nem. pomenovania rudy Kupfernickel. Nikel sa vyskytuje v prírode v mineráloch millerit a nikelín. Najdôležitejšie rudy niklu sú garnierit a pyrhotín, ktorý obsahuje asi 3% niklu. Nikel sa často získava z odpadu pri hutn. výrobe medi a olova. Nikel je kov neušľachtilý, striebrobiely, veľmi lesklý, feromagnet., teplota topenia 1452°C. Dobre sa leští, je veľmi ťažný, možno ho kovať a valcovať na plech alebo vyťahovať z neho drôty. V kompaktnom stave pri obyč. teplote je na vzduchu stály, jemne práškovitý až pyroforický. Zohriaty niklový drôt zhorí v čistom kyslíku za iskrenia. V zriedených kys. sa rozpúšťa za vzniku vodíka, pomalšie však ako železo. Dobre sa rozpúšťa v zriedenej kys. dusičnej. Pôsobením konc. kyseliny dusičnej sa stáva pasívnym. Zahriaty nikel sa zlučuje priamo s chlórom, brómom, sírou, fosforom, arzénom a antimónom. V zlúčeninách s inými prvkami je nikel známy v oxid. stupni -I, 0, I, II, III, IV. Nikel vystupuje v zlúčeninách zväčša v oxid. stupni II. Nikelnaté soli sa pripravujú rozpúšťaním oxidu alebo hydroxidouhličitanu nikelnatého v príslušných kys. Hydratované nikelnaté katióny sú zelené. Zelené sú aj soli obsahujúce tento katión. Bezvodé zlúčeniny sú zväčša sfarbené inak. Nikel tvorí veľa komplexných zlúčenín s mol. i aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 6, 5 a 4. Zlúčeniny: oxid nikelnatý, oxid niklitý, chlorid nikelnatý, síran nikelnatý, tetrakarbonyl niklu.

Využitie: Nikel sa už v dávnych dobách používal v podobe zliatin (pakfong, novšie ako nové striebro, resp. argentan alebo alpaka) na razenie mincí a na zhotovovanie úžitkových predmetov. Z niektorých zliatin niklu, napr. z konštantánu (40% niklu, 60% medi), nikelínu (31% niklu, 56% medi, 13% zinku), manganínu (4% niklu, 12% mangánu, 84% medi), sa vyrábajú elektr. odpory. Na vinutie elektr. pecí sa používa chrómniklový drôt nichróm (60% niklu, 40% chrómu). Jemne rozptýlený nikel alebo aj oxid nikelnatý NiO sa používajú ako katalyzátory pri stužovaní tukov. Často používaným hydrogenačným katalyzátorom je Reneyho nikel, ktorýsa obyč. pripravuje tavením niklu s hliníkom, z ktorého sa hliník odstráni rozpúšťaním v roztoku alkal. hydroxidu. Takto získaný práškový nikel je často až pyroforický, uchováva sa vo vode, liehu, benzíne a pod. Čistý nikel sa používa na výrobu domáceho náradia a lab. predmetov (klieští, téglikov a pod.).

Soli niklu sa používajú pri príprave kúpeľov na galvanické niklovanie.


STRIEBRO Ag, Argentum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy (patrí do podskupiny medi). Striebro bolo známe už v predhistorických dobách. Latinský názov je odvodený od sanskritského výrazu argenes - jasný. Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Najdôležitejšie nerasty striebra sú argentit, pyrargyrit a proustit. Argentit je obyč. prímesou sírnikových rúd olova, zinku a medi, z ktorých sa získava väčšina striebra. Čistí sa elektrolyticky. Striebro je lesklobiely, ušľachtilý kov, teplota topenia 960,5°C. Spomedzi všetkých kovov má najväčšiu elektr. i tepelnú vodivosť a po zlate najväčšiu ťažnosť. S obyč. kyslíkom sa priamo nezlučuje, ale ozón ho pri teplote 240°C oxiduje na čierny oxid striebornatý AgO. S vlhkým sírovodíkom sa zlučuje priamo a vzniká čierny sírnik strieborný Ag S, ktorý spôsobuje černenie strieborných predmetov. Priamo sa zlučuje aj s halogénmi a ortuťou. S neoxidujúcimi kyselinami nereaguje, rozpúšťa sa v kys. dusičnej alebo konc. kyseline sírovej. Za prístupu vzduchu alebo peroxidu vodíka sa striebro rozpúšťa aj v roztokoch kyanidov alkal. kovov. V zlúčeninách s inými prvkami je striebro známe v oxid. stupni I až III. Tvorí veľa koordinačných zlúčenín, najmä s aniónovými ligandmi s koordinačným číslom 2 až 4. Zlúčeniny: dusičnan strieborný, chlorid strieborný, bromid strieborný, kyanid strieborný, oxid strieborný.

Využitie: Z kovového striebra sa zhotovujú chem. nádoby a lekárske nástroje, ozdobné a úžitkové predmety (zrkadlá, termosky), v elektrotechnike kontakty a kondenzátory, zo zliatin striebra sa razia mince. Na terapeutické účely sa používa koloidné striebro, ktoré má baktericídny účinok. Zlúčeniny striebra sa upotrebujú najmä vo fotografickom priem. Striebro tvorí mnohé zliatiny, najmä s paládiom a meďou, ktoré sa používajú v zubnom lekárstve, v zlatníctve.




ZINOK Zn, Zincum

Charakteristika: Je to chem. prvok II.B skupiny period. sústavy. Zinok bol známy v podobe zliatiny s meďou (mosadze) už v starovekom Grécku. Izoloval ho W. Homberg v roku 1695 z kalamínu, zinkovej rudy, ktorú v antike nazývali kadmeia. Najrozšírenejšie rudy zinku sú kalamín čiže smitsonit, sfalerit a wurtzit. Zinok sa vyrábal sprvu chemicky, destiláciou založenou na ľahkej redukovateľnosti oxidu zinočnatého ZnO uhlíkom. V posledných rokoch sa vyrába elektrolyticky. Zinok je lesklý modrobiely neušľachtilý kov, teplota topenia
419,5°C, teplota varu 906°C. Na vlhkom vzduchu stráca lesk vplyvom povrchovej oxidácie. Pri obyč.

teplote je pomerne krehký, pri 100-150°C je ťažný, dá sa valcovať na plech a vyťahovať na drôt. Nad 200°C je opäť krehký a možno ho rozotrieť na prášok. Velektrochem. rade napätia stojí zinok vľavo od vodíka a dobre sa rozpúšťa v zriedených kyselinách. Rozpúšťa sa aj v roztoku alkal. hydroxidov, amoniaku a chloridu amónneho. Ak je zinok veľmi čistý, rozpúšťa sa len pomaly. Rozpúšťanie sa veľmi urýchli napr. stopami medi. Ak zahrejeme zinok na vzduchu, zhorí na oxid zinočnatý. Za červeného žiaru sa oxiduje aj vodnou parou, dokonca oxidom uhličitým. Za tepla sa zlučuje priamo aj s halogénmi a so sírou. S dusíkom badateľne nereaguje. Za červeného žiaru reaguje s amoniakom a vzniká nitrid zinočnatý. V zlúčeninách s inými prvkami je zinok známy v oxid. stupni II. Zinočnatý katión i jeho zlúčeniny sú bezfarebné, ak nie sú zlúčené s farebnou zložkou. Tvorí mnohé soli, z ktorých sú vo vode dobre rozpúšťateľné halogenidy (okrem fluoridu), dusičnan, síran a octan. Analytický význam má málo rozpúšťateľný hexakyanoželeznatan zinočnato-draselný. Okrem jednoduchých solí tvorí aj hydroxidosoli a komplexné zlúčeniny s mol. a aniónovými ligandmi, najmä s NH , resp. s aniónmi OH-. Zlúčeniny: hydroxid zinočnatý, chlorid zinočnatý, oxid zinočnatý, síran zinočnatý, sírnik zinočnatý. Využitie: Zinok sa používa najmä v podobe zinkového plechu, na výrobu galvanických článkov a na pozinkovanie iných kovov, najmä železa. Vchem. laboratóriu sa používa na vývoj vodíka a ako redukovadlo, v hutníctve na odstriebrovanie olova a na zrážanie zlata vylúhovaného roztokom kyanidu. Zo zliatin zinku sú najdôležitejšie zliatiny s meďou (biele a červené mosadze a rozličné druhy bronzov). V potravinárskom priem. je zakázané uchovávať potraviny v pozinkovaných nádobách.


ZLATO Au, Aurum

Charakteristika: Je to chem. prvok I.B skupiny period. sústavy (patrí do podskupiny medi). Zlato poznali už v predhistorickom období. Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Vprírode sa vyskytuje zväčša rýdze. Najdôležitejší spôsob získavania zlata je kyanidový proces, zavedený v roku 1886 (zlato sa extrahuje z rúd kvant. spôsobom). Zlato je žltý, ušľachtilý, na vzduchu stály kov, teplota topenia 1063°C, teplota varu 2966°C. Je pomerne mäkké, dobre vedie teplo a elektrinu. Kryštalizuje v kubickej sústave; s platinou, paládiom, striebrom a meďou tvorí v každom pomere zmesové kryštaly. Zlato je proti chem. účinkom veľmi odolné. Za obyč. teploty pôsobia naň aj suché halogény len povrchovo. Pri teplote 300 až 400°C sa zlučuje s fluórom.

Kyseliny ani zásady na zlato nepôsobia; rozpúšťa sa však v lúčavke kráľovskej. Najlepšim rozpúšťadlom zlata je kyselina chlorovodíková sýtená chlórom. Kyanidové anióny natoľko uľahčujú rozpúšťanie zlata, že sa oxiduje už vzdušným kyslíkom. Z umiestnenia zlata v elektrochem. rade napätia vyplýva, že takmer všetky kovy vytláčajú zlato z jeho roztokov, ak nie je prítomné v podobe zlúčenín, v ktorých je silne viazané v komplexe. Z roztoku chloridu zlatitého AuCl sa zlato vylučuje aj účinkom iónov s redukčnými vlastnosťami. Aj mnohé org. látky, ako kyselina šťaveľová, formaldehyd, cukor, kyselina vínna, kys. citrónová a ich soli, acetylén, z anorg. oxid uhoľnatý, redukujú zlatité soli na zlato. Často sa pri týchto reakciách získa zlato v koloidnom stave. V zlúčeninách s inými prvkami je známe v oxid. stupni I a III, stálejšie sú zlúčeniny Au .Všetky zlúčeniny zlata sa ľahko rozkladajú. Jednoduché zlatné zlúčeniny nie sú vo vodnom roztoku schopné existovať; aj veľmi málo rozp. chlorid zlatný AuCl sa vodou rozkladá na chlorid zlatitý a kovové zlato. Komplexné zlúčeniny Au , napr. kyanozlatnany, sú vo vodnom roztoku veľmi stále. Aj Au má tendenciu vytvárať soli s komplexnými aniónmi, napr. halogenokomplexy, kyanokomplexy a rodanokomplexy. Zlatité soli, v ktorých anióny nie sú schopné tvoriť komplexy, sú stále len v koncentrovaných roztokoch týchto kyselín, napr. síran zlatitý a dusičnan zlatitý. Zriedením roztoku vodou sa hydrolyzujú a vylučuje sa okrovohnedý hydroxid zlatitý, ktorý má amfotérny charakter. Široké použitie má kyselina tetrachlorozlatitá.

Využitie: Zlato sa používa na pozlacovanie predmetov z menej ušľachtilých kovov, v zubnom lekárstve i chem. laboratóriu (taviace tégliky a pod.). Pretože čisté zlato je pomerne mäkké, zlieva sa najčastejšie s meďou alebo striebrom.



ŽELEZO Fe, Ferrum

Charakteristika: Je to chem. prvok VIII.B skupiny period. sústavy (spolu s kobaltom a niklom patria do triády železa). Železo bolo známe už v predhistorickom období (železná doba). Slovenský názov pochádza z praslovančiny. Železo je najrozšírenejší ťažký kov na Zemi. V zemskej kôre sa nachádza takmer vždy v podobe zlúčenín s inými prvkami, zemské jadro však pozostáva zväčša z čistého železa. Rudy vhodné na jeho výrobu sú najmä oxidy: hematit (krveľ), magnetit (magnetovec) a limonit (hnedeľ) a uhličitan siderit (ocieľok). V techn. praxi používané železo nie je čistým kovom, ale zliatinou železa s uhlíkom. Okrem uhlíka obsahuje techn. železo mnoho iných prvkov, ako kremík, mangán, fosfor, ktoré spolu určujú jeho fyz. vlastnosti.

Príprava techn. druhov železa sa rozdeľuje na dve fázy: 1. redukcia rudy na kov (surové železo); 2. čistenie železa a jeho úprava na zliatinu požadovaných vlastností (kujné železo a oceľ). Prvý proces, hutnícke spracovanie železa, prebieha vo vysokých peciach. Takto vyrobené surové železo je krehké a nie je kujné. Druhý proces, skujňovanie, sa robí podľa Siemensovho-Martinovho a konvertorového spôsobu. Chem. čisté železo sa vyrába termickým rozkladom pentakarbonylu železa. Laboratórne sa pripravuje redukciou čistého oxidu železitého vodíkom alebo elektrolýzou vodných roztokov železnatých solí. Železo je kov neušľachtilý, lesklosivý, nie veľmi tvrdý, teplota topenia 1535°C, teplota varu 3000°C. Známe je vo dvoch alotropických modifikáciách. Pod teplotou 768°C sa v magnet. poli stáva silne magnetický. Jeho chem. reaktivita závisí od jemnosti častíc. Vo veľmi jemne rozptýlenom stave je pyroforické. Kompaktné železo reaguje so suchým vzduchom až pri zahrievaní nad 150°C. Pri žíhaní vzniká oxid železnato-železitý. Za horúca sa dobre zlučuje s chlórom, so sírou a fosforom; s dusíkom sa priamo nezlučuje. Prejavuje silnú tendenciu zlučovať sa s uhlíkom a s kremíkom, resp. sa s nimi zlievať. Želeto má veľkú afinitu ku kyslíku. Na vlhkom vzduchu hrdzavie, t. j. na svojom povrchu sa postupne mení na oxidohydroxid železitý. Železné predmety sa chránia pred hrdzavením pokovovaním ich povrchu napr. zinkom, cínom, chrómom, niklom alebo farebným náterom. Mimoriadne účinná je ochrana železa premenou jeho povrchu na fosforečnan železnatý (fosfatizácia). V zriedených kyselinách sa železo rozp. za vzniku vodíka, vznikajú železnaté soli. V zlúčeninách s inými prvkami je železo známe v oxid. stupni -II, -I, 0, I, II, III, IV, V, VI. Železo vystupuje v zlúčeninách zväčša v oxid. stupni II a III. Železnaté soli sa pripravujú rozpúšťaním železa v príslušných kyselinách. Hydratované železnaté katióny sú zelené. Železnaté soli sa vo vodnom roztoku čiastočne hydrolyzujú. Z roztoku kryštalizujú obyč. ako hydráty. Na vzduchu nie sú celkom stále. Majú redukčné vlastnosti. Železité soli sa pripravujú oxidáciou príslušných železnatých solí alebo rozp. čerstvo zrážaného hydroxidu železitého v príslušných kyselinách. Hydratované železité katióny sú bezfarebné. Železité soli sa vo vodnom roztoku čiastočne hydrolyzujú. Produkty hydrolýzy sú sfarbené do žlta až do hneda. Železité soli majú oxidačné vlastnosti, napr.

jodidový anión oxiduje v kyslom prostredí kvantitatívne na jód, čo sa využíva na kvantitatívne stanovenie Fe. K najznámejším komplexným zlúčeninám železa patria: hexakyanoželezitan a hexakyanoželeznatan draselný. Zlúčeniny: hydroxid železnatý, hydroxid železitý, oxid železnatý, oxid železnato-železitý, oxid železitý, pentakarbonyl železa, sírnik železnatý, dvojsírnik železnatý, chlorid železitý, síran železnatý, síran železnato-amónny, železany.

Využitie: Železo je jedným z najvýznamnejších kovov súčasnej techniky. Jeho ročná spotreba je vyše 200 miliónov ton, najmä vo forme ocele, resp. špeciálnych ocelí, ako kremíkové ocele, mangánové ocele, invarová oceľ, rýchlorezné ocele, nehrdzavejúce ocele, samokaliteľné ocele a pod. Vysvetlivky: resp. - respektíve
rozp. - rozpustný
mol. - molekulový
konc. - koncentrovaný.

Zdroje:

Malá encyklopédia chémie, vyd. OBZOR -