Přeskočit na obsah

Anorganická chemie/5. skupina

Přidat odkazy
Z Wikiknih

Do páté skupiny periodické tabulky patří vanad, niob a tantal.

Fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

První prvky byly objeveny v průběhu 19. století.

Vanad je poměrně rozšířeným prvkem (136 ppm), niob (20 ppm) a tantal (1,7 ppm) jsou řazeny mezi prvky vzácnější. Všechny kovy jsou stříbrolesklé, poměrně měkké s vysokými body tání a odolnosti vůči korozi. Krystalizují v prostorově centrované kubické mřížce. Prvky snadno pasivují a pokud jsou v kompaktní formě jsou odolné vůči většině kyselinám, mimo kyselinu fluorovodíkovou, i tavenin alkalických kovů, až na tantal.

Stejně jako u předchozí skupiny se na výrobu čistých kovů nedá použít redukce koksem, kvůli reakci s uhlíkem i dusíkem při vysokých teplotách. Vytváří intersticiální sloučeniny s borem, uhlíkem i dusíkem.

Charakteristické vlastnosti 5. skupiny uvedeny v Tabulce 1.

Tabulka 1: Charakteristické vlastnosti 5. skupiny periodické tabulky prvků[1][2]

Prvek El. konfigurace Nejstabilnější ox. stavy Teplot.a (°C) Hustota (25 °C) (g Vzhled kovu
tání varu
Vanad [Ar] 3d3 4s2 IV, V 2190 3300 6,11
Vanad
Niob [Kr] 4d4 5s1 V 2740 4580 8,57
Niob
Tantal [Xe] 4f145d3 6s2 V 3270 5535 16,6
Tantal


S rostoucím atomovým číslem jsou stabilnější vyšší oxidační čísla. Vanad je nejstabilnější v oxidačním čísle IV a V, ale tvoří sloučeniny i v oxidačních číslech od -I po III. Velmi stálý je jako kation vanadylu VO2+. Nejnižší oxidační čísla má v koordinačních sloučeninách. Mimo koordinační sloučeniny jsou nižší oxidační stavy vanadu nestálé a mají redukční vlastnosti.

Prvky vytváří koordinační sloučeniny s vysokými koordinačními čísly, protože mohou využívat vazebných míst (n-1)d, ns a np.

Stabilizace nízkých oxidačních stupňů probíhá vazbou kov-kov. Útvary tvořené třemi a více atomy kovů se nazývají klastry. Oxidační stupeň je stabilizován vazbou se silně elektronegativním prvkem. Oxidační čísla +IV a +V stabilizuje fluor, nižší oxidační čísla +II a +III jód. Tato vlastnost také vysvětluje existenci iso- a hetero- polysloučenin, protože umožňuje prvkům tvořit řetězce M-O-M. (M = V, Nb, Ta)

Kvůli vysokým hodnotám ionizační energie a středním hodnotám elektronegativity nevytváří prvky iontové vazby.

Všechny krystalizují v krychlové tělesně centrované soustavě.

Oxidy prvků mají amfoterní charakter, který závisí na jejich oxidačním čísle. V řadě oxidů vanadu stoupá kyselost od oxidu vanadnatého, VO, k oxidu vanadičnému, V2O5.

Niob a tantal mají podobné hodnoty iontových poloměrů, což vede k podobnosti jejich sloučenin. Oddělování prvků od sebe je složité a v současné době se používá separační metoda.

Vanad je využíván ve výrobě slitin, k odstraňování kyslíku a dusíku při výrobě oceli, a jako katalyzátor při výrobě kyseliny sírové. Niob je přidáván do slitin oceli proti korozi. Tantal se využívá v elektrotechnice.[2][1]

Do 5. skupiny patří také dubnium. Jedná se o umělý radioaktivní transuran.

Vanad[editovat | editovat zdroj]

Kovový vanad se v mnoha aspektech podobá titanu. Chová se jako redukční činidlo, ale pasivuje se vrstvou oxidu. Vanad je nerozpustný v neoxidujících kyselinách a zásadách, mimo kyselinu fluorovodíkovou. Z oxidujících kyselin reaguje např. s kyselinou dusičnou. Při zvýšené teplotě reaguje s halogeny.[3]

Vanad byl poprvé objeven jako součást olověné rudy vanadinitu, Pb5(VO4)Cl, Manuelem de Riem. Nový prvek pojmenoval jako erythronium, pro jeho červenou barvu, avšak po delším zkoumání své tvrzení stáhl. Znovu byl vanad objeven ve Švédsku roku 1830 v železné rudě. Nils Gabriel Seftström pojmenoval vanad po bohyni krásy Vanadis, jiné jméno pro bohyni Freyu, kvůli diverzitě barev jeho derivátů. Vanad má dva přírodně se vyskytující izotopy 50V a 51V.[4]

Nachází se ve více než 60 minerálech, ale ve většině v malé koncentraci. Jeho iontový poloměr v oxidačním stavu +III, je podobný železu Fe3+, proto ho díky izomorfii můžeme naleznout v rudách obsahující železo, nebo hliník. Nejznámějšími minerály jsou patronit, VS4, vanadinit, 3 Pb3(VO4)3Cl* 5H2O, roscoelit, 2 K2O.2 Al2O3. (Mg, Fe)O.3V2O5.10SiO2.4H2O, nebo může být příměsí v ložiskách titaničitých magnetitů nebo uranových pískovců. Někdy se vyskytuje ve formě organických komplexů i v ropě. Největší procento je těženo z vanad-titanových magnetitů (75-85 %).[5][6][7]

Obecně se vanad vyrábí ve formě slitiny se železem, ferrovanad, kde je jeho obsah 35-95 %. Vanad se nejdříve připravuje pražením rudy obsahující vanad pomocí uhličitanu nebo chloridu sodného na metavanadičnan sodný, NaVO3. Po vyluhování metavanadičnanu z taveniny vodou, se výluh okyseluje kyselinou sírovou na pH 2-3. Produktem je tzv. červený koláč obsahující polyvanadičnany. Tavením koláče při teplotě 700 °C jsou polyvanadičnany převedeny na oxid vanadičný. Na redukci se využívá uhlík, křemík nebo hliník. Uhlík je nejlevnější možností, ale vznikající karbid vanadičitý znečišťuje produkt.[5][2]

Redukce hliníkem je dražší variantou, ale produkt obsahuje poměrně čistý vanad. Průmyslově je používána redukce ferrosiliciem, FeSi, produkt pak obsahuje 35-95 % vanadu. Reakce probíhá ve vzduchotěsné elektrické peci. Přidané pálené vápno přeměňuje vznikající oxid křemičitý na křemičitan vápenatý.[5]

2 V2O5 + 5 Si → 4 V + 5 SiO2

SiO2 + CaO → CaSiO3

Je velmi složité připravit čistý vanad, jak bylo zmíněno, velmi jednoduše se slučuje s kyslíkem, uhlíkem, vodíkem i dusíkem, jejichž přítomnost zvyšuje křehkost produktu. Jodid vanadnatý není příliš těkavý, tudíž Van Arkel de Boerova metoda není účinná jako u prvků 4. skupiny. Reakce probíhá při teplotě 1000 °C ve vakuu v křemíkové trubici s wolframovým vláknem.[3]

VI2 → V + I2

Další možností přípravy je redukce chloridu vanadnatého hořčíkem. Oxid vanadičný je nejprve převeden na chlorid pomocí redukce uhlíkem. Tepelným rozkladem se chlorid vanadičitý měnil na chlorid vanaditý. Redukci vodíkem nebo disproporcionace z chloridu vanaditého vzniká chlorid vanadnatý. Ten poté redukujeme hořčíkem.[8]

VCl2 + Mg → V + MgCl2

Poměrně čistý vanad se připravuje z oxidu vanadičného redukcí za pomoci mischmetallu (slitina ceru, lanthanu a neodymu) nebo vápníku. Redukce probíhá nejlépe při teplotách 900 °C v železné trubici s vápníkem, bezvodým chloridem vápenatým a sodíkem pro vychytání CaO, aby mohla vzniknout tekutá struska se stejnou teplotou.[5]

Takto připravený vanad je poté upravován ještě v elektrorafinaci, ze které se získává vanad o velmi vysoké čistotě. Elektrorafinace probíhá v bromidovém nebo chloridovém elektrolytu, např. 51 KCl, 41 LiCl, a 8 VCl2 (v hmotnostních procentech). Na katodě se redukuje chlorid vanadnatý, a zároveň se na ni poté ukládá vanad. Na anodě je vanad z přípravy redukcí vápníkem, který zde oxiduje a rozpouští se.[5]

Minerály[editovat | editovat zdroj]

Patronit[editovat | editovat zdroj]

Patronit, VS4, je šedý minerál s tvrdostí 2 a monoklinickou strukturou patřící mezi sulfidy. Jeho struktura je lineární s dianionem síry S22- stejně jako například u pyritu FeS2. Patronit býval v 20. letech minulého století dvěma třetinami produkce vanadu. V dnešní době jeho místo zaujímá struska obsahující vanad z titanomagnetitu. Jeho těžba či naleziště jsou většinou v Africe, či střední a jižní Americe. Jeho těžba probíhala např. v Rusku, Peru, či Namibii.[6][9][10]

Vanadinit[editovat | editovat zdroj]

Minerál vanadinit, Pb5(VO4)3Cl, objeven 1801 Andrésem Manuelem del Riem, patří do skupiny apatitů. Většinou v červené nebo oranžové barvě se šesterečnou strukturou. Tvrdost má v rozmezí 2,5-3 na Mohrově škále tvrdosti. Jedná se o sekundární minerál (minerál tvořící se na již existujících minerálech) olověných minerálů. Těžen byl v Rusku nebo Gabonu, ale naleziště se nachází i u nás, např. ve Žďáru nad Sázavou.[11]

Karnotit[editovat | editovat zdroj]

Světlezelený až žlutý minerál, K2(UO2)2(VO4)2.3H2O, s jednoklonnou strukturou. Vanad z něho vychází jako vedlejší produkt při těžbě uranu. Nachází se v Africe v Kongu, ale naleziště jsou i v České republice, v Pelhřimově, nebo Liberci.[12]

  • Patronit
    Patronit
  • Vanadinit
    Vanadinit
  • Karnotit
    Karnotit

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Sloučeniny s oxidačním stavem +V[editovat | editovat zdroj]

V oxidačním čísle +V je znám z halogenidů pouze fluorid vanadičný, Jedná se o bílou pevnou těkavou látku. Fluorid vanadičný má velmi nízkou teplotu tání, 19,5 °C, a teplotu varu, 48,3 °C. Připravuje se přímým sloučením prvků fluoru a vanadu. Látka je silným oxidačním činidlem a využívá se také jako fluorační činidlo. V pevném stavu má látka polymerní strukturu, v plynném trigonálně bipyramidální.  Využívá se např. k fluoraci polyfluorolefinu na polyfluoralkany.[3][13][14]

struktura oxidu vanadičného (jedna vrstva)

2 V + 5 F2 → 2 VF5

Připravit se dá také chlorid vanadičný, je ovšem velmi tepelně nestálý. Připravuje se z fluoridu reakcí s chloridem boritým, BCl3, a tvoří dimery.[15]

Oxid vanadičný, V2O5, je žlutá až červená krystalická látka. Jeho chemická struktura je složitá, skládající se z deformovaných tetragonálních pyramid, které vytvářejí dvojité řetězce, které jsou propojené hranami.[3]

V přírodě se vyskytuje vzácně jako minerál shcherbinaite. Reaguje s kyslíkem, sodíkem, chlorem nebo sírou. Připravuje se z metavanadičnanu amonného, protože pokud bychom spalovali čistý kov v kyslíku, byl by produkt znečištěn i ostatními oxidy.[16]

Oxid je amfoterní a podle pH mění formu ve které se vyskytuje. Ve vodě je málo rozpustný, v zásadách tvoří rozpustné vanadičnany a v kyselinách komplexy VO2+. V roztocích pH 14 se oxid rozpouští na vanadičnany VO43-, při snižování pH kondenzují za vzniku hydrogenvanadičnanů, HVO42-, divanadičnanů, V2O74-, metavanadičnanů, (VO3)nn-, v oblasti pH 14-8. V kyselých hodnotách jsou poté vanadičnany H2VO4- a polyvanadičnany [H2V10O28]4-. Izoelektrický bod, se nachází při pH 2,2 pro oxid vanadičný. Při kyselejším pH se poté rozpouští na kation vanadylu, VO2.[1][2][3][16]

změna barev vanadu v jiných oxidačních stavech

Při vyšších teplotách mezi 700 °C a 1125 °C se oxid vratně rozkládá. Tato vlastnost umožňuje katalytické schopnosti oxidu vanadičného.[2]

2 V2O5 ↔ V2O4 + O2

Hlavním využitím této sloučeniny je katalýza při výrobě kyseliny sírové. Je používán jako katalyzátor také při syntéze kaučuku, krakování ropy, nebo vysokomolekulárních sloučenin.[7][17]

Katalýza výroby kyseliny sírové probíhá při tzv. kontaktním procesu. Při výrobě je potřeba oxidovat oxid siřičitý na oxid sírový. Provádí se to průchodem oxidu siřičitého a kyslíku přes pevný oxid vanadičný.

SO2 + 1/2 O2 → SO3

Oxid vanadičný se při oxidaci oxidu siřičitého redukuje na oxid vanadičitý.

SO2 + V2O5 → SO3 + 2 VO2

Oxid vanadičitý se následně oxiduje zpět kyslíkem.[17]

2 VO2 + 1/2 O2 → V2O5

Pokud je oxid vanadičný ve vodném prostřední, tvoří gely nebo koloidní částice. V této formě našel oxid různé využití v bateriích nebo senzorových zařízení.[18]

Z prvků 5. skupiny se dají připravit oxid-halogenidy VOF3 nebo VOCl3, za halogenace oxidu vanadičného. Oxid-halogenidy V+V jsou hygroskopické. Další formou je VO2F a VO2Cl. Převedení VOCl3 na VO2Cl probíhá za reakce s ozonem nebo oxidem arsenitým. Dichlorid vanadylu vzniká také redukcí vodíkem. Fluorace této látky ji převede na VO2F.

V2O5 + 6 HCl → 2 VOCl3 + H2O

2 VOCl3 + H2 → 2 VOCl2 + 2 HCl

Obě látky se termicky rozkládají.

3 VO2X → VOX3 + V2O5

[3][19]

Sloučeniny v oxidačním stavu +IV[editovat | editovat zdroj]

Chlorid vanadičitý, VCl4, je červenohnědá kapalina se strukturou tetraedru. Na rozdíl od chloridu titaničitého je kapalina paramagnetická. Může se připravit dvěma způsoby, chlorací vanadu při 300 °C anebo chlorací oxidu vanadičného. Snadno hydrolyzuje na VOCl2. Využívá se pro výrobu chloridu vanaditého anebo organokovových sloučenin.[20]

V + 2 Cl2 → VCl4

Reakcí chloridu vanadičitého s bezvodou kyselinou fluorovodíkou vzniká zelený fluorid vanadičitý, VF4. Je pevný a tvoří tzv. cyklické tetramery složené z jednotek VF6 pospojovány vazbou V-F-V fluorovými můstky. Disproporcinuje na fluorid vanaditý a vanadičný.

2 VF4 → VF5 + VF3

Fluorid vanadičný je hydroskopický, a i v mírně vlhkém prostředí mění svoji barvu na hnědou. Na vzduchu se rozpouští na modrou pastu.[3][21]

Je znám i bromid vanadičitý, ale ten se již termicky rozkládá při -23 °C.[3]

Čtyřmocný vanad tvoří s kyslíkem vanadylový kation, VO2+. Je jedním z nejstabilnějších kationů. Obsahuje trojnou vazbu mezi kyslíkem a vanadem. Jednoduše tvoří komplexní sloučeniny, s koordinačním číslem 5 nebo 6. Charakteristická je pro něho modrá barva. V přírodě se vyskytuje ve formě minerálů cavansit a pentagonit. Oba minerály jsou modrého zbarvení s chemickým vzorcem Ca(VO)Si4O10 . 4H2O. Rozdíl je v růstu, kdy cavansit vytváří kuličky nebo růžice, mezitím co pentagonit začíná na stejné struktuře, avšak končí podlouhlými prizmatickými krystaly. [22][23][24][25]

Redukcí oxidu vanadičného oxidem siřičitým, získáváme síran vanadylu. Tímto způsobem vzniká jako hydrát.

V2O5 + SO2 + H2SO4 + 7 H2O → 2 [V(O)(H2O)4]SO4

V přírodě se tato látka vyskytuje jako minerál pauflerit. Modrá a krystalická pevná látka dobře rozpustná ve vodě. Využívána je jako katalyzátor, nebo v léčivech (zvyšuje metabolismus glukózy). Jeho dihydrát může být použit v barvivech.[26][27]

Oxid vanadičitý, VO2, je amfoterní, tmavě modrá až černá pevná látka. V kyselinách reaguje za vzniku modrých roztoků vanadylu, v zásadách tvoří polyanionty. Vzniká komproporcionací oxidů vanadičného a vanaditého.[3][28]

V2O5 + V2O3 → 4 VO2

Další možnost je redukce oxidu vanadičného s kyselinou šťavelovou.[3]

V2O5 + H2C2O4 → 2 VO2 + 2 CO2 + H2O

Oxid vanadičitý krystalizuje při teplotě pod 67 °C v monoklinické struktuře, při vyšších teplotách krystalizuje ve struktuře tetragonální, stejně jako rutil, TiO2. Tento fázový přechod je vratný, a jeho změna vykazuje pozoruhodné optické vlastnosti i elektrickou vodivost látky. Oxid vanadičitý je tedy klasická termochromní látka, která prochází přechodem kov-izolant, MIT (metal-to-insulator transition) při teplotě 68°C. MIT, je také někdy známé jako přechod polovodičů na kov, SMT (semiconductor-to-metal transition). Při teplotách nižších 68 °C je materiál průhledný a polovodič, při vyšších teplotách je neprůhledný, vodivý, ale nevede teplo.[29][30][31]

Změna optické propustnosti se pohybuje v infračerveném spektru, což znamená že v monoklinické struktuře může infračervené záření propouštět, avšak ve struktuře rutilu je toto záření blokováno. Oxid vanadičitý je tedy možností výzkumu pro chytrá okna, která by snižovala ztráty tepla v budovách, a naopak nepropouštěla teplo dovnitř, čímž by se snížilo používání klimatizace.[30]

Oxid vanadičitý nachází využití také v elektronice, v tranzistorech, bolometrech, nebo v ultrarychlých optických závěrkách, optických modulátorech, ukládání dat nebo ukládání energie.[30][32]

Sloučeniny v oxidačním stavu +III[editovat | editovat zdroj]

Známe všechny halogenidy vanadité. Fluorid vanaditý se může připravit reakcí bezvodé kyseliny fluorovodíkové s chloridem vanaditým za vysoké teploty.[33]

Chlorid vanaditý je růžová krystalická pevná látka. Využívá se jako katalyzátor, redukční činidlo, anebo jako prekurzor komplexů vanadu. Připravuje se zahříváním chloridu vanadičitého, VCl4, při teplotě 160 °C s proudem inertního plynu, který odnáší uvolňující se chlor.[34][35]

Bromid vanaditý je zelenočerná pevná látka a připravuje přímou reakcí nebo bromací chloridu vanaditého.[3]

Jodid vanaditý je pevná černá látka, která při zahřívání disproporcinuje.[36]

2 VI3 → VI2 + VI4

Oxid vanaditý, V2O3, je černá pevná látka se strukturou korundu. V přírodě se nachází jako minerál karelianit. Používá se jako katalyzátor redukce ethanolu na ethylen, anebo jako anodový materiál v bateriích. Chová se jako vodič při teplotách nad -123 °C.

Připravuje se redukcí oxidu vanadičného vodíkem nebo oxidem uhelnatým.[37][38]

V2O5 + 2 CO → V2O3 + 2 CO2

Niob a tantal[editovat | editovat zdroj]

Niob a tantal jsou vlastnostmi podobné prvky, které se v přírodě vyskytují společně, a proto byly nejprve považovány za jeden prvek. Objeven byl nejprve tantal roku 1801 z černého minerálu v Britském muzeu. Charles Hatchett prvek pojmenoval columbium, podle země původu minerálu. Další rok byl ve Švédsku izolován ten stejný prvek, tentokrát pojmenovaný tantal, podle řeckého boha Tantalose, pro jeho složité rozpouštění. O pár let později byly columbium a tantal označeny za tentýž prvek.

Heinrich Rose začal zkoumat minerály columbity a tantality, z čehož vyplynulo, že minerály obsahují 2 prvky, tantal a niob. Niob byl pojmenován po dceři Tantalose Niobe.

Niob a tantal se nevyskytují v přírodě ani ryze ani ve sloučeninách se sulfidy. Obsaženy jsou oba v minerálu proměnlivého složení (Fe, Mn)[(Nb,Ta)O3]2. Pokud je obsah niobu vyšší než tantal, nazývá se minerál kolumbit, pokud je tomu naopak, minerál se nazývá tantalit. Stejně jako vanad jsou tyto prvky rozptýleny a nemají větší naleziště.[2][5]

Niob je stříbrně zbarvený kov s velkou odolností vůči korozi, protože se pokrývá vrstvou oxidu.[39]

Při výrobě niobu, jej musíme oddělit od tantalu. Využívá se tzv. separační metoda. Průmyslově se niob od tantalu separuje převedením na fluoridy, rozpustný K2[NbOF5] a málo rozpustný K2[TaF7], za pomocí kyseliny fluorovodíkové a kyseliny sírové při teplotách 250–300 °C.

Ta2O5 + 14 HF → 2 H2[TaF7] + 5 H2O

Nb2O5 + 10 HF → 2 H2[NbOF5] + 3 H2O

Fluoridy jsou poté selektivně separovány extrakcí rozpouštědlem, většinou se jedná o organická rozpouštědla např. methyl isobutyl keton deriváty (MIBK). Niob se poté získává aluminotermií, nebo redukcí uhlíkem či hliníkem. Aluminotermií získáme slitinu ferroniob.

3 Nb2O5 + Fe2O3 + 12 Al → 6 Nb + 2 Fe + 6 Al2O3

Tento proces vytváří velké množství odpadu a recyklace kyseliny fluorovodíkové je ekologicky náročná .[40][41]

Niob i tantal jsou součástí energetických zařízení a také konstrukčních ocelí, jaderných i leteckých slitin. Největší použití má niob v oceli HSLA a důležitou roli hraje v jaderných reaktorech pro jeho malý průřez zachycení neutronů. Zároveň jsou oba kovy fyziologicky inertní a mohou být použity na implantáty.[40]

Minerály[editovat | editovat zdroj]

Kolumbit je ortorombický minerál, zbarvený hnědě až černě. Obsahuje 55-78 % Nb2O5 a 5-30 % Ta2O5. Má spoustu nalezišť po celém světě, ale velmi málo z nich je vhodné pro těžbu.[42][43]

Tantalit je železně černý minerál. Obsahuje 42-84 % Ta2O5 a 2-40 % Nb2O5. Vyskytuje se po celém světě.[43][44]

  • Tantalit
    Tantalit
  • Columbit
    Columbit

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Sloučeniny v oxidačním stavu +V[editovat | editovat zdroj]

U niobu i tantalu je známa celá řada pentahalogenidů. Fluoridy tvoří tetramerní molekuly, chloridy a bromidy jsou dimery oktaedrů.

Oxid niobičný i tantaličný jsou amfoterní, ale neredukují se stejně jednoduše jako vanad. Stechiometrická rozmanitost jejich polyaniontů je mnohem nižší než u vanadu. Izoelektrický bod leží o mnoho výše nežli u vanadu (2,2), niob má izoelektrický bod na pH 7 a tantal na pH 10. Pokud má roztok pH <11, obsahuje ionty M6O198- (M = Nb, Ta).[2]

Niobičnan lithný, LiNbO3, je synteticky vyrobený bezbarvý materiál. Monokrystaly se používají pro optické vlnovody, monitory, a piezoelektrické senzory. Jsou syntetizovány Czochralskiho procesem.[45][46]

Slitiny niobu[editovat | editovat zdroj]

Slitina niobu a titanu, NbTi, je vysoce tvárná a vyrábí se zní supravodivé dráty, které jsou aplikovány tam, kde jsou vyžadována velká magnetická pole. Hodnota kritického pole je 15 T (hodnota, kdy materiál přestává být supravodivý). Nalezneme jej v magnetické rezonanci, MRI, nebo v ITER, International thermonuclear experimental reactor.[47][48]

Slitiny niobu jsou celkově velmi pevné i za vysokých teplot s dobrou tepelnou vodivostí. Jedna ze známějších je např. C-103 (89 % Nb, 10 % Hf, 1 % Ti, v hmotnostních procentech).[49]

Slitina niobu s cínem, Nb3Sn, patří také mezi supravodiče. Kritická hodnota je až k 30 T. Využito také v ITER.[50]

Slitiny tantalu[editovat | editovat zdroj]

Slinutý tantal

Tantal je využíván na výrobu tantalových kondenzátorů. Jejich výhodou je nízký sériový odpor, ESR (equivalent series resistence), který poskytuje vyšší kapacitanci. Zároveň mají dobrý výkon a dobrou účinnost objemového nabíjení, což dělá kondenzátor ekonomicky efektivní. Anoda je ze slinutého porézního tantalového prášku, který se pokrývá izolační vrstvou oxidu tvořícího velmi tenkou dielektrickou vrstvou. Díky této vrstvě má kondenzátor vysokou specifickou kapacitu.  Na katodu je nejčastěji používán PEDOT, poly(3,4-ethylenedioxytheofen), v polymerových tantalových kondenzátorech. V pevných kondenzátorech se používá také burel, MnO2.  [51]

Tantal je technologicky důležitým kovem. Používá se v elektronice nebo také v letectví. Je součástí mnoha vysokoteplotních slitin, které jsou požívány do raketových motorů. Tantal je využíván také v optických vláknech i nukleárním průmyslu. Elektronický průmysl spotřebovává okolo 50 % tantalu. Řadí se mezi kritické kovy, protože je nenahraditelný a jeho výroba je dlouhý a problémový proces, který není šetrný k životnímu prostředí. Pozornost je tedy mířena na recyklaci a čisté výrobní technologie.[51][52]

Dubnium[editovat | editovat zdroj]

Dubnium je 105. prvkem v periodické tabulce. Patří mezi přechodné kovy a při laboratorní teplotě je pevný.

Poprvé bylo vytvořeno roku 1967 ve městě Dubna v Rusku. Dubnium vzniklo ostřelováním terče 243Am pomocí 22Ne. Z tohoto vzniklo 260Db a 261Db. Nejstabilnějším izotopem je 268Db s poločasem rozpadu 16 hodin.[53]

24395Am + 2210Ne → 261105Db + 4n

24395Am + 2210Ne → 260105Db + 5 n

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 KAŠPÁREK, František; PASTOREK, Richard; ŠINDELÁŘ, Zdeněk. Anorganická chemie. Olomouc : Polygrafické středisko VUP. ISBN 80-224-0311-0.
  2. ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 2,5 2,6 TOUŽÍN, Jiří. Stručný přehled chemie prvků. Brno : Tribun EU. ISBN 9788073995270.
  3. ↑ 3,00 3,01 3,02 3,03 3,04 3,05 3,06 3,07 3,08 3,09 3,10 HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, A.G.. Anorganická chemie. Praha : Vysoká škola chemicko-technologická v Praze. ISBN 9788070808726.
  4. ↑ P�REZ-BUSTAMANTE DE MONASTERIO, J. A. Highlights of Spanish chemistry at the time of the chemical revolution of the 18th century. Fresenius' Journal of Analytical Chemistry. 1990, roč. 337, čís. 2, s. 225–228. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0937-0633. DOI 10.1007/BF00322401. (anglicky)
  5. ↑ 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 CLARK, R. J. H.; BROWN, D.. The Chemistry of Vanadium, Niobium and Tantalum. In: Pergamon TExts in Inorganic Chemistry. [s.l.] : Elsevier. ISBN 1483181707. S. 491-629.
  6. ↑ 6,0 6,1 ALLEN, M. A.; BUTLER, G. M. Vanadium. repository.arizona.edu. 1921-09-01. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. (anglicky)
  7. ↑ 7,0 7,1 Vanadium. [s.l.] : Elsevier. Dostupné online. ISBN 978-0-12-818898-9. DOI:10.1016/c2018-0-03399-x
  8. ↑ CAMPBELL, T. T.; SCHALLER, J. L.; BLOCK, F. E. Preparation of high-purity vanadium by magnesium reduction of vanadium dichloride. Metallurgical Transactions. 1973-01, roč. 4, čís. 1, s. 237–241. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0026-086X. DOI 10.1007/BF02649623. (anglicky)
  9. ↑ Patrónite [online]. mindat.org, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  10. ↑ ROUT, Chandra Sekhar; KIM, Byeong-Hwan; XU, Xiaodong. Synthesis and Characterization of Patronite Form of Vanadium Sulfide on Graphitic Layer. Journal of the American Chemical Society. 2013-06-12, roč. 135, čís. 23, s. 8720–8725. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0002-7863. DOI 10.1021/ja403232d. (anglicky)
  11. ↑ Vanadinite [online]. mindat.org, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  12. ↑ Carnotite [online]. mondat.org, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  13. ↑ CANTERFORD, J. H.; O'DONNELL, Thomas A. Reactivity of transition metal fluorides. IV. Oxidation-reduction reactions of vanadium pentafluoride. Inorganic Chemistry. 1967-03, roč. 6, čís. 3, s. 541–544. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0020-1669. DOI 10.1021/ic50049a025. (anglicky)
  14. ↑ PUBCHEM. Vanadium pentafluoride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  15. ↑ TAMADON, Farhad; SEPPELT, Konrad. The Elusive Halides VCl 5 , MoCl 6 , and ReCl 6. Angewandte Chemie International Edition. 2013-01-07, roč. 52, čís. 2, s. 767–769. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 1433-7851. DOI 10.1002/anie.201207552. (anglicky)
  16. ↑ 16,0 16,1 PUBCHEM. Vanadium pentoxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  17. ↑ 17,0 17,1 Chemistry of Vanadium. Chemistry LibreTexts [online]. 2013-10-03 [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  18. ↑ GOTIĆ, M.; POPOVIĆ, S.; IVANDA, M. Sol–gel synthesis and characterization of V2O5 powders. Materials Letters. 2003-07, roč. 57, čís. 21, s. 3186–3192. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0167-577X. DOI 10.1016/s0167-577x(03)00022-3.
  19. ↑ DAVIS, Martin F.; JURA, Marek; LEUNG, Alethea. Synthesis, chemistry and structures of complexes of the dioxovanadium(v) halides VO2F and VO2Cl. Dalton Transactions. 2008, čís. 44, s. 6265. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 1477-9226. DOI 10.1039/b811422f. (anglicky)
  20. ↑ PUBCHEM. Vanadium tetrachloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  21. ↑ CAVELL, Ronald George. The fluorides of vanadium. , 1962 [cit. 2024-05-30]. . University of British Columbia. . DOI: 10.14288/1.0062265. Dostupné online.
  22. ↑ BALLHAUSEN, C. J.; GRAY, Harry B. The Electronic Structure of the Vanadyl Ion. Inorganic Chemistry. 1962-02, roč. 1, čís. 1, s. 111–122. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0020-1669. DOI 10.1021/ic50001a022. (anglicky)
  23. ↑ Cavansite [online]. Hudson Institute of Mineralogy, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  24. ↑ Pentagonite [online]. Hudson Institue of Mineralogy, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  25. ↑ What is the Difference Between Cavansite and Pentagonite? An In-Depth. Priestess Crystals [online]. 2023-07-03 [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  26. ↑ PUBCHEM. Vanadyl sulfate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  27. ↑ PUBCHEM. Vanadyl sulfate dihydrate. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  28. ↑ GREENWOOD, Norman N.; EARNSHAWW, Alan. Chemistry of the Elements. Oxford : Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
  29. ↑ DEVTHADE, Vidyasagar; LEE, Sangwook. Synthesis of vanadium dioxide thin films and nanostructures. Journal of Applied Physics. 2020-12-21, roč. 128, čís. 23. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0021-8979. DOI 10.1063/5.0027690.
  30. ↑ 30,0 30,1 30,2 SHEN, Nan; CHEN, Shi; HUANG, Runqing. Vanadium dioxide for thermochromic smart windows in ambient conditions. Materials Today Energy. 2021-09-01, roč. 21, s. 100827. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 2468-6069. DOI 10.1016/j.mtener.2021.100827.
  31. ↑ SOLTANI, Mohammed; KAYE, Anthony B.. Chapter 13 - Properties and Applications of Thermochromic Vanadium Dioxide Smart Coatings. Příprava vydání Atul Tiwari, James Rawlins, Lloyd H. Hihara. Boston : Butterworth-Heinemann. DOI: 10.1016/B978-0-12-411467-8.00013-1. Dostupné online. ISBN 978-0-12-411467-8. DOI:10.1016/b978-0-12-411467-8.00013-1 S. 461–490.
  32. ↑ PUBCHEM. Vanadium dioxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  33. ↑ GUTMANN, V.; JACK, K. H. The crystal structure of vanadium trifluoride VF3. Acta Crystallographica. 1951-05-02, roč. 4, čís. 3, s. 246–249. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0365-110X. DOI 10.1107/S0365110X51000829. (anglicky)
  34. ↑ VANADIUM TRICHLORIDE. Ataman Kimya [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (tr)
  35. ↑ PUBCHEM. Vanadium(III) chloride. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  36. ↑ BERRY, K. O.; SMARDZEWSKI, R. R.; MCCARLEY, R. E. Vaporization reactions of vanadium iodides and evidence for gaseous vanadium(IV) iodide. Inorganic Chemistry. 1969-09, roč. 8, čís. 9, s. 1994–1997. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0020-1669. DOI 10.1021/ic50079a034. (anglicky)
  37. ↑ PUBCHEM. Vanadium trioxide. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en)
  38. ↑ SARKAR, Ananta; SINHA, Anil Kumar; MITRA, Sagar. Nanostructured vanadium tri-oxides, as a long life and high performance anode for sodium-ion battery. Electrochimica Acta. 2019-03-10, roč. 299, s. 914–925. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0013-4686. DOI 10.1016/j.electacta.2019.01.076.
  39. ↑ Niobium - Element information, properties and uses | Periodic Table. www.rsc.org [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online.
  40. ↑ 40,0 40,1 GHAMBI, Steven; SANCHEZ-SEGADO, Sergio; CHIPAKWE, Vitalis. An investigation on hydrofluoric (HF) acid-free extraction for niobium oxide (Nb2O5) and tantalum oxide (Ta2O5) from columbite/tantalite concentrates using alkali reductive roasting. Minerals Engineering. 2021-11-01, roč. 173, s. 107183. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0892-6875. DOI 10.1016/j.mineng.2021.107183.
  41. ↑ TANVAR, Himanshu; SINHA, Manish Kumar; HABINSHUTI, Jean Baptiste. Extraction of Niobium and Tantalum Oxides From Columbite Concentrate Using Microwave Processing and Solvent Extraction. Metallurgical and Materials Transactions B. 2023-04-01, roč. 54, čís. 2, s. 621–634. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 1543-1916. DOI 10.1007/s11663-022-02713-0. (anglicky)
  42. ↑ Columbite-Fe [online]. mindat.org, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  43. ↑ 43,0 43,1 NETE, M.; PURCELL, W.; NEL, J. T. Separation and isolation of tantalum and niobium from tantalite using solvent extraction and ion exchange. Hydrometallurgy. 2014-10-01, roč. 149, s. 31–40. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0304-386X. DOI 10.1016/j.hydromet.2014.06.006.
  44. ↑ Tantalite [online]. mindat.org, 2024, [cit. 2024-05-29]. Dostupné online.
  45. ↑ WEIS, R. S.; GAYLORD, T. K. Lithium niobate: Summary of physical properties and crystal structure. Applied Physics A. 1985-08-01, roč. 37, čís. 4, s. 191–203. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 1432-0630. DOI 10.1007/BF00614817. (anglicky)
  46. ↑ BOES, Andreas; CHANG, Lin; LANGROCK, Carsten. Lithium niobate photonics: Unlocking the electromagnetic spectrum. Science. 2023-01-06, roč. 379, čís. 6627. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 0036-8075. DOI 10.1126/science.abj4396. (anglicky)
  47. ↑ XOTMETALS. NbTi alloy-NbTi superconducting wire [online]. 2022-11-10, [cit. 2024-05-30]. Dostupné online. (en-US)
  48. ↑ ZHANG, Pingxiang; LI, Jianfeng; GUO, Qiang. Chapter 15 - NbTi superconducting wires and applications. Příprava vydání Francis Froes, Ma Qian, Mitsuo Niinomi. [s.l.] : Elsevier. DOI: 10.1016/B978-0-12-815820-3.00010-1. Dostupné online. ISBN 978-0-12-815820-3. S. 279–296.
  49. ↑ BASSINI, Serena; CATALDO, Sebastiano; CRISTALLI, Carlo. Material Performance in Lead and Lead-Bismuth Alloy☆. Příprava vydání Rudy J. M. Konings, Roger E. Stoller. Oxford : Elsevier. DOI: 10.1016/B978-0-12-803581-8.00749-9. Dostupné online. ISBN 978-0-08-102866-7. DOI:10.1016/b978-0-12-803581-8.00749-9 S. 218–241.
  50. ↑ GODEKE, A.; CHENG, D.; DIETDERICH, D. R. Limits of NbTi and Nb3Sn, and Development of W&R Bi-2212 HighField Accelerator Magnets. IEEE Transactions on Applied Superconductivity. 2006-12-01, roč. 17, čís. 2. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. (English)
  51. ↑ 51,0 51,1 FREEMAN, Yuri; LESSNER, Philip. Evolution of Polymer Tantalum Capacitors. Applied Sciences. 2021-01, roč. 11, čís. 12, s. 5514. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 2076-3417. DOI 10.3390/app11125514. (anglicky)
  52. ↑ WEI, Xue; XIA, Long-gong; LIU, Zhi-hong. A review of tantalum resources and its production. Transactions of Nonferrous Metals Society of China. 2023-10-01, roč. 33, čís. 10, s. 3132–3156. Dostupné online [cit. 2024-05-30]. ISSN 1003-6326. DOI 10.1016/S1003-6326(23)66323-X.
  53. ↑ Dubnium | Db (Element) - PubChem. pubchem.ncbi.nlm.nih.gov [online].  [cit. 2024-05-30]. Dostupné online.
Citováno z „https://cs.wikibooks.org/w/index.php?title=Anorganická_chemie/5._skupina&oldid=53583“