Přeskočit na obsah

Anorganická chemie/11. skupina

Přidat odkazy
Z Wikiknih

Do 11. skupiny řadíme měď (Cu), stříbro (Ag), zlato (Au) a uměle připravený prvek roentgenium (Rg), patřící mezi transurany. Kovy této skupiny se historicky využívaly jako platidlo, a proto jsou označovány jako mincovní kovy.[1][2]

Fyzikálně-chemické vlastnosti

[editovat | editovat zdroj]

Měď, stříbro a zlato mají vysokou teplotu tání a varu a velkou hustotu. Zlato patří mezi kovy s největší hustotou vůbec. Jeho hustota je téměř dvojnásobná než hustota mědi. Větší ji mají pouze některé vzácné kovy, například osmium (22,57 g∙cm-3) nebo iridium (22,42 g∙cm-3).

Jsou lehce kujné a tažné. Zlato lze rozklepat na fólie o tloušťce 230 atomů. [1] Pomocí exfoliace lze připravit i vrstvu zlata s tloušťkou jednoho atomu.[3] Tyto kovy vynikají také skvělou elektrickou i tepelnou vodivostí, zejména pak stříbro. Z ekonomického hlediska je však výhodné jako vodič využívat měď.

Prvky této skupiny krystalizují v plošně centrované kubické soustavě. [1]

Barva všech prvků 11. skupiny je natolik charakteristická, že jejich názvy slouží k pojmenování podobných odstínů. V koloidních roztocích a ve slitinách se však mohou vyskytovat i v jiné barevné podobě. [1] Například u slitin zlata nalezneme rozmanitou škálu barev – od červené (přidáním mědi), přes často používanou růžovou a bílou, až po fialovou (příměs hliníku) nebo modrou (přídavkem india či galia). [4]

Charakteristické vlastnosti prvků jsou shrnuty v Tabulce 1. [1][5]

Vlastnost Měď Stříbro Zlato
Atomové číslo 29 47 79
Elektronová konfigurace [Ar]3d104s1 [Kr]4d105s1 [Xe]4f145d106s1
Elektronegativita 1,9 1,9 2,4
Teplota tání (°C) 1083 961 1064
Teplota varu (°C) 2570 2155 2808
Hustota (20 °C) [g∙cm-3] 8,95 10,49 19,32

Reaktivita

[editovat | editovat zdroj]

Typickými oxidačními čísly ve vodných roztocích jsou CuII, AgI a AuIII.

Kovy 11. skupiny řadíme mezi ušlechtilé kovy. Ušlechtilost roste směrem od mědi ke zlatu (viz hodnota elektrochemického potenciálu v Tabulce 1), přičemž zlato je nejméně reaktivní a nejvíce odolné proti korozi. Měď i stříbro sice mohou oxidovat, ale v běžných podmínkách tvoří na povrchu pasivní vrstvy (měděnka u mědi, černý sulfid u stříbra), které chrání kov před další reakcí. [1]

Reaktivita prvků klesá s rostoucím atomovým číslem. Za normální teploty žádný z těchto prvků nereaguje s vodíkem ani čistým suchým vzduchem. K reakci se suchým vzduchem dochází pouze u mědi při rozžhavení do červeného žáru. Se sírou reaguje měď a stříbro. Všechny tři prvky reagují s halogeny a také se rozpouští ve vodných roztocích kyanidů při současném dodáním kyslíku (přídavkem H2O2 nebo zaváděním vzduchu). Pokud jde o kyseliny, měď i stříbro se rozpouštějí v horké koncentrované H2SO4 a v HNO3, zatímco zlato se rozpouští pouze v lučavce královské (směs HCl a HNO3 v poměru 3:1) nebo v horké koncentrované H2SeO4. [1][6]

Měď

[editovat | editovat zdroj]

Výskyt a výroba

[editovat | editovat zdroj]

Měď má 31 známých izotopů, z nichž pouze dva jsou stabilní. [7] Je to biogenní prvek, jehož nedostatek vyvolává anémii. V zemské kůře se měď vyskytuje v koncentraci 68 ppm. Vzácně ji můžeme nalézt v ryzí formě, například v oblasti Hořejšího jezera v USA. Nejčastěji se vyskytuje v podobě minerálů, zejména sulfidů, oxidů a uhličitanů.[1]

Celosvětově bylo v roce 2023 vyprodukováno 21,5 milionu tun mědi, z čehož třetina pochází z Jižní Ameriky. Mezi největší producenty mědi patří Chile, Peru, Čína a Spojené státy. [8]

Výroba mědi začíná těžbou sulfidických rud s nízkou koncentrací mědi (0,5 % Cu). Aby bylo možné měď efektivně získat, musí být zpracována. Prvně je nadrcena na částice o velikosti přibližně 100 µm a v tomto stavu je koncentrována pěnovou flotací. [1][9]

Během flotace je ruda ošetřena kolektory, které jí dodají hydrofobní vlastnosti. Minerály mědi ulpívají na vzduchových bublinách a spolu s nimi stoupají k hladině, kde vytváří díky přidaným pěnidlům pěnu, která přetéká do sběrných nádrží. [9]

Dalším krokem ve výrobě mědi je tavení získaného koncentrátu, které může probíhat různými procesy. Proces tavení se liší podle složení rudy a koncentrace mědi. Flash smelting (tavení ve vznosu) [10] je nejpoužívanější metodou, při níž je koncentrát spolu s křemenem a vzduchem obohaceným o kyslík vháněn do pece, kde dochází ke kontrolované oxidaci při 1250 °C. Během této reakce se část sulfidů železa přeměňuje na strusku, která zůstává plavat na hladině měděného lechu. [9]

2 FeS + 3 O2 → 2 FeO + SO2

2 FeO + SiO2 → Fe2SiO4

Následuje proces konverze měděného lechu. Konvertování může probíhat dávkově nebo kontinuálně. Nejpoužívanější je Piece-Smithův dávkovací proces, při němž se v konvektoru k tavenině přidává křemen a vzduch obohacený o kyslík. Zbývající sulfidy železa jsou přeměněny na strusku, zatímco sulfid měďný oxiduje na oxid, který se následně redukuje na surovou („černou“) měď. [1][9]

Produkovaný SO2 se dále využívá k výrobě H2SO4.

Surová měď se elektrolyticky čistí. Zpracovává se do podoby anod o tloušťce 4–5 cm a váze 300–400 kg. Takto připravená anoda se nechává spolu s katodou z čisté mědi elektrolyzovat v roztoku CuSO4 s H2SO4. V průběhu elektrolýzy se anoda začne rozpouštět a uvolňovat Cu2+ ionty, které se vylučují na katodě. [1][9]

Cu2+ + 2 e- → Cu

Při elektrolýze se nerozpouští zlato, prvky platinové skupiny a z větší části ani stříbro. Tyto prvky usedají na dno a jsou poté získávány jako vedlejší produkty. [9]

Podle International Copper Association je ročně recyklováno asi 8,7 milionů tun mědi. Do tohoto údaje se však počítá také odpad vznikající během výroby. Tento vedlejší produkt (struska, která obsahuje měď) se dále zpracovává. [9] [11]

Využití

[editovat | editovat zdroj]

Měď patří mezi nejdéle známé kovy. Historikové se domnívají, že počátky využití tohoto prvku sahají až do období kolem 7000 př. n. l., a to především na území Blízkého východu (Kypr) a Ameriky (Upper Penninsula – Michigan), kde se měď nacházela v elementární podobě. [12]

Po staletí se měď používala převážně k dekorativním účelům, dokud nebyly náhodou objeveny rudy obsahující jak měď, tak i cín. Tavení těchto rud vedlo k přípravě bronzu, který umožnil výrazný pokrok a rozvoj tehdejších civilizací. [12] [13]

Od starověkého Egypta dodnes se měď v různých podobách používá jako platidlo. Zpočátku byla používána v ryzí podobě, ale později byly zavedeny mince. Jejich složení se lišilo jak od období, tak od panovníka. Například římští císaři Tiberius a Augustus používali čisté měděné mince [14] a mince ze slitin používali například Julius Caesar (slitina Cu a Zn) a císař Octavianus (slitina Cu, Pb a Sn) [15]. Měď používáme jako platidlo i v dnešní době. Vnější část 2€ mince je vytvořená ze slitiny Cu a Ni a centy jsou poměděné.[16] [1]

K masivnímu rozvoji těžby a využívání mědi došlo až s nástupem průmyslové revoluce. V dnešní době je měď jeden z nejvíce využívaných kovů. [12]

Měď a její slitiny nachází své uplatnění i ve stavebnictví, od na první pohled rozeznatelných střech až po základy. Měď se využívá jako střešní krytina. Díky skvělé vodivosti tepla a elektrického proudu nalezneme její využití při výrobě kotlů a vodovodním potrubí. Největší využití ale zastává jako vodič elektřiny v rozvodech budov a domácností. [13]

Až 70 % mědi se používá na výrobu drátů. Měď je hned po stříbru nejlepší vodič (její elektrický odpor je 1,59 µΩ∙cm při 20 °C), a proto její největší využití nalezneme právě ve výrobě vodičů, spínačů a kontaktů. Měděný drát se používá také v zapalovací cívce motorů, v generátorech, bateriích a v telekomunikaci. Už první telefonní drát použitý A. G. Bellem byl měděný. [1] [13]

Měď je také důležitá v automobilovém průmyslu. Na výrobu jednoho auta je potřeba několik desítek kilogramů mědi, u elektromobilů až čtyřikrát více. [17]

Měď je známá svými antimikrobiálními vlastnostmi a již ve starověkém Egyptě se používala k uchovávání vody a potravin. Dnes se využívá v úpravnách vody, v některých nemocnicích i ve veřejných prostorech. Americká agentura pro ochranu životního prostředí (Enviromental Protection Agency - EPA) ji uznala jako první kovový antimikrobiální materiál. [18]

V zemědělství se měď využívá pro své antibakteriální a fungicidní účinky. Jako první byla v roce 1885 objevena směs Bordeaux, která byla účinná proti plísním. Přípravky obsahující měď jsou ale při vyšších koncentracích fytotoxické a při nadměrném používání se měď hromadí v půdě, což poškozuje plodiny. Proto jsou antimikrobiální prostředky s měděnými sloučeninami v některých státech omezeny, přesto jsou stále populární. [19]

Minerály

[editovat | editovat zdroj]
Chalkopyrit
Chalkocit
Azurit a malachit

Chalkopyrit CuFeS2

[editovat | editovat zdroj]

Chalkopyrit je sulfid měďnato-železnatý (CuFeS2). Jedná se o tetragonální minerál mosazné barvy s rozličnými náběhovými barvami. Je to nejpoužívanější zdroj pro výrobu mědi. Při zvětrávání oxiduje a tvoří sekundární minerály, např. chalkocit, malachit a azurit. [20]

Chalkopyrit tvoří přibližně 50 % všech měděných minerálů a je rozšířen po celém světě. Ve větší míře ho můžeme naleznout například v USA, Německu, Chile, Mongolsku a Japonsku, v České republice poté v Příbrami nebo v Borovci u Štěpánova. [21]

Chalkocit Cu2S

[editovat | editovat zdroj]

Minerál chalkocit (Cu2S), je sulfidický minerál černo-šedé kovové barvy. Obsahuje až 80 % mědi. Vyskytuje se v blízkosti ložisek sulfidů mědi, například v Namibii, v Česku u obce Horní Kalná. [22]

Azurit a malachit

[editovat | editovat zdroj]

Modrý azurit (Cu3[(OH)CO3]2) a zelený malachit (Cu2(OH)2CO3) jsou zásadité uhličitany. Využívají se jako šperkové kameny a historicky také jako pigmenty. Jedná se o produkty zvětrávání chalkopyritu, a proto je nalezneme poblíž ložisek tohoto minerálu. [23][24]

Sloučeniny

[editovat | editovat zdroj]

Měď vytváří sloučeniny v oxidačním stavu 0 až +IV. Běžně se vyskytují oxidační stavy +I a +II. Sloučeniny s vyšším oxidačním číslem jsou vzácné. Příkladem sloučeniny s mědí v oxidačním stavu +III je K3[CuF6]. Oxidační stupeň +IV se vyskytuje například u aniontu [CuF₆]²⁻ nebo u oxidu CuO2. [25]

Sloučeniny s oxidačním stavem +I

[editovat | editovat zdroj]

Známe chloridy, bromidy a jodidy měďné. Tyto halidy jsou bílé, ve vodě nerozpustné látky. Připravují se redukcí měďnatých solí oxidem siřičitým v roztoku halogenidových iontů. [25]

CuCl2 + SO2 + H2O → CuCl + H2SO4 + 2 HCl

Chlorid měďný (CuCl) nachází široké uplatnění v organické syntéze. Používá se při přípravě organoměďných sloučenin, které jsou důležité v reakcích, jako je Sandmeyerova reakce nebo Meerweinova cyklizace. Mimo organickou chemii se CuCl využívá také v zemědělství. Slouží jako prekurzor pro chlorid-oxid měďnatý, používaný jako fungicid. [26] [27]

Sandmayerova reakce

Jodid (CuI) a kyanid (CuCN) měďný jsou ve vodě nerozpustné polymorfní látky, které se připravují redukcí měďnaté soli jodidem draselným. Kyanid měďný se využívá při galvanickém pokovování různých kovů a slitin. Umožňuje nanesení rovnoměrné vrstvy, která může být využita jako podklad pro nanesení vrstvy jiného kovu. Nevýhoda této metody je toxicita kyanidů. [1][25][28]

Další ve vodě nerozpustnou sloučeninou je oxid měďný (Cu2O). Tuto červenou sloučeninu nalezneme v přírodě jako minerál kuprit.[29] Má silné antibakteriální, biocidní a fungicidní vlastnosti, proto se oxid měďný se používá například jako barva dna lodí. Dále se také využívá v solárních článcích (PSC) a při výrobě inkoustu. [30]

Sloučeniny s oxidačním stavem +II

[editovat | editovat zdroj]

Na rozdíl od sloučenin s oxidačním číslem +I známe fluoridy, chloridy a bromidy měďnaté. Bezvodý fluorid měďný (CuI2) má bílou barvu, ale ve vodném roztoku tvoří modře zbarvené dihydráty. Dihydráty fluoridu jsou na rozdíl od zbývajících dvou halogenů měďnatých špatně rozpustné ve vodě. [25]

Bezvodé halogenidy se připravují přímou syntézou z prvků, hydráty pak rozpouštěním oxidu nebo hydroxidu měďnatého v příslušné halogenovodíkové kyselině. [1]

Chlorid měďnatý (CuCl2) je žlutá až hnědá sloučenina, která vlhkostí přechází na zelený dihydrát. V organické chemii se využívá například pro chloraci aromatických sloučenin nebo jako katalyzátor v řadě syntéz. [26]

Černý oxid měďnatý (CuO) se využívá jako pigment v keramice. Zahříváním mědi na vzduchu vzniká jednak CuO, ale i Cu2O. Vhodnější metodou přípravy je proto tepelný rozklad dusičnanu nebo uhličitanu měďnatého. [1][31]

2 Cu(NO3)2 → 2 CuO + 4 NO2 + O2

Dalším způsobem přípravy oxidu je tepelná dehydratace hydroxidu měďnatého (Cu(OH)2). Tato látka má charakteristickou modrou barvu a vzniká srážením hydroxidových iontů v roztoku obsahujícího kationty Cu²⁺. Hydroxid měďnatý je prakticky nerozpustný ve vodě, avšak má amfoterní povahu a reaguje jak s kyselinami, tak s koncentrovanými zásadami, čímž vznikají příslušné komplexy. [25][32]

Krystaly modré skalice

Síran měďnatý (CuSO4) se vyskytuje v podobě bílých rombických krystalů nebo prášku. Snadno se hydratuje. Nejznámější hydrát je modrý a je známý pod názvem modrá skalice. Přirozeně se vyskytuje jako minerál chalkantit. Modrá skalice má široké využití. Používá se například jako fungicid, algicid nebo k ochraně dřeva. Může se také přidávat do krmiv jako zdroj mědi nebo využívat při výrobě dalších měďnatých sloučenin. [1][33][34]


Síran měďnatý se připravuje reakcí mědi s kyselinou sírovou.

Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O

Měď není schopna vytěsnit vodík z kyseliny, a proto první vzniká oxid měďnatý, který pak dále reaguje s kyselinou.

Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O

CuO + H2SO4: → CuSO4 + H2O

Měďnaté komplexy mají elektronovou konfiguraci d9 s jedním nepárovým elektronem v eg orbitalech (dz2 a dx2-y2), u kterých pozorujeme Jahnův-Tellerův efekt. To znamená, že pokud má komplex degenerovaný elektronový stav, dojde k deformacím sloučenin. Nejčastěji dochází k prodlužování dvou protilehlých vazeb. Výjimečně může dojít i ke kompresi, která je však u měďnatých komplexů velmi vzácná.  K tomuto efektu nedochází u všech měďnatých komplexů. Nejvýrazněji se projevuje u komplexů s koordinačním číslem 6 a v tetraedrické geometrii komplexů s koordinačním číslem 4. [1][35]

Vliv na živé organismy

[editovat | editovat zdroj]

Měď je esenciální biogenní prvek, který nalezneme především v játrech, ledvinách a mozku. Podílí se na řadě klíčových enzymatických procesů, například na buněčném dýchání. Důležitou roli hraje také při tvorbě neurotransmiterů v nervové tkáni a produkci červených krvinek. [36]

Měď může být pro lidský organismus i toxická. Poruchy procesů závislých na mědi mohou vést k poškození jater i nervového systému. Některé výzkumy naznačují, že právě i měď přispívá ke vzniku Alzheimerovy choroby. [36]

Nejznámějším genetickým onemocněním spojeným s metabolismem mědi je Wilsonova choroba, při níž tělo nedokáže měď účinně vylučovat, a ta se následně hromadí zejména v játrech a dalších orgánech. Vzácnějším onemocněním je Menkesova choroba, která je způsobena poruchou transportu mědi v těle. Projevuje se mimo jiné alopécií, zpomaleným růstem a opožděným vývojem dítěte. [36]

Měď má význam i mimo lidský organismus. Například u některých bezobratlých živočichů, jako jsou měkkýši a vybrané druhy členovců (např. krabi), tvoří centrální atom respiračního proteinu zvaného hemocyanin, který zajišťuje přenos kyslíku. [1]

Také pro rostliny je měď nezbytným stopovým prvkem. Účastní se fotosyntézy, dýchání, tvorby buněčných stěn i obranných reakcí proti oxidačnímu stresu. Vyskytuje se jako součást různých enzymů, přičemž její hladina musí být pečlivě regulována. Nedostatek mědi u rostlin se projevuje zakrněním, deformacemi listů a sníženou plodností. Naopak její nadbytek je toxický. Poškozuje buněčné struktury, omezuje růst, tlumí fotosyntézu, redukuje příjem živin a celkově způsobuje oxidační stres. [37]

Stříbro

[editovat | editovat zdroj]

Výskyt a výroba

[editovat | editovat zdroj]

Stříbro se v zemské kůře nachází v koncentraci 0,08 ppm, a to primárně ve formě sulfidických rud. Nalezneme jej i v kombinaci s jinými prvky, například s olovem, antimonem a mědí. [38] Kolem rud můžeme najít i stříbro v ryzí podobě nebo jako chlorid stříbrný. [1]

Stříbro získáváme recyklací a těžbou rud. V roce 2023 se celkově vytěžilo 26 kt stříbra. Skoro čtvrtina (6,2 kt) byla vyprodukována v Mexiku. Mezi další producenty patří Čína, Peru, Chile, Bolívie a Polsko. Jen třetina stříbrných dolů je primárně zaměřena na těžbu stříbra. Ve zbývajících dolech se stříbro získává jako vedlejší produkt při těžbě jiných kovů jako je zinek, olovo, měď a zlato. [39]

Stříbro nacházíme například v anodových kalech při produkci mědi. Tyto kaly se dále zpracovávají a mohou kromě stříbra obsahovat i zlato, selen, tellur a také měď. Existuje mnoho komerčně využívaných metod, kterými můžeme stříbro oddělit od těchto prvků. Pro zvýšení výtěžnosti se obvykle využívá kombinace pyrometalurgických a hydrometalurgických procesů. [9]

Pyrometalurgické procesy jsou založené na odstranění co největšího množství příměsí pomocí pražení, redukčního tavení a oxidační rafinace. Při pražení kalů s H2SO4 nebo kyslíkem dochází k odpaření selenu. Poté se produkt podrobuje redukčnímu tavení s těžkými oleji nebo koksovým dehtem a aditivy (PbO). Toto tavení oddělí většinu nečistot do strusky. Zůstává slitina olova, stříbra a zlata. Oxidační rafinace vede k získání slitiny obsahující asi 80 % zlata a stříbra. Závěrečnou elektrolýzou z dusičnanového roztoku se odděluje stříbro od zlata. Stříbro se usazuje na katodě a zlato padá na dno, kde vytváří anodový kal. [40] [9]

U hydrometalurgického procesu se využívají různé vodné roztoky k extrakci kovů z anodových kalů. Používá se například horká kyselina sírová s oxidačními činidly, kyselina dusičná nebo alkalické sloučeniny (hydroxid sodný, amoniak). Historicky byl využíván kyanidový proces: [40][5]

Ag2S + 4 CN- + 2 O2 → 2 [Ag(CN)2]- + SO42-

2 [Ag(CN)2]- + Zn → 2 Ag + [Zn(CN)4]2-

Využití

[editovat | editovat zdroj]

Stříbro se využívá v mincovnictví, šperkařství a jako investice. Tradičně se z něj razily mince, dnes se používá hlavně pro pamětní a sběratelské emise. Ve šperkařství je ceněné pro svůj lesk a tvárnost, přičemž roste obliba moderních designů a pozlaceného stříbra. Jako investiční kov se kupuje ve formě slitků a mincí, které slouží jako uchovatel hodnoty, a v některých kulturách se stříbro daruje při významných událostech. [39]

V medicíně se stříbro využívá již od starověku. Již Řekové a Římané znali jeho antimikrobiální vlastnosti a během staletí se jeho užívání významně rozšířilo. Od 19. století se stříbro používalo k léčbě ran a infekcí, včetně kapavky nebo syfilis. Ve 20. století se rozšířila aplikace na léčbu popálenin nebo jako součást žvýkaček k odvyknutí koření. V současnosti se stříbro stále využívá v medicíně, například v dentální péči, v chirurgických nástrojích a obvazech proti infekcím. [41]

Stříbro se také využívá v elektronice díky své vynikající vodivosti a stabilitě. Stříbrné vodivé inkousty se používají k výrobě RFID štítků, obvodů a senzorů. Stříbro nalezneme v automobilech, mobilních telefonech a další elektronice. Stále častěji se uplatňuje i v OLED displejích nebo ohybných obrazovkách. [42]

Stříbro nalézá své uplatnění rovněž v oblasti produkce obnovitelné energie. Nalezneme ho v procesech výroby jaderné a solární energie. V solární energetice je klíčovým materiálem při výrobě solárních panelů, kde se využívá jako vodivý prvek v krystalických a tenkovrstvých fotovoltaických článcích. Vodivá pasta používaná při jejich výrobě obsahuje 75–95 % stříbra. [43]

Stříbro se také využívá v jaderné energetice. Slitina Ag-In-Cd (stříbro-indium-kadmium) se využívá k výrobě regulačních tyčí. Tato slitina obsahuje asi 80 % stříbra a používá se v tlakovodním reaktoru (PWR).[44]

Minerály

[editovat | editovat zdroj]

Akantit a argentit

[editovat | editovat zdroj]

Akantit a argenit jsou nejvýznamnější modifikace sulfidů stříbra (Ag₂S) s šedočerným až černým vzhledem. Při teplotách pod 179 °C se argentit kubickou strukturou přeměňuje na akantit s monoklinickou strukturou. Vyskytuje se v okolí hydrotermálních žil. V Česku jsou jeho naleziště v Příbrami nebo v Jáchymově. Je to rozšířený minerál, který nalezneme například v Německu, Norsku, Spojených státech, Francii a Číně. [22][45][46]

Pyrargyrit Ag3SbS3

[editovat | editovat zdroj]

Pyrargyrit (Ag3SbS3), je další důležitý minerál. Spolu s akantitem se využíval jako zdroj stříbra. Tvoří jej průsvitné temně červené až šedé krystaly, které mohou na světle tmavnout. Je to častý minerál nacházející se v hydrotermálních stříbrných ložiscích. [47]

Sloučeniny

[editovat | editovat zdroj]

Pro stříbro je nejdůležitější a nejstabilnější stav +I. Může se však vyskytovat i v oxidačních stavech +II a +III. Oxidační stav +III se vyskytuje například v komplexu K[AgF₄]. [25]

Sloučeniny s oxidačním stavem +I

[editovat | editovat zdroj]

Stříbro v oxidačním stavu +1 tvoří všechny čtyři halogenidy. Tyto sloučeniny jsou fotocitlivé, čehož se využívá v klasické fotografii.

Fotografický film je pokryt emulzí halogenidu (nejčastěji bromidu) rozptýlenou v želatině. Působením světla halogenid uvolňuje elektrony, které redukují Ag+ na atomární stříbro. Tím se vytvoří „latentní obraz“.

X- + hv → X + e-

Ag+ + e- → Ag

Následuje vyvolání, kde se zvýrazní pouze místa s atomy stříbra (ozářené části) a vytvoří se tak okem viditelný negativ. Aby nedošlo k poškození výsledného obrazu, thiosíranem sodným se odstraní neozářený halogenid. Pozitiv pak získáme osvětlením negativu a opakováním procesu na fotopapíře. Při tvorbě barevných fotografií se místo stříbra využívají barviva, která vznikají z prekurzorů ve vyvíjející látce. Rozdíl je také ve filmu, který je pokryt různými vrstvami emulze citlivými na určité barvy. [1][48]

Halogenidy stříbrné

Až na žlutohnědý fluorid stříbrný (AgF) jsou všechny ostatní halogenidy světlé barvy a málo rozpustné ve vodě. Halogenidy stříbrné jsou však rozpustné v amoniaku. Bílý chlorid (AgCl), nažloutlý bromid (AgBr) a žlutý jodid (AgI) lze připravit přímou syntézou z prvků nebo reakcí dusičnanu stříbrného s příslušným halogenidem:

AgNO₃ (aq) + X⁻ (aq) → AgX (s) + NO₃⁻ (aq)


Reakce dusičnanu stříbrného s halogenidem se využívá v argentometrii. Jedná se o analytickou metodu sloužící k přesnému stanovení halogenidů a dalších iontů pomocí titrace. V Mohrově metodě se jako indikátor používá chroman sodný, který v blízkosti bodu ekvivalence vytváří s ionty stříbra červenohnědý Ag₂CrO₄.

Argentometrická titrace

Cl⁻ + Ag⁺ → AgCl ↓  

2 Ag⁺ + CrO₄²⁻ → Ag₂CrO₄ ↓

Další často používanou metodou je Volhardova metoda. Při ní dochází k nepřímému stanovení halogenidů. Nejprve se přidá známé množství dusičnanu stříbrného, čímž vznikne stříbrný halogenid. Následně se nadbytek AgNO₃ titruje thiokyanátovými ionty (SCN⁻). Jako indikátor slouží železité ionty (Fe³⁺), které se zbarví do červena.

Fajansova metoda zase pracuje s adsorpčními indikátory, které mění barvu při navázání na povrch vznikající sraženiny. [49]

Dusičnan stříbrný (AgNO3) je bezbarvá nebo bílá krystalická látka, která je, stejně jako stříbrné halogenidy, fotocitlivá a na světle černá. Připravuje se rozpouštěním stříbra ve zředěné kyselině dusičné. Využívá se jako prekurzor pro výrobu dalších sloučenin. Kromě výroby fotografických materiálů a využití v analytické chemii se uplatňuje také při výrobě zrcadel nebo v medicíně.[50]

Tmavě hnědý oxid stříbrný (Ag₂O) se připravuje reakcí dusičnanu stříbrného s hydroxidem. Existuje množství další fyzikálních a chemických metod přípravy jako redukce dusičnanu organickými kyselinami. Lze jej syntetizovat i ekologicky, pomocí léčivých rostlin nebo mikroorganismů. Využívá se jako katoda ve stříbro-zinkových bateriích, katalyzátor a stejně jako další stříbrné sloučeniny je slibným kandidátem pro léčbu infekcí. [51][52][53]

Sulfid stříbrný (Ag₂S) je černá nerozpustná sloučenina a jediný přirozeně se vyskytující sulfid stříbra, známý jako minerál akantit. Právě tato sloučenina se tvoří na povrchu stříbrných předmětů reakcí s atmosférickým sirovodíkem. Lze jej také připravit přímou reakcí stříbra se sírou. [1]

Sloučeniny s oxidačním stavem +II

[editovat | editovat zdroj]

Sloučeniny stříbra v oxidačním stavu +II jsou vzácné a typicky je nacházíme jako fluoridy. [25][54]

Fluorid stříbrnatý (AgF₂) je hnědá feromagnetická sloučenina, kterou lze připravit reakcí stříbra s fluorem při zvýšené teplotě. Je velmi reaktivní. V přítomnosti vody se okamžitě rozkládá. Je to silné oxidační činidlo, které dokáže oxidovat téměř všechny oxidy a chloridy. (54) AgF2 je také využíván jako fluorační činidlo v organické chemii, kde reaguje s řadou uhlovodíků například i trifluormethansulfonovou kyselinou (TFMS). [25][55]

AgO je využívána ve stříbro-zinkových bateriích. Její zápis naznačuje oxidační číslo +II, ale není tomu tak. Analýza ukázala, že tato sloučenina obsahuje stříbro ve stavu I a III. [25][56]

Komplexní sloučeniny stříbra v oxidačním stavu +II jsou paramagnetické a obvykle mají čtvercovou strukturu. Tento typ sloučenin lze připravit z roztoku stříbrných solí pomocí silného oxidačního činidla. Příkladem těchto komplexů je [Ag(py)4]2+. Další skupinou komplexů stříbra je skupina s oktaedrickou geometrií. Jsou to AgIIMIVF6 komplexy, kde centrální kov M může být Pt, Pd, Ti, Rh, Sn nebo Pb. [25]

Vliv na organismy

[editovat | editovat zdroj]

Stříbro je známé svými antibakteriálními vlastnostmi. Stříbrné ionty (Ag+) mohou reagovat s bázemi DNA (guanin a adenin). Vliv mají i na bílkoviny obsahující thiolové skupiny. Ty jsou důležité pro řadu enzymů, které se účastní buněčného dýchání. Kromě toho stříbrné ionty narušují i strukturu buněčné membrány, která se stává propustnější. Například u Escherichia coli byly pozorovány změny tvaru buňky a oddělení membrány od buněčné stěny. [57]

Zlato

[editovat | editovat zdroj]

Výskyt a výroba

[editovat | editovat zdroj]

Tento drahý kov je asi dvacetkrát vzácnější než předchozí mincovní kov, stříbro. Můžeme ho nalézt ryzí, ale častěji se nachází ve sloučeninách telluru nebo s příměsí stříbra Jeho primární ložiska vznikala hydrotermálními procesy, často jej také nacházíme vázané na křemenné žíly. Díky své odolnosti zlato zůstává i po zvětrání horniny a dostává se tak do říčních náplavů. [58]

V Česku se zlato těžilo v Jílovém u Prahy, Kašperských Horách nebo Zlatých Horách, kde těžba skončila kolem roku 1990. Na Slovensku se zlato v minulosti získávalo u Kremnice nebo Magurky. Globálně jsou známá ložiska na Aljašce, v Austrálii nebo v Jihoafrické republice. Zlato však nacházíme na všech kontinentech. [58][59]

Tradiční metodou získávání zlata je rýžování, které spočívá v promývání říčních sedimentů. Lehčí materiály jako například písek jsou postupně odplavovány. Částečky zlata, díky své vysoké hustotě (19,3 g∙cm⁻³) zůstávají usazené na dně speciální pánve. [1] Tuto techniku na území České republiky používali již Keltové.

V dnešní době jsou ložiska ryzího zlata, která lze lehce rýžovat, vyčerpána. Dalším způsobem získávání zlata je těžba rud. Tento drahý kov se těží jak v dolech povrchových, tak hlubinných.

Získávání zlata z koncentrátů rud se historicky provádělo amalgamací. Tato metoda je známá už od starověku. Při tomto procesu se rozdrcená ruda slučuje s rtutí, čímž vzniká amalgam. Ten se následně sbírá a zpracovává. Většina rtuti se odstraňuje odpařováním, ale výsledný produkt stále obsahuje její zbytky a musí být dále rafinován. [60]

Amalgamace se využívala až do 19. století, kdy ji nahradila metoda kyanidace. V této metodě reagují kyanidové ionty z roztoku zředěného kyanidu se zlatem v rudě a vytvářejí komplexní anion [Au(CN)₂]⁻. Poté se zlato získává pomocí aktivního uhlí a redukuje zinkem (Merrill-Crowe proces). [61]

4 Au + 8 NaCN + O2 + H2O → 4 Na[Au(CN)2] + 4 NaOH

Při získávání zlata pomocí aktivního uhlí se kyanidový komplex [Au(CN)₂]⁻ adsorbuje na povrch aktivního uhlí. Aktivní uhlí se poté oddělí od rudy a zlato je pod tlakem odděleno zásaditým roztokem. Zlato se následně zpracovává elektrolýzou.

V Merrill-Crowe procesu se roztok zlata, který obsahuje kyanidový komplex [Au(CN)₂]⁻, obohatí o kovový zinek. Zinek redukuje zlato z komplexu na kovové zlato (Au⁰), které se sráží a vytváří pevné částice. Tento proces vyžaduje vakuum, jinak dochází k reakci s kyanidem. [61]

2 [Au(CN)2]2- + Zn → 2 Au + [Zn(CN)4]2-

Zlato se také získává jako vedlejší produkt těžby jiných surovin. I zlatý důl Grasberg (Indonésie), jeden z největších zlatých dolů, je primárně měděný důl. [62]

Zpracováním rud mědi vzniká anodový kal (viz Výskyt a výroba mědi). Z anodového kalu se první elektrolýzou vyloučí stříbro (viz Výskyt a výroba stříbra). Zbylý kal obsahuje zlato, které získáme další elektrolýzou.

Využití

[editovat | editovat zdroj]

Zlato je symbolem bohatství a krásy a provází nás od prvotních ozdob a platidel až po současné designové a luxusní šperky. Využívá se ale také v lékařství a kosmonautice.

V moderním průmyslu nachází zlato široké uplatnění zejména v elektronice. Díky své vysoké elektrické vodivosti a odolnosti proti korozi se používá k pokovování konektorů a kontaktů v elektronických zařízeních. Komponenty se zlatem najdeme například i v mobilních telefonech, počítačích i automobilech.[63]

Ve stomatologii je zlato oceňováno pro svou odolnost a biokompatibilitu. Používá se k výrobě zubních korunek, můstků a výplní, které mají dlouhou životnost a dobře odolávají mechanickému opotřebení. Zlato se kombinuje s jinými kovy, aby bylo dosaženo optimálních vlastností, například zvýšené tvrdosti.[64]

Ve zdravotnictví se zlato využívá nejen jako dentální materiál, ale i v léčbě různých nemocí. V minulosti se zlato používalo jako součást léků proti revmatoidní artritidě. I když dnes existují účinnější alternativy, zlato je stále zkoumáno pro své potenciální využití v medicíně, například při léčbě rakoviny.[65]

Zlato má další bohaté využití ve formě nanočástic. První použití zlatých nanočástic se datuje do 4. století v Římě, odkud pochází Lycurgův pohár. Tato nádoba díky přítomnosti zlatých a stříbrných nanočástic mění barvu v závislosti na dopadu světla.

Dnes se zlaté nanočástice široce využívají v biomedicíně a diagnostice, zejména pro cílenou distribuci léčiv. Hrají klíčovou roli při zvýšení účinnosti a snížení toxicity protinádorových terapií. Díky schopnosti cíleného doručování mohou efektivně ničit nádorové buňky bez poškození zdravé tkáně. Kromě toho nacházejí uplatnění v biosenzorech a transportu biomolekul.[66]

Zlato výborně odráží infračervené záření, a proto nachází využití i v kosmických technologiích. Například vesmírný teleskop Jamese Webba má zrcadla z beryllia pokrytá tenkou vrstvou zlata, což optimalizuje odraz infračerveného světla. [67] Stejná vlastnost se uplatňuje i na hledí přileb astronautů, kde zlato chrání jejich oči před škodlivým zářením.[68]

Sloučeniny

[editovat | editovat zdroj]

Zlato nacházíme ve sloučeninách s oxidačním stavem -I až +V. Nejstálejším je stav +III.

Sloučeniny s nižším oxidačním stavem

[editovat | editovat zdroj]

Zlato v oxidačním stavu -I je známé v tzv. auridech, což jsou iontové sloučeniny s alkalickými kovy. Příkladem je zlato-hnědá sůl aurid cesný (AuCs). [25]

Pro zlato je typická tvorba klastrů, ve kterých se vyskytuje vazba mezi atomy Au-Au. Tyto klastry mají často nízký průměrný oxidační stav (< +I) a vznikají redukčním působením (např. NaBH₄) na halogenidy zlata s fosfinovými ligandy (např. AuCl(PR3)). Zlato tvoří klastry různých velikostí s různou geometrií a škálou barev. Například [Au6(P(C6H4-4-Me)3)6]2+ je žlutý komplex s atomy zlata uspořádanými do oktaedru. [1]

V oxidačním stavu +I existují všechny čtyři halogenidy zlata, i když fluorid zlatný nebyl zatím izolován jako samostatná sloučenina. Zbylé známé halogenidy mají žlutou barvu. Jodid zlatný lze připravit přímou syntézou z prvků za zvýšené teploty. Chlorid a bromid zlatný vznikají termickým rozkladem příslušných zlatitých halogenidů. Při vysoké teplotě se rozkládají zpět na prvky. Au+ netvoří oxid. V komplexech Au+ upřednostňuje donory jako je fosfor nebo síra. Například alkylsulfidové ligandy (RS-) se využívají v léčbě revmatoidní artritidy. [25]

Oxidační stav +II je vzácný a objevuje se například v síranu zlatém (AuSO4) nebo v komplexu se xenonem, kde je součástí kationtu AuXe₄²⁺. Většinou se však zlato ve stavu +II vyskytuje ve smíšených valenčních sloučeninách, v níž koexistují atomy zlata v oxidačních stavech +I a +III. Příkladem je AuCl2, který je ve skutečnosti (AuI)2(AuIII)2Cl8. [1][25]

Sloučeniny s oxidačním stavem +III

[editovat | editovat zdroj]

V oxidačním stavu +III existuje fluorid, chlorid a bromid zlatitý.

Fluorid zlatitý (AuF3) lze připravit přímo reakcí prvků za vysokého tlaku a teploty. Používá se jako prekurzor pro syntézu dalších komplexů v oxidačním stavu +V, včetně sloučenin s lanthanoidy a vzácnými plyny. V pevném stavu tvoří polymerní strukturu ve tvaru šroubovice, kde jsou atomy zlata propojeny fluoridovými můstky. [69]

Bromid zlatitý (AuBr3) a chlorid zlatitý (AuCl3) často tvoří planární dimery. Připravují se také přímo z prvků za vysoké teploty, která ale není tak extrémní jako při přípravě fluoridu. Červený chlorid zlatitý je nejběžnější sloučenina zlata používána v organické chemii jako oxidant a katalyzátor u cyklizačních reakcí. Důležité je také jeho využití jako prekurzor pro výrobu AuIII a AuI sloučenin. [25]

Reakci chloru a zlata za vzniku chloridů lze využít k extrakci zlata z rud nebo anodových kalů. Před zavedením kyanidového procesu byla tato metoda hojně využívána zejména v Austrálii. [60]

Při zahřívání chloridu zlatitého na teploty kolem 150 °C dochází k jeho rozkladu za vzniku žlutého chloridu zlatného (AuCl), který se při vyšších teplotách dále disproporcionuje na kovové zlato a chlor. Chlorid zlatitý se rozpouští v kyselině chlorovodíkové za vzniku tetrachlorozlatitanového aniontu [AuCl4]-. [25]

Anion [AuCl4]- vzniká i při rozpouštění zlata v lučavce královské, což je jedna z mála reakcí, při níž dochází k přímé oxidaci tohoto ušlechtilého kovu. Lučavka královská (aqua regia) je směs koncentrované kyseliny dusičné a kyseliny chlorovodíkové v poměru 1 : 3. Kyselina dusičná působí jako oxidovadlo, zatímco kyselina chlorovodíková poskytuje chloridové ionty, které stabilizují vznikající kationty zlata ve formě komplexního aniontu [AuCl₄]⁻.

Oxidace zlata tedy začíná působením HNO₃, která oxiduje zlato na Au³⁺, zatímco Cl⁻ ionty ze současně přítomné HCl okamžitě vytvářejí stabilní komplex. Reakce je provázena vývojem oxidu dusnatého (NO), tvorbou vody a protonů.

Rovnice celkové reakce vypadá takto:

Au + HNO3+ 4 HCl ⇌ [AuCl4]⁻ + NO + H3O⁺ + H2O

Výsledný komplex [AuCl₄]⁻ zůstává v roztoku jako oranžově až červeně zbarvený produkt. Tento proces se využívá např. při chemickém čištění, v analytické chemii nebo při recyklaci zlata.

Sloučeniny s oxidačním stavem +V

[editovat | editovat zdroj]

Oxidační stav +V je velmi vzácný a vyskytuje se výhradně ve sloučeninách zlata s fluorem. Typickým příkladem je vysoce reaktivní fluorid zlatičný (AuF₅) nebo aniont hexafluorozlatičný [AuF6]-. Komplexy obsahující tento aniont se lze připravit oxidací fluoridu zlatitého. Příkladem tohoto komplexu je první objevený [AuF6]- komplex [Xe2F11][AuF6].[69]

Odkazy

[editovat | editovat zdroj]

Reference

[editovat | editovat zdroj]
  1. ↑ 1,00 1,01 1,02 1,03 1,04 1,05 1,06 1,07 1,08 1,09 1,10 1,11 1,12 1,13 1,14 1,15 1,16 1,17 1,18 1,19 1,20 1,21 1,22 1,23 1,24 GREENWOOD, Norman N.; EARNSHAW, Alan. Chemie prvků. Praha : Informatorium. ISBN 80-85427-38-9.
  2. ↑ HOFMANN, S.; NINOV, V.; HESSBERGER, F. P.. The new element 111. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/BF01291182. Dostupné online. S. 281–282. (en)
  3. ↑ KASHIWAYA, Shun; SHI, Yuchen; LU, Jun. Synthesis of goldene comprising single-atom layer gold. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. DOI:10.1038/s44160-024-00518-4 S. 744–751. (en)
  4. ↑ CRETU, Cristian; VAN DER LINGEN, Elma. Coloured gold alloys. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/BF03214796. Dostupné online. S. 115–126. (en)
  5. ↑ 5,0 5,1 KAMENÍČEK, Jiří. Anorganická chemie. Olomouc : Přírodovědecká fakulta Univerzit Palackého. ISBN 80-244-1290-X.
  6. ↑ WICKLEDER, Mathias S.; BÜCHNER, Oliver; WICKLEDER, Claudia. Au 2 (SeO 3 ) 2 (SeO 4 ): Synthesis and Characterization of a New Noncentrosymmetric Selenite−Selenate. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1021/ic049270z. Dostupné online. S. 5860–5864. (en)
  7. ↑ Livechart - Table of Nuclides - Nuclear structure and decay data. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  8. ↑ VENDITTI, Bruno. Visualizing Copper Production by Country in 2023. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en-US)
  9. ↑ 9,0 9,1 9,2 9,3 9,4 9,5 9,6 9,7 9,8 SCHLESINGER, Mark E.; SOLE, Kathryn C.; DAVENPORT, William. Extractive metallurgy of copper. Sixth edition. vyd. Amsterdam : Elsevier. 1 s. ISBN 978-0-12-821875-4.
  10. ↑ TechDico [online]. TermDico SAS, [cit. 2025-02-03]. Dostupné online.
  11. ↑ Copper recycling [online]. International Copper association, 2021, [cit. 2025-05-23]. Dostupné online.
  12. ↑ 12,0 12,1 12,2 RADETZKI, Marian. Seven thousand years in the service of humanity—the history of copper, the red metal. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1016/j.resourpol.2009.03.003. Dostupné online. S. 176–184. (en)
  13. ↑ 13,0 13,1 13,2 GÜNTER, Joseph; KUNDIG, Konrad, J. A.. Copper : its trade, manufacture, use, and environmental status. Ohio : ASM International. ISBN 0-97170-656-3.
  14. ↑ CARTER, G. F.; BUTTREY, T. V.. Chemical compositions of copper-based Roman coins, II: Augustus and Tiberius. [s.l.] : [s.n.], 1977.
  15. ↑ CARTER, G. F.; BUTTREY, T. V.. Chemical compositions of copper-based Roman coins, II: Augustus and Tiberius. [s.l.] : [s.n.], 1977. S. 49–65.
  16. ↑ BANK, European Central. Common sides. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  17. ↑ Applications: Electric Vehicles. [s.l.] : Copper Development Association Inc.. Dostupné online.
  18. ↑ VINCENT, Marin; HARTEMANN, Philippe; ENGELS-DEUTSCH, Marc. Antimicrobial applications of copper. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1016/j.ijheh.2016.06.003. Dostupné online. S. 585–591. (en)
  19. ↑ LAMICHHANE, Jay Ram; OSDAGHI, Ebrahim; BEHLAU, Franklin. Thirteen decades of antimicrobial copper compounds applied in agriculture. A review. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/s13593-018-0503-9. Dostupné online. (en)
  20. ↑ Chalcopyrite. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  21. ↑ Mineralogie pro školy : Chalkopyrit [online]. Praha : Přírodovědecká fakulta Univerzity Karlovy, [cit. 2025-02-02]. Dostupné online.
  22. ↑ 22,0 22,1 VÁVRA, Václav; LOSOS, Zdeněk. Multimediální studijní texty z mineralogie pro bakalářské studium: Sulfidy [online]. [Cit. 2025-02-04]. Dostupné online.
  23. ↑ VÁVRA, Václav; LOSOS, Zdeněk. Multimediální studijní texty z mineralogie pro bakalářské studium: Karbonáty [online]. [Cit. 2025-02-04]. Dostupné online.
  24. ↑ Mineralogie pro školy: Malachit a azurit [online]. [Cit. 2025-02-04]. Dostupné online.
  25. ↑ 25,00 25,01 25,02 25,03 25,04 25,05 25,06 25,07 25,08 25,09 25,10 25,11 25,12 25,13 25,14 HOUSECROFT, Catherine; SHARPE, Alan G.. Inorganic Chemistry. 5. Auflage. vyd. Harlow : Pearson Education, Limited. 1 s. ISBN 978-1-292-13414-7.
  26. ↑ 26,0 26,1 Handbook of reagents for organic synthesis: Catalyst components for coupling reactions. Příprava vydání Gary A. Molander. Chichester, West Sussex, UK ; New York : Wiley. ISBN 978-0-470-51811-3. S. 243-263.
  27. ↑ PUBCHEM. Cuprous chloride. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  28. ↑ HORNER, Jack. Cyanide copper plating. [s.l.] : [s.n.].
  29. ↑ PUBCHEM. Copper oxide. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  30. ↑ KUDHUR, Azzam Y.; SALIM, Evan T.; KARA, Ilker. Applications of Cu₂O Nanoparticles Prepared via Various Techniques: A Review Paper. [s.l.] : [s.n.], 2022. S. 131–137.
  31. ↑ PUBCHEM. Copper oxide. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  32. ↑ CUDENNEC, Yannick; LECERF, André. The transformation of Cu(OH)2 into CuO, revisited. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1016/j.solidstatesciences.2003.09.009. Dostupné online. S. 1471–1474. (en)
  33. ↑ PUBCHEM. Copper sulfate pentahydrate. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  34. ↑ PUBCHEM. Cupric Sulfate. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  35. ↑ HALCROW, Malcolm A.. Jahn–Teller distortions in transition metal compounds, and their importance in functional molecular and inorganic materials. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1039/C2CS35253B. Dostupné online. S. 1784–1795. (en)
  36. ↑ 36,0 36,1 36,2 PATEL, Roshni; ASCHNER, Michael. Commonalities between Copper Neurotoxicity and Alzheimer’s Disease. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.3390/toxics9010004. Dostupné online. S. 4. (en)
  37. ↑ MIR, Anayat Rasool; PICHTEL, John; HAYAT, Shamsul. Copper: uptake, toxicity and tolerance in plants and management of Cu-contaminated soil. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/s10534-021-00306-z. Dostupné online. S. 737–759. (en)
  38. ↑ Mindat.org. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  39. ↑ 39,0 39,1 World Silver Survey 2024. [s.l.] : The Silver Institute. Dostupné online. ISBN 978-1-7394228-3-7.
  40. ↑ 40,0 40,1 CHEN, Ailiang; PENG, Zhiwei; HWANG, Jiann-Yang. Recovery of Silver and Gold from Copper Anode Slimes. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/s11837-014-1114-9. Dostupné online. S. 493–502. (en)
  41. ↑ MEDICI, Serenella; PEANA, Massimiliano; NURCHI, Valeria M.. Medical Uses of Silver: History, Myths, and Scientific Evidence. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1021/acs.jmedchem.8b01439. Dostupné online. S. 5923–5943. (en)
  42. ↑ R, Venkata Krishna Rao; K, Venkata Abhinav; S, Karthik P.. Conductive silver inks and their applications in printed and flexible electronics. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1039/C5RA12013F. Dostupné online. S. 77760–77790. (en)
  43. ↑ IONKIN, Alex S.; FISH, Brian M.; LI, Zhigang Rick. Screen-Printable Silver Pastes with Metallic Nano-Zinc and Nano-Zinc Alloys for Crystalline Silicon Photovoltaic Cells. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1021/am1011996. Dostupné online. S. 606–611. (en)
  44. ↑ CONTROL ASSEMBLY TECHNOLOGY REPORT [PDF]. Mölnlycke, Švédsko : Advanced Nuclear Technology International, 2014-06, [cit. 2025-05-23]. S. 3-1 až 3-5. Dostupné online.
  45. ↑ Acanthite. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  46. ↑ Argentite. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  47. ↑ Pyrargyrite. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  48. ↑ TAN, Yen T.. Silver Halides in Photography. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1557/S0883769400062862. Dostupné online. S. 13–16. (en)
  49. ↑ SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald Markham; HOLLER, F. James. Fundamentals of analytical chemistry. Tenth edition. vyd. Australia Brazil : Cengage. 933 s. ISBN 978-0-357-45039-0.
  50. ↑ PUBCHEM. Silver Nitrate. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  51. ↑ GUDKOV, Sergey V.; SEROV, Dmitriy A.; ASTASHEV, Maxim E.. Ag2O Nanoparticles as a Candidate for Antimicrobial Compounds of the New Generation. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.3390/ph15080968. Dostupné online. S. 968. (en)
  52. ↑ PUBCHEM. Silver Oxide. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  53. ↑ Battery | Composition, Types, & Uses | Britannica. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  54. ↑ GROCHALA, Wojciech. Greedy Ag(II) oxidizer: Can any inorganic ligand except fluoride endure its presence in ionic solids?. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1016/j.jfluchem.2007.09.001. Dostupné online. S. 82–90.
  55. ↑ GRZYBOWSKA, Dorota; MALINOWSKI, Przemysław; MAZEJ, Zoran. Probing the Reactivity of the Potent AgF2 Oxidizer. Part 1: Organic Compounds. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1135/cccc20081729. Dostupné online. S. 1729–1746. (en)
  56. ↑ PUBCHEM. Silver(II) oxide. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  57. ↑ BARRAS, Frédéric; AUSSEL, Laurent; EZRATY, Benjamin. Silver and Antibiotic, New Facts to an Old Story. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.3390/antibiotics7030079. Dostupné online. S. 79. (en)
  58. ↑ 58,0 58,1 Mindat.org. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  59. ↑ VÁVRA, Václav; ZDENĚK, Losos. Multimediální studijní texty z mineralogie pro bakalářské studium: 7.2 Prvky [online]. [Cit. 2025-02-16]. Dostupné online.
  60. ↑ 60,0 60,1 BIRELL, Ralph W.. The Extraction of Gold by Amalgamation and Chlorination. [s.l.] : [s.n.], 2004.
  61. ↑ 61,0 61,1 TORKAMAN, P.; VEIGA, M. M.. Comparing cyanidation with amalgamation of a Colombian artisanal gold mining sample: Suggestion of a simplified zinc precipitation process. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1016/j.exis.2022.101208. Dostupné online. S. 101208.
  62. ↑ Grasberg Open Pit Copper Mine, Tembagapura, Irian Jaya, Indonesia [online]. [Cit. 2025-02-15]. Dostupné online. (en-US)
  63. ↑ Gold and the electronics sector. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online. (en)
  64. ↑ KNOSP, Helmut; HOLLIDAY, Richard J.; CORTI, Christopher W.. Gold in dentistry: Alloys, uses and performance. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/BF03215496. Dostupné online. S. 93–102. (en)
  65. ↑ BERNERS-PRICE, Susan J.; FILIPOVSKA, Aleksandra. Gold compounds as therapeutic agents for human diseases. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1039/c1mt00062d. Dostupné online. S. 863. (en)
  66. ↑ TOMAR, Avantika; GARIMA, Garg. Short Review on Application of Gold Nanoparticles. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  67. ↑ James Webb Space Telescope's Golden Mirror - NASA [online]. [Cit. 2025-02-16]. Dostupné online. (en-US)
  68. ↑ Gold Coating | NASA Spinoff. [s.l.] : [s.n.]. Dostupné online.
  69. ↑ 69,0 69,1 MOHR, Fabian. The chemistry of gold-fluoro compounds: A continuing challenge for gold chemists. [s.l.] : [s.n.]. DOI 10.1007/BF03215208. Dostupné online. S. 164–169. (en)
Citováno z „https://cs.wikibooks.org/w/index.php?title=Anorganická_chemie/11._skupina&oldid=54812“