PRVKY SKUPINY CHRÓMU

Chróm Cr

Je stříbrobílý až namodralý kov, velmi tvrdý, křehký a tažný. Za normální teploty je mimořádně odolný. Na vzduchu se neoxiduje ani za vlhka. Při zahřívání v kyslíkovém plameni za jiskření shoří. Neporušuje se ani kyselinou dusičnou, ani směsí okysličujících kyselin. Pozvolna reaguje s málo zředěnými kyselinami chlorovodíkovou, bromovodíkovou a sírovou. Přímo se slučuje s halogeny, se sírou, dusíkem, uhlíkem a křemíkem, borem a s některými kovy, ale jen v žáru.

Chemicky nejdůležitější ruda je chromit (FeO * Cr₂O₃); technický význam má i krokoit (PbCrO₄). Chromit se pro technické účely zpracovává na slitinu chrómu se železem – ferrochrom – přímou redukcí uhlím:

FeO * Cr₂O₃ + 4 C ® Fe + 2 Cr + 4 CO

Výroba:

K výrobě čistého chrómu je třeba připravit z chromitu čistý oxid chromitý, z něhož se aluminotermickou redukcí získá chrom:

Cr₂O₃ + 2 Al ® Al₂O₃ + 2 Cr.

Elektrolytického vylučování chrómu se využívá k přípravě ochranných povlaků na jiné kovy.

Sloučeniny a jejich použití: 33881xid89pdq8h

Oxid chromitý Cr₂O₃

Ve vodě nerozpustný zelený prášek. V krystalickém stavu je černý, kovově lesklý. Používá se ho jako olejové a vodové barvy, kterou se natírají dřevěné a kovové předměty vystavené dešti a součástky strojů. Používá se též v tiskařství, ve sklářském a keramickém průmyslu a při malbě na porcelán.

Oxid chromový CrO₃

Vylučuje se v podobě tmavočervených jehličkových krystalků po přidání velkého množství koncentrované kyseliny sírové do koncentrovaného roztoku chromanů nebo dichromanů alk. kovů. Je bez zápachu a velmi jedovatý, rozrušuje organické látky; je hygroskopický, ve vodě se dobře rozpouští na směs kyseliny chromové a dichromové. Oxid chromový je neobyčejně silné oxidační činidlo. S mnohými látkami reaguje explozívně. Používá se v preparativní chemii jako oxidační činidlo, v lékařství jako leptadlo.

Peroxid chromu CrO₅

Je tmavomodrá látka. Slouží ke kvalitativnímu důkazu chromanů.

Chromany CrO₄^2- id881x3389pddq

Jsou soli odvozené od kyseliny chromové. Jsou analogické síranům a vznikají oxidací chromitých solí v zásaditém prostředí. Tvoří žluté krystalky. Soli chromité a chromany slouží k barvení tkanin, k moření a leptání, v kožařském průmyslu k přípravě trvanlivých chromových kůží. Chromany a dichromany jsou silná oxidační činidla, používaná v průmyslu dehtových barviv a ve fotografii.

Dichroman draselný K₂Cr₂O₇

Tvoří oranžově červené destičky. Používá se v odměrné analýze.

Molybden Mo

V přírodě se nachází v podobě nerostů, hlavně jako molybdenit MoS₂ a wulfenit PbMoO₄. Pro průmyslové účely se molybden používá v podobě slitiny se železem pod názvem ferromolybden. Kompaktní molybden je stříbrobílý, lesklý, značně tvrdý kov; při vyšší teplotě se dá kovat i svářet, dobře vede elektrický proud. Molybden je na vzduchu za normální teploty stálý, při žíhání se oxiduje na oxid molybdenový MoO₃. S fluorem se slučuje už za chladu, s bromem a chlorem za zvíšené teploty a s uhlíkem pouze v žáru a tvoří karbidy. Používá se k výrobě speciálních ocelí, které jsou velmi pevné a houževnaté. Molybdenové dráty slouží v žárovkách jako nosiče wolframového vlákna.

Výroba:

Šedý práškový molybden, se připravuje redukcí oxidu molybdenového vodíkem.

Sloučeniny a jejich použití: 33881xid89pdq8h

Oxid molybdenový MoO₃

Je jemný bílý prášek, který zahříváním žloutne. Ve vodě a ve většině kyselin je nerozpustný, rozpouští se v kyselině fluorovodíkové a v koncentrované kyselině sírové. Snadno se rozpouští v alk. louzích, ve vodných roztocích amoniaku a uhličitanů za vzniku molybdenanů, solí kyseliny molybdenové H₂MoO₄.

Molybdenan amonný (NH₄)₂MoO₄

Bezbarvá ve vodě dobře rozpustná sloučenina. Z vodného roztoku se vylučuje jako tetrahydrát heptamolybdenanu hexaamonného (NH₄)₆[Mo₇O₂₄] * 4 H₂O. Roztoku molybdenanu amonného v kyselině dusiční se používá jako činidla k důkazu kyseliny fosforečné (např. v průmyslových hnojivech).

Wolfram W

V přírodě se wolfram nachází hlavně ve formě wolframanů, jako wolframit, scheelit a stolzit. Pro průmyslové účely se wolfram přopravuje v podobě slitiny se železem (jako ferrowolfram). Je to bílý lesklý kov. Za běžné teploty na vzduchu stálý, zahříváním se oxiduje na WO₃. Reaguje a alk. oxidačními taveninami, s fluorem už za studena, s chlorem až v červeném žáru. Používá se při výrobě speciálních ocelí, které mají tvrdost, pružnost a pevnost v tahu. Pro svůj vysoký bod tání a malou těkavost se wolfram používá na vlákna elektrických žárovek.

Výroba:

Šedý práškový wolfram se připravuje redukcí oxidu wolframového WO₃ vodíkem.

Sloučeniny a jejich použití: 33881xid89pdq8h

Oxid wolframový WO₃

Je citrónově žlutý jemný prášek. Ve vodě a v kyselinách je nerozpustný, rozpustný je však v alk. hydroxidech za tvorby wolframanů, solí kyseliny wolframové H₂WO₄.

Wolframan sodný Na₂WO₄

Je bezbarvá, ve vodě dobře rozpustná látka. Varem s silnými kyselinami se rozkládá za vyloučení žluté kyseliny wolframové. Je výchozí sloučeninou pro přípravu jak sloučenin wolframu, tak i čistého kovu.

PRVKY SKUPINY MANGANU – prvky VII. A skupiny

Mangan Mn

Je stříbrošedý až ocelově šedý kov, velmi tvrdý a křehký. S kyselinami reaguje za vzniku solí a vodíku. Při zahřívání na vzduchu shoří na oxidy (MnO + Mn₂O₃. Mangan je po železe nejrozšířenějším těžkým kovem. V malých množstvích se nalézá téměř všude. Nejdůležitější manganovou rudou je burel MnO₂, dále braunit Mn₂O₃, manganit MnO(OH), hausmanit Mn₃O₄ a dialogit MnCO₃. Mangan je kov vzhledem se podobající železu, na rozdíl od něho je však tvrdý a velmi křehký. V čistém stavu je mangan stříbřitě bílý, obsahuje-li uhlík je šedý jako litina. V kompaktním stavu je na vzduchu stálý, jemně rozptýlený se snadno oxiduje a někdy je dokonce pyroforní. Mangan je znám ve čtyřech modyfikacích. Ve zředěných kyselinách se rozpouští za vývoje vodíku, v koncentrované kyselině sírové za vývoje oxidu siřičitého a v kyselině dusičné za vývoje oxidu dusnatého. V proudu chloru shoří na chlorid manganatý MnCl₂. S fluorem, bromem a jodem se slučuje přímo. Při žíhání se slučuje se sírou, uhlíkem, křemíkem a borem; neslučuje se však přímo s vodíkem. Mangan se používá především k desoxidaci železa a oceli. K tomu jsou nejvhodnější slitiny s manganem (feromangan, zrcadlovina). Ale i u jiných slitin, zvláště bronzů, slouží jako desoxidační přísada. Slitina manganu s mědí (manganin) je vhodná k výrobě přesných odporů. Mnohých sloučenin manganu se používá jako pigmentů, např umbra, manganová hněď apod.

Výroba:

Kovový mangan se připravuje aluminotermickou reakcí:

3 Mn₃O₄ + 8 Al ® 9 Mn + 4 Al₂O₃

Sloučeniny a jejich použití: 33881xid89pdq8h

Hydroxid manganatý Mn(OH)₂

Je bílá ve vodě nerozpustná látka, která na vzduchu rychle hnědne v důsledku oxidace na hydroxid manganičitý.

Hydroxid manganičitý Mn(OH)₄

Je hnědá látka, chemicky podstatně aktivnější než bezvodý oxid manganičitý. Snadno se dehydratuje.

Oxid manganatý MnO

Zelená, ve vodě téměř nerozpustná látka s výrazně zásaditým charakterem. S kyselinami tvoří soli manganaté.

Oxid manganitý Mn₂O₃

Černý amorfní prášek, jenž se získává zahříváním oxidu manganičitého na vzduchu při 530° až 940°C. Má ještě zásaditý charakter. Při rozpouštění v kyselinách vznikají soli manganité, oxidačně-redukčí reakcí vzniká manganatá sůl a oxid manganičitý.

Oxid manganičitý MnO₂ (burel)

Černá ve vodě nerozpustná látka. Má amfoterní charakter. Rozpouštěním v kyselinách i v roztocích hydroxidů poskytuje soli, které jsou v rozpuštěném stavu nestálé. V kyselém roztoku mají snahu se redukovat, ale silnými oxidačními činidly se oxidují na manganistany. V zásaditých taveninách se oxidují na manganany. Oxid manganičitý je dobrým katalizátorm, např. ve směsi s oxidem měďnatým se ho používá ke spalování oxidu uhelnatého. V suchých článcích slouží jako depolarizační činidlo, dále se ho používá k barvení skla na fialovo, k přípravě fermeže a k laboratorní přípravě chloru. Rozkládá se při teplotě nad 350°C.

4 MnO₂ « 2 Mn₂O₃ + O₂

Oxid manganistý Mn₂O₇

Je tmavá, olejovitá látka. Má silně oxidační účinky. Připravuje se podle rovnice:

2 KMnO₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + Mn₂O₇ + H₂O

Síran manganatý MnSO₄

Tvoří tmavofialové až černé lesklé hranolky. Ve vodě je rozpustný a dává intenzivně červenofialový roztok. Je oxidačním, bělícím a desinfekčním prostředkem. Soli manganaté jsou v roztoku růžové, soli manganisté červenofialové.

Technecium Tc

Radioaktivní prvek, nejstálejší izotop ⁹⁹Tc, poločas rozpadu 2,12 * 10⁵ roků (212 tisíc roků). V přírodě se navyskytuje. Technecium připravili jadernou reakcí G. Pierre a E. Segré roku 1937. Existenci tohoto prvku i jeho vlastnosti předpověděl už r. 1871 D. I. Mendělejev na základě periodické soustavy a pojmenoval ho eka-mangan. Chemické vlastnosti technecia jsou podobné vlastnostem manganu a rhenia.

Rhenium Re

Existenci a vlastnosti rhenia předpověděl r. 1871 ruský chemik D. I. Mendělejev na základě periodické soustavy prvků a nazvaj je dvimangan. Rhenium je velmi vzácný prvek. Jeho obsah v zemské kůře je asi desetimilióntina procenta. Vzhledem se podobá platině, v čistém stavu je to poměrně měkký a kujný kov. Rhenium se na vlhkém vzduchu pomalu oxiduje a vzniká kyselina rhenistá HReO₄. Žíháním rhenia v proudu kyslíku vzniká těkavý oxid rhenistý. Rhenium se dobře rozpouší v kyselině dusičné. Tavením rhenia s alk. hydroxidem za přístupu kyslíku vznikají soli kyseliny rhenisté. Rhenium se používá např. k výrobě hrotů plnících per, elektrod pro elektroanalýzu apod.

Výroba:

Získává se z odpadu při výrobě mědi a molybdenu.

Sloučeniny a jejich použití: 33881xid89pdq8h

Oxid rhenistý Re₂O₇

Žlutá krystalická látka, která se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny rhenisté HReO₄.

Rhenistan draselný KReO₄

Je bezbarvá krystalická látka. Je výchozí látkou pro přípravu ostatních sloučenin rhenia.