Piatu skupinu (so starším označením V.B) periodickej tabuľky prvkov tvoria prechodné kovy – vanád (V), niób (Nb), tantal (Ta) a umelo pripravené rádioaktívne dubnium (Db), ktoré sa nachádzajú v d-bloku. Vanád, niób a tantal sú typicky tvrdé kovy s vysokými teplotami topenia a sivastým leskom.
Ich chemické správanie je do veľkej miery dané ich tendenciou stratiť päť valenčných elektrónov (konfigurácia (n−1)d³ ns², s výnimkou Nb: 4d⁴ 5s¹) a tvoriť zlúčeniny v oxidačnom stave +V, ktorý je najmä pre Nb a Ta najstabilnejší. Vanád je výnimočný širšou škálou oxidačných stavov (od -I po +V). Aj v nižších oxidačných stupňoch sú prvky viazané prevažne kovalentnými väzbami. Pre túto skupinu je tiež charakteristická tvorba polyzlúčenín.
Prvky 5. skupiny a ich zlúčeniny nachádzajú uplatnenie v rôznych oblastiach, od legovania ocelí a výroby supravodičov až po elektroniku, chemický priemysel a medicínu.
Trendy fyzikálnych a chemických vlastností link
Hlavné trendy, ktoré sa prejavujú v 5. skupine periodickej tabuľky s rastúcim protónovým číslom (smerom nadol) sú:
- Atómový a iónový polomer: Rastie od V k Nb, ale medzi Nb a Ta zostáva takmer nezmenený. Tento jav je dôsledkom lantanoidovej kontrakcie (viď poznámka nižšie).
- Hustota: Výrazne rastie smerom nadol (V < Nb << Ta), najmä medzi Nb a Ta, čo tiež súvisí s lantanoidovou kontrakciou.
- Teploty topenia a varu: Všetky prvky majú veľmi vysoké teploty topenia a varu (sú žiaruvzdorné).
- Chemická reaktivita: Sú to reaktívne kovy, ale v kompaktnej forme ich chráni ochranná vrstva oxidu (M₂O₅, resp. nižšie oxidy u V), vďaka čomu sú Nb a Ta mimoriadne odolné voči korózii. Vanád je reaktívnejší. Nb a Ta sú si chemicky veľmi podobné. Pri bežnej teplote reagujú len s veľmi silnými činidlami ako kyselina fluorovodíková alebo oleum.
- Oxidačné stavy: Jednoznačne dominantný je stav +V, najmä pre Nb a Ta. Nižšie stavy (+IV, +III, +II) sú bežné a relatívne stabilné len pre vanád. Známe sú aj zlúčeniny v stave -I (napr. karbonyly).
- Acidobázické vlastnosti: Oxidy M₂O₅ prechádzajú od amfotérneho charakteru (V₂O₅) k inertnejším/slabo kyslým (Nb₂O₅, Ta₂O₅). Nižšie oxidy vanádu sú zásaditejšie.
Biologický význam a toxicita link
Vanád je považovaný za potenciálne esenciálny stopový prvok pre niektoré organizmy (napr. enzýmy v morských riasach, nachádza sa aj v niektorých hubách a morských živočíchoch ako sú plášťovce), jeho esencialita pre človeka nie je jednoznačne potvrdená. Zlúčeniny vanádu, najmä V(V), však môžu byť toxické, pretože vanadičnany (napr. H₂VO₄⁻) štruktúrne napodobňujú fosforečnany a môžu inhibovať dôležité enzýmy. Do životného prostredia sa vanád uvoľňuje predovšetkým spaľovaním fosílnych palív.
Niób a tantal sú považované za vysoko biokompatibilné a netoxické. Vďaka vynikajúcej odolnosti voči korózii v telesných tekutinách sa tantal široko používa na výrobu medicínskych implantátov (kostné platničky, skrutky, kĺbové náhrady, stenty) a chirurgických nástrojov.
Dubnium je vysoko rádioaktívne, a tým pádom toxické pre živú hmotu.
Výskyt v prírode link
Vanád je pomerne rozšírený (cca 0,02 % alebo 136 ppm v zemskej kôre), no nachádza sa voľne, ale je viazaný v zlúčeninách. Hlavnými minerálmi sú patrónit (VS₄), vanadinit (Pb₅(VO₄)₃Cl) a karnotit (K₂(UO₂)₂(VO₄)₂·3H₂O), ktorý je aj zdrojom uránu. Významné množstvá sú aj v titanomagnetitových rudách a fosílnych palivách.
Niób a tantal sa vyskytujú takmer vždy spoločne v dôsledku chemickej podobnosti (Nb ≈ 20 ppm, Ta ≈ 1,7 ppm v zemskej kôre). Hlavným zdrojom je minerálna séria kolumbit-tantalit ((Fe,Mn)(Nb,Ta)₂O₆) (lokálne nazývaná aj koltan) a pyrochlór ((Na,Ca)₂Nb₂O₆(OH,F)).
Dubnium sa v prírode nevyskytuje, je to umelo pripravený prvok.
Získavanie kovov link
Výroba kovov 5. skupiny je technologicky náročná. Vanád sa získava zvyčajne redukciou oxidu vanadičného (V₂O₅) vápnikom:
\( \ce{V2O5 + 5Ca ->[\text{t}] 2V + 5CaO} \)
Pre niób a tantal je kľúčovým krokom ich vzájomná separácia, ktorá sa priemyselne realizuje najmä solventnou extrakciou ich fluoridových komplexov z roztokov v zmesi HF/H₂SO₄. Čistý tantal sa potom získava napríklad redukciou heptafluorotantaličnanu draselného (K₂[TaF₇]) sodíkom:
\( \ce{K2[TaF7] + 5Na ->[\text{t, tav. soli}] Ta + 5NaF + 2KF} \)
Niób sa získava redukciou Nb₂O₅ hliníkom (výroba feronióbu) alebo uhlíkom. Dubnium sa pripravuje jadrovými reakciami v urýchľovačoch.
Typy zlúčenín prvkov 5. skupiny link
Prvky 5. skupiny tvoria rôzne typy anorganických zlúčenín, pričom najcharakteristickejší je pre ne oxidačný stav +V (pre V aj +IV, +III, +II, dokonca -I). Patria medzi ne napr.:
- Oxidy
- Halogenidy a oxyhalogenidy
- Karbidy, nitridy a boridy
- Hydridy
- Peroxokomplexy
- Karbonyly
- Sulfidy (najmä pre V)
- Vanadičnany, niobičnany, tantaličnany (a polyoxoanióny)
Oxidy link
Najdôležitejším typom oxidu je pentoxid M₂O₅. V₂O₅ je žltooranžový, amfotérny prášok (t.t. ≈ 650–690 °C). Rozpúšťa sa v roztokoch hydroxidov alkalických kovov za vzniku vanadičnanov a polyvanadičnanov, ktorých zloženie závisí od pH a koncentrácie. Nb₂O₅ a Ta₂O₅ sú biele, chemicky veľmi stabilné, žiaruvzdorné a inertné pevné látky so slabo kyslým charakterom (reagujú napr. s roztavenými hydroxidmi za vzniku niobičnanov a tantaličnanov). Sú menej reaktívne a stabilnejšie voči redukcii ako V₂O₅. Vanád tvorí aj nižšie oxidy (VO – zásaditý, V₂O₃ – zásaditý, VO₂ – amfotérny, modročierny), ktoré sa dajú pripraviť redukciou V₂O₅.
Halogenidy a oxyhalogenidy link
Tvoria pentahalogenidy MX₅ (napr. VF₅, NbCl₅, TaCl₅), ktoré sú často prchavé a citlivé na hydrolýzu. Vznikajú priamou reakciou prvkov s halogénmi pri vyšších teplotách. Pri hydrolýze alebo reakcii s kyslíkom vznikajú oxyhalogenidy MOX₃ (napr. VOCl₃, NbOCl₃). Vanád tvorí aj stabilné halogenidy v nižších oxidačných stavoch (napr. VCl₄ – červenohnedá kvapalina, VBr₃, VCl₃, VCl₂), ktoré sú však všeobecne menej stále ako zlúčeniny V(V) a majú redukčné účinky. Známe sú aj ďalšie oxyhalogenidy ako VOCl₂. Dôležité sú aj komplexné fluoridy ako K₂[TaF₇].
Karbidy, nitridy a boridy link
S uhlíkom, dusíkom a bórom tvoria pri vysokých teplotách karbidy (MC), nitridy (MN) a boridy (MB, MB₂). Vznikajú často priamym zlučovaním prvkov alebo tavením oxidov s uhlíkom (pre karbidy). Patria medzi extrémne tvrdé, chemicky odolné a žiaruvzdorné materiály (napr. TaC má t.t. ≈ 3800 °C). Používajú sa v rezných nástrojoch, brúsnych materiáloch a tvrdých povlakoch.
Hydridy link
Reakciou kovov s vodíkom pri zvýšených teplotách vznikajú hydridy, často nestechiometrické (MHₓ). Sú to zvyčajne tmavé a krehké pevné látky.
Peroxokomplexy link
Pridaním peroxidu vodíka k roztokom zlúčenín V(V), Nb(V) alebo Ta(V) vznikajú rôzne peroxokomplexy, často intenzívne sfarbené. Príkladom je anión [Ta(O₂)₄]³⁻ (kde O₂ je peroxoskupina).
Karbonyly link
Všetky tri kovy (V, Nb, Ta) môžu tvoriť komplexné anióny s oxidom uhoľnatým, napríklad hexakarbonylový anión [V(CO)₆]⁻, v ktorom má kov nezvyčajne nízke oxidačné číslo -I.
Objav: Andrés Manuel del Río (1801)
Izolácia: Henry Enfield Roscoe (1867)
Pomenoval: Izotopy vanádia
T. topenia
1910 °C
T. varu
3407 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
50.9415 u
Atómový polomer
135 pm
Hustota
6110 kg/m³
Elektronegativita
1.63
Ionizačná energia
650.9 kJ/mol
Elektrónová afinita
50.911 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Objavil ho Andrés Manuel del Río (1801) a znovuobjavil Nils Gabriel Sefström (1831), kovovú formu izoloval Henry Enfield Roscoe v roku 1867.
- Je to tvrdý, kujný kov striebristo-sivej farby.
- Patrí medzi prechodné prvky.
- Za normálnych podmienok je pomerne málo reaktívny, chránený tenkou, súvislou pasivačnou vrstvou oxidu.
- Odoláva pôsobeniu neoxidujúcich kyselín (okrem HF) a zásadám pri izbovej teplote; reaguje len s veľmi silnými oxidačnými činidlami.
- Pri zahrievaní (nad cca 660 °C) reaguje s kyslíkom (tvorí V₂O₅), s halogénmi (napr. VF₅, VCl₄), dusíkom, uhlíkom a bórom.
- Vyznačuje sa širokou škálou oxidačných stavov, najbežnejšie sú +V, +IV, +III, +II (ale existujú aj -I, +I).
- V oxidačných stavoch +II a +III tvorí komplexy najčastejšie s koordinačným číslom 6 a oktaedrickou geometriou (napr. katión hexaakvavanádnatý [V(H₂O)₆]²⁺).
- V oxidačných stavoch +IV a +V, najmä s oxoligandmi, máva koordinačné číslo 4 (napr. tetraedrický oxid-trichlorid vanadičný VOCl₃) alebo 5 (napr. bis(acetylacetonato)oxovanadičný(IV) komplex [VO(acac)₂] so štvorcovo-pyramídovou geometriou).
- Jeho zlúčeniny sú často farebné (napr. V²⁺ - fialový, V³⁺ - zelený, VO²⁺ - modrý, VO₂⁺ - žltý) a majú významné redoxné vlastnosti.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, napr. v mineráloch ako vanadinit, karnotit a patronit.
- Vanád sa v malých množstvách používal už v staroveku, keď ho kováči pridávali do ocele na dosiahnutie mimoriadnej odolnosti damaskovej ocele.
- Hlavné využitie nachádza pri výrobe pevných a odolných zliatin ocele (napr. ferovanádium), ktoré sa používajú na výrobu nástrojov (napr. kľúčov a nožov), pružín a v stavebníctve.
- Zlúčeniny vanádu, najmä oxid vanadičný (V₂O₅), sa používajú ako dôležité katalyzátory v chemickom priemysle (napr. pri výrobe kyseliny sírovej).
- Vanád je aj biogénnym prvkom pre niektoré mäkkýše a plášťovce, u ktorých tvorí súčasť dýchacieho farbiva achroglobínu.
Výroba vanádu link
Priemyselná výroba často zahŕňa praženie rudy so soľami (NaCl, Na₂CO₃) za vzniku rozpustného NaVO₃, jeho vyzrážanie okyslením (ako polyvanadičnan) a následnú redukciu V₂O₅ vápnikom v tlakovej nádobe:
\( \ce{V2O5(s) + 5Ca(l) ->[\text{t}] 2V(s) + 5CaO(s)} \)
Pre oceliarstvo sa vyrába ferovanád redukciou zmesi oxidov V a Fe (napr. ferosilíciom).
Využitie vanádu link
Hlavné využitie (cca 85 %) je ako legujúci prvok vo forme ferovanádia na výrobu vysokopevných ocelí (HSLA), rýchlorezných nástrojových ocelí a pružín. Oxid vanadičný (V₂O₅) je kľúčový katalyzátor pri výrobe kyseliny sírovej (Kontaktný proces):
\( \ce{2SO2(g) + O2(g) ->[\ce{V2O5}, \sim450°C] 2SO3(g)} \)
Používa sa aj v katalyzátoroch pre iné organické syntézy (napr. oxidácia naftalénu na anhydrid kyseliny ftalovej) a vo vanádových redoxných prietokových batériách.
Oxid vanadičný link
Oxid vanadičný (V₂O₅) je najdôležitejšou zlúčeninou. Je to žltooranžový prášok, amfotérny. Pripravuje sa napr. tepelným rozkladom metavanadičnanu amónneho:
\( \ce{2NH4VO3(s) ->[\text{550 °C}] V2O5(s) + 2NH3(g) + H2O(g)} \)
Používa sa hlavne ako katalyzátor.
Zlúčeniny V(IV) – Vanadylové zlúčeniny link
V oxidačnom čísle +IV tvorí vanád okrem binárnych zlúčenín ako VO₂ (modročierny) a VCl₄ (červenohnedá kvapalina) aj celý rad solí a komplexov obsahujúcich vanadylový katión (VO)²⁺. Tieto zlúčeniny majú typicky modré sfarbenie. Príkladom je síran vanadylu (VOSO₄), ktorý často kryštalizuje ako pentahydrát VOSO₄·5H₂O.
Zlúčeniny V(III) a V(II) link
Zlúčeniny vanádu v oxidačných stavoch +III (vanadité) a +II (vanadnaté) sú známe, ale hlavne vo vodných roztokoch sú menej stále a pôsobia ako redukčné činidlá. Ľahko sa oxidujú na stálejšie zlúčeniny V(IV) alebo V(V). Príkladmi sú VCl₃ (fialový) a VCl₂ (zelený).
Halogenidy vanádu link
Vanád tvorí halogenidy v rôznych oxidačných stavoch. Jediný pentahalogenid je fluorid vanadičný (VF₅), biela tuhá látka. Ďalšie bežné halogenidy sú chlorid vanadičitý (VCl₄) (tmavočervená kvapalina), bromid vanaditý (VBr₃) (sivá tuhá látka), chlorid vanaditý (VCl₃) (fialový) a chlorid vanadnatý (VCl₂) (zelený). Dôležité sú aj oxyhalogenidy ako oxychlorid vanadičný (VOCl₃) (žltkastá kvapalina) a oxychlorid vanadičitý (VOCl₂) (zelenomodrá tuhá látka).
\( \ce{V2O5(s) + 3SOCl2(l) -> 2VOCl3(l) + 3SO2(g)} \)
Vanadičnany a polyvanadičnany link
Vo vodných roztokoch existujú ióny vanádu v rôznych oxidačných stavoch s charakteristickými farbami: [V(H₂O)₆]²⁺ (fialový), [V(H₂O)₆]³⁺ (zelený), [VO(H₂O)₅]²⁺ (modrý, vanadyl), [VO₂(H₂O)₄]⁺ (žltý, pervanadyl). V(V) tvorí v závislosti od pH a koncentrácie rôzne vanadičnany. V silne zásaditom prostredí existujú bezfarebné monomérne ióny [VO₄]³⁻ (ortovanadičnan). Okysľovaním dochádza ku kondenzačným reakciám za vzniku zložitejších, často farebných polyoxoaniónov (izopolyvanadičnanov), kde sú atómy vanádu pospájané cez kyslíkové mostíky. Príklady:
\( \ce{2[VO4]^3- + 2H3O+ <=> [V2O7]^4- + 3H2O} \quad \text{(Divanadičnan)} \)
Pri ďalšom okysľovaní vznikajú zložitejšie štruktúry ako [V₃O₉]³⁻, [V₄O₁₂]⁴⁻ alebo oranžový [V₁₀O₂₈]⁶⁻ (dekavanadičnan).
Objav: Charles Hatchett (1801)
Izolácia: Christian Wilhelm Blomstrand (1864)
T. topenia
2477 °C
T. varu
4744 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
92.9064 u
Atómový polomer
145 pm
Hustota
8570 kg/m³
Elektronegativita
1.60
Ionizačná energia
652.1 kJ/mol
Elektrónová afinita
88.516 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Základná charakteristika
- Ako oxid ho objavil Charles Hatchett v roku 1801 (pod názvom kolumbium), kovovú formu izoloval Christian Wilhelm Blomstrand v roku 1864.
- Je to lesklý, kujný kov sivobielej farby, vzhľadom podobný oceli alebo platine.
- Patrí medzi prechodné prvky (5. skupina).
- Má veľmi vysokú teplotu topenia (približne 2477 °C) a je odolný voči korózii vďaka stabilnej pasivačnej vrstve oxidu Nb₂O₅.
- Odoláva väčšine kyselín (okrem HF) a zásadám pri bežnej teplote; reaguje len s veľmi agresívnymi činidlami.
- Pri vyšších teplotách reaguje s kyslíkom, halogénmi, dusíkom, uhlíkom a inými nekovmi.
- Chemicky je veľmi podobný tantalu, s ktorým sa často vyskytuje v prírode a ťažko sa oddeľuje.
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, hlavným minerálom je kolumbit-tantalit ((Fe,Mn)(Nb,Ta)₂O₆).
- V zlúčeninách má dominantný oxidačný stav +V (niobičný), tvorí však aj zlúčeniny v nižších oxidačných stavoch.
- Je supravodivý pri nízkych teplotách (kritická teplota 9,2 K), čo je jeho dôležitá vlastnosť.
- Hlavne sa využíva v špeciálnych oceliach (HSLA), kde malé prídavky nióbu výrazne zvyšujú ich pevnosť a húževnatosť.
- Používa sa v supravodivých magnetoch (napr. zliatiny Nb-Ti, Nb₃Sn) pre MRI, urýchľovače častíc a v jadrovej fúzii.
- Využíva sa aj v leteckom a kozmickom priemysle (raketové motory), elektronike (kondenzátory) a pri výrobe šperkov.
Získavanie nióbu link
Niób sa získava z rúd (kolumbit, pyrochlór) po náročnej separácii od tantalu. Separácia sa uskutočňuje solventnou extrakciou fluoridových komplexov z roztokov HF/H₂SO₄ pomocou organických rozpúšťadiel (napr. MIBK), kde sa využíva rozdielna rozpustnosť komplexov Nb a Ta v organickej a vodnej fáze. Kovový niób sa vyrába najčastejšie aluminotermickou redukciou Nb₂O₅ (pre feroniób) alebo karbotermickou redukciou či elektrolýzou.
Využitie nióbu link
Najdôležitejšie využitie je vo výrobe supravodivých materiálov (čistý Nb, zliatiny Nb-Ti, Nb₃Sn) pre magnety v MRI, NMR a časticových urýchľovačoch. Používa sa ako prísada do vysokopevných nízkolegovaných ocelí (HSLA) a superzliatin pre letecké motory. Využíva sa aj v jadrovej energetike, pri zváraní a výrobe šperkov.
Oxid niobičný link
Oxid niobičný (Nb₂O₅) je biely, chemicky inertný, žiaruvzdorný prášok. Vyskytuje sa vo viacerých polymorfných modifikáciách. Používa sa na výrobu špeciálnych skiel s vysokým indexom lomu (šošovky) a v keramike.
Halogenidy nióbu link
Najbežnejší je chlorid niobičný (NbCl₅), žltá tuhá látka (resp. kvapalina, t.t. 205 °C), ktorá vzniká priamou reakciou kovu s chlórom:
\( \ce{2Nb(s) + 5Cl2(g) ->[\text{t}] 2NbCl5(s/l)} \)
Je východiskovou látkou pre syntézu iných zlúčenín nióbu.
Karbid nióbu link
Karbid nióbu (NbC) je veľmi tvrdý, žiaruvzdorný materiál, používaný v spekaných karbidoch pre rezné nástroje.
Objav: Anders Gustav Ekeberg (1802)
Izolácia: Werner von Bolton (1903)
T. topenia
3017 °C
T. varu
5458 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
180.948 u
Atómový polomer
145 pm
Hustota
16650 kg/m³
Elektronegativita
1.50
Ionizačná energia
761 kJ/mol
Elektrónová afinita
31 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Základná charakteristika
- Ako oxid ho objavil Anders Gustav Ekeberg v roku 1802, čistú kovovú formu izoloval Werner von Bolton v roku 1903.
- Je to ťažký, kujný a ťažný kov sivomodrej farby s vysokým leskom.
- Patrí medzi prechodné prvky (5. skupina).
- Má mimoriadne vysokú teplotu topenia (približne 3017 °C), jednu z najvyšších medzi kovmi, a vysokú hustotu.
- Je extrémne odolný voči korózii vďaka stabilnej pasivačnej vrstve oxidu Ta₂O₅.
- Do 150 °C odoláva takmer všetkým chemikáliám, okrem HF, horúcej koncentrovanej H₂SO₄ a roztavených hydroxidov.
- Chemicky je extrémne podobný nióbu, s ktorým sa v prírode často vyskytuje a ťažko oddeľuje.
- V prírode sa vyskytuje len v zlúčeninách, hlavným minerálom je kolumbit-tantalit ((Fe,Mn)(Ta,Nb)₂O₆).
- V zlúčeninách má dominantný oxidačný stav +V (tantaličný).
- Je vysoko biokompatibilný, telo ho dobre znáša bez imunitnej reakcie.
- Hlavne sa využíva v elektronike na výrobu kvalitných tantalových kondenzátorov s malými rozmermi, vysokou kapacitou a spoľahlivosťou.
- Používa sa v špeciálnych zliatinách s vysokou pevnosťou a odolnosťou voči vysokým teplotám (napr. súčasti leteckých motorov, plynových turbín).
- Pre biokompatibilitu sa využíva na výrobu chirurgických implantátov a nástrojov.
Získavanie tantalu link
Tantal sa získava z tantalitu po separácii od nióbu. Kovový tantal sa vyrába najmä redukciou heptafluorotantaličnanu draselného (K₂[TaF₇]) roztaveným sodíkom v inertnej atmosfére:
\( \ce{K2[TaF7](l) + 5Na(l) ->[\text{\textasciitilde800-1000°C}] Ta(s) + 5NaF(l) + 2KF(l)} \)
Vzniknutý tantalový prášok sa spracováva metódami práškovej metalurgie.
Využitie tantalu link
Hlavné využitie tantalu je vo výrobe elektrolytických kondenzátorov pre elektroniku (mobilné telefóny, počítače), kde sa využíva tenká, stabilná dielektrická vrstva Ta₂O₅ vytvorená anodizáciou:
\( \ce{2Ta(s) + 5H2O(l) ->[\text{anodizácia}] Ta2O5(s) + 10H+(aq) + 10e-} \)
Vďaka vynikajúcej biokompatibilite a odolnosti voči korózii sa široko používa na výrobu chirurgických implantátov (kostné platničky, skrutky, stenty), chirurgických nástrojov a v stomatológii (zubárske spony, vrtáčiky). Pre svoju chemickú odolnosť sa používa aj na výrobu chemických aparatúr. Karbid tantalu (TaC) sa používa v extrémne tvrdých rezných nástrojoch.
Oxid tantaličný link
Oxid tantaličný (Ta₂O₅) je biely, extrémne stabilný a chemicky inertný oxid s vysokou teplotou topenia. Vyskytuje sa vo viacerých polymorfných modifikáciách. Je kľúčový pre využitie tantalu v kondenzátoroch a ako ochranná vrstva.
Halogenidy tantalu link
Najdôležitejší je fluorid tantaličný (TaF₅), biela tuhá látka, a komplexná soľ heptafluorotantaličnan draselný (K₂[TaF₇]), ktorá je medziproduktom pri výrobe kovu. Pentachlorid TaCl₅ je tiež bežný.
\( \ce{2Ta(s) + 5F2(g) ->[\text{t}] 2TaF5(s)} \)
Karbid tantalu link
Karbid tantalu (TaC) patrí medzi najtvrdšie a najžiaruvzdornejšie známe materiály (t.t. ≈ 3800 °C). Používa sa v kompozitných materiáloch pre rezné nástroje a v povlakoch odolávajúcich vysokým teplotám.
Objaviteľ: Spojený ústav jadrových výskumov (Joint Institute for Nuclear Research) a Národné laboratórium Lawrence Berkeley (Lawrence Berkeley National Laboratory) (1968)
T. topenia
-
T. varu
-
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
268 u
Atómový polomer
-
Hustota
-
Elektronegativita
-
Ionizačná energia
-
Elektrónová afinita
-
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Údaje o výskyte nie sú dostupné.
Zlúčeniny a minerály
Údaje o zlúčeninách a mineráloch nie sú dostupné.
Základná charakteristika
- Syntetizoval ho tím v JINR (Dubna) v roku 1968 a nezávisle tím v LBNL (Berkeley) v roku 1970.
- Jeho systematický názov je Unnilpentium (Unp).
- Je to syntetický, vysoko rádioaktívny kov; predpokladá sa, že je to pevná látka.
- Patrí medzi prechodné prvky (5. skupina, transaktinoid).
- Pripravuje sa bombardovaním ľahších aktinoidov (napr. kalifornia Cf, amerícia Am) iónmi dusíka (N) alebo neónu (Ne) v urýchľovačoch častíc (pripravujú sa len jednotlivé atómy naraz).
- Chemicky sa predpokladá, že sa správa ako ťažší homológ tantalu a nióbu; očakávaný dominantný oxidačný stav je +V (dubničný).
- Jeho chémia je pravdepodobne ovplyvnená silnými relativistickými efektmi.
- Všetky jeho izotopy sú rádioaktívne s veľmi krátkymi polčasmi rozpadu (najstabilnejší ²⁶⁸Db má polčas rozpadu ~16 až 29 hodín).
- Nemá žiadne praktické využitie.
- Význam: Výlučne vedecký výskum – štúdium chemických a jadrových vlastností superťažkých prvkov.
Objav a syntéza dubnia link
Objav bol ohlásený v Dubne (ZSSR) a Berkeley (USA) na prelome 60. a 70. rokov. Názov bol oficiálne pridelený v roku 1997 na počesť centra v Dubne.
Dubnium sa pripravuje ostreľovaním terčov z ťažkých prvkov (napr. Cf, Am, Bk) urýchlenými iónmi ľahších prvkov (napr. N, O, Ne). Príklad:
\( \ce{^{249}_{98}Cf + ^{15}_{7}N -> ^{260}_{105}Db + 4^{1}_{0}n} \)
Experimentálna chémia dubnia link
Štúdium chémie dubnia je extrémne náročné ("atom-at-a-time" experimenty). Experimenty potvrdili, že dubnium tvorí zlúčeniny v oxidačnom stave +V. Štúdium prchavosti halogenidov a oxyhalogenidov pomocou plynovej chromatografie ukázalo, že oxychlorid dubnia (DbOCl₃) je menej prchavý ako NbOCl₃ a má podobnú alebo mierne nižšiu prchavosť ako TaOCl₃. Toto správanie zodpovedá trendom pozorovaným v 5. skupine a potvrdzuje, že dubnium sa správa ako typický člen tejto skupiny, aj keď relativistické efekty ovplyvňujú jeho vlastnosti.
