Do 12. skupiny periodickej tabuľky prvkov (historicky označovanej aj ako II.B skupina) patria štyri prvky: zinok (Zn), kadmium (Cd), ortuť (Hg) a kopernícium (Cn). Nachádzajú sa v d-bloku, na konci prechodných kovov. Ich všeobecná valenčná elektrónová konfigurácia je (n−1)d¹⁰ ns², čo znamená, že majú úplne zaplnený d-orbitál predposlednej vrstvy a dva elektróny vo valenčnom s-orbitáli. Na rozdiel od prvkov 11. skupiny (podskupina medi), prvky 12. skupiny nie sú schopné využiť na chemické väzby d-elektróny.
Preto je ich typické a maximálne oxidačné číslo +II (s výnimkou ortuti, ktorá tvorí aj zlúčeniny v oxidačnom čísle +I). Vo svojich zlúčeninách sa môžu viazať kovalentne aj iónovo. Zaradenie prvkov 12. skupiny medzi prechodné kovy je predmetom diskusie. Striktná definícia prechodného kovu vyžaduje čiastočne zaplnený d-orbitál buď v neutrálnom atóme, alebo v niektorom z jeho bežných iónov. Prvky 12. skupiny túto podmienku v základnom stave ani v najbežnejšom oxidačnom stave +II nespĺňajú (majú konfiguráciu d¹⁰).
Vlastnosti prvkov 12. skupiny sú ovplyvnené rastúcim protónovým číslom, konfiguráciou valenčných elektrónov a pri ťažších prvkoch aj lantanoidovou kontrakciou a relativistickými efektmi.
Atómový polomer: Rastie od Zn ku Cd, ale Hg má polomer menší ako Cd (vplyv lantanoidovej kontrakcie a relativistických efektov). Predpokladaný polomer Cn je tiež relatívne malý. Poradie: Zn < Hg ≈ Cn < Cd.
Ionizačná energia (IE₁): Ortuť má anomálne vysokú IE₁ (vyššiu ako Zn aj Cd) v dôsledku lantanoidovej kontrakcie a relativistických efektov. Pre Cn sa predpokladá ešte vyššia IE₁. Poradie (približne): Cd < Zn < Hg < Cn.
Prečítajte si tiež: Kde nájsť kreatín?
Elektronegativita (Pauling): Ortuť má výrazne vyššiu elektronegativitu ako Zn a Cd. Poradie: Zn < Cd < Hg. Pre Cn sa očakáva ešte vyššia hodnota.
Teploty topenia a varu: Zinok a kadmium sú kovy s relatívne nízkymi teplotami topenia. Ortuť je za štandardných podmienok kvapalná (t.t. -38,83 °C). Kopernícium by mohlo byť veľmi prchavé. Zinok a kadmium sú pri bežnej teplote pomerne krehké, pri teplote 100-150 °C sa stávajú kujnými a ťažnými.
Stabilita oxidačných stavov:
- Zinok a Kadmium: Takmer výlučne +II.
- Ortuť: Bežné sú +II a +I (vo forme dimérneho katiónu Hg₂²⁺ s kovalentnou väzbou Hg-Hg).
- Kopernícium: Predpokladá sa stabilita +II, potenciálne aj +IV.
Redoxné vlastnosti: Zinok a kadmium sú neušľachtilé kovy, rozpúšťajú sa v neoxidujúcich kyselinách. Ortuť je ušľachtilý kov, rozpúšťa sa len v oxidujúcich kyselinách.
Zinok (Zn)
Prečítajte si tiež: Rastlinné zdroje horčíka
Zinok je esenciálny stopový prvok, nevyhnutný pre funkciu približne 20 rôznych enzýmov v ľudskom tele (celkovo je kofaktorom viac ako 300 enzýmov). Je po železe druhým najvýznamnejším prechodným kovom v organizme; ľudské telo obsahuje okolo 2 g zinku a denná potreba dospelého človeka je asi 15 mg. Podieľa sa na imunitných funkciách, hojení rán, syntéze DNA a proteínov. Jeho nedostatok vedie k spomalenému rastu, kožným problémom a oslabenej imunite. Nadbytok zinku môže byť tiež škodlivý (napr. horúčka zo zinkových pár pri vdychovaní ZnO).
Vlastnosti zinku:
- Je to modrobiely, lesklý kov.
- Za bežnej teploty je krehký, ale pri teplote 100-150 °C sa stáva kujným a ťažným.
- Patrí medzi prechodné prvky (aj keď sa niekedy zaraďuje medzi kovy II.B skupiny s vlastnosťami podobnými kovom alkalických zemín).
- Na vlhkom vzduchu sa pokrýva tenkou, súvislou ochrannou vrstvou zásaditého uhličitanu zinočnatého, ktorá ho chráni pred ďalšou koróziou.
- Pri vyšších teplotách reaguje priamo s kyslíkom za vzniku oxidu zinočnatého (ZnO).
- Má amfotérny charakter: reaguje s kyselinami (napr. Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂) aj so silnými zásadami za vzniku zinkatanov (napr. Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂).
- V zlúčeninách má takmer výhradne oxidačné číslo +II (zinočnatý).
- V oxidačnom stave +II tvorí komplexy najčastejšie s koordinačným číslom 4 (tetraedrická geometria, napr. katión tetraamminzinočnatý [Zn(NH₃)₄]²⁺) alebo 6 (oktaedrická geometria, napr. v sírane hexaakvazinočnatom [Zn(H₂O)₆]SO₄).
Výskyt a získavanie zinku:
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, hlavným minerálom je sfalerit (ZnS); ďalšími sú napr. smithsonit (ZnCO₃), kalamín a hemimorfit.
- Zinok (približne 76 ppm alebo 0,02 % litosféry) sa vyskytuje hlavne ako sulfid sfalerit (ZnS). Ďalšie minerály sú uhličitan smithsonit (ZnCO₃) a oxid zinkit (ZnO). Vzácnejší je hemimorfit (Zn₄Si₂O₇(OH)₂·H₂O).
- Zinok sa získava zo zinočnatých rúd (najmä sfaleritu) ich pražením, čím vzniká oxid zinočnatý (ZnO). Ten sa následne redukuje uhlíkom (koksom) alebo oxidom uhoľnatým.
Reakcie pri získavaní zinku:
\( \ce{2ZnS(s) + 3O2(g) ->[t] 2ZnO(s) + 2SO2(g)} \)
Prečítajte si tiež: Prečo je vitamín K dôležitý
\( \ce{ZnO(s) + C(s) ->[t] Zn(g) + CO(g)} \)
Alternatívne sa ZnO lúhuje kyselinou sírovou a zinok sa získava elektrolýzou roztoku ZnSO₄.
Použitie zinku:
- Hlavné využitie nachádza pri galvanickom pozinkovaní ocele a železa na ochranu proti korózii (napr. pri stavbe mostov).
- Je dôležitou súčasťou mnohých zliatin, najmä mosadze (zinok a meď) a zliatin na tlakové liatie (napr. zamak).
- Používa sa pri výrobe galvanických článkov (batérií) (napr. suché články, alkalické batérie), ako pigment (napr.
- Najvýznamnejšie je použitie na galvanizáciu (povrchová ochrana železa). Tvorí dôležité zliatiny (mosadz - s Cu, technologicky významná je aj zliatina zinku s hliníkom).
- Používa sa pri výrobe suchých galvanických článkov. Zo zlúčenín sa používa najmä ZnO (zinková bieloba) a ZnSO₄·7H₂O (biela skalica), ktorá je technicky najdôležitejšou zinočnatou soľou.
- Zinok je významný biogénny prvok, v organizmoch je súčasťou viacerých enzýmov, ktoré katalyzujú napríklad hydrolytické reakcie (napr. reakciu \( \ce{CO2 + 2H2O <=> HCO3- + H3O+} \)).
Zlúčeniny zinku:
- Oxid zinočnatý (ZnO) je biely prášok, nerozpustný vo vode, amfotérny.
- Hydroxid zinočnatý (Zn(OH)₂) je biela, často rôsolovitá zrazenina. Získava sa pridaním hydroxidov alkalických kovov (napr. NaOH) k vodným roztokom zinočnatých solí.
- Sulfid zinočnatý (ZnS) je biela až žltkastá látka, vo vode nerozpustná.
- Chlorid zinočnatý (ZnCl₂) je biela, silne hygroskopická látka. Bezvodý ZnCl₂ sa používa ako katalyzátor. Pripravuje sa reakciou Zn, ZnO alebo ZnCO₃ s HCl.
\( \ce{ZnO(s) + 2HCl(aq) -> ZnCl2(aq) + H2O(l)} \)
Používa sa ako sušidlo a tavidlo.
- Síran zinočnatý (ZnSO₄·7H₂O) je biela kryštalická látka.
- Uhličitan zinočnatý (ZnCO₃), v prírode sa vyskytujúci ako minerál smitsonit, je biela práškovitá látka prakticky nerozpustná vo vode.
Príznaky nedostatku zinku na koži @DrDrayzday
Kadmium (Cd)
Objavil a izoloval ho Friedrich Stromeyer v roku 1817, nezávisle ho objavili aj Karl S. L. Hermann a Carl J. B. Karsten v roku 1818.
Vlastnosti kadmia:
- Je to mäkký, striebristobiely lesklý kov.
- Je kujný a ťažný, najmä pri miernom zahriatí.
- Patrí medzi prechodné prvky (12. skupina).
- Chemickými vlastnosťami je podobné zinku.
- Na vlhkom vzduchu sa pokrýva tenkou vrstvou oxidu kademnatého (CdO), ktorá ho čiastočne chráni.
- Reaguje s kyselinami za vzniku vodíka a kademnatých solí (napr. Cd + 2HCl → CdCl₂ + H₂).
- Hydroxid kademnatý Cd(OH)₂ je výrazne bázickejší ako amfotérny Zn(OH)₂.
- Najbežnejší a prakticky jediný významný oxidačný stav je +II (kademnatý).
- Kadmium a jeho zlúčeniny sú výrazne toxické a karcinogénne.
Výskyt a získavanie kadmia:
- V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, zvyčajne ako sprievodný prvok v zinkových rudách (napr. sfalerit ZnS), hlavným minerálom je vzácny greenockit (CdS).
- Surový zinok môže obsahovať až 0,5 % kadmia, ktoré sa oddeľuje destiláciou (kadmium má nižšiu teplotu varu).
- Kadmium sa získava ako vedľajší produkt pri výrobe zinku, napr. cementáciou z roztokov ZnSO₄ pomocou zinkového prachu alebo frakčnou destiláciou pri redukcii ZnO.
Cementácia: je chemická reakcia, pri ktorej sa menej ušľachtilý (reaktívnejší) kov (v tomto prípade zinok) použije na vytlačenie ušľachtilejšieho kovu (v tomto prípade kadmia) z roztoku jeho soli; zinok sa pritom sám rozpúšťa (prechádza do roztoku ako ión) a kadmium sa vyzráža ako čistý kov.
Frakčná destilácia je metóda, kde sa zmes roztavených kovov (napríklad kadmia a zinku) oddeľuje na základe ich rozdielnych teplôt varu - prchavejšie kadmium sa odparí skôr a tak sa oddelí od menej prchavého zinku.
Použitie kadmia:
- Hlavné využitie nachádza pri výrobe nabíjateľných nikel-kadmiových (Ni-Cd) batérií.
- Používa sa na galvanické pokovovanie (pokadmiovanie) ocele na ochranu proti korózii, ako súčasť niektorých nízkotaviteľných zliatin a ako pigment (napr.
- Použitie kadmia je obmedzené kvôli toxicite. Historicky sa používalo v Ni-Cd batériách, ako pigmenty (kadmiová žlť - CdS), na antikorózne povlaky (menšia miera) a v nízkotaviteľných zliatinách.
- Využíva sa aj v jadrovej technike (ako absorbér neutrónov) a pri výrobe solárnych panelov (CdTe).
Zlúčeniny kadmia:
- Oxid kademnatý (CdO) je hnedý až čiernohnedý prášok.
- Hydroxid kademnatý (Cd(OH)₂) sa zráža z roztokov kademnatých solí účinkom hydroxidov alkalických kovov. Je bázickejší ako Zn(OH)₂ a v roztokoch alkalických hydroxidov je len veľmi obmedzene rozpustný.
- Sulfid kademnatý (CdS), známy ako kadmiová žlť, je jasne žltý prášok.
- Chlorid kademnatý (CdCl₂) je biela hygroskopická látka.
- Síran kademnatý (CdSO₄) je biela, vo vode dobre rozpustná kryštalická látka. Pripravuje sa napríklad reakciou kovového kadmia s kyselinou sírovou, pri ktorej okrem síranu kademnatého v roztoku vzniká aj plynný vodík:
\( \ce{Cd(s) + H2SO4(aq) -> CdSO4(aq) + H2(g)} \)
Síran kademnatý často kryštalizuje z vody vo forme hydrátu.
Ortuť (Hg)
Známa od staroveku (minimálne 1500 p.n.l., Čína, Egypt).
Vlastnosti ortuti:
- Je to ťažký, striebristobiely kov; za štandardných podmienok jediný kov kvapalný.
- Má vysokú hustotu (cca 13,53 g/cm³), je pomerne prchavá; jej pary sú veľmi toxické.
- Patrí medzi prechodné prvky (12. skupina).
- Za bežnej teploty na vzduchu stála; oxiduje na červený HgO až pri cca 300-350 °C (nad 400 °C sa opäť rozkladá).
- Relatívne inertná voči neoxidujúcim kyselinám; rozpúšťa sa v oxidujúcich kyselinách (napr. HNO₃, koncentrovaná H₂SO₄).
- Ľahko tvorí amalgámy (zliatiny) s mnohými kovmi (okrem Fe, Pt).
Výskyt a získavanie ortuti:
- V prírode sa vyskytuje zriedkavo rýdza, hlavným minerálom je cinabarit (rumelka, HgS).
- Ortuť sa získava priamym pražením cinabaritu (HgS) na vzduchu pri teplote okolo 600 °C, pričom vznikajú pary ortuti, ktoré sa kondenzujú:
\( \ce{HgS(s) + O2(g) ->[t] Hg(g) + SO2(g)} \)
Rafinuje sa destiláciou.
Použitie ortuti:
- Využitie ortuti je dnes výrazne obmedzené kvôli toxicite. Historicky sa používala v meracích prístrojoch (teplomery, barometre, difúzne pumpy), výbojkách, relé, zubných amalgámoch, pri ťažbe zlata a ako katalyzátor.
- Tiež sa používala v priemysle ako ortuťová katóda pri výrobe hydroxidu sodného (NaOH) procesom elektrolýzy roztoku chloridu sodného, a v medicíne (ortuť a jej zlúčeniny patria k najstarším liečivám).
Najbežnejšie oxidačné stavy: +I (ortuťný, ako dimérny katión Hg₂²⁺) a +II (ortuťnatý, Hg²⁺).
V oxidačnom stave +II tvorí komplexy často s KČ 2 (lineárna geometria, napr. HgCl₂) alebo 4 (tetraedrická geometria, napr.
Minamatský dohovor o ortuti je medzinárodná zmluva, ktorej cieľom je chrániť ľudské zdravie a životné prostredie pred antropogénnymi emisiami ortuti. Pri práci s ortuťou a jej rozliatí je nutné dbať na bezpečnostné opatrenia (napr. uchovávať ju v dobre uzavretých nádobách, prípadne pod vrstvou oleja) a prípadné zvyšky asanovať pomocou práškového zinku (tvorba amalgámu) alebo síry (tvorba sulfidu).
Vedeli ste, že...?
Prečo bola ortuť ideálna pre staré meracie prístroje? Vynikala tým, že bola tekutá už pri izbovej teplote a jej objem sa veľmi rovnomerne menil so zmenou teploty, čo bolo kľúčové pre presné teplomery. Vďaka svojej extrémne vysokej hustote stačil v barometroch na meranie tlaku vzduchu aj oveľa kratší stĺpec ortuti (okolo 76 cm) v porovnaní s vodou (kde by bol potrebný stĺpec vysoký vyše 10 metrov!). Navyše, ortuť nezmáčala sklo a jej lesklý povrch bol dobre viditeľný, čo uľahčovalo...
Tabuľka vlastností zinku, kadmia a ortuti:
| Vlastnosť | Zinok (Zn) | Kadmium (Cd) | Ortuť (Hg) |
|---|---|---|---|
| Atómový polomer | Menší | Väčší ako Zn | Menší ako Cd |
| Ionizačná energia | Stredná | Nižšia ako Zn | Vyššia ako Zn a Cd |
| Elektronegativita | Nízka | Vyššia ako Zn | Výrazne vyššia ako Zn a Cd |
| Teplota topenia | Relatívne nízka | Relatívne nízka | Kvapalná pri štandardných podmienkach |
| Oxidačné stavy | +II | +II | +I, +II |
| Toxicita | Esenciálny stopový prvok, nadbytok škodlivý | Vysoko toxický | Vysoko toxická |
Kopernícium (Cn)
Kopernícium je extrémne rádioaktívne. Kopernícium sa syntetizuje jadrovými fúziami, napr.