Cobalt

Eigenschaften
[Ar]3d74s2 27 Co Periodensystem
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl	Cobalt, Co, 27
Serie	Übergangsmetalle
Gruppe, Periode, Block	9, 4, d
Aussehen	metallisch mit einem bläulich-gräulichen Farbton
Massenanteil an der Erdhülle	0,003 %
Atomar
Atommasse	58,93320 u
Atomradius (berechnet)	135 (152) pm
Kovalenter Radius	126 pm
Van-der-Waals-Radius	- pm
Elektronenkonfiguration	[Ar]3d74s2
Elektronen pro Energieniveau	2, 8, 15, 2
Austrittsarbeit	5,0 eV
1. Ionisierungsenergie	760,4 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie	1648 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie	3232 kJ/mol
4. Ionisierungsenergie	4950 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand	fest
Modifikationen	2 (α/β-Cobalt)
Kristallstruktur	hexagonal beziehungsweise kubisch (Übergangstemp. hcp->fcc: ~421 °C)
Dichte	8,9 g/cm3
Mohshärte	5,0
Magnetismus	ferromagnetisch
Schmelzpunkt	1768 K (1495 °C)
Siedepunkt	3200 K (2927 °C)
Molares Volumen	6,67 · 10−6 m3/mol
Verdampfungswärme	376,5 kJ/mol
Schmelzwärme	16,19 kJ/mol
Dampfdruck	175 Pa bei 1768 K
Schallgeschwindigkeit	4720 m/s bei 293,15 K
Spezifische Wärmekapazität	420 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit	17,2 · 106 S/m
Wärmeleitfähigkeit	100 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände	2, 3
Oxide (Basizität)	amphoter (neutral)
Normalpotential	−2,13 V (Ac3+ + 3e− → Ac)
Elektronegativität	1,88 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP 55Co {syn.} 17,53 h ε 3,451 55Fe 56Co {syn.} 77,27 d ε 4,566 56Fe 57Co {syn.} 271,79 d ε 0,836 57Fe 58Co {syn.} 70,86 d ε 2,307 58Fe 59Co 100 % Stabil 60Co {syn.} 5,2714 a β- 2,824 60Ni 61Co {syn.} 1,850 h β- 1,322 61Ni
NMR-Eigenschaften
Spin γ in rad·T−1·s−1 E fL bei B = 4,7 T in MHz 59Co 7/2 6,317 · 107 0,277 47,2
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I
Xn Gesundheits- schädlich
R- und S-Sätze	R: 42/43-53
	S: (2-)22-24-37-61
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Cobalt (fachsprachlich; standardsprachlich Kobalt) (von lat. cobaltum Kobold) ist ein chemisches Element mit dem Symbol Co und der Ordnungszahl 27. Cobalt ist ein ferromagnetisches Schwermetall aus der 9. Gruppe (früher 8. Nebengruppe) des Periodensystems der Elemente. Es zählt zu den Übergangsmetallen. 1735 entdeckte der schwedische Chemiker Georg Brandt das bis dahin unbekannte Element und gab ihm seinen Namen.

Eine Besonderheit der molaren Masse von Cobalt ist, dass sie größer als die des nächsten Elementes im Periodensystem (Nickel) ist.

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Geschichte

Cobaltverbindungen sind schon seit sehr langer Zeit bekannt und wurden vorwiegend zum Färben von Glas und Keramik verwendet (Cobaltblau).

Cobalterze sind schon seit langer Zeit bekannt. Im Mittelalter wurden sie häufig für wertvolle Silber- und Kupfererze gehalten. Da sie sich aber nicht verarbeiten ließen und wegen des Arsengehaltes beim Erhitzen schlechte Gerüche abgaben, wurden sie als verhext angesehen. Angeblich hätten Kobolde das kostbare Silber aufgefressen und an seiner Stelle wertlosere silberfarbene Erze ausgeschieden. Neben Cobalt waren dies auch Wolfram- und Nickelerze. Diese Erze wurden von den Bergleuten dann mit Spottnamen wie Nickel, Wolfram (etwa „Wolfsspucke“, lat. lupi spuma) und eben Kobolderz, also Cobalt belegt^[1].

Erstmal dargestellt wurde Cobalt 1735 vom schwedischen Chemiker Georg Brandt.

Vorkommen

  Cobalt ist ein seltenes Element mit einer Häufigkeit in der Erdkruste von ca. 0,003 %.^[2]. Damit steht es in der Liste der nach Häufigkeit geordneten Elemente an 30. Stelle^[3]. Elementar kommt es nur äußerst selten im Meteoriten, sowie im Erdkern vor. In vielen Mineralen ist Cobalt vertreten, kommt jedoch meist nur in geringen Mengen vor. Das Element ist stets mit Nickel, häufig auch mit Kupfer, Silber, Eisen oder Uran vergesellschaftet. Nickel ist dabei etwa drei- bis viermal so häufig wie Cobalt. Beide Elemente sind chalkophil (schwefelliebend) und für basische und ultrabasische Magmatite charakteristisch.

Es gibt eine Reihe Cobalterze, in denen sich das Cobalt durch Verwitterung oder andere Prozesse angereichert hat. Die wichtigsten sind: Cobaltit (veraltet Kobaltglanz; CoAsS), Linneit und Siegenit (veraltet und irreführend Kobaltnickelkies ^[4]), (Co,Ni)₃S₄), Erythrin (veraltet Kobaltblüte), Asbolan (veraltet Erdkobalt), Skutterudit (Speiskobalt, Smaltin, CoAs₃) und Heterogenit (CoOOH).

Der Cobaltgehalt der sulfidischen Erze ist aber gering (meist nur 0,1−0,3 %^[2]). Wichtige Erzlagerstätten befinden sich in Kanada, Sambia, Marokko, Demokratische Republik Kongo, Kuba, Russland, Australien und in den USA.

Cobalt findet sich als Spurenelement in den meisten Böden.

Die Staaten mit der größten Förderung

  Die Staaten mit der größten Förderung sind die Demokratische Republik Kongo (24,1 % Weltmarktanteil im Jahre 2003), Sambia (22,7 %), Australien (13,9 %), Russland (9,7 %) und Kanada (8,7 %)

Gewinnung und Darstellung

Cobalt wird überwiegend aus Kupfer- und Nickelerzen gewonnen. Die genaue Gewinnungsart ist von der Zusammensetzung des Ausgangserzes abhängig. Zunächst wird ein Teil des vorhandenen Eisensulfids durch Rösten in Eisenoxid umgewandelt und mit Siliciumdioxid als Eisensilicat verschlackt. Es entsteht der sogenannte Rohstein, der neben Cobalt noch Nickel, Kupfer und weiteres Eisen als Sulfid oder Arsenid enthält. Durch weiteres Abrösten mit Natriumcarbonat und Natriumnitrat wird weiterer Schwefel entfernt. Dabei bildet sich aus einem Teil des Schwefels und Arsens Sulfate und Arsenate, die mit Wasser ausgelaugt werden. Es bleiben die entsprechenden Metalloxide zurück, die mit Schwefel- oder Salzsäure behandelt werden. Dabei löst sich nur Kupfer nicht, während Nickel, Cobalt und Eisen in Lösung gehen. Mit Chlorkalk kann anschließend selektiv Cobalt als Cobalthydroxid ausgefällt und damit abgetrennt werden. Durch Erhitzen wird dieses in Cobalt(II,III)-oxid (Co₃O₄) umgewandelt und anschließend mit Koks oder Aluminiumpulver zu Cobalt reduziert:

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Cobalt ist ein stahlgraues, sehr zähes Schwermetall mit einer Dichte von 8,9 g/cm^3[6]. Es ist ferromagnetisch mit einer Curie-Temperatur von 1150 °C^[6]. Cobalt tritt in zwei Modifikationen, α-Cobalt mit einem hexagonal-dichtesten und β-Cobalt in einer kubisch-flächenzentrierten Kugelpackung, auf. Als typisches Metall leitet es Wärme und Strom (elektrische Leitfähigkeit 26 % von der des Kupfers^[2]).

Chemische Eigenschaften

Im chemischen Verhalten ist es dem Eisen und Nickel ähnlich, an der Luft durch Passivierung beständig; es wird nur von oxidierend wirkenden Säuren gelöst. Cobalt zählt mit einem Normalpotential von −0,277 V zu den unedlen Elementen. In Verbindungen kommt es vorwiegend in den Oxidationsstufen +II und +III vor, bekannt sind aber andere von +I bis +V. Dabei ist die Oxidationsstufe +II in Verbindungen am stabilsten. Cobalt bildet eine Vielzahl von – meist farbigen – Komplexen. Darin ist die Oxidationsstufe +III häufiger und stabiler.

Anwendungen

  Als Legierungsbestandteil zur Erhöhung der Verschleiß- und Warmfestigkeit von legierten und hochlegierten Stählen und Superlegierungen, als Binderphase in Hartmetall-Sinterwerkstoffen und Diamantwerkzeugen, als Oxid, Sulfat, Hydroxid oder Carbonat in hitzefesten Farben und Pigmenten (z. B. für die Bemalung von Porzellan und Keramik), als Bestandteil von magnetischen Legierungen, als Acetat in Trocknern für Farben und Lacke, als Katalysator (Entschwefelung/Hydrierung), als Hydroxid oder Lithium-Cobalt-Oxid (LiCoO₂) in Batterien, in korrosions- bzw. verschleißfesten Legierungen und als Spurenelement für Medizin und Landwirtschaft. Seine Verwendung als Legierungselement und in Cobaltverbindungen macht es zu einem strategisch wichtigen Metall.

Das radioaktive Isotop ⁶⁰Co dient als Gamma-Strahler – für Krebstherapie („Kobaltkanone“), Sterilisation, Konservierung, Durchstrahlungsprüfung, etc. Eine mögliche militärische Anwendung wäre die Cobaltbombe als sogenannte „schmutzige Bombe“, die große Flächen verstrahlen würde.

Physiologie

Cobalt ist für die menschliche Ernährung ein essentielles Spurenelement als Bestandteil von Vitamin B12 (Cobalamin), welches beim gesunden Menschen von den Darmbakterien direkt aus Cobalt-Ionen gebildet werden kann. Die benötigte Cobaltmenge ist extrem gering, nur etwa 0,2 Mikrogramm pro Tag. Während kleine Überdosen von Co-Verbindungen für den Menschen nur wenig giftig sind, führen größere Überdosen (ab etwa 25–30 Milligramm pro Tag) zu Haut-, Lungen-, Magenerkrankungen, Leber-, Herz-, Nierenschäden und Krebsgeschwüren. Als man in Kanada früher Biere zur Schaumstabilisierung mit Cobalt anreicherte, stieg die Mortalitätsrate bei starken Biertrinkern auf annähernd 50% an – bedingt durch Herzmuskelschwäche („kanadisches Biertrinkerherz“). Heute wird dem Bier jedoch kein Cobalt mehr zugesetzt. ^[7]

Nachweis

Eine relativ aussagekräftige Vorprobe für Cobalt ist die Phosphorsalzperle, die von Cobaltionen intensiv blau gefärbt wird. Im Kationentrennungsgang kann es neben Nickel mit Thiocyanat und Amylalkohol nachgewiesen werden, es bildet beim Lösen im Amylalkohol blaues Co(SCN)₂.

Quantitativ kann Cobalt mit EDTA in einer komplexometrischen Titration gegen Murexid als Indikator bestimmt werden.

Verbindungen

Cobalt tritt in seinen Verbindungen meist zwei- oder dreiwertig auf; diese Verbindungen besitzen oft kräftige Farben.

Wichtige Cobaltverbindungen:

• Cobalt(II)-chlorid
• Thénards Blau
• Rinmanns Grün
• Cobaltoxide, wie Cobalt(II)-oxid
• Cobalt(II)-sulfat
• Cobalt(II)-silicat
• Cobaltgelb

Siehe auch

• Modum Blaufarbenwerk

Quellen

1. ↑ Brockhaus!, "Was so nicht im Lexikon steht", S. 255f, ISBN 3-7653-1551-6
2. ↑ ^{a b c} dtv-Atlas Chemie, Band 1, dtv-Verlag (2000)
3. ↑ N. N. Greenwood, A. Earnshaw: Chemie der Elemente. 1. Auflage. VCH Verlagsgesellschaft, 1988.
4. ↑ Mineralienatlas:Kobaltnickelkies (Wiki)
5. ↑ Cobalt bei USGS Mineral Resources
6. ↑ ^{a b} Holleman, Wiberg:Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 91.–100. Auflage,de Gruyter, Berlin, 1985. ISBN 3-11-007511-3 (S.1146–1152)
7. ↑ Expert Group on Vitamins and Minerals, 2002

Literatur

• Holleman-Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie (91.–100. Auflage). de Gruyter, Berlin, 1985, ISBN 3-11-007511-3.
• Hans Breuer: dtv-Atlas Chemie (1. Band, 9. Auflage), dtv, München 2000, ISBN 3-423-03217-0.
• M. Binnewies: Allgemeine und Anorganische Chemie (1.Auflage). Spektrum Verlag., Heidelberg 2004, ISBN 3-8274-0208-5.