27, Cobalt (Co)

Cobaltum, mhd. kobalt = Kobold

Das Element Cobalt:

         
   
  Fe Co Ni  
  Ru Rh Pd  
         
 
   
   
   
   
   
   
   
Natürliche Entstehung von Cobalt (Nukleosynthese): Cobalt hat mit 59 Nukleonen nur ein einziges stabiles Isotop, und ist damit das achte Reinelement. Es wird hauptsächlich nach Supernova-Explosionen des Typs Ia bzw. in Roten Riesensternen infolge s- oder r-Prozessen aus Eisen-58 bzw. Eisen-56 gebildet. Dabei wird jedoch das meiste entstandene Cobalt-59 mit weiteren Neutronen zu Cobalt-60 umgesetzt, welches dann durch β--Zerfall zu Nickel-60 umgewandelt wird: Cobalt-59 hat einen Neutroneneinfangquerschnitt von 16,8 barn.

Die Cobalt-Synthese:
(s- oder r-Prozess:)

58Fe + n → 59Co + β- + 8,15 MeV

56Fe + 3n → 59Co + β- + 25,84 MeV

Vorkommen von Cobalt: Im Vergleich zu seinen beiden Nachbarelementen kommt Cobalt im Universum mit durchschnittlich 2,8 mg/kg Materie nur selten vor (Rang 21). Im Vergleich mit Nickel ist es rd. zwanzigmal seltener. Demgegenüber ist es irdisch etwas angereichert: In der Erdhülle findet es sich mit durchschnittlich 37 mg/kg (Rang 29), was bedeutet, dass Nickel mit 150 mg/kg nur rd. fünfmal häufiger vorkommt. Betrachtet man die Erde als Ganzes, also inklusive des Erdmantels und Erdkernes, so ist das Cobalt das 12. häufigste Element, da es im Erdkern in großen Mengen zusammen mit Eisen und Nickel enthalten ist.

Mineralien. Cobalt kommt oft vergesellschaftet mit Nickel und Kupfer vor, ferner auch als Begleiter des Eisens. Es kommt daneben aber auch in eigenständigen Mineralien und Erzen vor, von denen der Speiscobalt (CoAs2-3), der Cobaltit (CoAsS, auch Cobaltglanz genannt) und der Linneit (Co3S4, Cobaltkies) die wichtigsten sind. Hierbei wird auch ersichtlich, dass das Cobalt eine weit höhere Affinität zum Schwefel hat, als dies bei seinem Nachbarn Eisen der Fall ist.

Wichtige Cobalterze

Speiscobalt, CoAs2-3[1]

Cobaltit, CoAsS[1]

Cobaltglanz, Co3S4[1]

Auch im Meteoreisen ist stets Cobalt enthalten, jedoch meist weniger als 1% der Gesamtmasse.
Cobalt-Gewinnung: Bei der Darstellung des Cobalts geht man zumeist von Erzen aus, die neben Cobalt auch Eisen, Nickel und Kupfer enthalten. Dabei werden die Erze zur Entfernung eines Teils des Schwefels vorgeröstet, wodurch bevorzugt das Eisen in oxidische Verbindungen übergeht, Cobalt und Nickel jedoch an den Schwefel gebunden verbleiben. Den Eisenanteil entfernt man, indem man dem Röstprodukt Koks und Sand (Siliciumdioxid) zuschlägt, und es dadurch reduzierend zu Eisen(II)silicat verschlackt wird. Diese Schlacke fließt kontinuierlich aus dem Ofen ab, wobei der Kupfer-Nickel-Rohstein zurückbleibt. Dieser besteht aus Sulfiden und Arseniden der Metalle Cobalt, Nickel und Kupfer.

Rösten und Auslaugen. Der Rohstein wird zerkleinert und anschließend mit einem Natriumcarbonat-Natriumnitrat-Gemisch oxidierend geröstet. Dabei werden Sulfide und Arsenide zu Sulfaten und Arsenaten, wobei die Metalle in oxidischer, wasserunlöslicher Form zur├╝ckbleiben. Sulfate und Arsenate werden mit Wasser ausgelaugt.

Saures Lösen und fraktionierende Fällung. Der Rückstand des Auswaschens besteht nun den Oxiden der Metalle Cobalt, Nickel und Kupfer. Dieser Rückstand wird in heißer Salz- oder Schwefelsäure vollständig gelöst, und dann mit Kalkmilch und Chlorkalk fraktionierend gefällt.

Reduktion des Oxids. Dabei fällt als eine Fraktion das Cobalt(II,III)oxid, Co3O4, an, welches getrocknet und dann entweder mit Koks oder mit Aluminium zum Metall reduziert wird.[9]

Sehr reines Cobalt kann auch durch wässrige Elektrolyse einer Cobalt(II)sulfatlösung gewonnen werden (Elektrolytcobalt).

Bilder zur Cobalt-Gewinnung

Schema: Cobaltgewinnung
aus Cu-Ni-Erzen[10]

Schema: Elektrolytische Cobaltgewinnung
aus Co(II)sulfat-Lösung[10]

Elektrolyt-Cobalt[10]
Chemie von Cobalt: Cobalt tritt in binären Verbindungen nur in den Oxidationsstufen +2 und +3 auf, in Komplexen werden alle Oxidationsstufen zwischen -1 und +5 betätigt. Dabei sind die binären Co(II)-Verbindungen im Ggs. zu Eisen(II)-Verbindungen keine Reduktionsmittel, die binären Co(III)-Verbindungen starke Oxidationsmittel. Umgekehrt sind Co(III)-Komplexe meist stabiler als vergleichbare Co(II)-Komplexe.

Verhalten an der Luft: Cobalt ist edler als Eisen, und damit dem rechten Nachbarn Nickel ähnlicher. Es reagiert bei Raumtemperatur weder mit trockener noch mit feuchter Luft; eine dem Rosten analoge Reaktion bleibt bei elementartem Cobalt aus. Beim Erhitzen des Metalls auf über 400°C entsteht das Cobalt(II,III)oxid, Co3O4, bei Glühen auf 1100°C das Cobalt(II)oxid, CoO.

3Co + 2O2 → Co3O4 + 891 kJ
2Co + O2 → 2CoO + 475,8 kJ


Verhalten gegenüber Wasser, Säuren und Laugen. Cobalt wird von Wasser nicht angegriffen. Gegenüber oxidierenden, konzenrierten Säuren wie konz. Schwefelsäure und konz. Salpetersäure widersteht es dank Passivierung. Gegenüber nicht oxidierenden Säuren (z.B. Salzsäure, Phosphorsäure) oder verdünnten oxidierenden Säuren ist es nicht beständig, es wird von ihnen mehr oder weniger schnell unter Bildung von Co(II)-Salzlösungen und Wasserstoff aufgelöst. In Flussäure überzieht es sich gleich dem Nickel mit einer unlöslichen Cobalt(II)fluorid-Schicht. Von verdünnten Laugen wird Cobalt nicht angegriffen. Mit konzentrierten Alkalihydroxidlösungen oder -schmelzen wird Cobalt zu Cobaltaten(II) gelöst.

Verhalten gegenüber Halogenen. Mit Fluor verbrennt Cobalt zu Cobalt(II)fluorid, im Überschuss desselben entsteht beim Erhitzen auf 300°C auch Cobalt(III)fluorid, CoF3. Es ist eines der wenigen binären Co(III)-Verbindungen, und ist ein starkes Oxidationsmittel. Gegenüber trockenem Chlor ist Cobalt gleich dem Eisen und dem Nickel beständig, mit feuchtem Chlor setzt es sich langsam zu Cobalt(II)chlorid um. Ebenso reagiert es mit Brom zu Cobalt(II)bromid, mit Iod nur bei starkem Erhitzen zu Cobalt(II)iodid.

Cobaltkomplexe bilden sich sowohl mit Co(II)-Verbindungen als auch mit Co(III)-Verbindungen sehr leicht. Co(III)-Komplexe sind im Ggs. zu binären Co(III)-Verbindungen recht oxidationsstabil und auch in wässriger Lösung beständig. Beispiele hierfür seien das orangegelbe Hexanitritocobaltat(III), CoIII(NO2)63-; grünes Pentacyanocobaltat(II), CoII(CN)53-; gelbes Hexacyanocobaltat(III), CoIII(CN)63- oder ebenfalls gelbes Hexaammincobalt(III), Co(NH3)63+.

Cobalt(II)chlorid ist in wasserfreiem Zustand blau (CoCl2), in wasserhaltigem Zustand (als Cobalt(II)chlorid-Hexahydrat, CoCl2•6H2O) pinkfarben. Dabei lässt sich das Hexahydrat bereits bei 35°C entwässern.

Cobalthydroxide Fällt man aus einer Cobalt(II)salzlösung mit Natriumhydroxid das Cobalt als Hydroxid aus, so entsteht primär blaues Co(OH)2, welches durch den Luftsauerstoff rasch zu braunem CoO(OH) oxidiert wird.

Thénards Blau und Rinmans Grün. Cobalt bildet mit einigen Metalloxiden typisch farbige Doppeloxide mit Spinellstruktur, die man sich zum qualitativen Nachweis zunutze macht: So entsteht, wenn man ein Cobalt(II)salz zusammen mit einem Aluminiumsalz auf einer Magnesiarinne mit dem Bunsenbrenner auf 800°C erhitzt, das Thénards Blau, CoAl2O4. Mit Zinksalzen wird unter oxidativen Bedingungen (Luftsauerstoff genügt) das Rinmans Grün, ZnCo2O4 gebildet, welches als Nachweis auf Zink fungieren kann.

Einige Cobaltverbindungen

Cobalt(II)chlorid-Hexahydrat
CoCl2•6H2O[2]

Cobalt(II)chlorid, wasserfrei
CoCl2[2]

Cobalt(II)sulfat
CoSO4•7H2O[3]

Cobalt(II,III)oxid
Co3O4[4]

Hexaammincobalt(III)chlorid
[Co(NH3)6]Cl3[5]

Kaliumhexanitritocobaltat(III)
K3[Co(NO2)6][3]

Thénards Blau
CoAl2O4[6]

Rinmans Grün
ZnCo2O4[7]

Cobalt(II)nitrat
Co(NO3)2•6H2O[8]
Physikalische Besonderheiten von Cobalt bzw. von seinen Verbindungen: Ferromagnetismus. Unterhalb einer Temperatur von 1150°C ist Cobalt ferromagnetisch. Sein magnetisches Moment ist mit 1,65 μB etwas schwächer als das des Eisens.
Verwendung von Cobalt und seinen Verbindungen : Cobalt und Cobaltlegierungen:
  • Superlegierungen. Cobalt ist ein Legierungsbestandteil einiger hochtemperatur- und korrosionsfester Superlegierungen.

  • Legierungsbestandteil von Permanentmagneten.

  • Gammastrahlenquellen. Das radioaktive Isotop Co-60 wird in der Medizin als Gammastrahlenquelle zur Bestrahlung von Tumoren verwendet.
Cobaltverbindungen:
  • Farbpigment in der Glas- und Keramikherstellung: Cobalt(II)salze bzw. Cobalt(II)oxid als Zuschlagstiff zu Glas- und Keramiksintermassen ergeben intensiv blaue Färbungen (Cobaltglas). Cobaltglas ist in der Lage, die Lichtemissionen von Natriumionen nach energetischer Anregung (589,0 nm) zu absorbieren. Daher hat es Verwendung zum qualitativen Nachweis von Kalium neben Natrium bei der Flammenfärbungsprobe.

  • Lithiumcobaltoxid als positive Elektrode in Lithium-Ionen-Akkumulatoren.
Verwendungen von Cobalt, dessen Legierungen und Verbindungen

Lithium-Ionen-Akku[10]

Porzellan mit blauem Muster[10]

Permanentmagnet[11]
Biologische Bedeutung von Cobalt: Cobalt ist Zentralatom einiger wichtiger Enzyme; das Vitamin B12 (Cobalamin) enthält ebenfalls Cobalt als aktives Zentrum.

In anorganischer Form, und hier in gelöster (ionischer) oder zerstäubter Form ist Cobalt dagegen giftig und krebserzeugend.
Quellen: [1] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Rob Lavinsky. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[2] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: BXXXD. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[3] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Ondrej Mangl. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[4] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Walkerma. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[5] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Albris. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[6] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: FK1954. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[7] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Stephhzz. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.

[8] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Benjah-bmm27. Das Bild ist von seinem Urheber als Public Domain veröffentlicht worden. Dies gilt weltweit.

[9] Quelle: Holleman-Wiberg Lehrbuch der anorganischen Chemie. Seite 1681f. Das Cobalt. Darstellung.

[10] Eigenes Bild. Dieses Bild darf unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz frei verwendet werden. Bei Verwendung bitte einen Link auf mein Web-Angebot setzen.

[11] Bildquelle: Wikimedia Commons. Urheber: Aney. Das Bild ist unter den Bedingungen der Creative Commons Lizenz freigegeben.