Ruthenium

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Ruthenium
  [Kr] 4d7 5s1
102 Ru
44
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
↓ Periodická tabulka ↓
Ruthenium a half bar.jpg
Obecné
Název, značka, číslo Ruthenium, Ru, 44
Cizojazyčné názvy lat. Ruthenium
Skupina, perioda, blok 8. skupina, 5. perioda, blok d
Chemická skupina Přechodné kovy
Koncentrace v zemské kůře 0,001 ppm
Vzhled Stříbrná látka s kovovým leskem
Identifikace
Registrační číslo CAS
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost 101.07 (může se lišit dle izotopů!)
Atomový poloměr 134 pm pm
Kovalentní poloměr 146±7 pm
Iontový poloměr 67 pm
Elektronová konfigurace [Kr] 4d7 5s1
Oxidační čísla VIII, VII, VI, IV, III, II, -II
Elektronegativita (Paulingova stupnice) 2,2
Ionizační energie
První 710,2 KJ/mol
Druhá 1620 KJ/mol
Třetí 2747 KJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava Krychlová
Mechanické vlastnosti
Hustota 12,41 g/cm3
Skupenství Pevné
Tvrdost 6,5
Rychlost zvuku 5970 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost 117 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání 2334 (2 607,15 K)
Teplota varu 4150 (4 423,15 K)
Skupenské teplo tání 38,59 kJ/mol
Skupenské teplo varu 591,6 kJ/mol
Měrná tepelná kapacita 24,06 Jmol-1K-1
Elektromagnetické vlastnosti
Elektrická vodivost 13,7×106 S/m
Měrný elektrický odpor 71 nΩ·m (pro 0 °C)
Magnetické chování Paramagnetický
Ruthenium spectrum visible.png
Bezpečnost
R-věty R11
S-věty S16, S22, S24/25
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P
96Ru 5,52% je stabilní s 52 neutrony
97Ru umělý 2,9 dní ε 0,215 97Tc

γ 0,324 -
98Ru 1,88% je stabilní s 54 neutrony
99Ru 12,7% je stabilní s 55 neutrony
100Ru 12,6 je stabilní s 56 neutrony
101Ru 17,0 je stabilní s 57 neutrony
102Ru 31,6% je stabilní s 58 neutrony
103Ru umělý 39,26 dní β− 0,226 103Rh

γ 0,497 -
104Ru 18,7% je stabilní s 59 neutrony
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky
SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Fe
Technecium Ru Rhodium

Os

Ruthenium, chemická značka Ru, lat. Ruthenium je drahý kov šedivě bílé barvy.

Chemické vlastnosti a výskyt[editovat | editovat zdroj]

Ruthenium bylo objeveno roku 1844 v sibiřské platinové rudě chemikem Karlem Ernstem Clausem. Jméno pochází z latinského názvu Ruska. Je to ušlechtilý, poměrně tvrdý i když křehký kov, elektricky i tepelně středně dobře vodivý. Společně s rhodiem a palladiem patří do tzv. triády lehkých platinových kovů. V přírodě doprovází platinové kovy, hlavní naleziště jsou na Urale a v Americe.

Ruthenium je jedním ze tří prvků, které mohou (za běžných podmínek) vytvořit oxid s prvkem v nejvyšším oxidačním čísle (patří k nim ještě osmium a xenon).

Využití[editovat | editovat zdroj]

Menší množství ruthenia bývá někdy legováno do slitin s platinou a palladiem pro zvýšení jejich tvrdosti a mechanické odolnosti. Přídavek malého množství ruthenia do titanových slitin zvyšuje podstatným způsobem jejich odolnost proti korozi. Slitina platiny s přídavkem 5% ruthenia je používána pro výrobu luxusních náramkových hodinek s maximální odolností vůči mechanickému nebo chemickému poškození.

Katalyzátory na bázi oxidu ruthenia jsou úspěšné v odstraňování sulfanu z ropy a ropných produktů.

V poslední době jsou farmaceutickým průmyslem intenzivně zkoumány komplexní sloučeniny ruthenia, které se mohou stát základem velmi účinných cytostatik

Roku 2005 dostal Robert Grubbs Nobelovu cenu za chemii za objev nové katalytické reakce založené na Rutheniu, která se jmenuje metateze olefinů.

Rutheniové komplexy jsou absorpcí záření (0,377 až 0,430 μm) schopny katalyzovat rozklad vody na směs vodíku a kyslíku (objeveno Davidem G. Whittenem, 1973-80 Profesorem, University of North Carolina). Rutheniový komplex je donorem i akceptorem elektronu a v této dvojstrannosti spočívá jeho význam pro rozklad vody světlem (Doc. RNDr. Josip Klaczek, DrSc., 1981, Sluneční energie).

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

[Ru(bpy)3]Cl2

Ruthenium je za normálních podmínek velice nereaktivní kov. Jelikož se v Beketovově řadě kovů nachází vpravo (je ušlechtilý kov), nereaguje s mnoha kyselinami, jako je kyselina chlorovodíková a podobně. Nereaguje však ani s kyselinami, které reagují i s ušlechtilými kovy, tj.: kyselina sírová či kyselina dusičná. V lučavce královské se nerozpouští ani za tepla. Rovněž tak nereaguje ani se zásaditými látkami, jako je hydroxid sodný nebo amoniak.

Sloučeniny tohoto kovu lze získávat elektrolyticky. Jedna z mála látek, které s kovovým rutheniem reaguje je směs chlornanu sodného a hydroxidu sodného. Probíhá řada autokatalyzovaných (katalyzátorem je samotné ruthenium) reakcí, při níž vzniká oxid rutheničelý a několik dalších látek. Oxid rutheničelý se následně využívá na výrobu chloridu ruthenitého, a ten se používá na organokovové syntézy.
Někdy je používána dražší metoda, reakce s hydroxidem a peroxidem sodným.

Za zvýšené teploty se však ruthenium stává reaktivní, reaguje s kyslíkem, fluorem, chlórem, a dalšími.

Sloučeniny ruthenia[editovat | editovat zdroj]

  • Chlorid ruthenitý – RuCl3 – hnědočerná, krystalická látka, rozpustná ve vodě. Používá se na výrobu organoruthenitých sloučenin.
  • Oxid rutheničitý – RuO2 – tmavě modrá, krystalická látka, nerozpustná ve vodě. Používá se jako katalyzátor a vrstvičkou oxidu rutheničitého se potahují elektrody.
  • Oxid rutheničelý – RuO4 – bezbarvá, jedovatá látka, která velice snadno taje (tt=25,6 °C). Používá se jako katalyzátor.
  • Fluorid ruthenový – RuF6 – tmavě hnědá, krystalická látka, rozpustná ve vodě. Používá se na výrobu organorutheniových sloučenin.
  • Kyselina ruthenová – H2RuO4 – látka bez praktického využití. Vytváří však soli – ruthenany.
  • Kyselina ruthenistá – HRuO4 – látka bez praktického využití. Vytváří však soli – ruthenistany.

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]