Ruthenium

český názevRuthenium
mezinárodní názevRuthenium
anglický názevRuthenium
chemická značkaRu
protonové číslo44
relativní atomová hmotnost101,07
perioda5
skupinaVIII.B
zařazenípřechodné kovy
rok objevu1844
objevitelK. K. Klaus
teplota tání [°C]2334
teplota varu [°C]4150
hustota [g cm-3]12,2
hustota při teplotě tání [g cm-3]10,65
elektronegativita2,2
standardní el. potenciál [V]+0,80
oxidační stavyII, III, IV, V, VI, VIII
elektronová konfigurace[Kr]4d7 5s1
atomový poloměr [pm]178
kovalentní poloměr [pm]126
specifické teplo [J g-1K-1]0,238
slučovací teplo [kJ mol-1]24,0
tepelná vodivost [W m-1 K-1]120
elektrická vodivost [S m-1]1,4.107
1. ionizační potenciál [eV]7,3605
2. ionizační potenciál [eV]16,76
3. ionizační potenciál [eV]28,47
tvrdost podle Mohse6,5
tvrdost podle Brinella [MPa]2160
modul pružnosti ve smyku [GPa]173
modul pružnosti v tahu [GPa]447
bod supravodivosti [K]0,49
skupenství za norm. podmíneks

Chemické vlastnosti a reakce

RutheniumChemický prvek ruthenium je šedý nebo stříbrobílý, tvrdý a křehký kov. Práškové ruthenium je světlešedý prášek. Společně s rhodiem a palladiem se ruthenium řadí mezi lehké platinové kovy.

Za nepřítomnosti vzdušného kyslíku se ruthenium nerozpouští v žádné kyselině, ale koncentrovaná kyselina chlorovodíková nasycená vzduchem ruthenium rozpouští poměrně snadno, produktem reakce je komplexní kyselina hexachlororutheničitá:

Ru + 6HCl + O2 → H2[RuCl6] + 2H2O

Práškové ruthenium se snadno rozpouští i za normální teploty v roztocích alkalických chlornanů za vzniku toxického oranžově zbarveného oxidu rutheničelého RuO4. Dobře reaguje i s vodou sycenou chlorem nebo se směsí horké kyseliny sírové a alkalického bromičnanu:

Ru + 2H2O + 3Cl2 → H2[RuCl4O2] + 2HCl
5Ru + 4H2SO4 + 8KBrO3 → 5RuO4 + 4Br2 + 4K2SO4 + 4H2O

Při teplotě okolo 500°C ochotně reaguje i s alkalickými oxidačními taveninami:

Ru + 2KOH + 3KNO3 → K2RuO4 + 3KNO2 + H2O
Ru + K2CO3 + KClO3 → K2RuO4 + KCl + CO2

S fluorem reaguje práškové ruthenium při teplotě 300°C za vzniku tmavě zeleného fluoridu rutheničného RuF5, což je doposud jediná známá binární sloučenina pětimocného ruthenia, při teplotě nad 750°C vzniká hnědý fluorid ruthenový RuF6. S chlorem tvoří při teplotě 300°C černý chlorid ruthenitý RuCl3. S kyslíkem se při teplotě 400°C slučuje na modrý oxid rutheničitý RuO2, při teplotě nad 700°C vzniká směs oxidu rutheničitého a oranžového oxidu rutheničelého RuO4. Hnědý oxid ruthenatý RuO i černý oxid ruthenitý Ru2O3 jsou stálé pouze v hydratované podobě, nedají se připravit přímou reakcí z prvků, získavají se z roztoků příslušných solí srážením pomocí hydroxidů alkalických kovů.

Za zvýšeného tlaku reaguje ruthenium s oxidem uhelnatým za vzniku různých karbonylů, např. Ru(CO)4, Ru(CO)5 nebo Ru2(CO)9. Ochotně reaguje s fosforem za vzniku fosfidů RuP2, RuP a Ru2P i s arsenem za vzniku arsenidu RuAs2.

Vedle osmia je ruthenium jediným prvkem, který ve svých sloučeninách může vystupovat i v oxidačním čísle VIII, v oxidačním stupni VIII existují i nestabilní sloučeniny xenonu, teoreticky by měly existovat i sloučeniny osmimocného hassia. Ruthenidy jsou málo rozšířené sloučeniny, ve kterých vystupuje ruthenium v záporném oxidačním stavu -II. Existuje několik ruthenidů lanthanoidů, např. ruthenid ceričitý CeRu2, který se uplatňuje při výzkumu supravodivosti. Ruthenium má silný sklon k tvorbě barevných komplexních sloučenin.

V době národního obrození byl pro ruthenium navrhován český název rusík.

Výskyt ruthenia v přírodě

Průměrný obsah ruthenia v zemské kůře je 0,001 ppm, jedná se o nejvzácnější, nikoliv však nejdražší platinový kov. V přírodě se ruthenium vyskytuje jako ryzí kov velice vzácně v platinových rudách, obvykle v doprovodu rhodia, paladia, osmia, iridia a platiny. Pro průmyslovou těžbu má rozhodující význam niklová ruda pentlandit (Ni,Fe)9S8, ve které se ruthenium téměř vždy vyskytuje jako doprovodný kov. Přírodní ruthenium je směsí 7 stabilních izotopů s nukleonovými čísly 96, 98, 99, 100, 101, 102 a 104. Uměle bylo připraveno dalších 19 radioaktivních nuklidů.

Mezi známé minerály ruthenia patří např. anduoit (Ru,Os)As, irarsit (Ir,Ru,Rh,Pt)AsS, omeiit (Os,Ru)As nebo ruarsit RuAsS. Nejvyšší obsah ruthenia (91,18 % Ru) ze všech nerostů má laurit RuS2.

Výroba a využití

Hlavním zdrojem pro průmyslovou výrobu ruthenia jsou odpadní anodové kaly po elektrolytické rafinaci niklu a mědi. Kaly se nejprve taví s peroxidem sodným, ruthenium se oxiduje na rozpustné soli. Po rozpuštění ve vodě je pomocí chloridu amonného vysráženo jako hexachlororutheničitan amonný, ze kterého se redukcí vodíkem připraví práškové ruthenium:

(NH4)2[RuCl6] + 2H2 → Ru + 2NH4Cl + 4HCl

Ruthenium se využívá jako katalyzátor celé řady chemických reakcí, velice dobře katalyzuje např. syntézu amoniaku z vodíku a dusíku. Ruthenium se používá k legování slitin titanu, přídavek 0,1 % Ru k titanu podstatným způsobem zlepšuje jeho chemickou odolnost.

Oxid rutheničelý RuO4 oxiduje prakticky všechny uhlovodíky a využívá se v laboratorní praxi. Oxid rutheničitý RuO2 se používá jako katalyzátor při chemické výrobě chloru nebo k povrchové úpravě elektrod. Rutheničitan strontnatý Sr2RuO4 je vysokoteplotní supravodič. Boridy RuB2 a Ru2B3 se vyznačují extrémní tvrdostí (50 GPa podle Vickerse) a používají se k výrobě speciálních nástrojů.

Nebezpečné účinky

Dýmy oxidu rutheničného i rutheničelého mají silné pulmotoxické účinky, jejich vdechování závažným způsobem poškozuje plicní tkáň. Směs dýmu oxidu rutheničelého se vzduchem je silně explozivní.

Zdroje

technecium ← ruthenium → rhodium

TOPlist