český název | Ruthenium |
mezinárodní název | Ruthenium |
anglický název | Ruthenium |
chemická značka | Ru |
protonové číslo | 44 |
relativní atomová hmotnost | 101,07 |
perioda | 5 |
skupina | VIII.B |
zařazení | přechodné kovy |
rok objevu | 1844 |
objevitel | K. 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 |
elektronegativita | 2,2 |
standardní el. potenciál [V] | +0,80 |
oxidační stavy | II, 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 Mohse | 6,5 |
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. podmínek | s |
Chemický 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.
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.
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.
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.