Triáda železa Prvek Značka Rok objevení Objevitel Protonové číslo Možná oxidační čísla Železo Fe 4480 př. n. l. neznámý 26 +2; +3 Kobalt Co 1735 Georg Brandt 27 +2; +3 Nikl Ni 1751 Axel Fredrik Cronstedt 28 +2; +3 Ruthenium Ru 1844 Karl Karlovič Klaus 44 +2; +4 Rhodium Rh 1804 William Hyde Wollaston 45 +2; +3; +4 Palladium Pd 1803 William Hyde Wollaston 46 +2; +4 Osmium Os 1803 Smithson Tennant 76 +2; +3; +4; +6; +8 Iridium Ir 1803 Smithsin Tennant 77 +2; +3; +4; +6 Platina Pt 1735 Antonio de Ulloa 78 +2; +4 Prvky triády železa mají kovový charakter vazby. Jsou obtížně tavitelné a málo těkavé. Ve sloučeninách vykazují proměnné oxidační stavy a jsou typickými představiteli přechodných kovů. Žádný z trojice prvků (Fe, Co, Ni) není schopen dosáhnout maximálního oxidačního stavu, který vyplývá z postavení v osmé skupině. Sloučeniny těchto kovů jsou vesměs kovalentní, barevné, v řadě případů obsahují nepárové elektrony a proto jsou paramagnetické. Atomy železa, kobaltu a niklu v kladném oxidačním stavu mají sklony vytvářet velmi stálé komplexní sloučeniny. V přírodě se tyto prvky vyskytují v ložiskách, takže jsou dobře dostupné. Nejdostupnější je železo a to má i největší technický význam. Železo Železo má oxidační stavy II a III. U oxidačního stavu II tvoří sice stálé sloučeniny, které ale snadno podléhají oxidaci vzdušným kyslíkem. U komplexních částic se středovými atomy Fe^III je tomu naopak, tyto sloučeniny jsou silná oxidovadla, takže se ochotně redukují na stálejší komplexy Fe^II. Čisté železo je měkký, kujný kov. Železo není ušlechtilý kov a v kyselinách se rozpouští za vývoje vodíku a železnatých solí. Železité soli se tvoří v přítomnosti kyslíku nebo při rozpuštění v oxidujících kyselinách. Železo na vzduchu podléhá působení vzdušného kyslíku a vlhkosti a rezaví. Výroba: Železo se vyrábí spalováním železných rud ve vysoké peci, za vysokých teplot. Probíhá ve dvou fázích: 1. Spalování koksu: 2. Redukce železa oxidem uhelnatým nebo přímo uhlíkem: Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (FeO, Fe[2]O[3]). → hydroxidy (Fe(OH)[2], Fe(OH)[3]). S halogeny → halogenidy (FeI[3]). Se sírou → sulfidy (FeS, FeS[2]). S uhlíkem → karbidy (Fe[3]C – karbid triželeza). S dusíkem → nitridy (Fe[2]N, Fe[4]N). Železo v oxidačních stavech II a III velmi ochotně vytváří komlexní sloučeniny. V komplexních sloučeninách jsou nejběžnější oktaedrické komplexy s koordinačním číslem 6. Při tvorbě komplexních částic se nejvíce uplatňují tyto ligandy: CN^--, SCN^-, NO^+, NO[2]^-, H[2]O, CO, SO[3]^2--, Cl^-, F^-- a Br^--. Využití: V technické praxi se uplnatňují především oxidy železa. Fe[2]O[3] Pigment; komponenta při výrobě ferritů; leštící prostředek pro úpravu povrchů materiálu; mírné oxidovadlo; katalyzátor; výroba velmi čistého železa. Fe[3]O[4] Výroba elektrod; mírné oxidovadlo; katalyzátor; výroba velmi čistého železa. Fe(OH)[3] Čiření vody; výroba dalších sloučenin železa. V chemické praxi mají velký význam soli železnaté i železité. Z komlexních sloučenin jsou významné kyanokomplexy, především hexakyanoželeznatan draselný. Kobalt Kobalt dosahuje oxidačních stavů II a III. Oxidační stav II je u kobaltu častější a stabilnější u nekomplexních sloučenin. Oxidační stav III je stabilnějsí u komplexních sloučenin. V porovnání s elementárním železem je kobalt ušlechtilejší kov. Kobalt je stálý i na vzduchu. Reakce kobaltu s kyslíkem i nekovy probíhá pouze za vyšších teplot. Kobalt je težkotavitelný a mechanicky velmi pevný kov. Výroba: Výroba práškového kobaltu se provádí redukcí oxidem uhelnatým nebo vodíkem. Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (CoO, Co[2]O[3]). → hydroxidy (Co(OH)[2], Co(OH)[3]). S halogeny → halogenidy (CoF[3], CoF[2]). Sulfidy, karbidy a nitridy se odvozují od oxidačního stavu II. Karbonyly → [Co[2](CO)[8]], [Co[4](CO)[12]], [Co[6](CO)[16]]. Kobalt s oxidačními stavy II a III se velmi ochotně stávají středovými atomy komplexních sloučenin. Nejčastější ligandy jsou CN^--, SCN^--, NH[3], F^--, Cl^--, Br^--, I^--, NO[2], H[2]O, OH^--, C[2]O[4]^2-, CO[3]^2-. Využití: Technické využití kobaltu není moc rozsáhlé. Elementární kobalt je složkou některých tvrdých a tepelně odolných slitin. Některé komplexní sloučeniny se využívají v analytické chemii. Nikl Vyskytuje se hlavně v oxidačním stavu II a to v jednoduchých i komplexních sloučeninách. Nikl je ušlechtilejším kovem než je železo. Nikl na vlhkém vzduchu nekoroduje, což se využívá při ochraně kovů před korozí, tzv. poniklování. Nikl je rozpustný v kyselinách. Reaguje s některými nekovy. Nikl je velmi málo těkavý kov, který se obtížně taví. Výroba: Při výrobě niklu záleží na použité rudě, ale v konečné fázi se většinou získá oxid nikelnatý. Oxid nikelnatý se redukuje koksem za vzniku elementárního niklu. Vzniklý nikl není čistý, proto se přečišťuje elektrolýzou. Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (NiO). → hydroxidy (Ni(OH)[2]). Halogenidy, sulfidy a karbidy se odvozují od jeho oxidačního stavu II. Nikl v oxidačním stupni II také tvoří některé komplexní sloučeniny a nejčastějšími ligandy jsou NH[3], CN^--, H[2]O, SCN^--, F^--, Cl^--, Br^-- a NO[2]^--. Nikl tvoří nikelnaté soli. Využití: Ni elementární Výroba speciálních slitin (elektrotechnický a potravinářský průmysl). Ni práškový Katalyzátor při hydrogenaci tuků. NiSO[4] Niklovací lázně; výchozí látka pro výrobu většiny katalyzátorů obsahujících nikl. Ruthenium, osmium, rhodium, iridium, palladium a platina patří mezi platinové kovy. Ruthenium a Osmium Tyto dva prvky jsou si chemicky velmi blízké, proto jsou v jedné kapitole. Oba prvky mohou dosáhnout kladného oxidačního stavu VIII a sloučeniny při tomto oxidačním stavu jsou stálé. Dobrou stabilitu vykazují i oxidační stavy VI a IV. Výroba Ruthenia: Pro průmyslovou výrobu ruthenia se používají anodové kaly, které se upraví a výsledně se z nich dostane hexachlororutheničitan amonný, který se redukuje vodíkem za vzniku práškového ruthenia. Výroba Osmia: Nejdůležitějším zdrojem osmia jsou odpadní anodové kaly po elektrolytické rafinaci niklu a mědi. Kaly se nejprve podrobí působení kyseliny sírové, selen a tellur přejdou do roztoku. Následuje oxidace působením peroxidu sodného a rozpouštění v lučavce královské. Jednotlivé rozpuštěné kovy, palladium, stříbro a zlato se separují selektivní extrakcí pomocí organických rozpouštědel, v nerozpustném zbytku zůstane osmium, iridium a ruthenium. Nerozpustný zbytek se podrobí oxidaci oxidem sodným, iridium nereaguje, osmium a uthenium tvoří ve vodě rozpustné sloučeniny. Z roztoku se poté působením chloridu amonného vysráží ruthenium ve formě hexachlororutheničitanu amonného (NH4)2RuCl6. Z roztoku se poté oddestiluje osmium ve formě těkavého oxidu osmičelého. Kovové práškovité nebo houbovité osmium se získává redukcí oxidu osmičelého působením vodíku. Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (RuO[2], RuO[4], OsO[2], OsO[4]). Halogenidy a sulfidy jsou u ruthenia v oxidačním stavu III, IV a V, zatímco u osmia jsou v oxidačním stavu II, III, IV, VI a VIII. Ruthenium i osmium v oxidačním stavu II, III a IV také tvoří některé komplexní sloučeniny. Oxoanionty: Ruthenium – ruthenany (RuO[4]^2--) a ruthenistany (RuO[4]^--). Osmium – osmiany. Využití: Ruthenium i osmium v elementátním stavu a jejich sloučeniny se používají při katalýze, jak anorganické, tak organické. Rhodium a Iridium Tyto dva prvky jsou opět chemicky velmi podobné. Oxidační stav rhodia je III. Iridium má oxidační stav III a IV. Oxidační stavy II, 0 a -I u obou prvků jsou jen omezeně stálé u některých komplexních sloučenin. Výroba Rhodia: Rhodium se získává z platinových rud, které jsou postupně upravovány až na vznik hexachlororhodičitanu amonného, který je redukován vodíkem. Výroba Iridia: Výroba iridia je slovně popsána ve výrobě osmia. Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (Rh[2]O[3], Ir[2]O[3], IrO[2]). S halogeny → halogenidy (RhCl[3], IrCl[3], IrCl[4], IrF[6]). Rhodium a Iridium tvoří aniontové komplexní sloučeniny. Nejčastějšími ligandy jsou Cl^--, CN^--, NO[2]^--, SO[4]^2—a SO[3]^2--. Využítí: Technický význam rhodia a iridia není moc velký, protože tyto dva prvky nejsou moc rozšířené v přírodě. Rhodium a slitiny rhodia s platinou se uplnatňují v chemické katalýze. Čisté rhodium se uplatňuje v elektortechnice, ale pouze v malé míře. Iridium v elementární formě a slitiny iridia s dalšími platinovými kovy slouží jako mechanicky i chemicky vysoce rezistentní materiál. Palladium a Platina Pro palladium ani platinu není charakteristické dosahovat vyšších kladných oxidačních stavů. Jejich valenční sféry mají konfiguraci elektronové osmnáctky, která je stabilní elektornovou konfigurací. Oba prvky jsou proto velmi ušlechtilé kovy a velmi neochotně tvoří sloučeniny. Nejčastější oxidační stav palladia je II a v koordinačních sloučeninách IV. Pro platinu jsou nejčastější oxidační stavy II a IV. Pro vznik nějaké sloučeniny se musí oboum prvkům nějak pomoci, buď zvýšením teploty nebo tlaku a nebo přidáním katalyzátoru. Tyto možnosti se mohou i kombinovat. Výroba Palladia: Nejvíce palladia se získává z anodových vod, ze kterých se převádí na rozpustné komplexní sloučeniny. Tyto sloučeniny se dále redukují vodíkem. Výroba je stejná jako u ruthenia. Výroby Platiny: Výroba platiny se provádí působením horké lučavky královské na jemně mletou rudu. V nerozpustném zbytku zůstane osmium a iridium všechny ostatní kovy se rozpustí. Z roztoku se působením Ca(OH)2 vysráží rozpuštěné kovy s výjimkou platiny a části palladia. Roztok se odpaří do sucha a zbytek se žíhá za vzniku houbové platiny, která se po promytí kyselinou chlorovodíkovou v žáru lisuje na kovovou surovou platinu. Sloučeniny: S kyslíkem → oxidy (PdO, PtO, Pt[2]O[3], PtO[2]). S halogeny → halogenidy – u palladia jsou odvozovány od oxidačního stavu II a u platiny jsou odvozovány od oxidačního stavu II a IV. Výrazná schopnost palladia i platiny je tvořit komplexní sloučeniny. U komplexních sloučenin je nejčastější oxidační stav II. Vzniklé komplexní sloučeniny mohou být kationty, anionty i nenabité částice. Nejčastějšími ligandy jsou Cl^--, Br^--, NH[3], pyridin, aminy, anionty NO[2] a CN^--. Velmi rozsáhlá je skupina komplexů s donorově nespecifikovanými ligandy (molekulami ethenu, dienů, alkynů, oxidu uhelnatého, substituovaného fosfanu nebo arsenu). Využití: Platina elementární Věda a technika (odolnost vůči kysellinám). Platina kovová Katalyzátor. Palladium Katalyzátor (i když není dostatečně odolný). Použité zdroje JANČÁŘ, Luděk. Periodická soustava prvků. 1. vyd. Brno: Masarykova univerzita, 2013, 154 s. ISBN 9788021066212. KLIKORKA, Jiří, Jiří VOTINSKÝ a Bohumil HÁJEK. Obecná a anorganická chemie. 3. nezm. vyd. Praha: Státní nakladatelství technické literatury, 1981, 2 sv. Výroba železa. ZSchemie.euweb.cz [online]. -: -, -, - [cit. 2015-11-30]. Dostupné z: http://www.zschemie.euweb.cz/zelezo/zelezo3.html Kobalt. Prvky.com [online]. -: -, 2012, 2009-2015 [cit. 2015-11-30]. Dostupné z: http://www.prvky.com/27.html