Charakteristika d-prvků, skupina železa a platinových kovů

Úvod:

 Mezi nepřechodnými prvky, tj. prvky II.A a III.A skupiny, jsou v periodické soustavě prvku umístěny přechodné prvky (d-prvky), které postupně zaplňují orbitaly d jedním až deseti elektrony. Atomy těchto prvků mají valenční elektrony uspořádané v orbitalech  ns (n-1) d 1 až d10. D-prky jsou uspořádány po deseti ve třech řadách a čtvrtá řada je neúplná. Stejně jako n a p prvky se dělí na skupiny podle počtu valenčních elektronů. VIII.B skupina, která je složena ze tří sloupců má toto uspořádání z důvodu chemické podobnosti obsažených prvků.

Anomálie elektronové konfigurace:

Všechny přechodné řady mají neúplně obsazené d-orbitaly. Prvky II. B skupiny mají sice d-orbital zcela zaplněný, ale pro podobné chemické vlastnosti jsou také řazeny k d-prvkům.

Anomálie nastávají při polovičním (5) nebo úplném (10) zaplnění d-orbitalů, protože tyto konfigurace jsou stálejší.

Typické jsou stabilnější nepravidelné konfigurace pro měď a chrom.

Společné vlastnosti d-prvků:

Všechny tyto prvky počítáme mezi kovy. Mají menší atomové poloměry než s-prvky. Na kovové vazbě se podílí více elektronů, hlavně z neúplně obsazených d-orbitalů. Proto mají přechodné kovy velké hustoty a vysoké teploty tání a varu.  S výjimkou rtuti jsou to za běžných podmínek pevné látky, většinou tvrdé, vedoucí teplo a elektrický proud. Kovy II. B skupiny mají d-orbital plně obsazený a tak označujeme jejich konfiguraci za uzavřenou. D-elektrony se málo podílejí na kovové vazbě a proto jsou tyto kovy měkké a mají nízké teploty tání.  Přechodné prvky vytvářejí s výjimkou skupiny zinku a skandia sloučeniny, v nichž mají různá oxidační čísla. Tato vlastnost souvisí s poznatkem, že valenční elektrony přechodných prvku, umístěné v orbitalech (n-1)d a ns mají přibližně stejnou energii. Na rozdíl od nepřechodných prvku se

hodnoty jednotlivých oxidačních čísel neliší o dvě, ale pouze o jednu jednotku, např. mangan

má v některých sloučeninách oxidační číslo od I až do VII. Ve skupinách stoupá hodnota oxidačního čísla s rostoucím protonovým číslem.

Chování d-prvků v magnetickém poli:

Přítomnost nebo nepřítomnost nepárových elektronů je zodpovědná za rozdílné chování prvků v magnetickém poli:

• diamagnetické látky – magnetické pole je slabě odpuzuje, mají spárované valenční elektrony- Zn
• paramagnetické látky – magnetické pole je přitahuje, mají alespoň jeden nepárový elektron-Ti, Co, Ni,
• ferromagnetické látky – podskupina paramagnetických látek, jejich nespárované valenční elektrony mají takové uspořádání, že vnější magnetické pole zesilují. Po vymizení vnějšího pole samy magneticky působí na jiné látky. Vyrábějí se z nich permanentní magnety. Patří mezi ně slitiny železa.

Sloučeniny d-prvků

Atomy většiny přechodných prvků mohou mít různá oxidační čísla, nejvyšší ale mají ve sloučeninách s fluorem a kyslíkem (vysoká EN). S rostoucím oxidačním číslem atomu kovu roste kovalentní povaha vazby.  S  rostoucím oxidačním č. v kyslíkatých sloučeninách se oslabují zásadotvorné a zesilují kyselinotvorné vlastnosti těchto látek:

MII                zásadité

MIII, IV                amfoterní

MV, VI                slabě kyselé

MVII                silně kyselé

D-prvky jsou charakteristické vytvářením koordinačních sloučenin. Sloučeniny jsou v důsledku přítomnosti elektronů v nezcela zaplněných d-orbitalů barevné – absorpcí viditelného světla dochází snadno k přechodům d-elektronů mezi blízkými energetickými hladinami (excitované stavy). Tímto pohlcením určité části světla získává sloučenina komplementární barvu. Barevnost sloučenin je závislá na přítomnosti nezcela zaplněných d-orbitalů – proto jsou sloučeniny s prázdnými nebo zcela zaplněnými d-orbitaly (Zn2+ , Sc3+) bezbarvé.

zbarvení hydratovaných iontů některých d-prvků 4.periody
Sc	V	Cr	Mn	Fe	Cu
Sc3+– bezbarvé	V2+– fialový V3+– zelený VO2+– modrý VO43 – bezbarvý	Cr2+ – modrý Cr3+ – zelený CrO42- – žlutý	Mn2+– narůžovělý MnO42- – zelený MnO4– – fialový	Fe2+– zelený Fe3+– žlutohnědý	Cu+ – bezbarvý Cu2+– modrý

Výskyt přechodných kovů:

Většina z nich se nachází v přírodě ve sloučeninách, v podobě oxidů, uhličitanů, křemičitanů…Pouze ušlechtilé nebo málo reaktivní prvky se nacházejí v přírodě ryzí (Cu, Ag, Au, Pt).

Obecné způsoby výroby kovů:

Výskyt a dostupnost jednotlivých rud v přírodě a jejich chemické složení je předurčuje k velkému rozsahu různých zpracování. Výrobou kovů se zabývá hutnictví-metalurgie. Kovy se z rudy získávají redukcí:

K redukci se používají: Uhlík a oxid uhelnatý (výroba Fe, Mn, Sn…)

        Kov – např. hliník při aluminotermii (výroba Cr)

        Vodík nebo hydridy

        Elektrolýza vodných roztoků

Skupina železa

Úvod:

Mají osm valenčních elektronů a nejčastěji se vyskytují v oxidačním čísle II nebo III. Jsou to feromagnetické kovy mající podobné vlastnosti jak ve své elementární formě, tak i ve formě sloučenin. Všechny tyto kovy jsou v jemně rozptýleném stavu na vzduchu pyroforické (samozápalné). Všechny tvoří komplexní sloučeniny.

Elektronová konfigurace:         Fe [18Ar] 3d6 4s2  

        Co [18Ar] 3d7 4s2

        Ni  [18Ar] 3d8 4s2

Železo 26Fe

Nejčastějšími oxidačními čísly jsou 0, II a III. Je čtvrtým nejrozšířenějším prvkem na Zemi (kyslík, křemík, hliník). Železo pravděpodobně začali vyrábět Chetité.

Fyzikální vlastnosti: Je to měkký, světle šedý ferromagnetický kov, který je špatně odolný vůči korozi. Je uspořádáno v prostorově nebo plošně centrované krychlové mřížce.

Výskyt: Železo je jedním z nejrozšířenějších prvků na Zemi. Na Zemi se vyskytuje ve 4 izotopech 54Fe, 56Fe, 57Fe, 58Fe. Vzhledem ke stabilitě svého jádra je nejrozšířenějším v přírodě železo 58Fe – je to i konečný produkt nukleosyntézy ve hvězdách.

Železo se vyskytuje vázané v mnoha rudách:

Hematit Fe2O3	Magnetovec Fe3O4	Limonit	Pyrit:FeS2

Chemické vlastnosti, reakce

Železo patří mezi neušlechtilé kovy, takže se zředěnými kyselinami reaguje za vývoje vodíku:

• Fe + 2HCl  → FeCl2  + H2                 oxidací rychle přechází na FeCl3
• Fe + H2SO4 (zředěná) → FeSO4  + H2        oxiduje se na Fe2(SO4)3

v koncentrované H2SO4 se rozpouští rovnou za vzniku Fe2(SO4)3

• Fe + HNO3 (zředěná)   →  Fe(NO3)3        v koncentrované HNO3 se nerozpouští

Elementární železo je značně nestálé a reaktivní. Za vyšších teplot za horka se slučuje (slévá) s chlórem, sírou a fosforem. S hydroxidy za normálních okolností nereaguje

Rezivění: působením vzdušné vlhkosti na železo vznikají hydratované oxidy = rez

• 4 Fe + 6H2O + 3O2 → 2Fe2O3+ xH2O

Při žíhání železa na vzduchu vznikne oxid železnato-železitý Fe3O4

• 2 O2 + 3 Fe → Fe3O4

Výroba železa: 

Železo se vyrábí ve vysokých pecích.  Při teplotách do 900C probíhá nepřímá redukce oxidů železa, která je zprostředkovaná oxidem uhelnatým. V jejím průběhu vznikají nižší oxidy železa, nebo elementární kov v houbovitém stavu.

Nauhličování: Proces, kdy do houbovitého železa difunduje uhlík a tvoří s ním karbid triželeza Fe3C, čímž významně klesá bod tání železa. Nejnižšího bodu tání dosáhne soustava, která obsahuje 4, 3%procenta uhlíku.

Přímá redukce: dochází k ní v nižší části pece za vyšších teplot. Vznikající železo je již kapalné. Je vypouštěno najednou v časových intervalech, takže musí být chráněno struskou před oxidací. Struska vzniká z přítomných oxidů křemíku a vápníku. Struska se později také vypouští v kapalném stavu a je využita ve stavebnictví.

Průběh redukčních reakcí: Nad struskou jsou výfučny, kterými se dovnitř vhání přehřátý vzduch. Spaluje se zde koks a vzniká oxid uhelnatý:

• C + O2 → CO2 .

Tato reakce je exotermní a tak výrazně roste teplota v těchto místech pece. Vzniklý oxid uhličitý se koksem ihned redukuje:

• C + CO2 →  CO.

Oxid uhelnatý stoupá pecí a nepřímo redukuje oxidy železa. Při teplotě 400 C se oxid uhelnatý zpětně rozkládá:

• 2 CO→ C + CO2 .

Vznikající uhlík proniká do pórovitého železa. Největší množství železa vzniká přímou redukcí.

Surové železo obvykle obsahuje asi 3% jiných složek, hlavně uhlík. Jeho přítomnost je příčinou křehkosti železa, proto se většina železa zpracovává na ocel.

Výroba oceli:

Při výrobě oceli dochází k regulaci obsahu uhlíku a odstranění fosforu a síry. I přes mnoho různých postupů zůstávají dvě základní fáze: zkujňování a dezoxidace

Zkujňování: Příměsi železa jsou oxidovány. Železo je částečně oxidováno na oxid železnatý, který se rozpouští v tavenině a oxiduje ostatní přítomné prvky, které jsou v tavenině rozpuštěné. Uhlík opouští taveninu ve formě oxidu uhelnatého. Mangan a křemík přecházejí na oxid manganatý a křemičitý. Fosfor se ze směsi odstraňuje až po výrazném snížení obsahu uhlíku, který by jinak ihned redukoval vznikající oxid fosforečný.

Dezoxidace: Protože obsažený oxid železnatý by způsobil křehkost oceli je třeba ho odstranit. Do směsi se přidá mangan, který reaguje s kyslíkem na oxid manganatý, který se hromadí na povrchu taveniny.

Získaná nelegovaná neboli měkká ocel je poměrně měkká a snadno se mechanicky zpracovává (tažení, kování, ohýbání atd.). Mechanické vlastnosti se dají dále upravovat tepelným zpracováním, například kalením (zahřátím do červeného žáru a prudkým zchlazením vodou, minerálním olejem) nebo popouštěním (zahřátím na 200-300 °C a pomalým chlazením). Slouží k výrobě drátů, plechů, hřebíků a podobných produktů.

Další zkvalitnění vyrobené oceli se dosahuje legováním, tedy přídavky definovaných množství jiných kovů za vzniku slitiny. Hlavními prvky pro legování ocelí jsou nikl, chrom, vanad, mangan, wolfram, kobalt a ve speciálních aplikacích ještě mnoho dalších. Rozlišujeme uklidněné a neuklidněné oceli. U uklidněných ocelí je rozpuštěný kyslík vázán přísadou hliníku (Al) nebo křemíku (Si).

Použití: výroba slitin, výroba většiny technických prostředků používaných člověkempoužití různých druhů oceli: řezací nástroje, součástky automobilů, nerezavějící konstrukční materiály, výroba magnetů, mostní konstrukce…

Železo jako biogenní prvek:

Železo je jedním z nejdůležitějších prvků v lidském organismu. V normálním lidském těle dospělého člověka je obsaženo více než 70 mmol (4,0–4,5 g) železa. Největší podíl železa je zabudován v hemoglobinu. řítomnost železa je nezbytná pro funkci buněk. Jako součást hemu se účastní transportu kyslíku a jako součást cytochromů podmiňuje přenos elektronů v dýchacím řetězci. Nežádoucím účinkem železa jako přechodného a velmi reaktivního prvku je účast v radikálových reakcích, při nichž vznikají tzv.reaktivní formy kyslíku. Ty mohou poškozovat buněčné membrány, proteiny a DNA. Železo je absorbováno jako Fe2+ aktivním transportem v duodenu a v horní části jejuna. Po vychytání střevní mukózou je část inkorporována do zásobní formy – feritinu v intestinálních buňkách. Část absorbovaného železa přestupuje do plazmy, kde je transportováno ve vazbě na transferin. Plazmatické železo je zachycováno buňkami cílových tkání prostřednictvím receptoru pro transferin a buď je zabudováno do hemu nebo uloženo do zásoby ve formě feritinu. Využití specifické transportní bílkoviny transferinu a zásobního proteinu feritinu pro uskladnění železa představuje ochranné mechanismy, které mají zamezit toxickému působení oxidoredukčně aktivního železa.

Nedostatek železa se nejčastěji projevuje v nedostatku červených krvinek-anemii. Nadbytek železa je rovněž škodlivý, železo se ukládá v některých orgánech a může vést k řadě závažných onemocnění- cirhóza jater a diabetes melitus.

Sloučeniny železa

ŽELEZNATÉ SLOUČENINY:

FeO: černý prášek, na vzduchu se oxiduje na Fe2O3. Při nižších teplotách než 575 C dochází k jeho disproporcionaci za vzniku železa s oxidu železnato-železitého.

                Fe(OH)2: bílá sraženina

                        Fe2+ + 2 OH– → Fe(OH)2

                        Na vzduchu hnědne vznikajícím Fe(OH)3

        Železnaté soli:

                FeSO4 · 7 H2O: zelená skalice

                        Fe + H2SO4 + 7 H2O → FeSO4 x 7 H2O + H2

                (NH4)2Fe(SO4)2 · 6 H2O: síran diamonoželeznatý (Mohrova sůl)

                

FeS: černá lesklá hmota nerozpustná ve vodě, ale rozpustná v kyselinách za vzniku H2S

        FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S

ŽELEZITÉ SLOUČENINY:

Fe2O3: jasně červený, uplatněný jako pigment při výrobě umělých granátů, v přírodě jako hematit.

                4 FeS2 + 11O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3

Fe3O4: oxid železnato-železitý, vznikne působením vodní páry na rozžhavené železo.         V přírodě se vyskytuje jako feromagnetický magnetit

Fe(OH)3: hnědá sloučenina, jejíž složení tomuto vzorci nikdy neodpovídá. Srážením železitých solí s alkalickými hydroxidy vzniká gelovitá sraženina s větším obsahem vody, než vzorec uvádí.

                Fe3+ + 3 OH– → Fe(OH)3

Železité soli:

                Fe2(SO4)3 vzniká rozpouštěním oxidu železitého v kyselině sírové, vodné roztoky jsou hnědé.

.FeCl3: sublimuje, tvoří řadu hydrátů, které se liší svojí barvou. Protože leptá měď, tak je využíván při výrobě tištěných spojů

                        2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3

                

Komplexní sloučeniny FeII+ a FeIII+

Pentakarbonyl železa Fe(CO)5 je kapalná látka, vznikající tlakovým zahříváním práškového kovového železa v atmosféře oxidu uhelnatého. Je nestálá toxická sloučenina, která se využívá k přípravě velmi čistého železa – lze ji snadno destilačně oddělit od solí ostatních kovů

K3[Fe(CN)6] Hexakyanoželezitan draselný, červená krevní sůl

K4[Fe(CN)6] hexakyanidoželeznatan draselný, žlutá krevní sůl: svůj název získala historicky, kdy se připravovala tavením potaše (K2CO3) s dusíkatými přírodními látkami (např. krví, kůží nebo masem zetlelých zvířat). Narozdíl od červené krevní soli neuvolňuje ani ve stopovém množství kyanidové ionty CN–, které zabraňují buněčnému dýchání, či dokonce přenosu krve hemoglobinem. Slouží k výrobě barviv. Reakcí s železitými ionty vzniká modrá sraženina, známá jako berlínská (pruská) modř (Fe4[Fe(CN)6]3), čehož se využívá v kvalitativní analýze.

Kobalt 27Co

Kobalt má 8valenčních elektronů v konfiguraci: [18Ar] 3d7 4s2. Nejčastěji se vyskytuje v oxidačních číslech II a III.  Je to velmi tvrdý, pevný ferromagnetický kov, který je stříbrolesklý s modrým nádechem. Je tvrdší než železo (číslo 5 na Mohsově stupnici).

V přírodě se vyskytuje ve dvou alotropických modifikacích: α-Co: za normálních teplot stabilní, kobalt těsně uspořádán v hexagonální mřížce, β-Co: stabilní nad teploty 417°C, plošně centrovaná kubická mřížka.

Kobalt doprovází niklové rudy a je doprovodným prvkem v sulfidických rudách mědi a olova

Kobalt v ryzím stavu nalezneme v železných meteoritech. Je až na 30. místě ve výskytu prvků na Zemi.

kobaltin                 smaltin                  

Chemické vlastnosti, reakce

V kompaktním stavu je stabilní vůči vzduchu i vodě. Při zvýšené teplotě reaguje s běžnými prvky kromě vodíku a dusíku. Se zředěnými kyselinami reaguje neochotně za vzniku kobaltnatých solí.

Rozpouští se ve zředěné HCl, HNO3 a H2SO4, stejně jako železo, avšak velmi neochotně a pomalu

Při zahřívání na vzduchu vznikne oxid kobaltnato-kobaltitý

• Co + O2 → Co3O4

Při zahřívání na vzduchu za teploty nad 900°C vznikne oxid kobaltnatý

• Co + O2 → CoO

Výroba: Aluminotermicky získáván z Co3O4, oxid se redukuje uhlím nebo koksem.

Použití: Má využití jako přísada do legovaných a žáruvzdorných ocelí, dentální slitiny, pokovování jiných méně odolných kovů…

Barevné kobaltnaté a kobaltité soli užívány k barvené skla a keramiky

Nestabilní izotop 60Co užíván v medicíně jako zdroj gama-paprsků pro ozařování rakovinných nádorů. Kobalt je součástí důležitého vitaminu B12.

Sloučeniny

KOBALTNATÉ SLOUČENINY:

CoO: olivově zelený prášek, vzniká termickým rozkladem CoCO3

• CoCO3 → CoO + CO2

Barví sklo modře. Zahříváním oxidu kobaltnatého za přístupu vzduchu na 600C vzniká černě zbarvený oxid kobaltnato-kobaltitý Co3O4. Tato látka absorbuje kyslík, což vedlo k představě, že existuje oxid kobaltitý, ale jeho existence zatím nebyla prokázána.

Co(OH)2: je modré barvy. Má částečně amfoterní charakter, proto se rozpouští v nadbytku koncentrovaných alkalických hydroxidů.

                        

Kobaltnaté soli:

Bezvodé kobaltnaté soli jsou modré, hydratované jsou růžové

CoCl2 · 6 H2O – tvoří růžové krystalky (po zahřátí zmodrá: „tajné písmo“)

CoF3: jediný kobaltitý halogenid

KOBALTITÉ SLOUČENINY:

Kobaltité soli:

K3 [Co(NO2)6]: hexanitrokobaltitan draselný = Fischerova sůl, žlutá krystalická látka, tvoří řadu koordinačních sloučenin

        

ORGANICKÉ SLOUČENINY:

CoC2O4: šťavelan kobaltnatý: světle růžový prášek, nerozpustný ve vodě

Co(CH3COO)2: octan kobaltnatý: červená krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě, používá se jako bělící prostředek a jako sušidlo do laků a fermeží

Vitamín B12: v živých organismech dochází k vratné redukciz oxidačního čísla III na oxidačí číslo I. Nejčastěji se izoluje ze syrových jater, nebo z kalů, které vznikají při biologickém čištění odpadních vod.

Nikl 28Ni

Má opět 8 valenčních elektronů v elektronové konfiguraci [18Ar] 3d8 4s2. Nejčastěji se vyskytuje v oxidačním čísle II. Je to Ferromagnetický kujný a tažný kov stříbrobílé lesklé barvy. Je součástí slitin Monellova kovu, což je materiál výrazně odolný proti korozi. Dále je obsažen v nichromu, který má nízký elektrický odpor a využívá se tak v elektrotechnice.

Je poměrně hojně zastoupen na Zemi (7. nejrozšířenější d-prvek).

Laterit	Pentlandit	Limonit

Chemické vlastnosti, reakce:

Ve zředěných minerálních kyselinách se rozpouští, ale hůř než železo.V koncentrovaných kyselinách se rozpouští ještě hůře nebo se jen pasivuje.Za normálních teplot odolných vůči vzduchu i vodě.

Nereaguje se suchými halogenovodíky. Je stabilní vůči působení alkálií (=hydroxidy alkalických kovů)

Při mírném žáru rozkládá amoniak

• 2 NH3 + Ni → N2 + 3 H2

Za zvýšené teploty schopen pohlcovat velké množství H2, proto užíván jako katalyzátor při hydrogenacích

Výroba:

• NiO + C → CO + Ni (surový nikl se dále rafinuje elektrolýzou nebo Mondolovým způsobem
• 4 CO + Ni (50°C) → Ni(CO)4       
• Ni(CO)4 (150°C) → Ni + 4 CO  (získán velmi čistý nikl)  

Použití: Na výrobu slitin alpaka (Ni, Zn, Cu), konstantanu (40% Ni, 60% Cu)

Jemně rozptýlený práškový nikl používán jako katalyzátor při ztužování tuků (rušení dvojné vazby)

• R2C=CR2 + H2 → HR2C–CR2H

Poniklovávání kovů (zejména železa) = antikorozní ochrana

Výroba chemického nádobí (nikl odolný vůči práci s alkáliemi), legování oceli, součást mincovních kovů

V kombinaci s Ag je využíván k výrobě elektrických kontaktů. Používá se k výrobě galvanických článků.

Sloučeniny

NIKELNATÉ SLOUČENINY:

NiO: zelenavý prášek, barví sklo a keramiku

                

Nikelnaté soli:

Bezvodé jsou žluté, hydratované jsou zelené

NiCl2 · 6 H20

NiSO4 · 7 H20: vzniká rozpouštěním niklu ve zředěné H2SO4

NiS: černý, ve vodě nerozpustný

• Ni2+ + (NH4)2S → NiS + 2 NH4+

Nikl v oxidačním čísle I- nalezneme v organokovových sloučeninách

Nikl tvoří komplexy

ORGANICKÉ SLOUČENINY:

NiC2O4: šťavelan nikelnatý, prášková nazelenalá látka, nerozpustný ve vodě, rozpustný v kyselinách

Ni(CH3COO)2: octan nikelnatý, zelená krystalická látka, dobře rozpustný ve vodě, nerozpustný v lihu, vodný roztok má sladkou chuť

        

Lehké platinové kovy

Triáda LPK spadá do VIII.B skupiny přechodných prvků, mezi něž řadíme:

1. Ruthenium (Ru)

       Protonové číslo: 44

       El. Konfigurace: [Kr] 4d7 5s1

       Oxidační čísla: ve sloučeninách +II,+III,+IV,+VI,+VIII (výjimečně vysoké oxidační číslo)

2. Rhodium (Rh)

       Protonové číslo: 45

       El. Konfigurace: [Kr] 4d85s1

       Oxidační čísla: ve sloučeninách +II,+III,+IV,+V,+VI      

3. Palladium (Pd)

Protonové číslo: 46

El. Konfigurace: [Kr] 4d10 5s0

Oxidační čísla: ve sloučeninách +II,+IV,+VI

Výskyt

Všechny tři prvky řadící se do této skupiny, patří mezi vzácné kovy. V přírodě se vyskytují v ryzím stavu společně s ostatními platinovými kovy (Pt,OS,Ir) nebo doprovází sulfidické rudy mědi a niklu (např. chalkozin,chalkopyrit).

Největší světová naleziště těchto kovů se nachází v Rusku (Ural, Sibiř), Kanadě, Jihoafrické republice a v Jižní Americe. V případě Palladia se na Sibiři nachází celá polovina jeho nalezišť na světě.

Vlastnosti a použití

LPK jsou kujné tažné kovy stříbřitě bílé barvy, jež byly objeveny v první polovině 19.století. Vyznačují se vysokou hustotou, nízkou chemickou reaktivitou a vysokou teplotou varu i tání. Jsou elektricky i tepelně středně dobře vodivé. Ruthenium a Palladium se vyskytují ve více než jednom stabilním izotopu.

Krystalické modifikace: Ru – hexagonálně uspořádaná mřížka

  Rh,Pd – krychlová soustava

Chemicky jsou velmi odolné (pouze Palladium je rozpustné v lučavce královské), tvoří velké množství koordinačně-kovalentních sloučenin, jakými jsou například oxidy, sulfidy, halogenidy atd. Využití těchto sloučenin je však téměř minimální.

LPK nachází největší uplatnění jako katalyzátory při různých anorganických i organických syntézách.

jako příklad lze uvést Wilkinsonův katalyzátor [RhCl(PPH3)3] – což je červenofialová látka, využívaná především ve farmaceutickém průmyslu.

LPK v čistém stavu se používají při výrobu slitin, kterým dodávají potřebné mechanické vlastnosti, takže uplatnění nachází v elektrotechnice, lékařství (různé chirurgické implantáty) nebo třeba při výrobě chemicky odolného skla. Paladium je součástí katalyzátorů v autech, slitin pro levnější zubní implantáty a nepříliš často jako investiční kov.

Díky své odolnosti vůči vnějším vlivům jsou též nedílnou součástí šperkařského průmyslu. Kupříkladu při výrobě šperků známé značky Swarowski se využívá tzv. rhodiování, což je povrchová úprava, která zajišťuje větší odolnost vůči korozi.

Příprava a výroba

Vzhledem k tomu, že LPK se nachází v rudě vždy společně s ostatními vzácnými kovy, přičemž každý má trochu jiné vlastnosti, tvoří jiné sloučeniny a je jinak rozpustný, je nutné, aby postup zpracování byl přesný a vše šlo ve správném sledu.

Nejdříve se na výchozí rudu působí lučavkou královskou. V té se rozpustí platina, palladium, zlato a ve formě rozpustného dusičnanu také stříbro (pozn. lučavka královská je směs kyseliny dusičné a kyseliny chlorovodíkové v poměru 1:3). Na nerozpustný zbytek rudy se poté působí různými sloučeninami dle toho, který z platinových kovů chceme získat

Těžké platinové kovy

Těžké platinové kovy jsou prvky třetí triády 8. skupiny periodického systému.

Patří mezi ně osmium (Os) iridium (Ir) a platina (Pt). Jsou chemicky podobné lehkým platinovým kovům a to v následujících dvojicích: ruthenium – osmium, rhodium – iridium, palladium – platina. Společným znakem všech platinových kovů je jejich ušlechtilost. Těžké platinové kovy jsou velmi odolné proti působení nekovů. Reagují s nimi až při vyšších teplotách a ani pak tyto reakce nejsou nijak spontánní. Platina v kompaktní formě velmi odolává působení kyslíku; zatímco iridium je odolné vůči působení halogenů.Všechny platinové kovy se obtížně rozpouštějí též v kyselinách. Počet valenčních elektronů je 8. Těžké platinové kovy se vyskytují většinou ve formě ryzího kovu. Jejich chemická vazba má čistě kovový charakter

Obecná elektronová konfigurace: ns2 (n-1)d6

Osmium:[Xe]6s2 4f14 5d6

Iridium: [Xe]6s2 4f14 5d7

Platina: [Xe] 4f14 5d9 6s1

Osmium 76Os

Oxidační čísla: II, III, IV, VI, VIII

Výskyt: V přírodě ho nalézáme nejčastěji společně s platinovými rudami. Nejvýznamnější ložiska se nacházejí v USA a na Urale.Na Zemi i ve vesmíru je málo zastoupeno. Osmium je obsaženo v minerálu anduloit: (Ru,Os)As2

Výroba: Osmium se podobně jako jiné platinové kovy získává při oddělování platiny od jiných kovů, se kterými se nachází. Společně s rutheniem, rhodiem a iridiem je součástí nerozpustného zbytku po působení lučavky královské.

Použití: Vzhledem k nízké roční produkci je využití osmia malé. Používá se pouze ve slitinách s ostatními platinovými kovy např. pro výrobu velmi odolných hrotů plnicích per nebo pro některé chirurgické implantáty.

Vlastnosti: Osmium je těsně za iridiem prvkem s druhou největší  hustotou. Ta je 22,60 g.cm-3. Tento prvek má kovově stříbrnou barvu. Je to tvrdý a křehký kov, elektricky i tepelně středně dobře vodivý. Chemicky je značně odolné a nejsnáze jej lze převést do roztoku po oxidačním alkalickém tavení s hydroxidem a peroxidem sodným. Zajímavá je také možnost oddělení osmia od ostatních platinových kovů destilací těkavého oxidu osmičelého OsO4 ze silně kyselých roztoků. Osmium má silné katalytické vlastnosti.

Zajímavosti: Jméno dostalo podle ostrého zápachu svého oxidu OsO4, je odvozeno z řeckého výrazu pro zápach.

Sloučeniny

OsO4 (oxid osmičelý). Oxid osmičelý tvoří nažloutlé krystaly, má nízký bod tání, tavenina vře při 140 °C. Vzniká oxidací osmia volným kyslíkem při teplotách okolo 400 °C. Příprava:

• Os + 2 O2 → OsO4

OsCl4 (chlorid osmičitý): Příprava

• Os + 2Cl2 → OsCl4

Iridium 77I

Oxidační čísla: II, III, IV (nejčastější)

Výskyt: Iridium se řadí mezi mimořádně vzácné prvky. Protože platinové kovy se nacházejí vždy pohromadě, tak i iridium se nachází v Jižní Africe a v Kanadě. Obvykle se získává z osmiridia (50%Ir) nebo z iridiosmia (70%Ir)

Výroba: Při výrobě se na výchozí surovinu působí lučavkou královskou. Iridium je obsaženo v nerozpuštěném zbytku, odkud se dále odděluje pomocí tavení, žíhání a také účinkem rozpouštědel. Protože ročně se iridia vyrobí jen několik tun, používá se pouze ke speciálním účelům.

Použití: Iridium je součástí tvrdých slitin, ze kterých se vyrábí čepy a podobné součástky. Je také součástí elektrod Pt/Ir a svíček pro spalovací motory.

Vlastnosti: Nejvýznamnější fyzikální vlastností iridia je hustota. Díky číslu 22, 61 g/cm3 je iridium prvkem s největší hustotou vůbec. Barva kovu je leskle stříbřitá. Iridium krystalizuje krychlově s plošně centrovanou mřížkou. Iridium je mimořádně odolné vůči kyselinám, a to včetně lučavky královské. V různých oxidačních stavech tvoří komplexní sloučeniny.

• IrO2 (připravuje se zahřívání Ir v proudu O2)

Zajímavosti: Jméno dostalo podle duhového odrazu povrchu svých sloučenin (duha je latinsky iris).

Platina 78Pt

Oxidační čísla: II, IV, VI (pouze ve sloučenině PtF6)

Výskyt: Vyskytuje se vždy společně s ostatními platinovými kovy a to v ryzí formě. Nejvíce platiny se těží na Urale a v Jižní Africe.

Výroba: Platina se oddělí z koncentrátu platinových kovů pomocí lučavky královské. K čisté platině se pak dostaneme jen díky složitým metalurgickým procesům. Pro katalýzu se dá snadno připravit ve formě sametově černého prášku (platinová čerň)

Rozpouštění platiny: (lučavkou královskou)

• Pt + 4 HNO3 + 6 HCl → H2PtCl6 + 4 NO2 + 4 H2O

Použití: Hlavní uplatnění platiny je v katalyzátorech aut. Je také nezbytná při výrobě kyseliny dusičné z amoniaku. Zhotovují se z ní elektrody, kontakty, některé dráty a šperky.

Vastnosti: Platina je ušlechtilý, odolný, kujný a tažný kov, elektricky i tepelně středně dobře vodivý. Platina není příliš reaktivní, za normální teploty na vzduchu nereaguje. Z kyselin se rozpouští pouze v lučavce královské. Nikdy nemá záporné oxidační číslo.

Sloučeniny 

PtO2 (Oxid platičitý): černý prášek, jediný stabilní oxid

PtF6 (fluorid platinový): jedno z nejsilnějších oxidačních činidel