8. skupina Fe, Ru, Os, Hs
Konfigurace valenční sféry ((n-2)f14) (n-1)d6 ns2 u Ru 4d7 5s1, max. ox.
stav VIII, neušlechtilé Fe, ušlechtilé Ru, Os, Hs, sloučeniny kovalentní,
většinou barevné.
Fe: měkký kujný světle šedý až bílý ferromagnetický kov, 55 g/kg
zeminy (4. nejrozšířenější), nejstabilnější ox. stav +II a +III, jednoduché
Fe+II soli snadno podléhají oxidaci, komplexní oktaedrické Fe+III se zase
snadno redukují (rády přijmou elektron do t2g orbitalu), Fe+VI –
extrémní ox. účinky, dále i ox. stav +V, +I, 0 a –II, s kyselinami vznikají
soli železnaté:
Fe + 2 H3O+ → Fe2+ + 2 H2O + H2
V přítomnosti kyslíku či ox. kyselin pak železité, odolává působením
roztoků hydroxidů alk. kovů i jejich tavenin, na vzduchu se oxiduje,
čisté vyleštěné je vůči korozi odolné (s vodou bez kyslíku nereaguje),
Fe+II bezbarvé až světle zelené, Fe+III tmavě žluté až hnědé;
oxidy: FeO (nejbazičtější), Fe2O3 a Fe3O4 s kyselinami dávají Fe+II či
Fe+III soli, alkalickým tavením vznikají železnatany a železitany (rel.
málo stálé, což svědčí o amfoterním chování těchto oxidů); Fe(OH)2 –
bílý na vzduchu nestálý; Fe(OH)3 – rezavý; halogenidy Fe+II a Fe+III
(kromě jodidu) – ve vodě hydrolyzují; FeS, FeS2, Fe2S3 – neexistuje!;
Fe3C – vzniká v ocelích; Fe2N a Fe4N; příprava vyšších ox. stavů jen
silnou oxidací (železany):
Fe2O3 + 3 KNO3 + 4 KOH → 2 K2FeO4 + 3 KNO2 + 2 H2O
Červenofialové látky stálé jen v silně alk. roztoku anebo pevné.
Rozkladem vznikají pak železičnany a železičitany.
Rozsáhlé komplexní sloučeniny (mají i biologický význam):
Fe+II: velice stabilní, se všemi ligandy, kromě silně oxidačních, ve vodě
či krystalohydrátech přítomnost [Fe(H2O)6]2+ (např i v Fe(SO4) · 7 H2O),
nejstab. komplexy s dusíkatými ligandy, nejméně stabilní s kyslíkatými
ligandy, komplexy většinou oktaedrické vysokospinové (nízkospinové
např. s CN-); nejznámější je K4[Fe(CN)6] (žlutá krevní sůl)
Berlínská modř: tris(hexakyanoželeznatan) tetraželezitý
Fe4
III[FeII(CN)6]3
Dále např. oxalátoželeznatany M2
I[Fe(C2O4)2]
Stabilita FeII v kyanokomplexech:
Fe+III: většinou oktaedrické vysokospinové (kyanokomplexy
nízkospinové), rel. nestabilní redukují se, hydratované soli obsahují
kation [Fe(H2O)6]3+, (Fe2(SO4)3 · 9H2O) – čištění vod (Fe(OH)3),
stabilnější komplexy s kyslíkatými ligandy, než s dusíkatými (s
vícedonorovými stabilita roste, např s bipy či phen (vždy jsou ale
méně stabilní než obdobné komplexy u FeII)
bipy (2,2' – bipyridyl):
phen (1,10 – phenanthrolin):
Dále [Fe(C2O4)3]3- , [Fe(acac)3], halogenokomplexy (stabilita klesá
s hmotností halogenu, I komplexy neexistují), umělá krev (FeIII soli
s SCN-): [Fe(SCN)6]3-, [Fe(SCN)4]-, Fe(SCN)3 a převládající
[Fe(H2O)5(SCN)]2+
Organokovy: ferrocen [Fe(η5-C5H5)2] – cyklopentadienyl se může
nahradit benzenem, či jiným aromátem; FeC2O4, Fe2(C2O4)3
Výroba Fe:
3 C + Fe2O3 → 2 Fe + 3 CO
6 CO + 2 Fe2O3 → 4 Fe + 6 CO2
Primárně vzniká litina (3–5 % C), pevná, tvrdá, křehká; ocel (2,1–2,3 %
C), známo více jak 2000 druhů ocelí (různé příměsi dalších kovů
apod.)
Čisté Fe:
Rozkladem [Fe(CO)5]
Použití: Fe – oceli, slitiny; Fe2O3 – pigment, ferrity, leštidla; Fe3O4 –
tavné elektrody; oba oxidy lehká ox. činidla; Fe(OH)3 – čiření vody
(vylučuje se alkalickou hydrolýzou); Fe(SO4) · 7H2O – výroba berlínské
modři, konzervování dřevěných předmětů, insekticid, nejstálejší vůči
oxidaci sůl (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O, FeCl3 – příprava syntézou z prvků
(bezvodý), hydrát reakcí Fe s HCl a Cl2:
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3
Bezvodý FeCl3 – katalyzátor, oxidovadlo, mořidlo, elektrotechnika
(plošné spoje, leptadlo); K4[Fe(CN)6] · 3 H2O – vyrábí se z něj
K3[Fe(CN)6] a berlínská modř; [Fe(CO)5] – výroba vysoce čistého Fe, či
jemného Fe2O3
Biologický význam:
Hemoglobin – klíčová role v transportu kyslíku
Hlavní zdroj Fe: maso, především vnitřnosti jako játra, srdce a slezina,
listová zelenina a některé ovoce jako například jahody.
DDD: 1 mg Fe denně, pro ženy v menstruačním cyklu 1,5 – 2 mg.
Příjem iontového Fe2+ a Fe3+ není pokládán za optimální, především
ion Fe3+ je značně rizikový (limit 0,2 mg/l).
Ru: Ruthenium – Rusko, ušlechtilý, poměrně tvrdý, křehký kov, 100
ng / kg, chemicky značně odolný (podléhá např. alkalickému
oxidačnímu tavení s NaOH a Na2O), max. ox. stav +VIII stálý, dále i +VI
a +IV, obecně od –II do +VIII, oxidy RuO2 – vzniká spalováním Ru v O2
(modročerná krystalická látka) a RuO4 – vzniká silnou oxidací RuO2 př.
MnO4
-, Cl2, IO4
- (oranžová kapalina b. t. 25 °C), nestálá, explozivní;
RuO4
2-, RuO4
Výroba
Ru: zbytky ze stříbrných rud → RuO4
2- → RuO4 → Ru
Použití: slitiny s Pd a Pt zlepšuje tvrdost a mech. odolnost; titanové
slitiny s Ru – odolnost vůči korozi; Pt s 5 % Ru – vysoce odolné
hodinky; katalyzátory k odstranění S z ropy; komplexy – budoucí
účinná cytostatika.
Os: Osme – zápach, ušlechtilý, značně tvrdý, křehký kov; nejhustší
kov (22,59 g/cm3), 5 µg / kg, chemicky značně odolný (podléhá např.
alkalickému oxidačnímu tavení s NaOH a Na2O), max. ox. stav +VIII
stálý, dále i +VI a +IV, obecně od –II do +VIII, od ost. platinových kovů
se odděluje destilací těkavého OsO4 (toxický a zapáchá), OsO4 vzniká
hořením Os, je stálejší s menšími ox. účinky než RuO4, OsO2 – redukcí
OsO4 pomocí Os
Výroba Os: zbytky ze stříbrných rud → [Os(OH)2O4]2- → OsO4 → Os
Použití: Ve slitině s ost. plat. kovy jako vysoce odolné hroty plnicích
per, chirurgické implantáty
Hs: 108. prvek, pojmenováno podle Hesenska – spolková republika
v Německu (Frankfurt nad Mohanem), objeveno bylo ve městě
Darmstadt v Hesensku v roce 1984, T1/2 (269Hs) = 10 s.
208Pb + 58Fe → 265Hs + 1n
Sloučeniny: HsO4, Na2[Hs(OH)2O4]