Tämä on lupaava artikkeli.

Rodium

Wikipediasta
Siirry navigaatioon Siirry hakuun

Rutenium ← Rodium → Palladium
Co
↑
Rh
↓
Ir  
 
 


Yleistä
Nimi Rodium
Tunnus Rh
Järjestysluku 45
Luokka Siirtymämetalli
Lohko d
Ryhmä 9, siirtymäalkuaine
Jakso 5
Tiheys12,41[1] · 103 kg/m3
Kovuus6,0[2] (Mohsin asteikko)
VäriHopeinen vaalea
Löytövuosi, löytäjä 1803, William Hyde Wollaston
Atomiominaisuudet
Atomipaino (Ar)102,90549(2)[3]
Atomisäde, mitattu (laskennallinen)173[2] pm
Kovalenttisäde135[2] pm
Van der Waalsin säde200[4] pm
Orbitaalirakenne[Kr] 4d8 5s1
Elektroneja elektronikuorilla 2, 8, 18, 16, 1
Hapetusluvut+II, +III, +IV
KiderakennePintakeskeinen kuutiollinen
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto Kiinteä
Sulamispiste2 237 K (1 964[4] °C)
Kiehumispiste3 968 K (3 695[4] °C)
Moolitilavuus8,2655[2] · 10−3 m3/mol
Höyrystymislämpö494,5[1] kJ/mol
Sulamislämpö21,76[1] kJ/mol
Höyrynpaine0,633[1] Pa 2 239 K:ssa
Äänen nopeus4 700[2] m/s (20 °C) K:ssa
Muuta
Elektronegatiivisuus2,28[2] (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,243 kJ/(kg K)
Sähkönjohtavuus2,3 • 107[2] S/m
Lämmönjohtavuus(300 K) 150[2] W/(m·K)
CAS-numero7440-16-6
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa
Rodiumia

Rodium (lat. rhodium) on siirtymämetalleihin kuuluva alkuaine, jonka kemiallinen merkki on Rh. Rodium on jalometalli ja kuuluu platinametallien ryhmään. Se on hyvin kestävä metalli. Rodiumia käytetään muun muassa autojen katalysaattoreissa tuhoamaan typen oksideja, muissa katalyyttisissä systeemeissä, metalliseoksissa ja monissa teknisissä laitteissa. Rodium heijastaa hyvin valoa.

Ominaisuudet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fysikaaliset ominaisuudet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Metallista rodiumia.

Rodium on kiiltävä, kestävä, kova, hopeanvalkoinen metalli. Rodiumin sähkön- ja lämmönjohtavuus ovat hyvin korkeat. Sen resistanssi on suhteellisen pieni, ja se heijastaa valoa erittäin hyvin. Sen kiderakenne on pintakeskinen kuutio.[1][5][6][7]

Kemialliset ominaisuudet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Rodium kuuluu platinaryhmään ja on kemiallisesti hyvin kestävä, sillä se ei reagoi ilman, veden tai happojen kanssa. Rodium ei reagoi edes kuumana hapen kanssa ja kestää erittäin hyvin korroosiota. Rodium liukenee kuumaan, väkevään rikkihappoon ja heikosti kuningasveteen. Rodium voidaan liuottaa väkevän suolahapon ja natriumkloraatin seokseen 125–150 °C:n lämpötilassa. Se reagoi kuumana kloorin ja bromin kanssa, mutta ei fluorin.[1][4][5][6][8][9]

Rodiumin tavallisin hapetusaste on +III. Se muodostaa kuitenkin yhdisteitä myös hapetusasteilla -III, -I, 0, +I - +VI. Rodium muodostaa kaksi oksidia Rh2O3 ja RhO2. Emäksissä liuoksissa rodium saostuu Rh2O3·5 H2O, eikä hydroksidina. Sähkövirran avulla voidaan valmistaa rodium(+III) sisältävistä liuoksista RhO4·2 H2O tai kuumentamalla Rh2O3 hapen läsnä ollessa. Rodium muodostaa myös sulfideja, kuten Rh2S5.[10][11]

Rodium muodostaa paljon erilaisia yhdisteitä. Sen suolojen vesiliuokset ovat tyypillisesti ruusunpunaisia. Rodium muodostaa halidiyhdisteitä hapetusluvuilla +III, +IV, +V ja +VI, joista kolmella viimeisellä vain fluorin kanssa. Hapetusluvulla +III rodium muodostaa myös kloridin, jodidin ja bromidin. RhF6 on erittäin reaktiivista sekä haihtuvaa. Se reagoi muun muassa lasin kanssa.[5][11]

Hapetusasteella -III rodium muodostaa karbonyylikompleksin [Rh(CO)3]3- ja hapetusasteella -I samankaltaisen [Rh(CO)4]-. Sähköisesti neutraalina atomina rodium muodostaa karbonyylikompleksin [Rh4(CO)12]. Korkeimmilla hapetusasteilla +VI ja +V rodium muodostaa komplekseja fluoridin ([RhF6] ja [Rh6]-) kanssa. Hapetusasteella +IV on valmistettu vain muutamia rodiumkomplekseja, kuten Cs2[RhCl6]. Hapetusluvulla +III se muodostaa hyvin paljon erilaisia kompleksiyhdisteitä. Tavallisia ovat muun muassa fosfiiniligandeja sisältävät kompleksit. Muita ovat ammiini-, oksalaatti-, syano- ja halidikompleksit. Hapetusluvulla +I rodium muodostaa muun muassa fosfiinikomplekseja, joista kuuluisin esimerkki on Wilkinsonin katalyytti, jota käytetään katalyyttinä vedytysreaktioissa. Rh+-komplekseja tunnetaan satoja. Sen tärkeys johtuu siitä, että sille voidaan helposti tehdä hapettava additio.[11][12]

Rodium muodostaa organometalliyhdisteitä lähinnä hiilimonoksidin ja syklopentadieenin kanssa. Muita mahdollisia ligandeja ovat areenit, alkeenit ja alkyynit.[13][14]

Haitallisuus

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Rodiumia ei pidetä myrkyllisenä. Jotkin rodiumin yhdisteet ovat hyvin myrkyllisiä ja karsinogeenisiä. Muun muassa rodium(III)kloridin LD50-arvo on rotilla 12,6 mg/kg.[1][10]

Isotoopit

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Luonnossa tavataan vain yksi isotooppi: stabiili 103Rh. Pitkäikäisimmät radioaktiiviset isotoopit ovat 101Rh (3,3 vuotta) ja 102Rh (2,9 vuotta).[6]

Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
89Rh 10 ms β+
90Rh 15 ms β+
91Rh 1,74 s β+
92Rh 4,3 s β+
93Rh 11,9 s β+
94Rh 70,6 s EC + β+
94mRh 25,8 s EC + β+
95Rh 5,02 min EC + β+
95mRh 1,96 min EC + β+ + IT
96Rh 9,90 min EC + β+
96mRh 1,51 min EC + β+ + IT
97Rh 30,7 min EC + β+
97mRh 46,2 min EC + β+ + IT
98Rh 8,7 min EC + β+
98mRh 3,5 min EC + β+ + IT
99Rh 16,1 d EC + β+
99mRh 4,7 h EC + β+ + IT
100Rh 20,8 h EC + β+
100mRh 4,6 min EC + β+ + IT
101Rh 3,3 a EC
101mRh 4,34 d EC + IT
102Rh 207 d β- + β+ + EC
102mRh 2,9 a EC + β+ + IT
103Rh stabiili 100 %
103mRh 56,12 min IT
104Rh 42,3 s IT
104mRh 4,34 min IT
Isotooppi Puoliintumisaika Hajoamistyyppi
Osuus1
105Rh 35,36 h β-
105mRh 45 s IT
106Rh 29,80 s β-
106mRh 131 min β-
107Rh 21,7 min β-
108Rh 16,8 s β-
108mRh 6,0 min β-
109Rh 80 s β-
110Rh 3,2 s β-
110mRh 28,5 s β-
111Rh 11 s β-
112Rh 2,1 s β-
112mRh 6,8 s β-
113Rh 2,80 s β-
114Rh 1,85 s β-
114mRh 1,85 s β-
115Rh 0,99 s β-
116Rh 0,68 s β-
116mRh 0,9 s β-
117Rh 0,44 s β-
118Rh 310 ms β-
119Rh 300 ms β-
120Rh 200 ms β-
121Rh 100 ms β-
122Rh 50 ms β-

1 osuus kaikesta luonnosta löytyvästä rodiumista.
Lähde:[4][15]

Historia

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Rodiumin löysi 1803 englantilainen kemisti William Hyde Wollaston. Hän löysi rodiumin käsiteltyään platinaa kuningasvedellä. Hän neutraloi ensin liuoksen natriumhydroksidilla tai natriumkarbonaatilla ja käsitteli sen jälkeen liuoksen ammoniumkloridilla, jolloin platina saostui pois. Liuoksessa olevan palladiumin Wallaston saosti pois syanidin avulla. Hän haihdutti ylimääräisen syanidin pois suolahapon avulla. Lopulta tuotteeksi saatiin punaista rodiumkloridia, josta Wallaston eristi metallista rodiumia vetykaasun avulla. Rodium on nimetty kreikan kielen sanan rhodon mukaan, mikä tarkoittaa ruusua. Nimi johtuu siitä, että rodiumyhdisteiden vesiliuokset ovat ruusunpunaisia.[1][6][8][16]tarvitaan parempi lähde

Otaniemessä päästiin maailman alhaisimpaan lämpötilaan vuonna 2000, kun tutkittiin rodiumin magneettisia ominaisuuksia. Lämpötilaksi saavutettiin 0,1 nK.[8][17]

Esiintyminen ja eristäminen

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Rodium on yksi harvinaisimmista metalleista maankuoressa. Sen pitoisuudeksi on arvioitu 0,0001 ppm. Rodium esiintyy tavallisesti muiden platinaryhmän metallien kanssa samoissa mineraaleissa. Tärkeitä mineraaleja ovat rhodiitti, sperryliitti ja iridosmine. Sitä esiintyy myös nikkelin, hopean ja kullan kanssa samoissa mineraaleissa. Rodiumia voidaan saada myös nikkelisulfidin ja kuparin louhinnan sivutuotteena. Erityisesti Sudburyssa rodiumia saadaan nikkelin tuotannon sivutuotteena. Uraanin hajoaminen tuottaa rodiumia, joten sitä voidaan teoriassa erottaa myös ydinjätteestä. Rodiumin suurimmat tuottajat ovat Etelä-Afrikka, joka tuottaa yli 80 % rodiumista, Venäjä ja Kanada. Rodiumia tuotetaan noin 20 tonnia vuosittain. 100 grammaa puhdasta rodiumia maksaa noin 12 000 euroa.[1][4][5][6][8][10]

Rodiumia voidaan erottaa muista platinametalleista siten, että se saostetaan ammoniumklorokompleksin suolana [Rh(NH3)5Cl]Cl2. Erotus hyvin samankaltaisesta iridiumista tapahtuu uuttamalla siten, että iridiumin klorokompleksi uuttuu amiinifaasiin, mutta rodium jää vesifaasiin. Kun [Rh(NH3)5Cl]Cl2:n käsittelee vetykaasulla, syntyy metallista rodiumia.[18]

Käyttö

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Wilkinsonin katalyyttiä

Rodiumia käytetään autojen katalysaattoreissa, joissa rodium toimii katalyyttinä typen oksidien hajottamisessa. Katalysaattorit kattavat 80 % rodiumin kokonaiskäytöstä.[8]

Rodiumia voidaan käyttää myös metalliseoksissa platinan, palladiumin ja iridiumin kanssa. Rodiumia sisältävät metalliseokset eivät hapetu helposti, ja ne kestävät korkeita lämpötiloja. Rodiummetalliseoksia on muun muassa kynän kärjissä, johtimissa, laakereissa, termopareissa, mittalaitteissa ja sähkötekniikassa.[4][5][6]

Rodiumia käytetään myös optiikassa peilien ja pinnoitteiden valmistamiseen. Rodium heijastaa valoa erittäin hyvin. Sitä voidaan käyttää myös koristeena. Jalokiviteollisuudessa hopea, valkokulta tai platina voidaan päällystää ohuella rodiumkerroksella, jolloin jalometalli saa valkoisen kerroksen.[4][5][8]

Rodiumia voidaan käyttää myös kemiallisessa synteesissä katalyyttinä. Monsanto-prosessissa, jossa metanolista ja hiilimonoksidista saadaan etikkahappoa, käytetään rodiumin karbonyylikompleksia. Rodiumin BINAP-kompleksia käytetään asymmetrisessä vedytyksessä katalyyttinä.[1]

Rodium on kallis metalli, mikä rajoittaa sen käyttöä. Puhtaan (99,9 %) rodiumin hinta vuonna 2016 oli noin $180/g.[19]

Lähteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
  • F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, Manfred Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry. New York: Wiley-Interscience, 1999. ISBN 0-471-19957-5 (englanniksi)
  • N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9 (englanniksi)

Viitteet

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
  1. ↑ a b c d e f g h i j Rhodium 3rd1000.com. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  2. ↑ a b c d e f g h Technical data for Rhodium periodictable.com. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  3. ↑ Standard Atomic Weights of 14 Chemical Elements Revised. Chemistry International, 29.10.2018, 40. vsk, nro 4, s. 23–24. IUPAC. doi:10.1515/ci-2018-0409 ISSN 1365-2192 Artikkelin verkkoversio. Viitattu 13.12.2018. (englanniksi)
  4. ↑ a b c d e f g h Rhodium Properties americanelements.com. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  5. ↑ a b c d e f Rhodium infoplease. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  6. ↑ a b c d e f Rhodium chemistryexplained.com. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  7. ↑ Greenwood & Earnshaw s. 1115
  8. ↑ a b c d e f Mannila, Johanna: Katalysaattoreissa käytettävä rodium sai nimen kreikan ruusu-sanasta 19.9.2006. Helsingin Sanomat. Arkistoitu Viitattu 18.12.2012.
  9. ↑ Greenwood & Earnshaw, s. 1116
  10. ↑ a b c Rhodium chemicool.com. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  11. ↑ a b c Greenwood & Earnshaw, s. 1117–1137
  12. ↑ Cotton, s. 1042–1043
  13. ↑ Greenwood & Earnshaw, s. 1139–1143
  14. ↑ Cotton s. 1060
  15. ↑ Isotopes of Rhodium (Z=45) Berkeley Laboratory. Arkistoitu 9.5.2008. Viitattu 6.8.2015. (englanniksi)
  16. ↑ Siegfried Engels & Alois Nowak (suom. Jouko Koskikallio): Kemian keksintöjä – Alkuaineiden löytöhistoria, s. 229. Helsinki: J. Koskikallio (omakustanne), 1991. Virhe: Virheellinen ISBN-tunniste
  17. ↑ Leino, Raili: Nasan uusi kylmälaite pudottaa Otaniemen ennätyslistalta – sata kertaa kylmempää 7. helmikuuta 2014. Tekniikka & Talous. Viitattu 6.8.2015.
  18. ↑ Greenwood & Earnshaw, s. 1114–1115
  19. ↑ Haynes, William M. (toim.): CRC Handbook of Chemistry and Physics, s. 4–30. (97. painos) CRC Press, 2016. ISBN 9781439814628 Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 4.4.2018). (englanniksi)

Aiheesta muualla

[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Rodium.
Noudettu kohteesta ”https://fi.wikipedia.org/w/index.php?title=Rodium&oldid=22762257”