Ruthenium(VIII)-oxid

Ruthenium(VIII)-oxid oder Rutheniumtetroxid ist eine chemische Verbindung des Rutheniums und das Oxid mit der höchsten Oxidationsstufe des Elements. Es handelt sich um einen gelben, leichtflüchtigen Feststoff, der ein starkes Oxidationsmittel ist und mit organischen Verbindungen explosiv reagiert.

Strukturformel
Allgemeines
Name	Ruthenium(VIII)-oxid
Andere Namen	Rutheniumtetroxid
Summenformel	RuO4
Kurzbeschreibung	gelber Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 20427-56-9 EG-Nummer 243-813-8 ECHA-InfoCard 100.039.815 PubChem 119079 Wikidata Q416759
Eigenschaften
Molare Masse	165,07 g·mol−1
Aggregatzustand	fest bei RT
Dichte	3,29 g·cm−3 (20 °C)[2]
Schmelzpunkt	25,4 °C[1]
Siedepunkt	40 °C (Zersetzung)[1]
Löslichkeit	wenig löslich in Wasser (20 g·l−1 bei 25 °C)[1] gut löslich in Tetrachlorkohlenstoff oder Cyclohexan[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung[4] Gefahr H- und P-Sätze H: 314​‐​318​‐​272 P: 231​‐​235​‐​305+351+338​‐​403+233​‐​422​‐​501[4]
Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0	−239 kJ·mol−1 [5]
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa).

Geschichte

Ruthenium(VIII)-oxid wurde erstmals 1860 von Karl Ernst Claus isoliert. Dieser gilt auch als Entdecker des Rutheniums.^[3]

Gewinnung und Darstellung

Rutheniumtetroxid lässt sich durch Oxidation von wässrigen Lösungen von Ruthenium(III)-chlorid oder Ruthenaten mit Natriumperiodat, Natriumhypochlorit oder Natriumbromat gewinnen.^[3] Durch die schlechte Löslichkeit in Wasser entweicht es gasförmig aus der Lösung und lässt sich dann in geeigneten Lösungsmitteln auffangen.^[6]

Eigenschaften

In Ruthenium(VIII)-oxid liegt das Ruthenium in seiner maximalen Oxidationsstufe +8 vor. Es ist die höchste bekannte Oxidationsstufe bei ungeladenen Verbindungen und wird nur bei wenigen weiteren Verbindungen, wie Osmiumtetroxid und Xenon(VIII)-oxid, erreicht. Nur vom IrO₄⁺-Ion ist eine noch höhere Oxidationsstufe bekannt (+9 für Iridium).^[7]

Das Ruthenium(VIII)-oxid-Molekül ist tetraedrisch gebaut und besitzt einen Ru-O-Abstand von 170,5 pm.^[8] Es kristallisiert in Form von gelben, rhombischen Nadeln.^[9] und hat einen typischen an Ozon erinnernden Geruch.^[8]

Rutheniumtetroxid ist thermisch instabil und zersetzt sich beim Erhitzen in Ruthenium(IV)-oxid und Sauerstoff. Es ist instabiler als das entsprechende Osmiumanalogon. Auch durch Kalilauge wird Rutheniumtetroxid reduziert, es bilden sich sechswertige Ruthenate.^[8] Explosiv reagiert die Verbindung mit Ammoniak, Ethanol, oxidierbaren organischen Verbindungen, Schwefel und Iodwasserstoff.^[2]

Verwendung

Ruthenium(VIII)-oxid wird in der organischen Chemie als Oxidationsmittel genutzt. Beispiele sind die Djerassi-Rylander-Oxidation, bei der Alkene in Carbonylverbindungen gespalten werden, die Oxidation von Alkoholen zu Aldehyden, Ketonen oder Carbonsäuren oder von Alkinen zu 1,2-Diketonen. Häufig wird es in situ während der Reaktion erzeugt.^[9]

Bei der Trennung der Platinmetalle und Gewinnung von elementarem Ruthenium ist Ruthenium(VIII)-oxid ein wichtiges Zwischenprodukt. Durch die Bildung dieser Verbindung kann Ruthenium von den anderen Platinmetallen abgetrennt werden.^[6]

In der Transmissionselektronenmikroskopie kommt Ruthenium(VIII)-oxid als Kontrastierungsmittel von Polymeren und biologischen Proben zum Einsatz. Zu diesem Zweck lässt man Ruthenium(VIII)-oxid in die Probe diffundieren. Liegen innerhalb der Probe unterschiedliche Zusammensetzungen vor (z. B. Polymermischungen), so geht dies meist mit verschiedenen Diffusionsgeschwindigkeiten einher, was dazu führt, dass sich Ruthenium(VIII)-oxid in den Bereichen unterschiedlicher Zusammensetzung verschieden stark anreichert. Da Ruthenium auf Grund seiner vergleichsweise hohen Ordnungszahl jedoch die Elektronen stärker streut kommt in den Bereichen unterschiedlicher Rutheniumkonzentration zur Ausbildung von Kontrastunterschieden.

Sicherheitshinweise

Ruthenium(VIII)-oxid ist brandfördernd. Bei Kontakt mit oxidierbaren Stoffen (wie organischen Materialien) besteht sogar schon bei Raumtemperatur Explosionsgefahr.^[2]