Оксид осмия(VIII)
Оксид осмия(VIII) | |
---|---|
![]() ![]() | |
Общие | |
Систематическое наименование |
Оксид осмия(VIII) |
Традиционные названия |
Тетраоксид осмия |
Хим. формула | [math]\ce{ OsO4 }[/math] |
Рац. формула | [math]\ce{ OsO4 }[/math] |
Физические свойства | |
Молярная масса | 254,1976 г/моль |
Плотность | 4,9[1] |
Термические свойства | |
Температура | |
• плавления | 40,25 °C |
• кипения | 129,7 °C |
Классификация | |
Рег. номер CAS | 20816-12-0 |
RTECS | RN1140000 |
Номер ООН | 2471 |
Безопасность | |
ЛД50 | 15 мг/кг |
Токсичность | СДЯВ, токсичен, вдыхание паров приводит к тяжёлому отравлению, сильный окислитель. |
Пиктограммы ECB |
|
NFPA 704 | |
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. |
Окси́д о́смия(VIII) (тетраокси́д о́смия) — высший оксид осмия, брутто-формула (система Хилла) [math]\ce{ OsO4 }[/math].
Физические свойства
Оксид осмия(VIII) при стандартных условиях представляет собой жёлто-коричневые кристаллы моноклинной сингонии с характерным запахом, напоминающим озон. Чистый тетраоксид осмия бесцветный, однако, предполагается, что его жёлтый оттенок обусловлен примесями оксида осмия(IV).
Неустойчив, возгоняется уже при комнатной температуре.
Хорошо растворим в различных органических растворителях, умеренно растворим в воде, с которой он обратимо реагирует с образованием [math]\ce{ Os(H2O)2O4 }[/math].
Молекулы оксида осмия(VIII) тетраэдрической формы и, следовательно, неполярны.
-
Оксид осмия(VIII) в ампуле
-
Оксид осмия(VIII) в ампуле
-
Кристаллическая решётка [math]\ce{ OsO4 }[/math]
Получение
Взаимодействием металлического осмия с кислородом при высокой температуре:
- [math]\ce{ Os + 2 O2 -> OsO4 }[/math].
Также тетраоксид осмия можно получить окислением осматов(VI) азотной кислотой:
- [math]\ce{ CaOsO3 + 6 HNO3 -> OsO4 ^ + 4 NO2 ^ + Ca(NO3)2 + 3 H2O }[/math].
Химические свойства
Тетраоксид осмия взаимодействует с концентрированной соляной кислотой:
- [math]\ce{ OsO4 + 10 HCl -> H2[OsCl6] + 2 Cl2 ^ + 4 H2O }[/math].
Тетраоксид осмия взаимодействует с щелочами с образованием перосматов (солей перосмиевой кислоты [math]\ce{ H4OsO6 }[/math]):
- [math]\ce{ OsO4 + 2 KOH -> K2[OsO4(OH)2] }[/math].
Восстанавливается водородом (при 25 °С) до оксида осмия(IV):
- [math]\ce{ OsO4 + 2 H2 -> OsO2 + 2 H2O }[/math].
Также его можно восстановить до оксида осмия(IV) оксидом азота(II) (при 600 °С):
- [math]\ce{ OsO4 + 2 NO -> OsO2 + 2 NO2 }[/math].
Нагреванием тетраоксида осмия в атмосфере монооксида углерода можно получить триядерный додекакарбонил осмия:
- [math]\ce{ 3 OsO4{} + 24 CO ->[\ce{165^oC,\ 80\ atm}] Os3(CO)12{} + 12 CO2 }[/math].
В неполярных органических растворителях оксид осмия(VIII) присоединяется по двойным углеродным связям (C=C) непредельных органических соединений, образуя циклические эфиры осмиевой кислоты [math]\ce{ H2OsO4 }[/math], которые гидролизуются до цис-диолов (процесс син-гидроксилирования).
Применение
- Краситель для микроскопии
- Используется в электронной микроскопии в качестве фиксатора и контрастного вещества
- Используется в органической химии как окислитель
Токсикология и техника безопасности
Оксид осмия(VIII) (тетраоксид осмия) летуч, очень токсичен и поэтому должен храниться в запаянных ампулах.
Известно, что Карл Карлович Клаус (1796—1864), известный российский химик, исследователь металлов платиновой группы, впервые получив тетраоксид осмия, писал, что «вкус у этого соединения острый, перцеподобный…»; позже, в апреле 1845 года, Клаус отравился парами этого вещества и на две недели был вынужден прекратить работы[2].
Примечания
- ↑ Osmium tetroxide ICSC: 0528 . InChem. Дата обращения: 14 декабря 2012. Архивировано 16 декабря 2012 года.
- ↑ Красицкий В. А. Химия и химики: цена открытий // Химия и химики : журнал. — М., 2009. — № 5. — С. 22—55. (Дата обращения: 10 ноября 2009)
Литература
- Рабинович В. А., Хавин З. Я. «Краткий химический справочник». — Л.: Химия, 1977. — С. 89.
- «Неорганическая химия» под ред. Ю. Д. Третьякова. Том 3: Химия переходных элементов. Кн. 2: учебник для студентов высш. учеб. заведений/[А. А. Дроздов, В. П. Зломанов, Г. Н. Мазо, Ф. М. Спиридонов]. — М.: Издательский центр «Академия», 2007. — С. 49.