Оксид осмия(VIII)

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Оксид осмия​(VIII)​
Изображение химической структуры Изображение молекулярной модели
Общие
Систематическое
наименование
Оксид осмия​(VIII)​
Традиционные названия Тетраоксид
осмия
Хим. формула
Рац. формула
Физические свойства
Молярная масса 254,1976 г/моль
Плотность 4,9[1]
Энергия ионизации 12,6 ± 0,1 эВ[3]
Термические свойства
Температура
 • плавления 40,25 °C
 • кипения 129,7 °C
Энтальпия
 • образования −386 кДж/моль[2]
Давление пара 7 ± 1 мм рт.ст.[3]
Классификация
Рег. номер CAS 20816-12-0
PubChem
Рег. номер EINECS 244-058-7
SMILES
InChI
RTECS RN1140000
ChEBI 88215
Номер ООН 2471
ChemSpider
Безопасность
ЛД50 15 мг/кг
Токсичность СДЯВ, токсичен, вдыхание паров приводит к тяжёлому отравлению, сильный окислитель.
Пиктограммы ECB Пиктограмма «T+: Крайне токсично» системы ECBПиктограмма «C: Разъедающее» системы ECBПиктограмма «O: Окислитель» системы ECBПиктограмма «N: Опасно для окружающей среды» системы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Логотип Викисклада Медиафайлы на Викискладе

Окси́д о́смия(VIII) (тетраокси́д о́смия) — высший оксид осмия, брутто-формула (система Хилла) .

Физические свойства[править | править код]

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 .

Молекулы оксида осмия(VIII) тетраэдрической формы и, следовательно, неполярны.

Получение[править | править код]

Взаимодействием металлического осмия с кислородом при высокой температуре:

.

Также тетраоксид осмия можно получить окислением осматов(VI) азотной кислотой:

.

Химические свойства[править | править код]

Тетраоксид осмия взаимодействует с концентрированной соляной кислотой:

.

Тетраоксид осмия взаимодействует с щелочами с образованием перосматов (солей перосмиевой кислоты ):

.

Восстанавливается водородом (при 25 °С) до оксида осмия(IV):

.

Также его можно восстановить до оксида осмия(IV) оксидом азота(II) (при 600 °С):

.

Нагреванием тетраоксида осмия в атмосфере монооксида углерода можно получить триядерный додекакарбонил осмия:

.

В неполярных органических растворителях оксид осмия(VIII) присоединяется по двойным углеродным связям (C=C) непредельных органических соединений, образуя циклические эфиры осмиевой кислоты , которые гидролизуются до цис-диолов (процесс син-гидроксилирования).

Применение[править | править код]

  • Краситель для микроскопии
  • Используется в электронной микроскопии в качестве фиксатора и контрастного вещества
  • Используется в органической химии как окислитель

Токсикология и техника безопасности[править | править код]

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[4].

Примечания[править | править код]

  1. Osmium tetroxide ICSC: 0528. InChem. Дата обращения: 14 декабря 2012. Архивировано 16 декабря 2012 года.
  2. Holleman A. F. Holleman-Wiberg Lehrbuch der Anorganischen Chemie — 103 — Walter de Gruyter. — Т. 2. — С. 1975.
  3. 1 2 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0473.html
  4. Красицкий В. А. Химия и химики: цена открытий // Химия и химики : журнал. — М., 2009. — № 5. — С. 22—55.  (Дата обращения: 10 ноября 2009)

Литература[править | править код]

  • 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.