Оксид осмия(VIII)

Оксид осмия​(VIII)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид осмия​(VIII)​
Традиционные названия	Тетраоксид осмия
Хим. формула	${\displaystyle {\ce {OsO4}}}$
Рац. формула	${\displaystyle {\ce {OsO4}}}$
Физические свойства
Молярная масса	254,1976 г/моль
Плотность	4,9[1]
Энергия ионизации	12,6 ± 0,1 эВ[3] и 12,32 эВ[4]
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	30318
Рег. номер EINECS	244-058-7
SMILES	O=[Os](=O)(=O)=O
InChI	InChI=1S/4O.Os VUVGYHUDAICLFK-UHFFFAOYSA-N
RTECS	RN1140000
ChEBI	88215
Номер ООН	2471
ChemSpider	28158
Безопасность
ЛД50	15 мг/кг
Токсичность	СДЯВ, токсичен, вдыхание паров приводит к тяжёлому отравлению, сильный окислитель.
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 1 OX
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Окси́д о́смия(VIII) (тетраокси́д о́смия) — высший оксид осмия, брутто-формула (система Хилла) ${\displaystyle {\ce {OsO4}}}$.

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 ${\displaystyle {\ce {Os(H2O)2O4}}}$.

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

• 
  Оксид осмия(VIII) в ампуле
• 
  Оксид осмия(VIII) в ампуле
• 
  Кристаллическая решётка ${\displaystyle {\ce {OsO4}}}$

Получение

Взаимодействием металлического осмия с кислородом при высокой температуре:

${\displaystyle {\ce {Os + 2 O2 -> OsO4}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {CaOsO3 + 6 HNO3 -> OsO4 ^ + 4 NO2 ^ + Ca(NO3)2 + 3 H2O}}}$.

Химические свойства

Тетраоксид осмия взаимодействует с концентрированной соляной кислотой:

${\displaystyle {\ce {OsO4 + 10 HCl -> H2[OsCl6] + 2 Cl2 ^ + 4 H2O}}}$.

Тетраоксид осмия взаимодействует с щелочами с образованием перосматов (солей перосмиевой кислоты ${\displaystyle {\ce {H4OsO6}}}$):

${\displaystyle {\ce {OsO4 + 2 KOH -> K2[OsO4(OH)2]}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {OsO4 + 2 H2 -> OsO2 + 2 H2O}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {OsO4 + 2 NO -> OsO2 + 2 NO2}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {3OsO4{}+24CO->[{\ce {165^{o}C,\ 80\ atm}}]Os3(CO)12{}+12CO2}}}$.

В неполярных органических растворителях оксид осмия(VIII) присоединяется по двойным углеродным связям (C=C) непредельных органических соединений, образуя циклические эфиры осмиевой кислоты ${\displaystyle {\ce {H2OsO4}}}$, 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[5].

Примечания

1. Osmium tetroxide ICSC: 0528  (неопр.). 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. http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0473.html
4. David R. Lide, Jr. Basic laboratory and industrial chemicals (англ.): A CRC quick reference handbook — CRC Press, 1993. — ISBN 978-0-8493-4498-5
5. Красицкий В. А. Химия и химики: цена открытий // Химия и химики : журнал. — М., 2009. — № 5. — С. 22—55. Архивировано 8 июля 2011 года.  (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.