Оксид осмия(VIII)

Шаблон:Значения Шаблон:Карточка{{#invoke:check for unknown parameters|check |unknown= |ignoreblank= |preview= |showblankpositional= |CAS|ChEBI|ChemSpiderID|ECB|EINECS|H-фразы|InChI|InChIKey|NFPA 704|P-фразы|PubChem|R-фразы|RTECS|S-фразы|SMILES|nocat|Кодекс Алиментариус|ЛД50|ООН|ПДК|СГС|большие схемы|вещество1|вещество2|вещество3|вещество4|внешний вид|вращение|гибридизация|давление пара|диапазон прозрачности|динамическая вязкость|дипольный момент|заголовок|изображение|изображение слева|изображение справа|изображение2|изоэлектрическая точка|интервал трансформации|картинка|картинка малая|картинка2|картинка3D|картинка 3D|картинка3D2|кинематическая вязкость|конст. диссоц. кислоты|константа В. дер В.|координационная геометрия|коэфф. электр. сопротив.|кристаллическая структура|критическая плотность|критическая темп.|критическая точка|критическое давление|молярная концентрация|молярная масса|наименование|описание изображений слева и справа|описание изображения|описание изображения слева|описание изображения справа|описание изображения2|описание картинки|описание картинки2|описание картинки3D|описание картинки3D2|описание малой картинки|от. диэлектр. прониц.|плотность|поверхностное натяжение|показатель преломления|предел прочности|пределы взрываемости|примеси|проводимость|растворимость|растворимость1|растворимость2|растворимость3|растворимость4|рац. формула|сигнальное слово|скорость звука|сокращения|состояние|твёрдость|темп. воспламенения|темп. вспышки|темп. кипения|темп. кипения пр.|темп. плавления|темп. разложения|темп. самовоспламенения|темп. стеклования|темп. сублимации|температура размягчения|тепловое расширение|теплопроводность|теплоёмкость|теплоёмкость2|токсичность|традиционные названия|тройная точка|угол Брюстера|уд. электр. сопротивление|удельная теплота парообразования|удельная теплота плавления|фазовые переходы|хим. имя|хим. формула|ширина изображения|ширина изображения2|энергия ионизации|энтальпия кипения|энтальпия образования|энтальпия плавления|энтальпия растворения|энтальпия сгорания|энтальпия сублимации|ЕС|удельная теплота парообразования2|удельная теплота плавления2|Номер UN|эмпирическая формула|теплота парообразования|энтальпия раствородия|тепловое расширодие}}

Окси́д о́смия(VIII) (тетраокси́д о́смия) — высший оксид осмия, брутто-формула (система Хилла) $\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$.

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 $\mathrm{O}\mathrm{s}(\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}){\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$.

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

• 
  Оксид осмия(VIII) в ампуле
• 
  Оксид осмия(VIII) в ампуле
• 
  Кристаллическая решётка $\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$

Получение

Взаимодействием металлического осмия с кислородом при высокой температуре:

$\mathrm{O}\mathrm{s}+2\mathrm{O}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$.

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

$\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3+6\mathrm{H}\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3⟶\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4\uparrow +4\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2\uparrow +\mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_3){\phantom{A}}_2+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

Химические свойства

Тетраоксид осмия взаимодействует с концентрированной соляной кислотой:

$\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+10\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}⟶\mathrm{H}{\phantom{A}}_2[\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_6]+2\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_2\uparrow +4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

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

$\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}⟶\mathrm{K}{\phantom{A}}_2[\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_2]$.

Восстанавливается водородом (при Шаблон:Nobr до оксида осмия(IV):

$\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2⟶\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}$.

Также его можно восстановить до оксида осмия(IV) оксидом азота(II) (при Шаблон:Nobr

$\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+2\mathrm{N}\mathrm{O}⟶\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2+2\mathrm{N}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$.

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

$3\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4+24\mathrm{C}\mathrm{O}\stackrel{165{\phantom{A}}^o\mathrm{C},80\mathrm{a}\mathrm{t}\mathrm{m}}{\to }\mathrm{O}\mathrm{s}{\phantom{A}}_3(\mathrm{C}\mathrm{O}){\phantom{A}}_{12}+12\mathrm{C}\mathrm{O}{\phantom{A}}_2$.

В неполярных органических растворителях оксид осмия(VIII) присоединяется по двойным углеродным связям (C=C) непредельных органических соединений, образуя циклические эфиры осмиевой кислоты $\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}\mathrm{s}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4$, 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.

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.