Соединения элементов подгруппы железа

Металлические и металлоподобные соединения. Подобно другим d -элементам, железо с малоактивными неметаллами образует, соединения типа металлических. Так, с углеродом оно дает карбид состава Fе₃С (цементит), твердые растворы (аустенит — раствор С и g-Fе; феррит — раствор С в a-Fе), эвтектические смеси (железа с углеродом, цементита с аустенитом, железа с цементитом и др.). Изучение условий образования и свойств соединений железа с углеродом имеет большое значение для понимания структуры, состава и свойств железоуглеродистых сплавов. В зависимости от условий кристаллизации и состава расплава Fе—С структура и соотношения компонентов существенно меняются, а следовательно, изменяются и физико-химические свойства получаемых сплавов.

Железоуглеродистые сплавы, содержащие менее 0,3% С — мягкой сталью (мягким железом), содержащие до 2% С, называются сталями, содержащие 2—4% С — чугунами.

На свойства сталей большое влияние оказывает также их термическая обработка, вызывающая вторичные изменения в соотношении соединений и структуре сплавов. Так, при медленном охлаждении (отпуске) стали аустенит постепенно разлагается на цементит и феррит, и сталь становится мягкой. При быстром же охлаждении (закалке) стали аустенит превращается в мартенсит (пересыщенный твердый раствор С в a-Fе), и сталь приобретает большую твердость и некоторую хрупкость.

Физико-химические свойства железоуглеродистых сплавов изменяются еще сильнее при добавлении легирующих компонентов (Сr, Мn, Ni, Со, Тi, W‚ Мо, Сu, Si, В, V, Zr и др.). При этом легирующие элементы вступают во взаимодействие с железом и углеродом и их соединениями с образованием новых металлических и металлоподобных соединений, в результате чего происходит изменение всего комплекса механических и физико-химических свойств стали. Чугун, как известно, получают при восстановлении руд железа в доменных печах. Это описывается такой последовательностью реакций

3Fе₂O₃ (т) + СО (г) = 2Fе₃О₄ (т) + СO₂ (г),

Fе₃O₄ (т) + СО (г) = 3FеО (т) + СO₂ (г), FеO (т) + СО (г) = Fе + СO₂ (г)

или FеO (т) + С (г) = Fе + СO (г)

Восстановление руды суммарно может быть выражено следующим уравнением: Fе₂O₃ (т) + 3СО (г) = 2Fе (т) + 3СO₂ (г)

Последующей переработкой чугуна (бессемерованием, мартеновским способом, электроплавкой в вакууме и др.) получают сталь и техническое железо. Передел чугуна в сталь сводится к удалению избыточного углерода и вредных примесей (серы, фосфора) путем их окисления (выжигания) при плавке, Железо в чистом виде получают электролизом растворов его солей, термическим разложением ряда соединений.

Соединения Fе (0), Ru (0), Оs (0). Подобно элементам подгруппы марганца и хрома, железо и его аналоги способны образовывать соединения за счет только донорно-акцепторного взаимодействия: Так, нагреванием порошка железа в струе СО при температуре 150—200 °С и давлении около 1×10⁷ — 2×10⁷ Па образуется пентакарбонил железа Fе(СО)₅: -

Fе + 5СO = Fе(СО)₅

Пентакарбонил железа Fе(СО)₅ — желтая летучая жидкость (T_пл. —20 °С, T_кип. 103 °С), растворимая в бензоле и эфире и нерастворимая в воде. Его молекула имеет конфигурацию тригональной бипирамидьт (рис. 2), т. е. соответствует dsр ³—гибридизации d-связывающих орбиталей атома железа:

Рис. 2. Строение молекулы пентакарбонила железа Fе(СО)5

Аналогично строение молекул пентакарбонилов рутения Ru(СО)₅ (T_пл. —22 °С) и осмия Оs(СО)₅ (T_пл. —15 °С), представляющих собой при обычных условиях бесцветные жидкости.

Получены также карбонилы железа в его аналогов более сложного состава; Так, при облучении Fе(СО)₅ ультрафиолетовьим светом выделяется СО и образуются темно-желтые кристаллы эннеакарбонила Fе₂(СО)₉ (T_пл. 100 °С). Это двухъядерное соединение кластерного типа. В нем атомы железа связаны и непосредственно, и через СО-мостики:

Кроме того, известны трехъядерные додекакарбонилы Э₃(СО)₁₂. В обычных условиях это твердые вещества зеленого Fе₃(СО)₁₂ (T_разл. 100 °С), Ru₃(СО)₁₂ и желтого Os₃(СО)₁₂ (T_пл. 224 °С) цвета.

При нагревании карбонилы разрушаются, что используется для получения чистейших металлов. Процесс получения и распада Fе(СО)₅ можно представить схемой

На первой стадии процесса СО избирательно реагирует с железо-содержащим сырьем с получением Fе(СО)₅, при этом происходит значительная очистка от микропримесей других металлов. На второй стадии при термическом разложении карбонила образуются чистое железо и СО, который повторно используется в процессе.

Карбонилы металлов могут окисляться и восстанавливаться частично или полностью, сохраняя координированные СО-группы. Так, в жидком аммиаке Ее(СО)е вэаимо1ействует с металлическим натр нем:

Fе^о(СО)₅ + 2Nа = Nа₂[Fе^—2 (СО)₄] + СО

а в спиртовом растворе — со щелочью:

Fе(СО)₅ + 4КОН = К₂[Fе(СО)₄] + К₂СО₃ + 2Н₂O

Соединения типа М⁺¹₂[Fе(СО)₄] являются солями. Они легко гидролизуются, образуя гидрокарбонил (карбонил-гидрид) Н₂Fе(СО)₄. Ион [Fе(СО)₄]^2- можно рассматривать как производное железа в степени окисления —2. В качестве производного железа в степени окисления —1 можно рассматривать ион [Fе₂(СО)₈]^2-. Известны также Н₂Ru(СО)₄ и Н₂Оs(СО)₄. Производные типа М⁺²Fе(СО)₄ (где М⁺²— d -элемент) представляют собой смешанные карбонилы двух металлов.

При осторожном окислении Fе(СО)₅ галогенами одна из СО-групп замещается на два атома галогена:

Fе^о(СО)₅ + I₂ = [Fе⁺² (СО)₄]I₂ + СО

Для Fе (0), Ru (0) и Оs (0) известны также нитрозилы Э(NO)₄, нитрозилкарбонилы Э(СО)₂(NО)₂, соединения типа Fе(NО)₂(РF3)₂ и др.

Соединения Fе (II), Ru (II), Оs (II). Для железа (II) наиболее типично координационное число 6, что соответствует октаэдрическому расположению связей в комплексах и структурных единицах. Железо (II) шестикоординационно, например, в кристаллах FеО (структура типа NаСl), FеF₂ (структура типа рутила), FеСl₂ и в многочисленных комплексных ионах [Fе(ОН₂)₆]²⁺, [FеF₆]^4-, [Fе(СN)₆]^4- и др. Имеются также тетраэдрические комплексы типа FеСl₄^2-, Fе(СNS)₄^2-.

В водных растворах существуют катионные аквокомплексы [Fе(ОН₂)₆]²⁺, имеющие бледно-зеленую окраску. Гексааквокомплексы образуются при растворении в воде солей Fе (II) или при взаимодействии с разбавленными кислотами железа, оксида FеО (черный), гидрооксида Fе(ОН)₂ (белый), сульфида FеS (черный), карбоната FеСО₃ (белый), например:

Железо (II) образует соли почти со всеми анионами. При выпаривании из водных растворов обычно выделяются зеленые кристаллогидраты, например Fе(СlO₄)₂×6Н₂O, Fе(NO₃)₂×6H₂O, FеSO₄×7Н₂O, FеВr₂×6Н₂O, (NН4)₂Fе(SO₄)₂×6Н₂О (соль Мора).

Как и большинство других комплексов Fе (II), аквоион [Fе(ОН₂)₆]²⁺ парамагнитен, что соответствует следующей электронной конфигурации:

За счет потери одного p _d -электрона ион [Fе(0Н2)6]2+ довольно легко окисляется до [Fе(OН₂)₆]³⁺:

Стандартный потенциал системы Fе3⁺ + е = Fе²⁺ равен 0,76 В, поэтому ион Fе может окисляться в кислой среде даже молекулярным кислородом:

2Fе²⁺ + 1/2 O₂ + 2Н⁺ = 2Fе³⁺ + Н₂O, Е^о = 0,46 В

В присутствии влаги постепенно окисляются кислородом воздуха твердые FеСО₃ и FеS, например:

4FеS + O₂ + 10Н₂O = 4Fе(ОН)₃ + 4Н₂S

Особо легко окисление идет в щелочной среде. Так, Fе(ОН)₂ в момент получения тотчас начинает переходить в Fе(ОН)₃, поэтому белый осадок быстро. темнеет:

4Fе(ОН)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Fе(ОН)₃

В аналитической практике для количественного определения Fе²⁺ используется реакция

5[Fе(OН₂)₆]²⁺ + МnO₄^- + 8OН3⁺ = 5[Fе(OН₂)₆]³⁺ + [Мn(OН₂)₆]²⁺ + 6Н₂O

или

5Fe²⁺ + МnO₄^- + 8Н⁺ = 5Fе³⁺ + Мn²⁺ + 4Н₂O

Из катионных комплексов Fе⁺² (II) известны также амминокомплексы [Fе(NН₃)₆]²⁺. Аммиакаты образуются за счет взаимодействия аммиака с без- водными соединениями железа (II), например с его галогенидами. Аммиакаты устойчивы лишь в твердом состоянии и в насыщенных водных растворах аммиака. При растворении в воде аммиакаты Ее(II) легко разрушаются:

[Fе(NН₃)₆]Сl₂ + 2Н₂O «Fе(ОН)₂ + 2NН₄Сl + 4Н₃N

Значительно более устойчивы в растворах хелатные амминокомплексы.

Важнейшими хелатныими комплексами железа (II) являются так называ емые гемы:

Гемы входят в состав гемоглобина, выполняющего в организме функцию переносчика кислорода. Активным центром в процессе связывания кислорода является атом железа (II) гема. Процесс присоединения кислорода обратим; в легких, где парциальное давление кислорода высокое, молекула О₂ присоединяется к атому железа, а в тканях, где парциальное давление кислорода низкое, кислород освобождается.

Производные анионных комплексов железа (II) ферраты (II)— в большинстве малостойки и напоминают двойные соли. К ним относятся, например, M⁺¹₂[FеСl₄] и M⁺¹₂[Fе(SСN)₄]. При кипячения (в восстановительной атмосфере) в концентрированных щелочах Fе(ОН)₂ образует гексагидроксоферраты (II), например зеленые Nа₄[Fе(OН)₆], Bа₂[Fе(ОН)₆]. В воде гексагидроксоферраты (II) полностью разрушаются.

Для железа (II) наиболее устойчив и легко образуется цианидный комплекс [Fе(СN)₆]^4- (К_нест = 4×10^-36):

6КСN + FеSO₄ = К₄[Fе(СN)₆] + К₂SО₄

Этот ион диамагнитен:

Пи действии на гексацианоферраты (II) сильных кислот получается Н₄[Fе(СN)₆] — белый мелкокристаллический диамагнитный порошок, хорошо растворяется в воде, является весьма сильной (железистосинеродистой) кислотой.

Из цианоферратов (II) наиболее широко применяются К₄[Fе(СN)₆]×3Н₂O (желтая кровяная соль). Гексацианоферрат (II) калия раньше получили сплавлением кровяных отбросов боен (в частности крови) с поташом и железными опилками, что дало ему название («желтой кровяной соли». В настоящее время исходным продуктом для получения служат цианистые соединения, выделяемые в качестве побочного продукта при сухой перегонке каменного угля.

Гексацианоферраты (II) d -элементов, например Сu₂[Fе(СN)₆], Fе₂[Fе(СN)₆], имеют координационную структуру. В. их кристаллах атомы Fе и соответствующего _d-элемента связаны через СN-группы.

Таким образом, они представляют собой смешанные цианиды.

Многие из них имеют интенсивную окраску, в воде растворимы плохо. Желтая кровяная соль широко используется в аналитической практике для обнаружения ионов Fе³⁺:

FеСl₃ + К₄[Fе(СN)₆] = КFе[Fе(СN)₆] + 3КСl

или

Fе⁺³ + К⁺ + [Fе(СN)₆)^4- = КFе³⁺[Fе⁺² (СN)₆]

При этом образуется малорастворимый. смешанный цианоферрат (II) калия (I)-железа (III) интенсивно синего цвета. Это соединение часто называют берлинской лазурью.

Из производных рутения (II) и осмия (II) наиболее устойчивы комплексные цианиды типа M¹⁺₄[Э(CN)₆].

Соединения Fе (III), Ru (III), Оs (III). Координационные числа Fе (III) равны 6 и 4, что соответствует октаэдрическому и тетраэдрическому расположению связей, Так, в кристаллическом FеСl₃ железо шестикоординационно. При растворении FеСl₃ в воде образуются октаэдрические комплексы [Fе(ОН₂)₆]³⁺. При растворении в неполярных растворителях (например, в СS₂) или при возгонке образуются молекулы Fе₂Сl₆ (типа Аl₂Сl₆):

В отличие от слоистого FеСl₃ (T_пл. 308 °С, T_кип. 315 °С) трифторид железа FеF₃, имеющий координационную решетку типа RеО₃, тугоплавок (T_возг. выше 1000 °С), в воде не растворяется, химически неактивен.

Оксид Fе₂О₃ (от темно-красного до черного цвета) существует в виде трех модификаций, по структуре подобных Аl₂O₃. В кристаллах a-Fе₂О₃ (гемматит), как и в корунде, имеет место октаэдро-тетраэдрическаа координапия атомов. a-Fе₂O₃ парамагнитен, а g-Fе₂О₃ ферромагнитен.

Гидроксид Fе(ОН)₃, получаемый в виде красно-коричневого осадка, имеет переменный состав Fе₂О₃×nН₂О. При его обезвоживании образуются промежуточные оловые и оксоловые высокомолекулярные соединения состава FеООН (являющиеся основой ряда минералов железа) и, наконец, Fе₂О₃.

Fе₂O₃ и Fе₂О₃×nН₂О растворяются в кислотах, образуя светло- фиолетовые аквокомплексы [Fе(ОН₂)₆]³⁺. Из кислых растворов выделяются кристаллогидраты FеСl₃× 6Н₂O, Fе(NО₃)₃×6H₂О, Fе(NО₃)₃×9Н₂O, Fе(СlO₄)₃×10Н₂O, M⁺¹Fе(SО₄)₂×12Н₂O (железные квасцы) в др. Безводные соединения имеют окраску, зависящую от природы аниона: FеF₃ — зеленоватого, FеСl₃ — черно-коричневого, Fе(SСN)₃ — кроваво-красного цвета. В нейтральных раствор ах соли Fе (III) гидролизуются в заметной степени, при этом окраска растворов становится желто-коричневой. Начальные стадии гидролиза можно описать уравнениями:

В результате последующей полимеризации гидроксоаквокомплексов (особенно при нагревании) образуются многоядерные комплексы, производные которых выделяются из растворов в коллоидном состоянии. В итоге выпадает Fе₂O₃×nН₂О в виде красно-коричневой студенистой массы.

Аммиакаты Fе (III) типа [Fе(NН₃)₆]Наl₃ менее устойчивы, чем аммиакаты Fе (II). Водой они полностью разлагаются.

Анионные комплексы Fе (III) устойчивее и легче образуются, чем таковые Fе (II). Так, свежеполученный Fе(ОН)₃ (Fе₂О₃×nН₂О) заметно растворяется в концентрированных щелочах, образуя гексагидроксофераты (III) типа М⁺¹₃[Fе(ОН)₆]. При сплавлении Fе₂O₃ или Fе(ОН)₃ со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуют полимерные оксоферраты (III) типа М⁺¹FеО₂, называемые ферритами:

Nа₂СО₃ + Fе₂O₃ = 2NаFеО₂ + СО₂

Оксо- и гидроксоферраты (III) s-элементов I и II групп (желтого или красного цвета) водой разрушаются.

В качестве оксометаферрата (III) железа (II) Fе⁺² (FеO₂)₂ можно рассматривать смешанный оксид магнетит Fе₃О₄ (черного цвета).

В кристаллах магнетита атомы Fе (II) находится в октаэдрическом, а Fе (III) в октаэдрическом и тетраэдрическом окружении атомов кислорода. Аналогичную структуру имеют ферриты и других s-элементов.

Магнетит и ферриты М⁺² (FeО₂)₂ (где М = Мn, Со, Ni, Сu) ферромагнитны. Их применяют в электротехнике, в частности в производстве магнитных звуковых лент.

Кислотные свойства проявляют и другие соединения железа (II), которым соответствуют ферраты (III) типа М⁺¹₃[FеF₆], М⁺¹[FеСl₄], М⁺¹₃[Fе(SСN)₆] и др. Из анионных комплексов Fе (III) особо устойчив гексацианоферрат (III) [Fе(СN)₆]^3- (К_нест»10^-44). В отличие от большинства других комплексов Fе(III), которые являются высокоспиновыми, этот ион — низкоспиновый комплекс: (s^св)¹²(p _d)⁵. Его производные получают окислением гексацианоферратов (II). Наибольшее значение из цианоферратов (III) имеет К₃[Fе(СN)₆] (красная кровяная соль). Эта соль, в частности, является реактивом на ионы Fе²⁺, дает с ними интенсивно синий малорастворимый гексацианоферрат (III) калия (I)-железа (II) (турнбуллева синь):

или

Турнбуллева синь КFе²⁺[Fе³⁺(СN)⁶], берлинская лазурь КFе³⁺[Fе²⁺(СN)₆].

Как показывают рентгеноструктурные исследования, турнбуллева синь и берлинская лазурь имеют одинаковую кубическую решетку с атомами железа в эквивалентных положениях. Показано также, что их g-резонансные спектры практически одинаковы. Все это свидетельствует о том, что турнбуллева синь и берлинская лазурь полностью идентичны и имеют формулу КFе[Fе(СN)₆]. Атомы Fе (II) окружены атомами углерода, а атомы Fе (III) — атомами азота цианидных групп. Таким образом, КFе[Fе(СN)₆] представляет собой соль, образованную полимерным координационным ионом [Fе₂(СN)₆]^- со структурой, близкой к типу RеО₃. В отличие от комплексных цианидов Fе(СN)₃ неизвестен.

Соединения Fе (III) проявляют окислительные свойства:

Будучи окислителем, [Fе(СN)₆]^3- окисляет перекись водорода:

Вследствие окислительного действия Fе (III) неустойчивы FеI₃ и Fе(СN)₃. При попытке их получения в растворах происходит окислительно-восстановительная реакция, например:

2FеСl₃ + 6КI = 2FеI₂ + I₂ + 6КСl

По этой же причине из растворов Fе (IП) осадить Fе₂S₃ не удается. При добавлении Н₂S или сульфида к раствору Fе³⁺ образуется осадок, содержащий FеS и коллоидную серу.

Для рутения (III) и осмия (III) известны соединения типа M⁺¹₃[Э(CN)₆] и М+¹₃[ЭСl₆].

Соединения Fе (IV), Ru (IV), Оs (IV). Степень окисления +4 обычно проявляют рутений и осмий. Для них известны оксиды, галогениды и многочисленные производные анионных комплексов общей формулы М⁺¹₂[ЭХ₆], например М⁺¹₂ЭСl, М⁺¹₂[ЭСl₃Вr₃], М⁺¹₂[ЭВr₆].

Оксиды и гидроксиды Ru (IV) и Оs (IV) преимущественно кислотные соединения. Диоксиды ЭО₂ (черного цвета) в воде не растворяются, но взаимодействуют с галогеноводородными кислотами

ЭО₂ + 6НСl = Н₂[ЭСl₆] + 2Н₂O

При гидролизе тетрагалогенидов образуются также анионные комплексы:

3ЭF₄ + 2Н₂O = ЭO₂ + 2Н₂[ЭF₆]

Для железа (IV) известны оксоферраты (IV) типа М⁺²FeO₃, М⁺¹₂FеО₃ и М⁺²₂FеО₄. Это черные или темно-серые порошки, устойчивые при комнатной температуре и в отсутствие влаги. По строению они изотипны соответствующим оксотитанатам (IV). Оксоферраты (IV) — сильные окислители, например окисляют концентрированную соляную кислоту. Оксоферраты (IV) можно получить окислением оксоферратов (III) в токе кислорода при нагревании.

Соединения Fе (VI), Ru (VI), Оs (VI). Степень окисления +6 железа и рутения проявляется в тетраэдрических анионах типа ЭО₄^2-, а осмия — в октаэдрическом [ОsО₂(ОН)₄]^2-. Тетраоксоферраты (VI), тетраоксорутенаты (VI) и тетрагидроксодиоксоосматы (VI) образуются при окислении металлов или соответствующих соединений в сильнощелочной среде, например:

Fе₂O₃ + 3КNО₃ + 4КОН ===== 2К₂FеО₄ + 3КNО₂ + 2Н₂О

^{сплавление}

Оксоферраты (VI) — кристаллические вещества, обычно красного цвета. По структуре изоморфны соответствующим оксохроматам (VI) и оксосульфатам (VI), образуют с ними твердые растворы. По растворимости они также напоминают соответствующие хроматы и сульфаты. В частности, подобно оксохроматам и оксосульфатам, растворимы оксоферраты (VI) щелочных металлов и кальция; оксоферраты бария и стронция нерастворимы. В растворах и при небольшом нагревании большинство из них разлагается, выделяя кислород. Оксоферраты (VI) — сильные окислители, превосходящие в этом отношении оксоманганаты (VII). Например, окисляют Н₃N до NO₃^-, Сr(OН)₄^- до Сr(OH)₄^2-, АsО₃^3- до АsO₄^3- и т. д.

Окислительные свойства оксорутенатов (VI) (оранжевого цвета) выражены -менее отчетливо, но все же они окисляют концентрированную соляную кислоту. В соответствии с устойчивой степенью окисления осмия гидроксодиоксоосматы (VI) (розового цвета), наоборот, довольно легко окисляются до OsO₄^-;

2К₂[OsO₂(ОН)₄] + O₂ = 2OsO₄ + 4КОН + 2Н₂O

Соединения типа Н₂ЭO₄ (железная, рутаениевая, осмиевая кислоты) и ЭO₃ не получены: при действии кислот оксоферраты (VI), оксорутенаты (VI) и гидроксооксоосматы (VI) разлагаются, например:

2Na₂RuO₄ + 2Н₂SО₄ = 2Nа₂SО₄ + 2RuО₂ + O₂ + 2Н₂О

Получены также рутенаты (VI) и осматы (VI) следующих типов: М⁺¹₂[ЭО₂Наl₄], M⁺¹₂[ОsNНаl₅].

Из бинарных соединений Э (VI) известны лишь гексафториды: RuF₆ (коричневого цвета, T_пл. 54 °С) и ОsF₆ (желто-зеленый, Т_пл. 33,2 °С). Гексафториды очень реакционноспособны, легко распадаются на фтор и низшие фториды.

Соединения Ru (VIII) и Os (VIII). Для рутения и осмия известны тетраоксиды. Они имеют молекулярную решетку, состоящую из тетраэдрических молекул ЭО₄. Поэтому - тетраоксиды легкоплавки (Т_пл. 30-40 ^оС), летучи. RuО₄ оранжево-желтый, а OsO₄ — бесцветный. Молекулы ЭО₄ имеют следующую электронную конфигурацию (без учета 2 s -электронов кислорода):

Тетраоксид рутения получают окислением рутенатов (VI):

Nа₂RuO₄ + Сl₂ = RuO₄ + 2NаСl

Тетраоксид осмия довольно легко образуется при окислении осмия или его соединений кислородом, азотной кислотой и другими. окислителями. OsO₄ умеренно растворим в воде, но определенных соединений при этом не образует. Кислотные свойства OsO₄ проявляет при взаимодействии с основными - соединениями: с концентрированными щелочами дает осматы (VIII) типа М⁺¹₂[OsO₄(ОН)₂] (от желтого до коричневого цвета), с фторидами щелочных металлов — М⁺¹₂[OsO₄F₂] (красно-коричневого цвета):

OsO₄ + 2КОН = К₂[OsO₄(ОН)₂]; OsO₄ + 2КF = К₂[OsO₄F₂]

При одновременном действии на OsO₄ концентрированного КОН и Н₃N образуется осмат типа К[ОsО₃N] (желтые кристаллы):

OsO₄ + КОН + Н₃N = К[ОsО₃N] + 2Н₂O

Известны и другие типы осматов (VIII). Рутенаты (VIII) неустойчивы. В щелочах RuO₄ растворяется, выделяя кислород:

2RuO₄ + 4NаОН = 2Nа₂RuО₄ + O₂ + 2H₂О

ЭO₄ способны присоединять молекулы-доноры электронных - пар L:

Например, взаимодействие OsO₄ с жидким Н₃N приводит к образованию летучего OsO₄×NН₃; более устойчивы соединения типа RuO₄×РR₃ (где R = F или органический лиганд). При протекании этих реакций Ru и Os переходят в девятивалентное состояние.

RuО₄ — сильный окислитель: окисляет концентрированную соляную кислоту, со спиртами взрывает, при нагревании взрывает распадаясь на RuO₂ и кислород.

Тетраоксид железа FеO₄ (изоэлектронный VO₄^3-, СrО₄^2-. и МnO₄^-) не получен, так как имеет очень большое сродство к электрону и переходит в ион FеO₄^2-.

Тетраоксиды осмия и рутения ядовиты. OsO₄ по запаху напоминает хлор, а RuO₄ озон. OsO₄ наиболее часто применяемое соединение осмия. Его используют как мягкий окислитель и катализатор в органическом синтезе (например, кортизона) и для подкрашивания животных тканей при их микроскопическом исследовании.

Дата добавления: 2014-01-07