Оксид рутения(VIII)
Систематическое
Оксид рутения(VIII)
Традиционные названия
Тетраоксид рутения
Хим. формула
RuO4
Рац. формула
RuO4
Состояние
жёлто-оранжевые кристаллы
Молярная масса
165,07 г/моль
Плотность
3,29 г/см³
Температура
• плавления
25,4; 25,5; 27 °C
• кипения
разл. [источник не указан 2580 дней ≈100 °C
Энтальпия
• образования
-305,2 кДж/моль
Растворимость
• в воде
1,710 ; 2,0320 ; 2,2574 г/100 мл
Рег. номер CAS
20427-56-9
PubChem
119079
Рег. номер EINECS
243-813-8
SMILES
InChI
ChemSpider
106401
Предельная концентрация
0,2 мг/м³
ЛД50
14,1 мг/кг
Токсичность
Чрезвычайно ядовит
Пиктограммы СГС
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное. Медиафайлы на Викискладе
Оксид рутения(VIII) — неорганическое соединение, оксид металла рутения с формулой RuO4 , жёлто-оранжевые кристаллы, умеренно растворимые в воде, образует гидраты .
Окисление кислородом воздуха рутения при нагревании:
R
u
+
2
O
2
→
1000
o
C
R
u
O
4
{\displaystyle {\mathsf {Ru+2O_{2}\ {\xrightarrow {1000^{o}C}}\ RuO_{4}}}}
5
R
u
+
8
K
B
r
O
3
+
4
H
2
S
O
4
→
80
o
C
5
R
u
O
4
+
4
B
r
2
+
4
K
2
S
O
4
+
4
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {5Ru+8KBrO_{3}+4H_{2}SO_{4}\ {\xrightarrow {80^{o}C}}\ 5RuO_{4}+4Br_{2}+4K_{2}SO_{4}+4H_{2}O}}}
2
R
u
O
2
→
1300
o
C
R
u
+
R
u
O
4
{\displaystyle {\mathsf {2RuO_{2}\ {\xrightarrow {1300^{o}C}}\ Ru+RuO_{4}}}}
R
u
O
2
+
O
2
→
700
− − -->
1400
o
C
R
u
O
4
{\displaystyle {\mathsf {RuO_{2}+O_{2}\ {\xrightarrow {700-1400^{o}C}}\ RuO_{4}}}}
K
2
R
u
O
4
+
C
l
2
→
R
u
O
4
↓ ↓ -->
+
2
K
C
l
{\displaystyle {\mathsf {K_{2}RuO_{4}+Cl_{2}\ {\xrightarrow {}}\ RuO_{4}\downarrow +2KCl}}}
Оксид рутения(VIII) образует жёлто-оранжевые кристаллы.
Тетраоксид рутения — летучее соединение и легко возгоняется [ 1]
При нагревании выше 100°С разлагается со взрывом. [источник не указан 2580 дней
Сильный окислитель, пахнет озоном , со спиртом реагирует со взрывом.
Умерено растворяется в воде, водные растворы являются слабой кислотой p K1 = 11,0.
Разлагается при нагревании:
R
u
O
4
→
100
o
C
R
u
O
2
+
O
2
↑ ↑ -->
{\displaystyle {\mathsf {RuO_{4}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ RuO_{2}+O_{2}\uparrow }}}
Является сильным окислителем. Реагирует с разбавленным раствором соляной кислоты:
R
u
O
4
+
10
H
C
l
→
H
2
[
R
u
C
l
6
]
+
2
C
l
2
↑ ↑ -->
+
4
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {RuO_{4}+10HCl\ \xrightarrow {} \ H_{2}[RuCl_{6}]+2Cl_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}
4
R
u
O
4
+
32
H
C
l
→
2
(
R
u
C
l
3
⋅ ⋅ -->
R
u
C
l
4
)
↓ ↓ -->
+
9
C
l
2
↑ ↑ -->
+
16
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {4RuO_{4}+32HCl\ \xrightarrow {} \ 2(RuCl_{3}\cdot RuCl_{4})\downarrow +9Cl_{2}\uparrow +16H_{2}O}}}
Взаимодействует с щелочами:
4
R
u
O
4
+
4
K
O
H
→
4
K
R
u
O
4
↓ ↓ -->
+
O
2
↑ ↑ -->
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {4RuO_{4}+4KOH\ {\xrightarrow {}}\ 4KRuO_{4}\downarrow +O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
2
R
u
O
4
+
4
K
O
H
→
100
o
C
2
K
2
R
u
O
4
+
O
2
↑ ↑ -->
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {2RuO_{4}+4KOH\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2K_{2}RuO_{4}+O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
2
R
u
O
4
+
2
H
2
O
2
→
100
o
C
2
R
u
O
2
↓ ↓ -->
+
3
O
2
↑ ↑ -->
+
2
H
2
O
{\displaystyle {\mathsf {2RuO_{4}+2H_{2}O_{2}\ {\xrightarrow {100^{o}C}}\ 2RuO_{2}\downarrow +3O_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
Тетраоксид рутения очень ядовит, летуч, сильный окислитель, поэтому он должен храниться в запаянных ампулах.
Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М. : Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4 . Справочник химика / Редкол.: Никольский Б.П. и др.. — 3-е изд., испр. — Л. : Химия, 1971. — Т. 2. — 1168 с. Лидин Р.А. и др. Химические свойства неорганических веществ: Учеб. пособие для вузов. — 3-е изд., испр. — М. : Химия, 2000. — 480 с. — ISBN 5-7245-1163-0 .Рипан Р., Четяну И. Неорганическая химия. Химия металлов. — М. : Мир, 1972. — Т. 2. — 871 с.Неорганическая химия / под ред. Ю.Д. Третьякова. — М. : Академия, 2007. — Т. 3. — 400 с. 
![{\displaystyle {\mathsf {RuO_{4}+10HCl\ \xrightarrow {} \ H_{2}[RuCl_{6}]+2Cl_{2}\uparrow +4H_{2}O}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/80e216134af91f9dc3d7aebf64760310536ab7fa)
