Rhenistany
Rhenistany jsou soli rhenistanového aniontu ReO -
4 . Rhenistanový anion je tetraedrický, velikostí a tvarem podobný chloristanovému, a izoelektronický s manganistanovým. Vyznačuje se stálostí v širokém rozmezí pH a jeho soli lze z roztoků vysrážet organickými kationty. Za neutrálního pH se rhenistanový ion vyskytuje jako ReO -
4 , ale v silně zásaditých prostředích se mění na ReO 3-
5 . Rhenium má v tomto iontu oxidační číslo +7 a konfiguraci d0. Zbarvení pevných rhenistanů záleží na přítomném kationtu.[1]
Příprava
editovatRhenistany obvykle obsahují kationty alkalických kovů nebo amonný kation. Připravují se oxidacemi sloučenin rhenia kyselinou dusičnou a neutralizací vzniklé kyseliny rhenisté.[2][3][4]
Přidáním chloridu tetrabutylamonného do vodného roztoku rhenistanu sodného vzniká rhenistan tetrabutylamonný, rozpustný v organických rozpouštědlech.[5]
Reakce
editovatZásaditost
editovatRhenistanový anion je slabší zásadou než Cl- a Br-, ale silnější než ClO -
4 a BF -
4 . Rhenistan stříbrný reaguje s trimethylsilylchloridem za tvorby silylesteru (CH3)3SiOReO3.[6]
Kondenzace
editovatRhenistany mohou kondenzovat za vzniku polyoxometalátů o vzorci Re4O 2-
15 ,[7] kde je na jeden centrální atom Re navázán oktaedrický kyslík a zbylé tři jdou tetraedrické.
Reakce se sulfidy
editovatSe zdroji sulfidových iontů, jako je například sulfan, vytváří ReO -
4 tetrathiorhenistanové anionty ReS -
4 ; jako meziprodukty přitom vznikají ionty [ReO3S]−.[8]
Redoxní reakce
editovatNa rozdíl od manganistanů nemají rhenistany oxidační účinky, redoxní reakce u nich ale lze vyvolat nahrazením některých oxo ligandů jinými. Rhenistanový ion lze redukovat tetrahydridoboritanem v přítomnosti kyanidových iontů za tvorby trans-[ReVO2(CN)4]3−.[9] Reakcí rhenistanu tetrabutylamonného s trimethylsilylchloridem vzniká chlorid-oxid rheničný:[5]
- Bu4N[ReO4] + 6 Me3SiCl → Bu4N[ReOCl4] + 3 (Me3Si)2O + Cl2
Doplňky technecistanů
editovatChemické vlastnosti rhenistanů jsou podobné jako u technecistanů (TcO -
4 ); rhenistany se tak mohou používat jako nosiče stopových množství technecistanů, například v nukleární medicíně.[zdroj?]
Reference
editovatV tomto článku byl použit překlad textu z článku Perrhenate na anglické Wikipedii.
- ↑ GREENWOOD, Norman Neill. Chemie prvků. Sv. 2.. 1. vyd. vyd. Praha: Informatorium 1635 s. ISBN 80-85427-38-9, ISBN 978-80-85427-38-7. S. 1297-1298.
- ↑ O. Glemser "Rhenium", Handbook of Preparative Inorganic Chemistry, 2nd Ed., Academic Press, 1963, NY. Vol. 1. p. 1476-1485
- ↑ Richard J. Thompson. Ammonium Perrhenate. Inorganic Syntheses. 1966, s. 171–173. ISBN 9780470132395. DOI 10.1002/9780470132395.ch44.
- ↑ W. T. Smith; S. Harmon Long. The Salts of Perrhenic Acid. I. The Alkali Metals and Ammonium. Journal of the American Chemical Society. 1948, s. 354–356. DOI 10.1021/ja01181a110.
- ↑ a b J. R. Dilworth; W. Hussain; A. J. Hutson; C. J. Jones; F. S. McQuillan. Tetrahalo Oxorhenate Anions. Inorganic Syntheses. 1997, s. 257–262. ISBN 9780470132623. DOI 10.1002/9780470132623.ch42.
- ↑ Fritz E. Kühn; Ana M. Santos; Wolfgang A. Herrmann. Organorhenium(VII) and Organomolybdenum(VI) Oxides: Syntheses and Application in Olefin Epoxidation. Dalton Transactions. 2005, s. 2483–2491. DOI 10.1039/b504523a. PMID 16025165.
- ↑ Mikhail A. Volkov; Anton P. Novikov; Nataliya E. Borisova; Mikhail S. Grigoriev; Konstantin E. German. Intramolecular Re···O Nonvalent Interactions as a Stabilizer of the Polyoxorhenate(VII). Inorganic Chemistry. 2023-08-21, s. 13485–13494. Dostupné online. ISSN 0020-1669. DOI 10.1021/acs.inorgchem.3c01863.
- ↑ J. T. Goodman; T. B. Rauchfuss. Inorganic Syntheses. [s.l.]: [s.n.], 2002. ISBN 9780471208259. DOI 10.1002/0471224502.ch2. Kapitola Useful Reagents and Ligands, s. 107–110.
- ↑ LEIPOLDT, Johann G.; BASSON, Stephen S.; ROODT, Andreas. Synthesis, protonation and substitution behaviour of K3[ReO2(CN)4]. Transition Metal Chemistry. 1987-06, roč. 12, čís. 3, s. 209–212. Dostupné online [cit. 2024-10-21]. ISSN 0340-4285. DOI 10.1007/BF01023531. (anglicky)