Diossido di iridio

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Diossido di iridio
Cella unitaria del rutilo
Nomi alternativi
ossido di iridio(IV)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare IrO2
Massa molecolare (u) 224,22
Aspetto solido nero inodore
Numero CAS [12030-49-8]
Numero EINECS 234-743-9
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 11,66
Solubilità in acqua insolubile
Temperatura di fusione 1100 °C (1373 K) dec
Sistema cristallino tetragonale
Indicazioni di sicurezza
Frasi R nessuno
Frasi S nessuno

Il diossido di iridio o ossido di iridio(IV) è il composto chimico con formula IrO2. È l'unico ossido di iridio ben caratterizzato. In condizioni standard la sostanza pura è un solido nero insolubile e inodore. Esiste anche in forma idrata, IrO2•2H2O, un solido marrone, leggermente solubile in acqua.

Struttura[modifica | modifica wikitesto]

IrO2 cristallizza nel sistema cristallino tetragonale nel gruppo spaziale P42/mnm con parametri di reticolo a = 449,83 pm e c = 354,4 pm; la cella elementare contiene due unità di formula. La struttura corrisponde a quella del rutilo.[1]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

IrO2 si forma scaldando oltre 600 °C iridio elementare in presenza di ossigeno.

Ir + O2 → IrO2

In condizioni più blande si può preparare per idrolisi di [IrCl6]2– in soluzione basica. IrO2 puro privo di cloro può essere preparato partendo da IrCl3xH2O. Per idrolisi basica a temperatura ambiente si ottiene un idrossido idrato, che dopo calcinazione a 900 °C fornisce IrO2 cristallino.[2]

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

IrO2 è un ossido stabile, ma si decompone di sopra di 1100 °C:[3]

IrO2 → Ir + O2

Per riscaldamento di IrO2 assieme a ossidi o carbonati di altri metalli si ottengono ossidi misti. Ad esempio, con Bi2O3 si forma Bi2Ir2O7, con CaCO3 si formano CaIrO3 e Ca2Ir2O4.[4]

Usi[modifica | modifica wikitesto]

IrO2 è usato per costruire anodi, sensori di pH e film sottili per materiali elettrocromici.[5]

Sicurezza[modifica | modifica wikitesto]

IrO2 non è considerato pericoloso, ma può essere irritante per la pelle e gli occhi. Vanno usate le normali precauzioni dovute a tutti i prodotti chimici.[6][7]

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ J. D'Ans, E. Lax, Taschenbuch für Chemiker und Physiker. 3. Elemente, anorganische Verbindungen und Materialien, Minerale, Band 3, 4ª ed., Springer, 1997, p. 496, ISBN 978-3-5406-0035-0.
  2. ^ N. Bestaoui, E. Prouzet, A chimie douce route to pure iridium oxide in Chem. Mater., vol. 9, nº 4, 1997, pp. 1036-1041, DOI:10.1021/cm9606282.
  3. ^ S. A. Cotton, Chemistry of the precious metals, Londra, Chapman & Hall, 1997, ISBN 0-7514-0413-6.
  4. ^ C. E. Housecroft, Iridium: inorganic & coordination chemistry in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia101, ISBN 9780470862100.
  5. ^ C. M. Giandomenico, Platinum-group metals, compounds in Kirk-Othmer Encyclopedia of chemical technology, 4ª ed., Wiley Interscience, 1998.
  6. ^ Alfa Aesar, Scheda di sicurezza di IrO2 anidro. URL consultato il 6-4-2011.
  7. ^ Alfa Aesar, Scheda di sicurezza di IrO2•2H2O. URL consultato il 6-4-2011.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
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