Tetrossido di rutenio

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Tetrossido di rutenio
Ruthenium tetroxide.svg
Nome IUPAC
Tetrossido di rutenio
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolare RuO4
Peso formula (u) 165,07
Aspetto solido giallo
Numero CAS [20427-56-9]
Numero EINECS 243-813-8
PubChem 119079
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.) 3,29
Solubilità in acqua scarsa
Temperatura di fusione 25 °C (298 K)
Temperatura di ebollizione 130 °C (403 K) [1]
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
Irritante Comburente
Frasi R 8, 36/38
Frasi S 7/8, 26, 28, 37/39

Il tetrossido di rutenio o ossido di rutenio(VIII) è il composto chimico con formula RuO4, dove il rutenio ha numero di ossidazione +8 (il più alto possibile nella tavola periodica). È un solido giallo diamagnetico, molto volatile; la molecola RuO4 ha struttura tetraedrica. Ha forti proprietà ossidanti ed è quindi molto reattivo; può reagire in modo esplosivo con composti organici. Il tetracloruro di carbonio è uno dei pochi solventi dove si scioglie senza reagire. L'analogo composto OsO4 ha proprietà analoghe ed è molto più usato.

Cenni storici[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrossido di rutenio fu isolato per la prima volta nel 1860 da Karl Ernst Claus, che aveva precedentemente scoperto il rutenio nel 1844.[2]

Proprietà fisiche[modifica | modifica wikitesto]

In condizioni normali RuO4 è un solido che cristallizza in aghi rombici gialli, ma fonde già a 25 °C.[1] Anche il solido è piuttosto volatile e ha un odore caratteristico, simile a quello dell'ozono.[3]

Struttura molecolare e configurazione elettronica[modifica | modifica wikitesto]

RuO4 è un composto molecolare; la molecola ha struttura tetraedrica, come previsto in base alla teoria VSEPR. La distanza di legame Ru–O è di 170,5 pm.[3]

Sintesi[modifica | modifica wikitesto]

Il tetrossido di rutenio si ottiene per ossidazione di soluzioni acquose di cloruro di rutenio(III) o di rutenati (RuO42–) con periodato di sodio, o ipoclorito di sodio, o bromato di sodio.[2] RuO4 è scarsamente solubile in acqua e quindi si sviluppa in forma gassosa che può poi essere raccolta in solventi adatti.[4]

Reattività[modifica | modifica wikitesto]

In RuO4 il rutenio raggiunge il suo massimo stato di ossidazione, +8. Questo è lo stato di ossidazione più alto possibile per un elemento chimico, ed è molto raro. Si osserva anche nel tetrossido di osmio, nel tetrossido di xeno e in pochi altri composti simili. RuO4 è termicamente instabile e si decompone per riscaldamento formando RuO2 e ossigeno. È più instabile del corrispondente composto di osmio. Il tetrossido di rutenio si riduce anche con idrossido di potassio, formando rutenati tipo RuO42–, dove il rutenio ha numero di ossidazione +6.[3] Reagisce in modo esplosivo con ammoniaca, etanolo, composti organici ossidabili, zolfo e ioduro di idrogeno.[5]

Usi[modifica | modifica wikitesto]

La volatilità di RuO4 lo rende un intermedio importante per la separazione dei metalli del platino e per l'isolamento del rutenio elementare.[4]

In chimica organica RuO4 viene impiegato come ossidante. È un ossidante più forte (e meno selettivo) di OsO4, ed è in grado di ossidare praticamente tutti gli idrocarburi. Ad esempio, ossida l'adamantano a 1-adamantanolo. Si usa in sintesi organica per ossidare alchini terminali a 1,2-dichetoni e alcoli primari ad acidi carbossilici. In questi utilizzi RuO4 è preparato in situ in quantità catalitiche da RuO2 o RuCl3 e viene rigenerato aggiungendo periodato di sodio; come solvente si usa una miscela di acetonitrile, acqua e tetracloruro di carbonio. Alla fine si può aggiungere etere dietilico per precipitare e recuperare il precursore di rutenio.[5]

Dato che RuO4 è un ossidante molto aggressivo, le reazioni si possono fare in condizioni blande, in genere a temperatura ambiente. L'ossidazione con RuO4 non agisce sui centri stereogenici, che non vengono ossidati. Un esempio è la seguente ossidazione di un diolo ad acido carbossilico:

RuO4oxidation.png

Anche l'ossidazione di alcoli epossidici non coinvolge l'anello epossidico:

RuO4epoxy.png

In condizioni più blande la reazione di ossidazione produce invece aldeidi.

RuO4 converte facilmente alcol secondari in chetoni. Risultati simili si possono ottenere con ossidanti meno costosi come quelli a base di dimetilsolfossido o clorocromato di piridinio, ma RuO4 è ideale quando occorre un ossidante molto energico e occorre mantenere condizioni blande.

RuO4 rompe facilmente i doppi legami per formare prodotti carbonilici, in modo simile all'ozonolisi. OsO4, un composto di struttura simile a RuO4 e usato più comunemente come ossidante, non rompe i doppi legami ma forma dioli vicinali.

Sicurezza[modifica | modifica wikitesto]

RuO4 è pericoloso in quanto facilmente volatile e forte ossidante. I vapori sono irritanti per gli occhi e le mucose, perché i tessuti vengono rapidamente ossidati.[5] A contatto con sostanze organiche ossidabili può esplodere anche a temperatura ambiente.

Note[modifica | modifica wikitesto]

  1. ^ a b C. E. Housecroft, A. G. Sharpe, Inorganic chemistry, 3ª ed., Harlow (England), Pearson Education Limited, 2008, ISBN 978-0-13-175553-6.
  2. ^ a b W. P. Griffith, Ruthenium and osmium oxo complexes as organic oxidants in Platinum Metals Rev., vol. 33, nº 4, 1989, pp. 181–185. URL consultato il 30 marzo 2011.
  3. ^ a b c A. F. Holleman; E. Wiberg, Inorganic Chemistry, San Diego, Academic Press, 2001, ISBN 0-12-352651-5.
  4. ^ a b H. Renner et al., Platinum group metals and compounds in Ullmann's encyclopedia of industrial chemistry, Weinheim, Wiley-VCH, 2001, DOI:10.1002/14356007.a21_075.
  5. ^ a b c V. S. Martín, J. M. Palazón, C. M. Rodríguez, C. R. Nevill Jr., Ruthenium(VIII) Oxide in Encyclopedia of Reagents for Organic Synthesis, Wiley, 2001, DOI:10.1002/047084289X.rr009.pub2.

Bibliografia[modifica | modifica wikitesto]

  • J. L. Courtney, K. F. Swansbor, Ruthenium tetroxide oxidation in Reviews of Pure and Applied Chemistry, vol. 22, 1972, p. 47.
  • N. N. Greenwood, A. Earnshaw, Chemistry of the elements, 2ª ed., Oxford, Butterworth-Heinemann, 1997, ISBN 0-7506-3365-4.
  • S. A. Cotton, Chemistry of the precious metals, Londra, Chapman & Hall, 1997, ISBN 0-7514-0413-6.
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