Diossido di iridio

composto chimico

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.

Diossido di iridio
Cella unitaria del rutilo
Cella unitaria del rutilo
Nomi alternativi
ossido di iridio(IV)
Caratteristiche generali
Formula bruta o molecolareIrO2
Massa molecolare (u)224,22
Aspettosolido nero inodore
Numero CAS12030-49-8
Numero EINECS234-743-9
PubChem82821
SMILES
O=[Ir]=O
Proprietà chimico-fisiche
Densità (g/cm3, in c.s.)11,66
Solubilità in acquainsolubile
Temperatura di fusione1100 °C (1373 K) dec
Sistema cristallinotetragonale
Indicazioni di sicurezza
Simboli di rischio chimico
comburente irritante
Frasi H272 - 315 - 319 [1]
Consigli P210 - 280 - 302+352 - 305+351+338 - 312

Struttura

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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.[2]

Sintesi

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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.[3]

Reattività

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IrO2 è un ossido stabile, ma si decompone di sopra di 1100 °C:[4]

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.[5]

IrO2 è usato per costruire anodi, sensori di pH e film sottili per materiali elettrocromici.[6]

Sicurezza

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IrO2 può essere irritante per la pelle e gli occhi. Vanno usate le normali precauzioni dovute a tutti i prodotti chimici.

  1. ^ ThermoFisher; rev. del 22/01/2021
  2. ^ 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 978-3-540-60035-0.
  3. ^ N. Bestaoui, E. Prouzet, A chimie douce route to pure iridium oxide, in Chem. Mater., vol. 9, n. 4, 1997, pp. 1036-1041, DOI:10.1021/cm9606282. URL consultato il 5 aprile 2011.
  4. ^ S. A. Cotton, Chemistry of the precious metals, Londra, Chapman & Hall, 1997, ISBN 0-7514-0413-6.
  5. ^ C. E. Housecroft, Iridium: inorganic & coordination chemistry, in Encyclopedia of Inorganic Chemistry, 2ª ed., John Wiley & Sons, 2005, DOI:10.1002/0470862106.ia101, ISBN 978-0-470-86210-0.
  6. ^ C. M. Giandomenico, Platinum-group metals, compounds, in Kirk-Othmer Encyclopedia of chemical technology, 4ª ed., Wiley Interscience, 1998.

Bibliografia

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  • 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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