Diossido di iridio

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
PubChem	82821
SMILES	O=[Ir]=O
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
Simboli di rischio chimico
Frasi H	272 - 315 - 319
Consigli P	210 - 280 - 302+352 - 305+351+338 - 312
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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

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

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 IrCl₃•xH₂O. Per idrolisi basica a temperatura ambiente si ottiene un idrossido idrato, che dopo calcinazione a 900 °C fornisce IrO₂ cristallino.^[3]

Reattività

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]

Usi

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

Sicurezza

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

Note

^ ThermoFisher; rev. del 22/01/2021
^ 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.
^ 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.
^ S. A. Cotton, Chemistry of the precious metals, Londra, Chapman & Hall, 1997, ISBN 0-7514-0413-6.
^ 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.
^ C. M. Giandomenico, Platinum-group metals, compounds, in Kirk-Othmer Encyclopedia of chemical technology, 4ª ed., Wiley Interscience, 1998.

Bibliografia

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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[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.

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