Dioxyde d'osmium
| Oxyde d'osmium(IV) | |
 | |
| __ Os4+ __ O2- Structure cristalline du dioxyde d'osmium | |
| Identification | |
|---|---|
| Nom systématique | oxyde d'osmium(IV) |
| No CAS | |
| PubChem | 187574 |
| Apparence | solide brun foncé à l'odeur chlorée[1] |
| Propriétés chimiques | |
| Formule | O2Os |
| Masse molaire[2] | 222,23 ± 0,03 g/mol O 14,4 %, Os 85,6 %, |
| Propriétés physiques | |
| T° fusion | 650 °C[3] (décomposition) |
| Masse volumique | 11,4 g/cm3[1] |
| Précautions | |
| SGH[1] | |
 Attention | |
| NFPA 704[1] | |
| Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire. | |
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Le dioxyde d'osmium est un composé chimique de formule OsO2. Il se présente comme un solide brun à noir peu soluble dans l'eau tandis que le composé fraîchement préparé est de couleur dorée sous forme polycristalline et monocristalline[4] avec une conductivité électrique de type métallique. Exposé à l'air, il s'oxyde lentement en tétroxyde d'osmium OsO4 et peut réagir de manière pyrophorique avec l'oxygène atmosphérique. Il cristallise dans le système tétragonal selon le groupe d'espace P42/mnm (no 136, structure cristalline du rutile) avec pour paramètres a = 450,0 pm, c = 318,4 pm et Z = 2[5]. Le dihydrate OsO2·2H2O est une poudre noire qui tend également à former du tétroxyde OsO4 dans l'air. Il est soluble dans l'acide chlorhydrique[6],[7] HCl pour donner l'anion hexachloroosmiate[8] OsCl6−. Contrairement au tétroxyde OsO4, le dioxyde d'osmium n'est pas toxique[9].
On peut obtenir le dioxyde d'osmium en réduisant le tétroxyde d'osmium OsO4 dans un flux d'hydrogène-azote gazeux ou en traitant de l'hexachloroosmiate de potassium K2OsCl6 avec du carbonate de sodium Na2CO3 à haute température[8].
Le dioxyde d'osmium monocristallin peut être obtenu par transport chimique (en) (CVT). À cette fin, l'osmium élémentaire est d'abord mis à réagir avec du chlorate de sodium NaClO3 dans une ampoule scellée sous vide dans une réaction en deux étapes à 300 °C puis 650 °C pour former l'oxyde polycristallin. L'ampoule avec l'oxyde est ensuite placée dans un four à deux zones : une moitié de l'ampoule est chauffée à 960 °C tandis que l'autre moitié est maintenue à 900 °C. Deux jours de chauffage sont nécessaires pour traiter 0,15 g d'osmium élémentaire. Une fois lentement revenue à température ambiante, l'ampoule contient des monocristaux dorés d'OsO2 de plusieurs millimètres de côté[4] :
O2 est le transporteur typique de ces réactions.
Notes et références[modifier | modifier le code]
- « Fiche du composé Osmium(IV) oxide, Os 83% min », sur Alfa Aesar (consulté le ).
- Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
- (de) Jean d’Ans, Ellen Lax et Roger Blachnik, Taschenbuch für Chemiker und Physiker, Springer, 1998, p. 646 sqq. (ISBN 3-642-58842-5)
- (en) D. B. Rogers, S. R. Butler, R. D. Shannon, A. Wold et R. Kershaw, « Single Crystals of Transition-Metal Dioxides », Inorganic Syntheses, vol. 13, , p. 135-145 (DOI 10.1002/9780470132449.ch27, lire en ligne).
- (en) Carl-Erik Boman, « Precision Determination of the Crystal Structure of Osmium Dioxide », Acta Chemica Scandinavica, vol. 24, no 1, , p. 123-128 (DOI 10.3891/acta.chem.scand.24-0123, lire en ligne
). - (en) J. E. Greedan, D. B. Willson et T. E. Haas, « Metallic nature of osmium dioxide », Inorganic Chemistry, vol. 7, no 11, , p. 2461-2463 (DOI 10.1021/ic50069a059, lire en ligne).
- (en) P. C. Yen, R. S. Chen, C. C. Chen, Y. S. Huang et K. K. Tiong, « Growth and characterization of OsO2 single crystals », Journal of Crystal Growth, vol. 262, nos 1-4, , p. 271-276 (DOI 10.1016/j.jcrysgro.2003.10.021, lire en ligne).
- (de) Georg Brauer, Handbuch der Präparativen Anorganischen Chemie, 3e éd., vol. 3, Ferdinand Enke, Stuttgart, 1981, p. 1745. (ISBN 3-432-87823-0)
- (en) Ivan C. Smith, Bonnie L. Carson et Thomas L. Ferguson, « Osmium: An Appraisal of Environmental Exposure », Environmental Health Perspectives, vol. 8, , p. 201-213 (PMID 4470919, PMCID 1474945, DOI 10.1289/ehp.748201, JSTOR 3428200, lire en ligne).
