Tétroxyde d'osmium

Tétroxyde d'osmium
Identification
Nom UICPA	Tétroxyde d'osmium
No CAS	20816-12-0
No ECHA	100.040.038
No CE	244-058-7
Apparence	corps composé solide polymorphe, incolore à jaune pâle (présence de dioxyde d'osmium), d'odeur acre type chloré (oxydant) ou de pourriture organique (après oxydation).
Propriétés chimiques
Formule	O4OsOsO4
Masse molaire	254,23 ± 0,03 g/mol O 25,17 %, Os 74,83 %,
Propriétés physiques
T° fusion	42 °C
T° ébullition	130 °C
Solubilité	dans l'eau à 25 °C : 60 g·l-1
Masse volumique	4,9 g·cm-3
Pression de vapeur saturante	à 27 °C : 1,5 kPa
Précautions
SGH
Danger H300, H310, H314 et H330 H300 : Mortel en cas d'ingestion H310 : Mortel par contact cutané H314 : Provoque de graves brûlures de la peau et des lésions oculaires H330 : Mortel par inhalation
SIMDUT
C, D1A, E, C : Matière comburante cause ou favorise la combustion d'une autre matière en dégageant de l'oxygène D1A : Matière très toxique ayant des effets immédiats graves Transport des marchandises dangereuses : classe 6.1 groupe I E : Matière corrosive nécrose de la peau chez l'humain Divulgation à 0,1 % selon la liste de divulgation des ingrédients
Transport
66    2471    Code Kemler : 66 : matière très toxique Numéro ONU : 2471 : TÉTROXYDE D’OSMIUM Classe : 6.1 Étiquette : 6.1 : Matières toxiques Emballage : Groupe d'emballage I : matières très dangereuses ;
Écotoxicologie
Seuil de l’odorat	bas : 0,001 9 ppm
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.

Le composé chimique tétroxyde d'osmium est un tétraoxyde d'osmium, de formule chimique OsO₄, dans lequel ce dernier élément chimique est représenté à son état d'oxydation théorique le plus élevé : +8. Ce corps composé, qui peut se présenter en longs cristaux incolores à odeur forte, est très volatil et vénéneux. La couleur brun-jaune provient de la présence de dioxyde d'osmium OsO₂ qui se forme très rapidement par réduction du tétroxyde de formation initiale plus aisée.

Molécule analogue au tétraoxyde de ruthénium RuO₄, l'OsO₄ forme un tétraèdre qui a pour centre l'atome d'osmium et pour extrémités les atomes d'oxygène reliés à l'osmium central par double liaison covalente.

Un composé oxygéné très oxydant de la chimie de l'osmium

Lorsque de l'osmium, corps simple métal, est exposé sous forme de poudre à l'air chaud, il s'oxyde lentement en tétroxyde d'osmium qui se sublime facilement à température ambiante. La réaction est importante à 200 °C et elle est rapide et totale si on chauffe au rouge vif de 400 °C à 800 °C.

Os _{solide cristal chauffé, parfois jusqu'au rouge vif} + 2 O_{2 gaz} → OsO_{4 gaz obtenu à températures élevées}

Cela donne un gaz très oxydant, extrêmement toxique et à l'odeur particulièrement forte. En fait, ceci explique le nom de l'élément venant du grec osmê qui signifie « odeur ».

Il existe en réalité deux formes allotropiques du composé chimique tétraoxyde d'osmium. La plus instable fond vers 39,5 °C et la plus stable existe encore solide à 41 °C. Cette forme est très peu soluble dans l'eau à température ambiante, à peine 60 g·l^-1.

Le tétraoxyde d'osmium est beaucoup plus soluble dans le tétrachlorure de carbone, soit 2 500 g·l^-1.

La solution aqueuse de tétroxyde d'osmium laisse un solide cristallisé, l'acide osmique. L'acide osmique n'est pas une vague forme hydratée de tétroxyde d'osmium, mais simplement un autre corps chimique de formule simple H₂OsO₄ qui comprend deux terminaisons hydroxydes et oxydes par rapport à l'atome central d'osmium. C'est souvent ce dernier solide cristallisé plus stable, plus facilement manipulable et moins toxique, sorte de "tétraoxyde d'osmium" mis en conserve ou stabilisé, que les chimistes emploient comme agent oxydant en synthèse organique ou les biochimistes comme colorant de préparations cellulaires en microscopie.

Si la formation du tétraoxyde d'osmium est facile, ce dernier corps très oxydant est facilement réduit en dioxyde d'osmium OsO₂ par les poussières ou les graisses, ou tous autres corps chimiques potentiellement réducteurs. Ainsi,

OsO_{4 gaz ou liquide} + surface graisseuse_{organe cellulaire} → OsO_{2 solide à température ambiante} + surface (bi)oxydée_{organe cellulaire} (par O₂ après destruction du complexe tétraoxyde d'Os fixé)

Toxicité

Cet oxyde volatil et très oxydant est en effet extrêmement toxique, même en très faible quantité, et doit être manipulé avec d'importantes précautions. En particulier, l'inhalation même à des concentrations trop faibles pour en percevoir l'odeur peut entraîner des lésions graves de la peau, des yeux et des voies respiratoires, amenant à des œdèmes aux poumons, et causer la mort. Des symptômes détectables peuvent n'apparaître que plusieurs heures après l'exposition.

L'irritation des yeux est très rapide par les vapeurs, elle peut conduire à la cécité. Le corps oxydant, facilement sublimable à température ambiante et d'autant plus qu'il est chauffé, est très irritant et agressif pour les muqueuses. Ses vapeurs peuvent ronger les fosses nasales et provoquer des atteintes graves au système respiratoire à des concentrations faibles dans l'air, soit 10^-7 g/cm³.

Il faut travailler sous hotte spéciale et en milieu sécurisée d'évacuation de vapeurs (procédé de réduction).

Applications

Cet oxydant puissant, qui, à faible dose, est facilement réduit par les graisses et les poussières, peut servir à détecter des empreintes digitales. Il peut servir à colorer les graisses des préparations ou coupes microscopiques au laboratoire de biologie.

Cet oxyde est un puissant colorant souvent utilisé dans la microscopie électronique en transmission (MET) pour donner du contraste à l'image. De la même manière, il peut colorer la cornée humaine, ce qui entraîne la cécité, lorsque les précautions nécessaires ne sont pas observées.

En synthèse organique, il est parfois utilisé pour oxyder les alcènes en diols, à l'instar du permanganate de potassium, utilisé dilué et à froid. C'est un agent oxydant pour la syndihydroxylation des alcènes.

Il est notamment impliqué dans la réaction catalytique appelée dihydroxylation de Sharpless, du chimiste Karl Barry Sharpless, prix Nobel de chimie 2001.

En biologie cellulaire, le tétraoxyde d'osmium est également utilisé pour colorer les saccules de la partie cis de l'appareil de Golgi. Il est aussi utilisé en histologie comme fixateur.

Risques d'emploi de guerre chimique

Le 6 avril 2004, l'agence de presse américaine ABC News rapportait que les services secrets britanniques auraient déjoué une attaque terroriste impliquant une bombe au tétroxyde d'osmium.

Histoire

Le tétraoxyde d'osmium est responsable de l'odeur nauséabonde des résidus noirs de production de platine à partir du traitement des minerais de platine américain par l'eau régale. Le chimiste anglais Smithson Tennant est un des premiers chimistes à avoir décrit ce composé inconnu en cristal filiforme et proposé le nom d'un nouvel élément osmium en 1804.

Le terme adjectival "osmique" se généralise en français dans les comptes-rendus de l'académie des sciences vers 1842.