Гидроксид ртути оксид ртути вода

Гидроксид ртути оксид ртути вода

Для ртути (II) известны оксид HgO, галогениды HgГ₂ (где Г – галоген) и соли.

Оксид ртути (II) HgO существует в двух формах – красной и желтой, обе формы имеют одинаковую структуру, кристаллизуются в ромбической сингонии, цвет зависит от размера кристаллов: при размерах до 4 мкм цвет оксида желтый, выше 8 мкм – красный. Красная форма образуется при осторожном нагревании нитрата ртути (II) при 350 °С:

Желтая – при добавлении щелочей к раствору соли Hg (II) :

Оксид ртути (II) обладает только основными свойствами, растворяется в кислотах:

Гидроксид ртути (II) Hg(OH)₂ не выделен, он разлагается в момент образования на оксид и воду.

Хлорид ртути (II) HgCl₂ – сулема – образуется при нагревании смеси сульфата ртути (II) с хлоридом натрия:

Сулема – бесцветное кристаллическое вещество, плотность 5,44 г/см 3 , температура плавления 277°С, плохорастворима в воде.

Одно из широко используемых соединений ртути (II) – фульмиат ртути (II) Hg(CNO)₂, соль гремучей кислоты, его называют гремучей ртутью. Это первое взрывчатое вещество, при ударе мгновенно разлагается:

Источник

Свойства оксида ртути и реакция ее разложения

Получение оксида ртути на примере опыта

Оксид ртути — это бинарное соединение кислорода и ртути, формула вещества — HgO. При нормальных условиях это твердое непрочное вещество, в зависимости от дисперсности бывает красного или желтого цвета — основной и важнейший оксид ртути. В природе оксид ртути практически не встречается, исключение — редкий минерал монтроидит. В 1774 году ученый Джозеф Пристли с помощью оксида ртути открыл кислород (реакция разложения оксида ртути).

Свойства оксида ртути

HgO желтого цвета — более химически активное вещество, разлагающееся при температуре 332 градусов Цельсия, краснеющее при нагревании. Красный оксид ртути распадается при 500 °С, а при нагревании меняет свой цвет на черный (эта реакция обратимая). Оксид ртути(II) малорастворим в воде и проявляет слабые основные свойства. Растворяется в концентрированных растворах щелочей, образуя при этом гидроксокомплексы. HgO желтого цвета взаимодействует с NH₃, образуя основания Миллона:

2HgO + NH₃ → [Hg₂N]OH · H₂O + Q

Это вещество вступает в реакцию с кислотами, образуя соответствующие соли. Применяется для получения ртути, а также используется при изготовлении некоторых видов гальванических элементов. Оксид ртути очень токсичен.

Получение оксида ртути (на примере опыта)

Оксид ртути (II) — полезный реактив, из которого в лабораторных условиях можно получить разнообразные соли ртути, к примеру хлорид или ацетат ртути(II). Ацетат ртути(II) используется в органическом синтезе (например, для получения изопропилата алюминия), а с помощью Hg­Cl₂ можно получить активированную амальгаму магния.

Для проведения опыта потребуется оборудование:

• колба со шлифом;
• пробирка;
• обратный холодильник;
• пористый стеклянный фильтр;
• коническая колба.

Используемые реактивы:

• азотная кислота (65%-ная);
• ртуть;
• едкий натр;
• хлорид натрия или соляная кислота.

Техника безопасности во время проведения опыта

Оксиды азота (II) и (IV) ядовиты и канцерогенны, работать с ним необходимо очень осторожно. Соли ртути токсичны для людей и опасны для окружающей среды. Ядовитый нитрат ртути легко всасывается через кожу. Работать необходимо под тягой и с обратным холодильником, так как отходящие газы часто содержат пары ртути, опасные сами по себе.

Синтез следует проводить с крайней осторожностью. Смертельная доза нитрата ртути — от 0,2 до 0,4 гр.

Процесс синтеза оксида ртути

В пробирке взвешивают 30 г (0,15 моль) ртути. В колбу на 250 мл с обратным холодильником наливают 60 мл (0,9 моль) HNO₃. Пипеткой небольшими порциями ртуть добавляют в кислоту — тут же происходит реакция. Затем снова надевают обратный холодильник. Раствор нагревается и «закипает» от сильного выделения диоксида азота. По мере завершения реакции выделение бурого газа прекращается и раствор в колбе становится бесцветным. Уравнение реакции:

Hg + 4H­NO₃ => Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Чтобы предотвратить образование нитрата ртути(I), азотную кислоту берут в избытке. Жидкость остывает, и к ней добавляют HCl или NaCl — это проба на наличие ртути(I) Hg₂²⁺. При выпадении осадка Hg₂­Cl₂ в растворе присутствует ртуть (I). К раствору необходимо добавить немного азотной кислоты, затем нагреть. При отрицательной пробе на наличие ртути(I) раствор медленно выливают в 250 мл 4М раствора гидроксида натрия. При этом образуется оранжевый осадок оксида ртути(II) HgO, который нужно отфильтровать. Уравнение реакции:

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH => HgO + 2NaNO₃ + H₂O

Продукт промывают водой на фильтре и высушивают до постоянной массы в эксикаторе над силикагелем. Выход оксида ртути (II) составляет 32,467 г.

При проведении опытов с оксидом ртути следует строго соблюдать правила техники безопасности. Здесь вы найдете безопасные опыты, которые можно проводить дома.

Обезвреживание отходов ртути

Весь фильтрат и промывные воды собирают в большой стакан, при необходимости реакцию раствора доводят до щелочной и добавляют избыток сульфида натрия. При этом образуется черный сульфид ртути HgS, который можно слить в канализацию.

Запрещено выливать в раковину растворимые соли ртути. Полученный оксид ртути хранится в плотно закрытых банках.

Реакция разложения оксида ртути

Получение кислорода в лабораторных условиях основано на разложении непрочных кислородсодержащих соединений, в частности бертолетовой соли, марганцовокислого калия, перекиси натрия и окиси ртути. При нагревании эти вещества разлагаются с выделением кислорода. Реакцию разложения оксида ртути можно продемонстрировать в опыте.

Чтобы провести такой эксперимент, необходимо взять пробирку из тугоплавкого стекла с согнутым нижним концом (длина 17 см, диаметр 1,5 см, длиной 3 см). В нижний конец насыпают 3—5 г красной окиси ртути. В укрепленную в штативе пробирку в наклонном положении вставляют резиновую пробку с отводной трубкой. По ней выделяющийся при нагревании кислород отводится в кристаллизатор с водой.

При нагревании красной окиси ртути до 500 °С из отводной трубки будет выделяться кислород, а внутренние стенки пробирки покроются капельками. Кислород плохо растворяется в воде, поэтому его собирают, вытесняя воду после полного удаления воздуха из прибора.

После завершения опыта необходимо вынуть отводную трубку из кристаллизатора с водой, погасить горелку и открыть пробку только после полного остывания пробирки (пары ртути очень ядовиты). Вместо пробирки можно использовать реторту с приемником для ртути. Из 10 г красной окиси ртути получают 500 мл кислорода. Уравнение реакции разложения оксида ртути:

2HgO = 2Hg + O₂ — 2×25 ккал.

Внимание! В эксперименте использованы токсичные и опасные для здоровья вещества. Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно.

Источник

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Ртуть — элемент побочной подгруппы второй группы шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 80. Обозначается символом Hg (лат. Hydrargyrum). Простое вещество ртуть — переходный металл, при комнатной температуре представляет собой тяжёлую серебристо-белую жидкость, пары которой чрезвычайно ядовиты.
Ртуть — один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии

Исходя из электронного строения, можно сделать вывод, что для в соединениях ртуть будет проявлять степени окисления +2 и +1.

Физические свойства ртути:

• при комнатной температуре — сербристо-серая жидкость , легко переходящая в газообразное состояние ;
• электро- и теплопроводна;
• очень высокая плотность вещества;

Как видите, все вышеперечисленные свойства — характеристики металлического вещества, хотя и в жидком состоянии.

Химические свойства ртути:

1) Реакция с кислородом (при нагревании >300 ° С): 2Hg + O₂ = 2HgO (красного цвета);

2) реагирует с водородом, но только с атомарным ( так же при нагревании): Hg + 2H = HgH₂ — гидрид ртути;

3) C неметаллами ( при нагревании): Hg + S = HgS

4) Взаимодействие с кислотами: с кислотами-не окислителями не взаимодействует

В ряду активности металлов ртуть стоит после водорода, поэтому в реакциях с кислотами-окислителями водород не выделяется:

Как видно из реакции, чаще всего в соединениях ртуть проявляет степень окисления + 2, но +1 тоже встречается, причем в очень необычном виде:

Степень окисления

Соединения ртути

+1

Оксид — не выделен;

Гидроксид — не выделен

Катион ртути — Hg₂ 2+ , соответственно, соль — нитрат ртути (I) — Hg₂(NO₃)₂

Кстати, таких соединений ртути (I) немало — смотрите таблицу растворимости:

+2

Соединения ртути (II) намного чаще встречаются в заданиях школьного курса химии:
Оксид — HgO (относят к слабым основным или даже амфотерным оксидам);Гидроксид — не выделен

Что касается соединений ртути (II), то не смотря на то, что простое вещество ртуть — металл, в веществах HgS (черные или красные кристаллы) и HgJ2 (желтые кристаллы) cвязь ковалентная.

Связь ртуть-углерод в органических соединениях ртути самая прочная из всех известных металл-органических связей

Соединения ртути чрезвычайно ядовиты, соответственно, как и большинство других ядов, их часто используют в медицине:

• хлорид ртути (I) (каломель) — слабительное;
• меркузал и промеран — сильные мочегонные;
• хлорид ртути (II), цианид ртути (II), амидохлорид ртути и жёлтый оксид ртути(II) — антисептики (в том числе в составе мазей).
• Амальгаму серебра применяют в стоматологии в качестве материала зубных пломб.

Источник

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Гидроксид — ртуть

Гидроксид ртути ( II) неустойчив и разлагается на HgO и воду. [1]

Гидроксиды ртути ( I) и ( II), а также оксид ртути ( I) не известны. [2]

Гидроксид ртути ( II) неустойчив и разлагается на HgO и воду. [3]

Гидроксид ртути ( I) неустойчив и разлагается на HgO и воду. [4]

Гидроксид ртути ( 1) неустойчив и разлагается на HgO и воду. [5]

Почему гидроксиды ртути непрочны. [6]

Для гидроксидов ртути кислотные свойства не характерны. [7]

Аналогичный им гидроксид ртути [ Hg ( OH) 2 ] отщепляет воду уже в момент образования. [8]

Соединения ртути Гидроксид ртути неизвестен. [9]

Благодаря неустойчивости гидроксидов ртути , выпадают в осадок оксиды. Оксид и гидроксид цинка амфотерны, оксиды ртути, оксид и гидроксид кадмия имеют основной характер. С водой они не реагируют, растворяются в кислотах, а оксид цинка — также и в растворах щелочей. [10]

Благодаря неустойчивости гидроксидов ртути выпа-дают в осадок оксиды. Оксид и гидроксид цинка амфотерны, оксиды ртути, оксид и гидроксид кадмия имеют основной характер. С водой они не реагируют, растворяются в кислотах, а оксид цинка — также и в растворах щелочей. [11]

Гидроксид ртути распадается на оксид ртути ( II) и воду. [12]

Соединения ртути, как правило, непрочны и разлагаются при нагревании. Гидроксид ртути Hg ( OH) 2 соединение крайне неустойчивое и не может быть выделено в чистом виде. Раствор этого соединения проявляет амфотерные свойства с преобладанием основных. У ртути есть одно замечательное свойство: способность растворять другие металлы, образуя жидкие или твердые амальгамы. Некоторые из них, например, амальгамы серебра и кадмия химически инертны, тверды при комнатных температурах, но легко размягчаются. Они идут на изготовление зубных пломб. Амальгаму таллия, затвердевающую при — 60 С, применяют в низкотемпературных термометрах. [13]

При введении щелочи в водные растворы солей ртути ( П) выпадает осадок оксида ртути ( П) HgO. Катионы диртути ( 2) в щелочной среде подвергаются дисмутации с выделением металлической ртути и HgO. Гидроксиды ртути ( 1) и ( II), а также оксид ртути ( 1) неизвестны. Аналогичный эффект наблюдается при введении в растворы солей диртути ( 2) сероводорода: выделяются HgS и Hg, поскольку сульфид состава Hg2S неизвестен. Малорастворимый HgS встречается в природе — это минерал киноварь. Соединения ртути ( 1) проявляют и восстановительные, и окислительные свойства. [14]

Оксид и гидроксид цинка амфотерны, следовательно, могут реагировать как с кислотами, так и с щелочами. Оксид кадмия и его гидроксид имеют основной характер. Гидроксид ртути Hg ( OH) 2 не получен вследствие того, что он распадается на оксид ртути и воду. Оба оксида ртути Hg2O и HgO обладают основными свойствами. [15]

Источник

Гидроксид ртути: структура, свойства, применение, риски

Содержание:

В гидроксид ртути Это неорганическое соединение, в котором металлическая ртуть (Hg) имеет степень окисления 2+. Его химическая формула — Hg (OH).₂. Однако этот вид еще не был получен в твердой форме при нормальных условиях.

Гидроксид ртути или гидроксид ртути является короткоживущим переходным промежуточным продуктом при образовании оксида ртути HgO в щелочном растворе. Из исследований, проведенных в растворах оксида ртути HgO, было установлено, что Hg (OH)₂ это слабая база. Другие виды, которые его сопровождают, — HgOH. + и Hg 2+ .

Несмотря на то, что не может осаждаться в водном растворе, Hg (OH)₂ Он был получен фотохимической реакцией ртути с водородом и кислородом при очень низких температурах. Он также был получен в виде соосаждения вместе с Fe (OH).₃, где присутствие галогенид-ионов влияет на pH, при котором происходит соосаждение.

Поскольку его нелегко получить в чистом виде на лабораторном уровне, не было возможности найти какое-либо применение этому соединению или определить риски его использования. Однако можно сделать вывод, что он представляет те же риски, что и другие соединения ртути.

Строение молекулы

Строение гидроксида ртути (II) Hg (OH)₂ Он основан на линейной центральной части, образованной атомом ртути с двумя атомами кислорода по бокам.

К этой центральной структуре прикреплены атомы водорода, каждый рядом с каждым кислородом, которые свободно вращаются вокруг каждого кислорода. В простом виде это можно представить следующим образом:

Электронная конфигурация

Электронная структура металлической ртути Hg выглядит следующим образом:

где [Xe] — электронная конфигурация благородного газа ксенона.

Наблюдая за этой электронной структурой, можно сделать вывод, что наиболее стабильной степенью окисления ртути является та, в которой теряются 2 электрона слоя 6.s.

В гидроксиде ртути Hg (OH)₂, атом ртути (Hg) находится в степени окисления 2+. Следовательно, в Hg (OH)₂ ртуть имеет следующую электронную конфигурацию:

Номенклатура

— Гидроксид ртути (II)

Свойства

Молекулярный вес

Химические свойства

Согласно полученной информации, возможно, что Hg (OH)₂ является переходным соединением при образовании HgO в щелочной водной среде.

Добавление гидроксильных ионов (OH – ) к водному раствору ионов ртути Hg 2+ приводит к осаждению желтого твердого вещества оксида ртути (II) HgO, из которого Hg (OH)₂ является временным или временным агентом.

В водном растворе Hg (OH)₂ Это очень короткоживущий промежуточный продукт, так как он быстро высвобождает молекулу воды и твердый осадок HgO.

Хотя осадить гидроксид ртути Hg (OH) не удалось.₂Оксид ртути (II) HgO до некоторой степени растворяется в воде, образуя раствор разновидностей, называемых «гидроксидами».

Эти частицы в воде, называемые «гидроксидами», являются слабыми основаниями и, хотя иногда они ведут себя как амфотерные, в целом Hg (OH)₂ он более щелочной, чем кислый.

Когда HgO растворяется в HClO₄ исследования указывают на присутствие иона ртути Hg 2+ , моногидроксимеркуриновый ион HgOH + и гидроксид ртути Hg (OH)₂.

Равновесия, которые возникают в таких водных растворах, следующие:

Hg 2+ + H₂O ⇔ HgOH + + H +

HgOH + + H₂O ⇔ Hg (OH)₂ + H +

В щелочных растворах NaOH образуется Hg (OH).₃ – .

Получение

Чистый гидроксид ртути

Гидроксид ртути (II) Hg (OH)₂ Его нельзя получить в водном растворе, поскольку при добавлении щелочи к раствору ионов ртути Hg 2+ , осаждается желтый оксид ртути HgO.

Однако некоторым исследователям впервые удалось получить гидроксид ртути Hg (OH) в 2005 году.₂ используя ртутную дуговую лампу, исходя из элемента ртуть Hg, водорода H₂ и кислород O₂.

Реакция является фотохимической и проводилась в присутствии твердого неона, аргона или дейтерия при очень низких температурах (около 5 К = 5 градусов Кельвина). Свидетельства образования соединения получали по спектрам поглощения ИК (инфракрасного) света.

Hg (OH)₂ приготовленный таким образом, он очень стабилен в условиях опыта. Подсчитано, что фотохимическая реакция протекает через промежуточный продукт O-Hg-O до стабильной молекулы H-O-Hg-O-H.

Соосаждение с гидроксидом железа (III)

Если сульфат ртути (II) HgSO растворяется₄ и сульфат железа (III) Fe₂(SW₄)₃ в кислом водном растворе, и pH начинает увеличиваться при добавлении раствора гидроксида натрия NaOH, после периода отстаивания образуется твердое вещество, которое, как предполагается, является соосаждением Hg (OH)₂ и Fe (OH)₃.

Было обнаружено, что образование Hg (OH)₂ является критическим шагом в этом соосаждении с Fe (OH)₃.

Образование Hg (OH)₂ в осадке Fe (OH)₃-Hg (ОН)₂ он сильно зависит от присутствия таких ионов, как фторид, хлорид или бромид, от их конкретной концентрации и от pH раствора.

В присутствии фторида (F – ), при pH более 5 соосаждение Hg (OH)₂ с Fe (OH)₃ это не влияет. Но при pH 4 образование комплексов между Hg 2+ и F – препятствует соосаждению Hg (OH)₂.

В случае наличия хлорида (Cl – ), соосаждение Hg (OH)₂ это происходит при pH 7 или выше, то есть предпочтительно в щелочной среде.

Когда бромид (Br – ), соосаждение Hg (OH)₂ это происходит при еще более высоком pH, то есть pH выше 8,5 или более щелочном, чем с хлоридом.

Приложения

Обзор доступных источников информации показывает, что гидроксид ртути (II) Hg (OH)₂Поскольку это соединение еще не получено коммерчески, его применение неизвестно.

Недавние исследования

С помощью методов компьютерного моделирования в 2013 г. были изучены структурно-энергетические характеристики, связанные с гидратацией Hg (OH).₂ в газообразном состоянии.

Были рассчитаны и сопоставлены энергии координации металл-лиганд и энергии сольватации, варьируя степень гидратации Hg (OH).₂.

Среди прочего, было обнаружено, что, по-видимому, теоретическая степень окисления составляет 1+ вместо предполагаемой 2+, обычно назначаемой для Hg (OH).₂.

Риски

Хотя Hg (OH)₂ как таковой он не был изолирован в достаточном количестве и поэтому не использовался в коммерческих целях. Его конкретные риски не определены, но можно сделать вывод, что он представляет те же риски, что и остальные соли ртути.

Он может быть токсичным для нервной системы, пищеварительной системы, кожи, глаз, дыхательной системы и почек.

Вдыхание, проглатывание или контакт с кожей соединений ртути может вызвать повреждение, начиная от раздражения глаз и кожи, бессонницы, головных болей, тремора, повреждения кишечного тракта, потери памяти и заканчивая почечной недостаточностью. другие симптомы.

Ртуть признана загрязнителем во всем мире. Большинство соединений ртути, которые вступают в контакт с окружающей средой, метилируются бактериями, присутствующими в почвах и отложениях, с образованием метилртути.

Это соединение биоаккумулируется в живых организмах, переходя из почвы в растения, а оттуда — в животных. В водной среде перенос происходит еще быстрее: от очень мелких видов к крупным за короткое время.

Метилртуть оказывает токсическое действие на живые существа и, в частности, на людей, которые попадают в организм через пищевую цепочку.

При попадании в организм с пищей он особенно вреден для маленьких детей и плода у беременных женщин, поскольку, будучи нейротоксином, он может вызвать повреждение мозга и нервной системы в процессе формирования и роста.

Источник