Kviksølvoxid (Hg2O) Struktur, Egenskaber, Anvendelser



den kviksølvoxid (I), hvis kemiske formel er repræsenteret som Hg2O, er en forbindelse i fast fase, betragtes som giftig og ustabil fra kemisk synspunkt, bliver formular frit kviksølv og kviksølv oxid (II).

Der er kun to kemiske arter, der kan danne kviksølv i kombination med ilt, fordi dette metal har to unikke oxidationstilstande (Hg).+ og Hg2+): kviksølvoxid (I) og kviksølvoxid (II). Kvicksilveroxidet (II) er i en tilstand af fast aggregering, der opnås i to relativt stabile krystallinske former.

Denne forbindelse er også kendt simpelthen som kviksølvoxid, så kun denne art vil blive behandlet herefter. En meget almindelig reaktion, der forekommer med dette stof, er, at når der udsættes for opvarmning, forekommer nedbrydning, der producerer kviksølv og gasformigt ilt i en endoterm proces.

indeks

  • 1 Kemisk struktur
  • 2 Egenskaber
  • 3 anvendelser
  • 4 risici
  • 5 referencer

Kemisk struktur

Under atmosfærisk tryk forekommer denne art i to unikke krystallinske former: den ene kaldes cinnabar og en anden kendt som montrodita, som meget sjældent findes. Begge former bliver tetragonale over 10 GPa af tryk.

Cinnabarstrukturen er baseret på primitive hexagonale celler (hP6) med trigonal symmetri, hvis spiralformede akse er orienteret til venstre (P3)221); i stedet er monoditens struktur orthorhombic, baseret på et primitivt gitter, der danner glidende planer vinkelret på de tre akser (Pnma).

I modsætning hertil kan to former for kviksølvoxid synliggøres visuelt, fordi man er rød og den anden gule. Denne forskel i farve forekommer takket være partiklernes dimensioner, fordi de to former har samme struktur.

At frembringe rød kviksølvoxid form kan tyet til opvarmning af metallisk kviksølv i nærværelse af oxygen ved en temperatur omkring 350 ° C, eller pyrolyse af kviksølv nitrat (II) (Hg (NO3)2).

På samme måde kan fremstillingen af ​​den gule form af dette oxid anvendes til udfældningen af ​​Hg-ionet2+ i vandig form med en base.

egenskaber

- Det har et smeltepunkt på ca. 500 ° C (svarende til 773 K) ovenfor, der undergår nedbrydning, og en molær masse eller molekylvægt på 216,59 g / mol.

- Det er i en tilstand af solid aggregering i forskellige farver: orange, rød eller gul, i henhold til graden af ​​dispersion.

- Det er et oxid af uorganisk natur, hvis andel af ilt er 1: 1, hvilket gør det til en binær art.

- Det betragtes som uopløseligt i ammoniak, acetone, ether og alkohol, såvel som i andre opløsningsmidler af organisk natur.

- Dens opløselighed i vand er meget lav, idet den er ca. 0,0053 g / 100 ml ved standardtemperatur (25 ° C) og stiger med temperaturforøgelsen.

- Det anses for at være opløseligt i de fleste syrer; Den gule form viser imidlertid større reaktivitet og større opløselighedskapacitet.

- Når kviksølvoxid udsættes for luften, undergår det nedbrydning, medens dets røde form udsættes for lyskilder.

- Når den udsættes for opvarmning til den temperatur, ved hvilken den nedbrydes, frigives kviksølvgasser med høj toksicitet.

- Kun ved opvarmning til 300-350 ° C kan kviksølv kombineres med ilt til en omkostningseffektiv sats.

applikationer

Det anvendes som en forløber for at opnå elementært kviksølv, fordi det gennemgår nedbrydningsprocesser ret let; Til gengæld, når det nedbrydes, producerer det ilt i sin gasform.

Tilsvarende er dette oxid anvendes som uorganisk natur eller graden titreringsmiddel standard type til anioniske arter, fordi en forbindelse med større stabilitet til deres oprindelige form genererer.

I denne forstand undergår kviksølvoxid opløsning, når det findes i koncentrerede opløsninger af basiske arter, der producerer forbindelser kaldet hydroxocomplejoer.

Disse forbindelser er komplekser med struktur Mx(OH)og, hvor M repræsenterer et metalatom, og abonnementerne x og y repræsenterer det antal gange denne art findes i molekylet. De er meget nyttige i kemiske undersøgelser.

Derudover kan kviksølv (II) oxid anvendes i laboratorier til fremstilling af forskellige metalsalte; for eksempel kviksølvacetat (II), som anvendes i organiske synteseprocesser.

Denne forbindelse er også anvendes, når det blandes med grafit som materiale til katodeelektroden i produktionen af ​​batterier kviksølvceller elektriske type oxid kviksølv og zink.

risici

- Dette stof, som viser de grundlæggende funktioner meget svagt, er en meget nyttig reagens til forskellige anvendelser, såsom nævnt ovenfor, men til gengæld frembyder betydelige risici for mennesker, når de udsættes for dette.

- Mercurioxid har høj toksicitet, kan absorberes af luftvejene som følger irritationsfremkaldende røg når i aerosolform, ud over at være yderst giftigt, hvis det bliver indtages eller optages gennem huden til at komme i direkte kontakt med dette.

- Denne forbindelse forårsager irritation af øjnene og kan forårsage skade på nyrerne, som efterfølgende resulterer i problemer med nyresvigt.

- Når der forbruges i den ene eller anden af ​​akvatiske arter måde, denne kemiske bioakkumulere i disse og påvirker kroppen hos mennesker, der regelmæssigt indtager.

- Opvarmning af kviksølvoxid forårsager kviksølvdampe, der har høj toksicitet ud over gasformigt ilt, hvilket øger risikoen for brandbarhed; det vil sige at producere brande og forbedre forbrændingen i disse.

- Dette uorganiske oxid har en kraftig oxiderende opførsel, for hvilken den frembringer voldelige reaktioner, når den kommer i kontakt med reduktionsmidler og visse kemiske stoffer, såsom svovlchlorid (Cl2S2), hydrogenperoxid (H2O2), klor og magnesium (kun ved opvarmning).

referencer

  1. Wikipedia. (N.D.). Kviksølv (II) oxid. Hentet fra en.wikipedia.org
  2. Chang, R. (2007). Kemi, niende udgave. Mexico: McGraw-Hill.
  3. Britannica, E. (s.f.). Mercury. Hentet fra britannica.com
  4. Pubchem. (N.D.). Kviksølvoxid. Hentet fra pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  5. Dirkse, T. P. (2016). Kobber, Sølv, Guld & Zink, Cadmium, Kviksølvoxider & Hydroxider. Hentet fra books.google.co.ve