Oxid rtuťnatý - Mercury(II) oxide
 | |
 | |
| Jména | |
|---|---|
| Název IUPAC Oxid rtuťnatý | |
| Ostatní jména | |
| Identifikátory | |
3D model (JSmol ) | |
| ChemSpider | |
| Informační karta ECHA | 100.040.580  |
| KEGG | |
PubChem CID | |
| Číslo RTECS |
|
| UNII | |
| UN číslo | 1641 |
Řídicí panel CompTox (EPA) | |
| |
| |
| Vlastnosti | |
| HgÓ | |
| Molární hmotnost | 216.591 g · mol−1 |
| Vzhled | Žlutá nebo červená pevná látka |
| Zápach | bez zápachu |
| Hustota | 11,14 g / cm3 |
| Bod tání | 500 ° C (932 ° F; 773 K) (rozkládá se) |
| 0,0053 g / 100 ml (25 ° C) 0,0395 g / 100 ml (100 ° C) | |
| Rozpustnost | nerozpustný v alkohol, éter, aceton, amoniak |
| Mezera v pásmu | 2,2 eV[1] |
| −44.0·10−6 cm3/ mol | |
Index lomu (nD) | 2,5 (550 nm)[1] |
| Struktura | |
| ortorombický | |
| Termochemie | |
Std molární entropie (S | 70 J · mol−1· K.−1[2] |
Std entalpie of formace (ΔFH⦵298) | -90 kJ · mol−1[2] |
| Nebezpečí | |
| Hlavní nebezpečí | Vysoce toxický |
| Bezpečnostní list | ICSC 0981 |
| Piktogramy GHS |    |
| NFPA 704 (ohnivý diamant) | |
| Bod vzplanutí | Nehořlavé |
| Smrtelná dávka nebo koncentrace (LD, LC): | |
LD50 (střední dávka ) | 18 mg / kg (orálně, potkan)[3] |
| Související sloučeniny | |
jiný anionty | Sulfid rtuťnatý Selenid rtuti Rtuť telurid |
jiný kationty | Oxid zinečnatý Oxid kademnatý |
Související sloučeniny | Oxid rtuťnatý |
Pokud není uvedeno jinak, jsou uvedeny údaje o materiálech v nich standardní stav (při 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
 ověřit (co je   ?) | |
| Reference Infoboxu | |
Oxid rtuťnatý, také zvaný oxid rtuťnatý nebo jednoduše oxid rtuťnatý, má vzorec HgÓ. Má červenou nebo oranžovou barvu. Oxid rtuťnatý je při pokojové teplotě a tlaku pevná látka. Minerální forma montroydite je velmi zřídka nalezen.
Dějiny
V roce 1774 Joseph Priestley objevil, že kyslík se uvolňoval zahříváním oxidu rtuťnatého, i když plyn neidentifikoval kyslík (spíše to Priestley nazval „deflogistikováno vzduch, "protože to byl paradigma že v té době pracoval).[4]
Syntéza
Červenou formu HgO lze vyrobit zahřátím Hg v kyslíku na přibližně 350 ° C nebo pyrolýza z Hg (č3)2.[5] Žlutou formu lze získat srážením vodného Hg2+ s alkáliemi.[5] Rozdíl v barvě je způsoben velikostí částic, obě formy mají stejnou strukturu skládající se z téměř lineárních jednotek O-Hg-O spojených v klikatých řetězcích s úhlem Hg-O-Hg 108 °.[5]
Struktura
Za atmosférického tlaku má oxid rtuťnatý dvě krystalické formy: jedné se říká montroydite (ortorombický, 2 / m 2 / m 2 / m, Pnma) a druhý je analogický se sulfidovým minerálem rumělka (šestihranný, hP6, P3221); oba jsou charakterizovány Hg-O řetězci.[6] Při tlacích nad 10 GPa se obě struktury převádějí na a čtyřúhelníkový formulář.[1]
Použití
HgÓ se někdy používá při výrobě rtuti, protože se poměrně snadno rozkládá. Když se rozloží, vzniká plynný kyslík.
Používá se také jako materiál pro katody pro rtuťové baterie.[7]
Zdravotní problémy
Oxid rtuti je vysoce toxická látka, kterou lze absorbovat do těla vdechováním jeho aerosolu, kůží a požitím. Látka dráždí oči, kůži a dýchací cesty a může mít účinky na ledviny, což může mít za následek poškození ledvin. V potravinovém řetězci důležitém pro člověka bioakumulace probíhá zejména ve vodních organismech. Tato látka je v EU zakázána jako pesticid EU.[8]
Odpařování při 20 ° C je zanedbatelné. HgO se rozkládá při vystavení světlu nebo při zahřátí nad 500 ° C. Při zahřívání vznikají vysoce toxické výpary rtuti a kyslík, což zvyšuje nebezpečí požáru. Oxid rtuťnatý reaguje prudce s redukčními činidly, chlorem, peroxidem vodíku, hořčíkem (při zahřátí), dichloridem disulfurovým a trisulfidem vodíku. Sloučeniny citlivé na nárazy se tvoří s kovy a prvky, jako je síra a fosfor.[9]
Reference
- ^ A b C "Krystalová struktura oxidu rtuti (HgO), fyzikální vlastnosti". Polovodiče · Sloučeniny II-VI a I-VII; Semimagnetické sloučeniny. Landolt-Börnstein - kondenzovaná látka skupiny III. Landolt-Börnstein - kondenzovaná látka skupiny III. 41B. Springer-Verlag. 1999. s. 1–7. doi:10.1007 / b71137. ISBN 978-3-540-64964-9.
- ^ A b Zumdahl, Steven S. (2009). Chemické principy 6. vydání. Společnost Houghton Mifflin. p. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ Chambers, Michaele. „ChemIDplus - 21908-53-2 - UKWHYYKOEPRTIC-UHFFFAOYSA-N - Oxid rtuťnatý [ISO] - Hledání podobných struktur, synonyma, vzorce, odkazy na zdroje a další chemické informace“. chem.sis.nlm.nih.gov.
- ^ Almqvist, Ebbe (2003). Historie průmyslových plynů. Springer. p. 23. ISBN 978-0-306-47277-0.
- ^ A b C Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemie prvků (2. vyd.). Butterworth-Heinemann. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Aurivillius, Karin; Carlsson, Inga-Britt; Pedersen, Christian; Hartiala, K .; Veige, S .; Diczfalusy, E. (1958). „Struktura hexagonálního oxidu rtuti (II)“. Acta Chemica Scandinavica. 12: 1297–1304. doi:10,3891 / acta.chem.scand.12-1297. Citováno 17. listopadu 2010.
- ^ Moore, John W .; Conrad L. Stanitski; Peter C. Jurs (2005). Chemistry: The Molecular Science. Thomson Brooks / Cole. p.941. ISBN 978-0-534-42201-1.
Rtuťová baterie s anodou oxidu rtuťnatého.
- ^ Ředitelství pro regulaci chemických látek. „Zakázané a nepovolené pesticidy ve Velké Británii“. Citováno 1. prosince 2009.
- ^ „Oxid rtuťnatý“. Mezinárodní informační středisko pro bezpečnost a ochranu zdraví při práci. Citováno 2009-06-06.