Молярная масса ртути (hg), формула и примеры

Оксид ртути(II) — бинарное соединение ртути и кислорода с формулой HgO. Это твёрдое непрочное при нормальных условиях вещество в зависимости от дисперсности красного или оранжевого (жёлтого) цвета является основным и важнейшим оксидом ртути и практически не встречается в природе, за исключением редкого минерала монтроидита.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 300 °C или пиролизом нитрата ртути.

{displaystyle {mathsf {2Hg+O_{2}rightarrow 2HgO}}}

Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути(II) щелочами, например:

Разница в цвете объясняется размером частиц, обе формы имеют одинаковую структуру — цепь линейных звеньев состава O-Hg-O соединённых под углом 108°. Размеры частиц жёлтого оксида ртути составляют до 4 мкм, красной — более 8 мкм.

Свойства

Жёлтый HgO является более химически активным, разлагается при температуре 332oC, при нагревании краснеет. Красный HgO распадается при 500, а при нагревании обратимо меняет свой цвет на чёрный.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Формула лимонной кислоты в химии

Оценим за полчаса!

Оксид ртути(II) в воде малорастворим, его насыщенный водный раствор имеет концентрацию 2,6·10-4 моль/л для жёлтой формы и 2,4·10-4 моль/л для красной. Проявляет слабые основные свойства.

Растворяется в концентрированных растворах щелочей, при этом образуются гидроксокомплексы. Жёлтый HgO взаимодействует с NH3 с образованием основания Миллона:

{displaystyle {mathsf {2HgO+NH_{3}rightarrow [Hg_{2}N]OHcdot 2H_{2}O+D}}}

  • Это вещество реагирует с кислотами, образуя соответствующие соли [Hg2N]X•H2O (X = NO3-, ClO3-, Cl3-, Br3-, I3-).
  • Применяется для получения ртути, а также в некоторых видах гальванических элементов.
  • Обладает сильным токсическим действием.

Красная ртуть и HgO

В 90-е годы оксид ртути нередко выдавался за несуществующую красную ртуть, так как он действительно красного, скорее ярко-рыжего цвета и содержитртуть. Во времена «краснортутной лихорадки» фиксировалось немало случаев хищения и продажи этого вещества под видом «красной ртути».

Общие Физические свойства Термические свойства Химические свойства Классификация

Оксид ртути(II)
Молярная масса ртути (hg), формула и примеры
Молярная масса ртути (hg), формула и примеры
Систематическое наименование Оксид ртути(II)
Хим. формула HgO
Состояние твёрдые кристаллы оранжевого/красного цвета
Молярная масса 216.59 г/моль г/моль
Плотность около 11,14 г/см³
Т. разл. 500 °C
Растворимостьв воде нерастворим
Рег. номер CAS [21908-53-2]
PubChem 30856
Рег. номер EINECS 244-654-7
SMILES [Hg]=O
InChI   1S/Hg.O UKWHYYKOEPRTIC-UHFFFAOYSA-N
RTECS OW8750000
ChemSpider 28626
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Риски, безопасность и условия использования

Указания по безопасностиS13; S28; S45; S60; S61Указания по рискуR26/27/28; R33; R50/53Класс опасности6.1Символы опасности T+ N Красный HgO получают сухим или мокрым способом. При сухом способе Hg окисляют О2 или О3 при 300-400 °С или осторожно нагревают Hg2(NO3)2 либо Hg(NO3)2 до 350-400 °С. При мокром способе из горячих р-ров солей Hg(II) осаждают HgO гидроксидами щелочных или щел.-зем. металлов; образующийся при введении щелочей Hg(OH)2 тотчас распадается на HgO и Н2О. Получают HgO также анодным растворением Hg в р-рах щелочей. В зависимости от т-ры электролиза и состава электролита образуется красный или желтый HgO. Стандартный электродный потенциал E0 полуреакций:

  1. HgO (красный) + Н2О + 2еHg + 2ОН- (E0 = +0,0981 В)
  2. HgO + 2Н+ + 2е : Hg + Н2О (+0,926 В) Hg(OH)2 + 2Н+ + 2е : Hg + 2Н2О (+1,034 В)
  3. 2HgO + 4Н+ + 2е : + 2Н2О (+1,065 В)
  4. 2Hg (ОН)2 + 4Н+ + 2е :+ 4Н2О (+1,279 В)

Желтый HgO получают действием щелочей на р-ры солей Hg(II) при комнатной т-ре; Hg(OH)2 начинает осаждаться при рН ~2, полное осаждениепроисходит при рН 5-12. Желтый и красный HgO-окислители в препаративной химии, пигменты красок для морских судов; желтый -компонент кожных мазей, красный-деполяризатор в ртутно-цинковых и ртутно-индиевых элементах. Желтый HgO встречается в природе в виде минерала монтроидита (решетка орторомбическая, а = 0,6608 нм, Ъ = 0,5518 нм, с = 0,3519 нм, z = 4, пространств. группа Рпта). Пероксид HgO2-кристаллы; неустойчив, взрывается при нагр. и ударе; получают взаимод. желтого HgO с 30%-ным р-ром Н2О2 при — 15°С или при добавлении к спиртовому р-ру HgCl2 р-ра Н2О2 и К2СО3. При сухом способе синтеза HgO сплавляют с пероксидом щелочного металла и получают бесцв. соед. M2HgO2, к-рое разлагается водой на HgO2 и МОН (M2HgO2 содержит структурные фрагменты [О—Hg—О]2-).

Условия эксплуатации:
  • — Хранить вдали от пищи
  • — В случае отравления немедленно обратиться к врачу (показать данную этикетку)
  • — От этого материала и/или его контейнера нужно избавиться как от опасного груза
  • — Избегайте выброса в окружающую среду
Риск при использовании:
  • — Способен накапливается в организме
Знаки особого риска:

Источник: https://reachim.promportal.su/goods/18832446/oksid-rtuti-ii-krasnaya-modifikaciya

ртуть

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я

серебристо-бел. жидкость В твердом виде — серебристо-белые тригональные кристаллы металла. вода: не растворим Критическая температура сверхпроводимости (атмосферное давление, массивные образцы, в К) = 3,74 (гамма-форма) Критическая температура сверхпроводимости (атмосферное давление, массивные образцы, в К) = 3,95 (бета-форма) Критическая температура сверхпроводимости (атмосферное давление, массивные образцы, в К) = 4,153 (альфа-форма) 13,5954 (0°C, г/см3) 13,5461 (20°C, г/см3) 14,193 (-38,9°C, г/см3) 0,001 (17,6°C) 0,01 (46,9°C) 0,1 (82°C) 1 (126,5°C) 10 (184°C) 100 (260,4°C) 1,855 (-20°C) 1,685 (0°C) 1,554 (20°C) 1,45 (40°C) 1,367 (60°C) 1,24 (100°C) 1,052 (200°C) 0,95 (300°C) 479,5 (0°C) 473,5 (25°C) 467,5 (50°C) 456 (100°C) 433 (200°C) 400 (300°C) 0,141 (-40°C) 0,1405 (0°C) 0,1395 (25°C) 0,1355 (140°C) 0 (ж) 0 (ж) 75,9 (ж) 27,98 (ж) 2,29 59,22

Пары ртути действуют, вероятно, прежде всего, в неионизированном виде, и лишь гораздо позже, после ферментативного окисления, циркулирующая в крови «свободная» ртуть вступает в соединение с белковыми молекулами.

В первую очередь ионы ртути реагируют с SH-группами белков, а также с карбоксильными и аминными группами тканевых белков, хотя, по-видимому, при более высокой концентрации ионов ртути. В результате образуются более или менее прочные комплексы — металлопротеиды.

Считают, что страдают тиоловые (сульфгидрильные) энзимы и в организме возникают глубокие нарушения функций центральной нервной системы (особенно ее высших отделов).

Вначале возбудимость коры больших полушарий повышается, что связано с ослаблением внутреннего активного торможения, а затем возникает инертность корковых процессов. В дальнейшем нарушаются нормальные силовые взаимоотношения и развивается запредельное торможение (Дрогичина, Трахтенберг).

Симптомы острого отравления:

Животные. При отравлении белых мышей, морских свинок, кроликов парами ртути наблюдались угнетение, адинамия, повышение рефлекторной возбудимости, вначале учащенное, а затем замедленное и поверхностное дыхание, расстройство координации движений, парезы, параличи (Трахтенберг; Сыркина).

Человек.

При отравлении нескольких человек парами ртути (вследствие дефектов в аппаратуре и полного несоблюдения правил безопасности) наблюдались общая слабость, отсутствие аппетита, головная боль, боли при глотании, болезненность десен, боли в животе, «ртутный стоматит», желудочные расстройства, раздражение почек, даже нефроз; со стороны верхних дыхательных путей — катаральные явления. Температура в некоторых случаях слегка повышена. В крови отмечается вначале увеличение содержания гемоглобина и эритроцитов, затем, по мере ослабления явлений отравления, анемия. Резистентность эритроцитов понижена (Фрумина).

У слесарей, работавших внутри плавильного котла, в котором прежде находилась ртуть, в тот же день появилась тошнота, рвота, боль в груди, повысилась температура. В моче было найдено 0,23-0,27 мг/л ртути. У одного из пострадавших дрожание конечностей.

В воздухе, которым дышали рабочие, концентрация ртути равнялась 4,98 мг/м3. Отравление двух других рабочих произошло при клепке такого же котла. Симптомы отравления появились уже спустя 3 ч после начала работы. В моче обнаружено 0,19 мг/л ртути.

В ржавчине, покрывавшей котел, найдено значительное количество ртути, также как в одежде, в которой работали пострадавшие (0,06 мг ртути на 100 г).

Milne et al. описали 4 случая острого отравления высокими концентрациями паров ртути, признаки которого (возбуждение, озноб, диспноэ, кашель, напряжение мышц грудной клетки) появились через несколько часов после начала работы. Известны даже смертельные отравления парами ртути. Большая часть острых отравлений связана с несчастными случаями (авариями, пожарами).

Симптомы хронического отравления:

Животные. Отравление парами ртути развивается постепенно и проявляется вначале возбуждением, сменяющимся угнетением и слабостью, затем изменениями крови, нервными расстройствами и явлениями со стороны почек и печени.

У собак в начальной стадий беспокойство, и агрессивность, в крови — лейкоцитоз, резко ускорена РОЭ; в дальнейшем нарушалась функция печени, а несколько позже — почек. Собаки переставали есть мясо, резко худели; у них появлялось дрожание тела. Позже всего наблюдались изменения слизистой рта.

При действии паров ртути в концентрациях 0,005-0,02 мг/м3 уже через 2 месяца снижалась мышечная работоспособность (Василенко).

На вскрытии погибших животных — изъязвления в нижних отделах толстой кишки, жировая дистрофия почек и печени, очаги некроза в печени, изменения в клетках спинальных ганглиев (Кульков; Loretti).

Морфологически: сдвиги в межнейронных аксондендральных связях и контактных рецепторных аппаратах клеток, преимущественно верхних слоев коры больших полушарий (входящих в систему ассоциативных волокон коры); значительные изменения в клетках подкорковых узлов, таламо-гипоталамической области, ствола спинного мозга, а также в периферических нервах (Толгская).

Концентрация паров ртути при ежедневной 6-часовой затравке 0,04-3,0 мг/м3 вызывает у белых мышей и крыс через 2-3 месяца симптомы отравления и даже гибель (Трахтенберг). Изменения условнорефлекторной деятельности наступали при концентрации 0,01-0,02 мг/м3 (Гимадеев; Трахтенберг), При этих концентрациях отмечены и другие функциональные, биохимические и иммунологические сдвиги.

Человек.

Микромеркуриализм возникает при воздействии на человека в течение 8-10 лет концентраций ртути порядка 0,01 мг/м3 — на уровне ПДК и даже ниже.

Диагностика микромеркуриализма нередко трудна. Многие случаи его проходят под видом заболеваний дыхательных путей или нервной системы — в зависимости от того, какие явления преобладают. Основные симптомы — неврастенический синдром с признаками вегетативной дисфункции, нарушения нервно-психической сферы.

Почти во всех случаях — мелкий и частый тремор пальцев вытянутых рук, у многих тремор век и языка. Указанные расстройства сочетались с увеличением щитовидной железы. Характерны кровоточивость десен, гиперсаливация, гингивиты.

Понижено содержание гемоглобина и числа эритроцитов; выявлены лейкопения, реже — лейкоцитоз, сдвиг в лейкоцитарной формуле, увеличение или уменьшение SH-групп крови и плазмы (Колганов). Нередко наблюдаются нарушения менструального цикла (Панова, Димитров).

С увеличением стажа работы со ртутью учащаются эти отклонения, а также выкидыши и преждевременные роды. Увеличивается и процент мастопатии. При малых концентрациях ртути одновременно отмечается неполноценность функции печени, почек, хронический ринит и гипертиреоз.

В качестве начальных признаков ртутной интоксикации могут быть и офтальмологические проявления (Урин и др.; Фомичева). Высокая температура воздуха и работы, связанные с вибрацией, усиливают токсический эффект (Городнова, Тартаковская).

Дополнительная информация:

Не реагирует с разбавленными соляной и серной кислотами. Реагирует с азотной кислотой, царской водкой и горячей концентрированной серной кислотой.

Критическая напряженность магнитного поля сверхпроводимости при 0 К: для альфа-формы 390 Э, для бета 340 Э.

  1. «Вредные вещества в промышленности: Справочник для химиков, инженеров и врачей» 7-е изд. т.3 Л.:Химия 1976 стр. 386-389
  2. «Физические величины» под ред. Григорьева И.С., Мейлихова Е.З., М.:Энергоатомиздат 1991 стр. 449
  3. Гурвич Я.А. «Справочник молодого аппаратчика-химика» М.:Химия, 1991 стр. 51
  4. Рабинович В.А., Хавин З.Я. «Краткий химический справочник» Л.: Химия, 1977 стр. 92

Алф. указатель: 1-9 A-Z А Б В Г Д Е Ж З И К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Щ Э Я

Еще по теме:

  • РТУТЬ — химическая энциклопедия

Молярная масса ртути (hg), формула и примеры

Источник: http://www.xumuk.ru/spravochnik/290.html

Ртуть

Общие сведения и методы получения

Ртуть ( Hg ) — серебристо-белый тяжелый металл, жидкий при комнат­ной температуре. При замерзании ртуть становится белой, в твердом состоянии легко поддается обработке и имеет зернистый излом. Само­родная ртуть была известна за 2000 лет до н. э.

Народы древней Индии н Китая, а также греки и римляне применяли киноварь (природный HgS ) как краску, лекарственное и косметическое средство. Греческий врач Диоскорид (I в. до н.э.

), нагревая киноварь в железном сосуде с крышкой, получил ртуть в виде паров, которые конденсировались на ее внутренней поверхности. Продукт реакции был назван hydrargyros

(от греческого hydor — «вода» и argyros — «серебро»), т.е. жидким се­ребром. Происхождение русского названия «ртуть» не установлено

Твердая ртуть впервые получена в 1759 г. в Петербурге М. П. Брау­ном и М. В. Ломоносовым, которым удалось заморозить ее в смеси снега с концентрированной азотной кислотой.

Ртуть — весьма редкий элемент. Ее среднее содержание в земной коре —4,5- 10_б % (по массе). Примерно в таком же количестве она содержится в изверженных горных породах. Известно 35 рудных ми­нералов, содержащих ртуть в таких концентрациях, при которых про­мышленное использование этих минералов технически возможно и эко­номически целесообразно. Основной рудный минерал — киноварь HgS

Читайте также:  Валентность марганца (mn), формулы и примеры

с содержанием ртути 86,2 %. Из других минералов следует отметить метацинабарит, самородную ртуть или лнвингстонит, кордероит, ртуть-содержащие сульфасоли и т. д.

Ртутные руды делятся на богатые (~ 1 % Hg ), рядовые (0,2—0,3 % Hg ) и бедные (0,06—0,12% Hg ). Основное промышленное значение имеют телетермальные месторождения ртутных руд, которые разраба­тываются подземным способом. Встречается ртуть также в разрабаты­ваемых открытым способом вулканогенных месторождениях.

Существуют два основных способа извлечения ртути — пиро- и гид­рометаллургический. В первом случае руды или концентраты, содержа­щие ртуть в виде HgS , подвергают окислительному обжигу. Полученная в результате обжига жидкая ртуть стекает в специальные приемники.

Для последующей очистки ее пропускают через высокий (1,0—1,5 м) сосуд с 10 %-ной HN 03, промывают водой, высушивают и перегоняют в вакууме. Второй способ получения ртути состоит в растворении HgS в сернистом натрии н последующем вытеснении ртути алюминием.

Раз­работаны способы извлечения ртути путем электролиза сульфидных растворов.

Физические свойства

Атомные характеристики. Атомный номер 80, атомная масса 200,59 а. е. м., атомный объем 14,26*10-6 м3/моль, атомный радиус 0,157 нм, нонный радиус Hg 2+ 0,110 нм. Конфигурация внешних электронных обо­лочек 5d106s2 . Потенциалы ионизации J (эВ): 10,43; 18,76; 34,21.

Элект­роотрицательность 1,44. Твердая ртуть имеет ромбоэдрическую решетку с периодами а=0,3463 и с=0,671 нм.

Известно семь устойчивых изото­пов ртути с массовыми числами: 196 (распространенность 0,2 %), 198 (10%), 199 (16,8%), 200 (23,1 %), 201 (13,2%), 202 (29,8 %) и 204 (6,9%).

Химические свойства

В соединениях проявляет степень окисления +2 и +1.

Ртуть является относительно стойким в химическом отношении эле­ментом. По отношению к кислороду занимает место вблизи золота н серебра. Из металлов подгруппы цннка ртуть наименее активна вслед­ствие высокой энергии ионизации.

Нормальные электродные потенциалы реакций диссоциации 2 Hg ->-( Hg 2 )2+ + 2 e , ( Hg 2 )2+^-2 Hg 2 ++2 e н Hg ->—»- Hg 2+ +2 e равны соответственно 0,80; 0,91 н 0,86 В. Электрохимиче­ский эквивалент ртутн со степенью окисления +1 2,0789 мг/Кл, а со степенью окисления +2 1,03947 мг/Кл.

Ртутные соединения относитель­но нестойки нз-за постоянной тенденции ртутн к переходу в атомную форму.

В соляной и разбавленной серной кислотах, а также в щелочах ртуть не растворяется. Легко растворяется в азотной кислоте, а при нагрева­нии в концентрированной серной. Растворима в царской водке. Со сла­быми кислотами ртуть не дает солей нли образует неустойчивые соли типа Hg 2 CQ 3 , которая прн нагревании до 180 °С разлагается на ртуть, ее оксид н С02.

С галогенами ртуть образует почти недиссоцнирующие, в большин­стве своем ядовитые соединения. Практическое значение имеют йодная ртуть Hgl 2 , хлористая ртуть (каломель) Hg 2 Cl 2 н хлорная ртуть (су­лема) HgCl 2 .

Йодную ртуть получают воздействием ноднстого ка­лия на растворенные в воде солн ртути. В аналитической хи­мии с помощью этой реакции выявляют присутствие ртутн. Йодная ртуть существует в двух модификациях — красной и желтой.

Переход из красной модификации в желтую происходит при 127 °С; обратный переход протекает медленно н требует переохлаждения. Каломель пред­ставляет собой бесцветные тетраэдрнческне кристаллы, постепенно тем­неющие вследствие распада под действием света на сулему и ртуть.

Сулема имеет внд бесцветных кристаллов ромбической формы. Чаще всего сулему получают прямым восстановлением ртутн.

Ртуть растворяется в расплавленном белом фосфоре, однако хими­ческих соединений не образует и прн остывании выделяется из распла­ва в химически неизменном виде.

Сернистую ртуть можно получить простым растиранием ртути с сер­ным цветом при комнатной температуре. Сульфид ртутн HgS можно легко получить, воздействуя на ртуть сероводородом прн повышенных температурах.

На воздухе ртуть прн комнатной температуре не окисляется. При продолжительном нагреве до температур, близких к температуре кипе­ния, ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красный оксид (И) ртути HgO , который прн дальнейшем нагревании снова распадает­ся на ртуть н кислород.

В этом соединении степень окисления ртути равна + 2 Известен и другой окснд ртутн — черного цвета. Степень окисления ртутн в нем равна +1, его формула Hg 2 0 Во всех соедине­ниях ртути (I) ее атомы связаны между собой, образуя двухвалентные группы — Hg 2 — илн — Hg — Hg —.

Подобная связь сохраняется и в рас­творах солей ртути (I).

Известно существование гидрида HgH 2 , получаемого в результате взаимодействия нодида ртутн и литий — алюминий гидрида. Однако гидрид ртути очень неустойчив и распадается уже при 148 К.

Гидроксиды ртутн неизвестны. В тех случаях, когда можно ожи­дать нх образования, они вследствие своей неустойчивости немедленно отщепляют воду, образуя безводные оксиды.

Помимо галогенидов, известны и другие соли ртути Среди них сер­нистая ртуть HgS ; известны соли ртутн (И) цианистой и роданистой кислот, а также «гремучая ртуть» — соль гремучей кислоты— Hg ( ONC )2. Почти все солн ртути (И) плохо растворимы в воде. Исключение со­ставляет нитрат Hg ( N 03)2.

При воздействии на солн ртути аммиака образуются многочисленные комплексные соединения, например белый плавкий преципитат HgCl -2 NH 3 , белый неплавкий преципитат HgNH 2 Cl и т. п.

Известны два основных типа ртутьорганнческнх соединений: R — Hg — R ' н R — HgX , где R и R ' — органические радикалы, X —кис­лотный остаток.

Этн соединения могут быть получены прн взаимодейст­вии солей ртути с магний- нли литийорганнческими соединениями при замещении в органических соединениях водорода ртутью (меркуриро-вание), путем прнсоедннення солей ртутн к ненасыщенным соединени­ям н, наконец, разложением солей дназония в присутствии солей ртути (реакция Несмеянова).

При растворении металлов в ртутн образуются амальгамы (амаль­гамированию подвержены только металлы, смачиваемые ртутью). Они не отличаются от обычных сплавов, хотя прн избытке ртути представля­ют собой полужидкие смеси.

Прн этом амальгамы могут быть либо обыкновенными (истинными) растворами ( Sn , Pb ) и смесями ( Zn , Cd ), либо химическими соединениями (элементы I группы).

По взаимодейст­вию с ртутью металлы можно условно разделить на пять групп:

  • — металлы, растворимость которых точно не установлена (Та, Si , Re , W , Sb );
  • — металлы, практически нерастворимые в ртути [растворимость не выше 2- Ю-5 % (по массе): Cr , Со, Fe , V, Be ];
  • — металлы с очень низкой растворимостью (на уровне металлов, указанных выше), но образующие с ней химические соединения ( Ni , Ti , Mo , Мп, U );
  • — металлы, не реагирующие с ртутью прн обычных температурах
  • но взаимодействующие с ней при повышенных температурах или после предварительного измельчения ( Al , Си, Hf , Ge );
  • — металлы, образующие с ртутью твердые растворы, а некоторые из них и химические соединения.
  • Соединения, получающиеся в результате амальгамирования, легко разлагаются ниже температуры их плавления с выделением избытка ртути.

Диаграммы состояния Au — Hg , Ag — Hg , Pt — Hg и Sn — Hg имеют характерные переходные точки, соответствующие разложению химиче­ских соединений, образующихся прн амальгамировании в различных температурных условиях. С этими соединениями ртуть образует ряд металлических соединений Стали, легированные углеродом, кремнием, хромом, никелем, молибденом и ниобием, не амальгамируются.

Области применения

Ртуть широко применяется прн изготовлении различных приборов (ба­рометры, термометры, манометры, вакуумные насосы, нормальные эле­менты, полярографы, электрометры и др.

); в ртутных лампах, переклю­чателях, выпрямителях; как жидкий катод в производстве едких щело­чей и хлора электролизом; в качестве катализатора прн синтезе уксус­ной кислоты; в металлургии для амальгамирования золота и сребра; при изготовлении взрывчатых веществ (гремучая ртуть); в медицине (каломель, сулема, ртутьоргаиическне и другие соединения); в качестве пигмента (киноварь); в сельском хозяйстве в качестве протравителя семян и гербицида (органические соединения ртутн); в судостроении для окраски (компонент краски) морских судов, а также в медицинской практике.

Источник: https://ibrain.kz/himiya-svoystva-elementov/rtut

РТУТЬ

РТУТЬ – химический элемент II группы периодической системы элементов, атомный номер 80, относительная атомная масса 200,6.

Это единственный жидкий при комнатной температуре металл, замерзает лишь при сильном морозе. Это было обнаружено лишь в 18 в. – в 1736 в Иркутске при сильном морозе «замерзание» термометра наблюдал французский астроном и географ Ж.-Н.Делиль.

(Он был приглашен в Петербург на место директора астрономической обсерватории при основании Российской Академии наук в 1725 и прожил в России до 1747. В Сибирь же он ездил для наблюдения прохождения Меркурия перед диском Солнца и для определения географического положения некоторых пунктов.

) Искусственно же заморозить ртуть с помощью охлаждающей смеси (из льда и концентрированной азотной кислоты) удалось лишь в 1759 другому петербургскому академику И.А.Брауну (его пригласили в Российскую академию в 1746).

Ртуть – один из семи металлов, известных с древнейших времен. Несмотря на то, что ртуть относится к рассеянным элементам и в природе ее очень мало (7·10–6% в земной коре, примерно столько же, сколько и серебра), она встречается в свободном состоянии в виде вкраплений в горные породы.

Кроме того, ее очень легко выделить из основного минерала – сульфида (киновари), при обжиге которого идет реакция HgS + O2 ® Hg + SO2. Пары ртути легко конденсируются в блестящую, как серебро, жидкость.

Ее плотность настолько велика (13,6 г/см3), что ведро со ртутью обычный человек даже не оторвет от пола.

Необычные свойства жидкого металла удивляли еще древних. Греческий врач Диоскорид, живший в I веке н.э., дал ей название hydrargyros (от «хюдор» – вода и «аргирос» – серебро); отсюда и латинское название hydrargirum. Близкое по значению название – Quecksilber (т.е.

«подвижное серебро») сохранилось в немецком языке (интересно, что quecksilberig по-немецки означает «непоседливый»). Аналогичным было и старинное английское название ртути – quicksilver («быстрое серебро»). По-болгарски ртуть – живак: действительно, шарики ртути блестят, как серебро и очень быстро «бегают» – как живые.

Современное английское (mercury) и французское (mercure) названия ртути произошли от имени латинского бога торговли Меркурия. Меркурий был также вестником богов, и его обычно изображали с крылышками на сандалиях или на шлеме. Вероятно, по понятиям древних, бог Меркурий бегал так же быстро, как переливается ртуть.

Ртути соответствовала планета Меркурий, которая быстрее всех передвигается по небосводу.

О ртути знали древние индийцы, китайцы, египтяне. Ртуть и ее соединения использовались в медицине (в том числе и для лечения… заворота кишок), из киновари делали красные краски. Но были и довольно необычные «применения». Так, в середине 10 в.

мавританский король Абд ар-Рахман III построил дворец близ Кордовы в Испании, во внутреннем дворике которого был фонтан с непрерывно льющейся струей ртути (до сих пор испанские месторождения ртути – самые богатые в мире, по ее добыче Испания занимает ведущее положение).

Еще оригинальнее был другой король, имя которого история не сохранила: он спал на матрасе, который плавал в бассейне из… ртути! В то время о сильной ядовитости ртути и ее соединений, видимо, не подозревали.

Причем ртутью травились не только короли, но и многие ученые, в числе которых был Исаак Ньютон (одно время он очень интересовался алхимией), да и в наши дни небрежное обращение со ртутью нередко приводит к печальным последствиям.

Сейчас ядовитость ртути общеизвестна. Из всех ее соединений особенно опасны легкорастворимые соли, например, хлорид HgCl2 (сулема – раньше ее широко использовали как антисептик); смертельная доза сулемы при попадании в желудок составляет от 0,2 до 0,5 г.

Опасна и металлическая ртуть, особенно при регулярном ее поступлении в организм. Но это – малоактивный металл, с желудочным соком не реагирует и выводится из желудка и кишечника почти полностью.

В чем же ее опасность? Оказывается, ртуть легко испаряется, а ее пары, попадая в легкие, полностью задерживаются там и вызывают впоследствии отравление организма, хотя и не такое быстрое, как соли ртути. При этом происходят специфические биохимические реакции, окисляющие ртуть.

Ионы ртути прежде всего реагируют с SH-группами белковых молекул, среди которых – важнейшие для организма ферменты. Ионы Hg2+ реагируют также с белковыми группами –СООН и NH2 с образованием прочных комплексов – металлопротеидов.

А циркулирующие в крови нейтральные атомы ртути, попавшие туда из легких, также образуют соединения с белковыми молекулами. Нарушение нормальной работы белков-ферментов приводит к глубоким нарушениям в организме, и прежде всего – в центральной нервной системе, а также в почках.

Другой возможный источник отравления – органические производные ртути. Эти чрезвычайно ядовитые производные образуются в результате так называемого биологического метилирования. Оно происходит под действием микроорганизмов, например, плесени и характерно не только для ртути, но и для мышьяка, селена, теллура.

Ртуть и ее неорганические соединения, которые широко используются на многих производствах, со сточными водами попадают на дно водоемов. Обитающие там микроорганизмы превращают их в диметилртуть (CH3)2Hg, которая относится к числу наиболее ядовитых веществ. Диметилртуть далее легко переходит в водорастворимый катион HgCH3+.

Оба вещества поглощаются водными организмами и попадают в пищевую цепочку; сначала они накапливаются в растениях и мельчайших организмах, затем – в рыбах. Метилированная ртуть очень медленно выводится из организма – месяцами у людей и годами у рыб.

Поэтому концентрация ртути вдоль биологической цепочки непрерывно увеличивается, так что в рыбах-хищниках, которые питаются другими рыбами, ртути может оказаться в тысячи раз больше, чем в воде, из которой она выловлена.

Именно этим объясняется так называемая «болезнь Минамата» – по названию приморского города в Японии, в котором за несколько лет от отравления ртутью умерло 50 человек и многие родившиеся дети имели врожденные уродства. Опасность оказалась так велика, что в некоторых водоемах пришлось приостановить лов рыбы – настолько она оказалась «нашпигованной» ртутью. Страдают от поедания отравленной рыбы не только люди, но и рыбы, тюлени.

Для ртутного отравления характерны головная боль, покраснение и набухание десен, появление на них характерной темной каймы сульфида ртути, набухание лимфатических и слюнных желез, расстройства пищеварения. При легком отравлении через 2–3 недели нарушенные функции восстанавливаются по мере выведения ртути из организма (эту работу выполняют в основном почки, железы толстых кишок и слюнные железы).

Если поступление ртути в организм происходит малыми дозами, но в течение длительного времени, наступает хроническое отравление. Для него характерны прежде всего повышенная утомляемость, слабость, сонливость, апатия, головные боли и головокружения. Как видно, эти симптомы очень легко спутать с проявлением других заболеваний или даже с недостатком витаминов.

Поэтому распознать такое отравление непросто. Из других проявлений ртутного отравления следует отметить психические расстройства. Раньше их называли «болезнью шляпников», так как для размягчения шерсти, из которой изготовляли фетровые шляпы, использовали нитрат ртути Hg(NO3)2.

Это расстройство описано в книге Льюиса Кэррола Алиса в стране чудес на примере одного из персонажей – Сумасшедшего Шляпника.

Читайте также:  Гидролиз нитрата аммония (nh4no3), уравнения и примеры

Опасность хронического отравления ртутью возможна во всех помещениях, в которых металлическая ртуть находится в соприкосновении с воздухом, даже если концентрация ее паров очень мала (предельно допустимой в рабочем помещении считается концентрация паров 0,01 мг/м3, а в атмосферном воздухе – в 30 раз меньше).

Даже профессиональные химики бывают удивлены, узнав с какой скоростью испаряется ртуть и сколько ее может накопиться в воздухе. При комнатной температуре давление паров над ртутью равно 0,0012 мм ртутного столба – в миллион раз меньше атмосферного.

Но и такое малое давление означает, что в каждом кубическом сантиметре воздуха содержится 30 триллионов атомов ртути или 13,4 мг/м3, т.е. в 1300 раз больше, чем предельно допустимая концентрация! А так как силы притяжения между атомами ртути малы (именно поэтому этот металл жидкий), испаряется ртуть довольно быстро.

Отсутствие цвета и запаха у паров ртути приводит к тому, что многие недооценивают опасность. Чтобы сделать этот факт очевидным, провели такой опыт. В чашечку налили немного ртути, так что образовалась лужица диаметром около 2 см. Эту лужицу присыпали специальным порошком. Если такой порошок осветить невидимыми ультрафиолетовыми лучами, он начинает ярко светиться.

Если под порошком находится ртуть, на ярком фоне видны темные движущиеся «облачка». Особенно отчетливо это явление наблюдается, когда в комнате имеется небольшое движение воздуха. Объясняется опыт просто: ртуть в чашечке непрерывно испаряется, и ее пары свободно проходят сквозь тонкий слой флуоресцирующего порошка.

Пары ртути обладают способностью сильно поглощать ультрафиолетовое излучение. Поэтому в тех местах, где над чашечкой поднимались невидимые «ртутные струйки», ультрафиолетовые лучи задерживались в воздухе и не доходили до порошка. В этих местах и были видны темные пятна.

В последующем этот опыт усовершенствовали так, что его могли наблюдать сразу много зрителей в большой аудитории. Ртуть на этот раз находилась в обычной склянке без пробки, откуда ее пары свободно выходили наружу.

За склянкой поставили экран, покрытый таким же порошком, а перед ней – ультрафиолетовую лампу. При включении лампы экран начал ярко светиться, и на светлом фоне отчетливо были видны движущиеся тени.

Это означало, что в этих местах ультрафиолетовые лучи задержались выходящими из склянки парами ртути и не смогли достичь экрана.

Если открытую поверхность ртути покрыть водой, скорость ее испарения очень сильно снижается. Происходит это потому, что ртуть очень плохо растворяется в воде: в отсутствие воздуха в одном литре воды может раствориться только 0,06 мг ртути. Соответственно очень сильно должна уменьшиться и концентрация паров ртути в воздухе помещений при условии их вентиляции.

Это было проверено на заводе по переработке ртути. В одном из опытов 100 кг ртути налили в два одинаковых лотка, один из них залили слоем воды толщиной около 2 см и оставили на ночь. На утро замерили концентрацию паров ртути в 10 см над каждым лотком. Там, где ртуть залили водой, ее было в воздухе 0,05 мг/м3 – чуть больше чем в остальном помещении (0,03 мг/м3).

А над свободной поверхностью ртути прибор зашкалил…

Но если ртуть настолько ядовита, почему ее десятилетиями использовали зубные врачи для изготовления пломб? Специальный ртутный сплав (амальгаму) изготовляли непосредственно перед тем, как поставить пломбу, добавляя ртуть к сплаву, содержащему 70% серебра, 26% олова и немного меди и цинка, после чего смесь тщательно растирали.

В готовой пломбе после отжима излишка жидкой ртути ее оставалось примерно 40%. После затвердевания пломба состояла из трех различных кристаллических фаз, состав которых приблизительно соответствует формулам Ag2Hg3, Ag3Sn и SnxHg, где х принимает значения от 7 до 9.

Эти интерметаллические соединения при температуре человеческого тела твердые, нелетучие и совершенно безопасные.

А вот лампы дневного света представляют определенную опасность: каждая из них содержит до 0,2 г жидкой ртути, которая, если трубку разбить, начнет испаряться и загрязнять воздух.

Возбужденные атомы ртути излучают свет с длинами волн в основном 254, 303, 313 и 365 нм (УФ-область), 405 нм (фиолетовые лучи), 436 нм (синие), 546 нм (зеленые) и 579 нм (желтые). Спектр излучения светящихся паров ртути зависит от давления в колбе.

Когда оно малó, ртутная лампа остается холодной, горит бледно-синим светом, почти все ее излучение сосредоточено в невидимой линии 254 нм. Так светят бактерицидные лампы.

Если повысить давление паров, линия 254 нм практически исчезнет (это излучение будут поглощать пары самой ртути), а интенсивность других линий заметно возрастет, сами линии расширятся, а между ними появится ощутимый «фон», который становится преобладающим в ксеноновых лампах сверхвысокого давления (примерно 3 атм), которые заполнены парами ртути и ксеноном. Одна такая лампа мощностью 10 кВт может осветить, например, большую привокзальную площадь.

Ртутные лампы среднего и высокого давления (10–100 кПа или 0,1–1 атм) часто называют «кварцевыми», потому что их корпус изготовлен из тугоплавкого кварцевого стекла, пропускающего УФ-лучи. Их применяют для физиотерапии и искусственного загара. Излучение ртутных ламп сильно отличается от солнечного.

Когда в центре Москвы появились первые ртутные лампы, их свет был очень неестественным – зеленовато-синеватым. Он сильно искажал цвета: губы прохожих казались черными.

Чтобы приблизить излучение паров ртути к естественному свету, ртутные лампы низкого давления изготовляют в виде трубок, на внутренние стенки которых нанесен специальный люминофор (см. ЛЮМИНЕСЦЕНЦИЯ. СВЕЧЕНИЕ ВЕЩЕСТВ).

Дома ртуть может оказаться в мелодичном дверном звонке, в лампах дневного света, в медицинском термометре или тонометре старого типа. Пролитую в помещении ртуть надо собирать самым тщательным образом.

Особенно много паров образуется в том случае, если ртуть рассыпалась на множество мельчайших капелек, которые забились в различные щели, например, между плитками паркета. Поэтому все эти капельки необходимо собрать.

Лучше всего это сделать с помощью оловянной фольги, к которой ртуть легко прилипает, или же промытой азотной кислотой медной проволочкой. А те места, где ртуть еще могла бы задержаться, заливают 20%-ным раствором хлорного железа.

Хорошая профилактическая мера против отравления парами ртути – тщательно и регулярно, в течение многих недель или даже месяцев, проветривать помещение, где была пролита ртуть.

Ртуть обладает многими интересными особенностями, которые раньше использовали для эффектных лекционных опытов. Например, она хорошо растворяется в расплавленном белом фосфоре (он плавится при 44°С), а при охлаждении этого необычного раствора ртуть выделяется в неизменном состоянии.

Еще одна красивая демонстрация была связана с тем, что при охлаждении ртуть затвердевает, а ее твердые кусочки при соприкосновении слипаются так же легко, как и жидкие ее капли.

Если же охладить ртуть очень сильно, например, жидким азотом, до температуры – 196° С, вставив в нее предварительно палочку, то после замерзания ртути получался своеобразный молоток, которым лектор легко забивал гвоздь в доску. Конечно, всегда оставался риск, что от такого «молотка» отколются маленькие кусочки, которые потом доставят массу неприятностей.

Другой опыт был связан с «лишением» ртути ее способности с легкостью разбиваться на мельчайшие блестящие шарики. Для этого ртуть подвергали действию очень малых количеств озона. При этом ртуть теряла свою подвижность и налипала тонкой пленкой на содержащий ее сосуд. Сейчас, когда ядовитость ртути хорошо изучена, такие опыты не проводят.

А вот избавиться от ртути в термометрах пока не удается. Во-первых, она позволяет проводить измерения в большом температурном интервале: замерзает при –38,9° С, кипит при 356,7° С, а путем повышения давления над ртутью верхний предел легко поднять еще на сотни градусов.

Во-вторых, чистая ртуть (а очистить ее сравнительно легко) не смачивает стекло, поэтому отсчеты температуры получаются более точными. В-третьих, и это очень важно, с повышением температуры ртуть расширяется более равномерно, чем другие жидкости. Наконец, у ртути малая удельная теплоемкость – нагреть ее почти в 30 раз легче, чем воду.

Так что ртутный термометр, помимо прочих достоинств, обладает и малой инерционностью.

Высокая плотность ртути позволяет в обычном медицинском термометре «держать температуру» после ее измерения. Для этого используется принцип разрывания столбика ртути в тонкой перетяжке капилляра между резервуаром и шкалой.

В отличие от обычных термометров, при измерении температуры тела ртуть поступает в капилляр не равномерно, а скачками, «выстреливая» периодически мельчайшими капельками через сужение в капилляре (это хорошо видно через сильную лупу).

Заставляет ее это делать повышение давления в резервуаре при подъеме температуры – иначе ртуть через перетяжку не пройдет. Когда резервуар начинает охлаждаться, столбик ртути разрывается и часть ее остается в капилляре – ровно столько, сколько ее там было у больного под мышкой (или в другом месте, как это принято в разных странах).

Резко встряхивая термометр после измерения температуры, мы сообщаем тяжелому столбику ртути ускорение, в десятки раз превышающее ускорение свободного падения. Развиваемое при этом давление «загоняет» ртуть обратно в резервуар.

Несмотря на ядовитость, полностью избавиться от применения ртути и ее соединений пока не удается, и во всем мире ежегодно добывают тысячи тонн этого металла. Ртуть находит очень широкое применение во многих производствах.

Металлическую ртуть используют в электрических контактах – переключателях; для заполнения вакуумных насосов, выпрямителей, барометров, термометров, в производстве хлора и едкого натра (ртутные катоды); при изготовлении сухих элементов (в них содержится оксид ртути, либо амальгама цинка и кадмия).

Для многих целей используется электрический разряд в парах ртути (ртутные лампы).

Илья Леенсон

Источник: https://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/himiya/RTUT.html

Свойства оксида ртути и реакция ее разложения

[Wikimedia]

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.

[Deposit Photos]

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

[Deposit Photos]

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.

Сульфид ртути (киноварь) [Flickr]

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: https://melscience.com/RU-ru/articles/svojstva-oksida-rtuti-i-reakciya-ee-razlozheniya/

Ссылка на основную публикацию