Оксид ртути(II)

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. Очень ядовит.

Оксид ртути​(II)​
Общие
Систематическое наименование	Оксид ртути​(II)​
Хим. формула	HgO
Физические свойства
Состояние	твёрдые кристаллы оранжевого/красного цвета
Молярная масса	216.59 г/моль г/моль
Плотность	около 10 г/см³
Термические свойства
Температура
• разложения	500 °C
Энтальпия
• образования	90,458 кДж/моль
Химические свойства
Растворимость
• в воде	нерастворим
Классификация
Рег. номер CAS	[21908-53-2]
PubChem	30856
Рег. номер EINECS	244-654-7
SMILES	O=[Hg]
InChI	InChI=1S/Hg.O UKWHYYKOEPRTIC-UHFFFAOYSA-N, QYZBCWXZSYTIOY-UHFFFAOYSA-N
RTECS	OW8750000
ChEBI	81882
Номер ООН	1641
Безопасность
Предельная концентрация	0.0003 мг/м3 (в пересчёте на Hg)
ЛД50	18 мг/кг
Пиктограммы ECB
NFPA 704	0 4 2
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Оксид ртути(II) в виале

ИсторияПравить

В 1774 году с помощью оксида ртути (II) Джозеф Пристли открыл новый химический элемент — кислород.

ПолучениеПравить

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

$\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{g}\mathsf{+}{\mathsf{O}}_{\mathsf{2}}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{g}\mathsf{O}$${\mathsf {2Hg+O_{2}\rightarrow 2HgO}}$ 

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

$\mathsf{H}\mathsf{g}\mathsf{(}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}{\mathsf{)}}_{\mathsf{2}}\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{O}\mathsf{H}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{H}\mathsf{g}\mathsf{O}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->\mathsf{+}\mathsf{2}\mathsf{N}\mathsf{a}\mathsf{N}{\mathsf{O}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {Hg(NO_{3})_{2}+2NaOH\rightarrow HgO\downarrow +2NaNO_{3}+H_{2}O}}$ 

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.

СвойстваПравить

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

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:

$\mathsf{2}\mathsf{H}\mathsf{g}\mathsf{O}\mathsf{+}\mathsf{N}{\mathsf{H}}_{\mathsf{3}}\mathsf{+}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}\to <!--\; \to \; -->\mathsf{[}\mathsf{H}{\mathsf{g}}_{\mathsf{2}}\mathsf{N}\mathsf{]}\mathsf{O}\mathsf{H}\cdot <!--\; \cdot \; -->\mathsf{2}{\mathsf{H}}_{\mathsf{2}}\mathsf{O}$${\mathsf {2HgO+NH_{3}+H_{2}O\rightarrow [Hg_{2}N]OH\cdot 2H_{2}O}}$ 

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.

ТоксикологияПравить

Как и все соединения ртути, оксид ртути(II) высокотоксичен. Случайное проглатывание этого вещества приводит к смертельному исходу. Смертельная доза (ЛД50) - 18 мг/кг.

Красная ртуть и HgOПравить

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

.

См. такжеПравить

• Оксистибат
• Цианид ртути
• Гремучая ртуть

ЛитератураПравить

• Зефиров Н.С. и др. т.4 Пол-Три // Химическая энциклопедия. — М.: Большая Российская Энциклопедия, 1995. — 639 с. — 20 000 экз. — ISBN 5-85270-092-4.