Óxido de mercurio (II) , también llamado óxido mercúrico o simplemente óxido de mercurio , tiene una fórmula de Hg O . Tiene un color rojo o naranja. El óxido de mercurio (II) es un sólido a temperatura y presión ambiente. La forma mineral montroydita se encuentra muy raramente.
Nombres | |
---|---|
Nombre IUPAC Óxido de mercurio (II) | |
Otros nombres | |
Identificadores | |
Modelo 3D ( JSmol ) | |
ChemSpider | |
Tarjeta de información ECHA | 100.040.580 |
KEGG | |
PubChem CID | |
Número RTECS |
|
UNII | |
un numero | 1641 |
Tablero CompTox ( EPA ) | |
| |
| |
Propiedades | |
Hg O | |
Masa molar | 216,591 g · mol −1 |
Apariencia | Sólido amarillo o rojo |
Olor | inodoro |
Densidad | 11,14 g / cm 3 |
Punto de fusion | 500 ° C (932 ° F; 773 K) (se descompone) |
0,0053 g / 100 ml (25 ° C) 0,0395 g / 100 ml (100 ° C) | |
Solubilidad | insoluble en alcohol , éter , acetona , amoniaco |
Brecha de banda | 2,2 eV [1] |
−44,0 · 10 −6 cm 3 / mol | |
Índice de refracción ( n D ) | 2,5 (550 nm) [1] |
Estructura | |
ortorrómbico | |
Termoquímica | |
Entropía molar estándar ( S | 70 J · mol −1 · K −1 [2] |
−90 kJ · mol −1 [2] | |
Peligros | |
Principales peligros | Altamente toxico |
Ficha de datos de seguridad | ICSC 0981 |
Pictogramas GHS | |
NFPA 704 (diamante de fuego) | 4 0 2 |
punto de inflamabilidad | No es inflamable |
Dosis o concentración letal (LD, LC): | |
LD 50 ( dosis media ) | 18 mg / kg (oral, rata) [3] |
Compuestos relacionados | |
Otros aniones | Sulfuro de mercurio Seleniuro de mercurio Telururo de mercurio |
Otros cationes | Óxido de zinc Óxido de cadmio |
Compuestos relacionados | Óxido de mercurio (I) |
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa). | |
verificar ( ¿qué es ?) | |
Referencias de Infobox | |
Historia
En 1774, Joseph Priestley descubrió que el oxígeno se liberaba calentando óxido de mercurio, aunque no identificó el gas como oxígeno (más bien, Priestley lo llamó " aire desflogistizado ", ya que ese era el paradigma con el que estaba trabajando en ese momento). [4]
Síntesis
La forma roja de HgO puede obtenerse calentando Hg en oxígeno a aproximadamente 350 ° C, o mediante pirólisis de Hg (NO 3 ) 2 . [5] La forma amarilla se puede obtener por precipitación de Hg 2+ acuoso con álcali. [5] La diferencia de color se debe al tamaño de las partículas, ambas formas tienen la misma estructura que consiste en unidades de O-Hg-O casi lineales unidas en cadenas en zigzag con un ángulo de Hg-O-Hg de 108 °. [5]
Estructura
A presión atmosférica, el óxido de mercurio tiene dos formas cristalinas: una se llama montroydita ( ortorrómbica , 2 / m 2 / m 2 / m, Pnma), y la segunda es análoga al mineral de sulfuro cinabrio ( hexagonal , hP6, P3221); ambos se caracterizan por cadenas de Hg-O. [6] A presiones superiores a 10 GPa, ambas estructuras se convierten en una forma tetragonal . [1]
Usos
El Hg O se utiliza a veces en la producción de mercurio, ya que se descompone con bastante facilidad. Cuando se descompone, se genera oxígeno gaseoso.
También se utiliza como material para cátodos para baterías de mercurio . [7]
Problemas de salud
El óxido de mercurio es una sustancia altamente tóxica que puede ser absorbida por el cuerpo por inhalación de su aerosol, a través de la piel y por ingestión. La sustancia irrita los ojos, la piel y el tracto respiratorio y puede afectar a los riñones, dando lugar a insuficiencia renal. En la cadena alimentaria importante para los seres humanos, tiene lugar la bioacumulación , específicamente en los organismos acuáticos. La sustancia está prohibida como plaguicida en la UE . [8]
La evaporación a 20 ° C es insignificante. El HgO se descompone al exponerse a la luz o al calentarse por encima de 500 ° C. La calefacción produce vapores de mercurio y oxígeno altamente tóxicos, lo que aumenta el riesgo de incendio. El óxido de mercurio (II) reacciona violentamente con agentes reductores, cloro, peróxido de hidrógeno, magnesio (cuando se calienta), dicloruro de disulfuro y trisulfuro de hidrógeno. Los compuestos sensibles a los golpes se forman con metales y elementos como azufre y fósforo. [9]
Referencias
- ^ a b c "Estructura cristalina de óxido de mercurio (HgO), propiedades físicas". Semiconductores · Compuestos II-VI y I-VII; Compuestos semimagnéticos . Landolt-Börnstein - Materia condensada del grupo III . Landolt-Börnstein - Materia condensada del grupo III. 41B . Springer-Verlag. 1999. págs. 1-7. doi : 10.1007 / b71137 . ISBN 978-3-540-64964-9.
- ^ a b Zumdahl, Steven S. (2009). Principios químicos 6th Ed . Compañía Houghton Mifflin. pag. A22. ISBN 978-0-618-94690-7.
- ^ Chambers, Michael. "ChemIDplus - 21908-53-2 - UKWHYYKOEPRTIC-UHFFFAOYSA-N - Óxido de mercurio [ISO] - Búsqueda de estructuras similares, sinónimos, fórmulas, enlaces de recursos y otra información química" . chem.sis.nlm.nih.gov .
- ^ Almqvist, Ebbe (2003). Historia de los gases industriales . Saltador. pag. 23. ISBN 978-0-306-47277-0.
- ^ a b c Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Aurivillius, Karin; Carlsson, Inga-Britt; Pedersen, Christian; Hartiala, K .; Veige, S .; Diczfalusy, E. (1958). "La estructura del óxido de mercurio hexagonal (II)" . Acta Chemica Scandinavica . 12 : 1297–1304. doi : 10.3891 / acta.chem.scand.12-1297 . Consultado el 17 de noviembre de 2010 .
- ^ Moore, John W .; Conrad L. Stanitski; Peter C. Jurs (2005). Química: la ciencia molecular . Thomson Brooks / Cole. pag. 941 . ISBN 978-0-534-42201-1.
Batería de mercurio de ánodo de óxido de mercurio (II).
- ^ Dirección de Regulación de Productos Químicos. "Plaguicidas prohibidos y no autorizados en el Reino Unido" . Consultado el 1 de diciembre de 2009 .
- ^ "Óxido de mercurio (II)" . Centro internacional de información sobre seguridad y salud en el trabajo . Consultado el 6 de junio de 2009 .
enlaces externos
- Inventario Nacional de Contaminantes - Hoja de datos de mercurio y compuestos
- Información en Webelements .