L' oxyde mercurique (I) ou oxyde ferrique, dont la formule chimique est représentée par Hg 2 O, est un composé en phase solide, considéré comme toxique et instable du point de vue chimique, devenant du mercure sous forme élémentaire et oxyde mercure (II).
Il n'y a que deux espèces chimiques que le mercure peut former lorsqu'il se combine avec l'oxygène, car ce métal n'a que deux états d'oxydation (Hg + et Hg 2+): l'oxyde de mercure (I) et l'oxyde de mercure (II). L'oxyde de mercure (II) est à l'état solide d'agrégation, étant obtenu sous deux formes cristallines relativement stables.
Ce composé est également connu simplement sous le nom d'oxyde mercurique, de sorte que seule cette espèce sera discutée ci-après. Une réaction très courante qui se produit avec cette substance est que, lorsqu'elle est soumise à un chauffage, sa décomposition se produit, produisant du mercure et de l'oxygène gazeux dans un processus endothermique.
Structure chimique
Dans des conditions de pression atmosphérique, cette espèce ne se présente que sous deux formes cristallines: l'une appelée cinabre et l'autre connue sous le nom de montrodite, qui est très rarement trouvée. Les deux formes deviennent tétragonales au-dessus de 10 GPa de pression.
La structure du cinabre est basée sur des cellules hexagonales primitives (hP6) à symétrie trigonale, dont l'axe hélicoïdal est orienté vers la gauche (P3 2 21); par contre, la structure de la montrodite est orthorhombique, basée sur un réseau primitif qui forme des plans de glissement perpendiculaires aux trois axes (Pnma).
En revanche, deux formes d'oxyde de mercure peuvent être distinguées visuellement, car l'une est rouge et l'autre est jaune. Cette distinction de couleur se produit grâce aux dimensions de la particule, puisque les deux formes ont la même structure.
La forme rouge de l'oxyde de mercure peut être produite par chauffage du mercure métallique en présence d'oxygène à une température d'environ 350 ° C, ou par pyrolyse du nitrate de mercure (II) (Hg (NO 3) 2).
De même, pour produire la forme jaune de cet oxyde, la précipitation de l'ion Hg 2+ sous forme aqueuse avec une base peut être utilisée.
Propriétés
- Il a un point de fusion d'environ 500 ° C (équivalent à 773 K), au-dessus duquel il subit une décomposition, et une masse molaire ou poids moléculaire de 216,59 g / mol.
- Il est à l'état solide d'agrégation de différentes couleurs: orange, rouge ou jaune, selon le degré de dispersion.
- C'est un oxyde de nature inorganique, dont le rapport avec l'oxygène est de 1: 1, ce qui en fait une espèce binaire.
- Il est considéré comme insoluble dans l'ammoniaque, l'acétone, l'éther et l'alcool, ainsi que dans d'autres solvants de nature organique.
- Sa solubilité dans l'eau est très faible, étant d'environ 0,0053 g / 100 ml à température standard (25 ° C) et augmentant avec l'augmentation de la température.
- Il est considéré comme soluble dans la plupart des acides; cependant, la forme jaune présente une réactivité et une capacité de dissolution plus élevées.
- Lorsque l'oxyde de mercure est exposé à l'air, il se décompose, alors que sa forme rouge le fait lorsqu'il est exposé à des sources lumineuses.
- Lorsqu'il est chauffé à la température à laquelle il se décompose, il libère des gaz de mercure hautement toxiques.
- Ce n'est que lorsqu'il est chauffé à 300-350 ° C que le mercure peut se combiner avec l'oxygène à un taux avantageux.
Applications
Il est utilisé comme précurseur pour obtenir du mercure élémentaire, car il subit assez facilement des processus de décomposition; à son tour, lorsqu'il se décompose, il produit de l'oxygène sous sa forme gazeuse.
De même, cet oxyde inorganique est utilisé comme agent de titrage ou de titrage standard pour les espèces anioniques, en raison du fait qu'un composé est généré qui a une plus grande stabilité que sa forme initiale.
En ce sens, l'oxyde de mercure subit une dissolution lorsqu'il se trouve dans des solutions concentrées d'espèces basiques, produisant des composés appelés hydroxocomplexes.
Ces composés sont des complexes de structure M x (OH) y, où M représente un atome métallique et les indices x et y représentent le nombre de fois que l'espèce se trouve dans la molécule. Ils sont extrêmement utiles dans la recherche chimique.
De plus, l'oxyde de mercure (II) peut être utilisé dans les laboratoires pour la production de différents sels du métal; par exemple, l'acétate de mercure (II), qui est utilisé dans les processus de synthèse organique.
Ce composé est également utilisé, lorsqu'il est mélangé avec du graphite, comme matériau pour l'électrode cathodique dans la production de piles au mercure et de cellules électriques au mercure-oxyde de zinc.
Des risques
- Cette substance, qui présente des caractéristiques de base de manière très faible, est un réactif très utile pour diverses applications telles que celles mentionnées précédemment, mais en même temps elle présente des risques importants pour l'homme lorsqu'elle y est exposée.
- L'oxyde de mercure a une toxicité élevée, pouvant être absorbé par les voies respiratoires car il dégage des gaz irritants lorsqu'il se présente sous forme d'aérosol, ainsi qu'être extrêmement toxique s'il est ingéré ou s'il est absorbé par la peau au contact. direct avec celui-ci.
- Ce composé provoque une irritation des yeux et peut provoquer des lésions rénales qui conduisent plus tard à des problèmes d'insuffisance rénale.
- Lorsqu'elle est consommée d'une manière ou d'une autre par les espèces aquatiques, cette substance chimique s'y bioaccumule et affecte l'organisme des êtres humains qui les consomment régulièrement.
- L'échauffement de l'oxyde de mercure produit des vapeurs de mercure qui ont une toxicité élevée en plus de l'oxygène gazeux, augmentant ainsi le risque d'inflammabilité; c'est-à-dire produire des incendies et améliorer leur combustion.
- Cet oxyde inorganique a un comportement oxydant puissant, pour lequel il produit des réactions violentes au contact d'agents réducteurs et de certaines substances chimiques comme le chlorure de soufre (Cl 2 S 2), le peroxyde d'hydrogène (H 2 O 2), le chlore et magnésium (uniquement lorsqu'il est chauffé).
Références
- Wikipédia. (sf). Oxyde de mercure (II). Récupéré de en.wikipedia.org
- Chang, R. (2007). Chimie, neuvième édition. Mexique: McGraw-Hill.
- Britannica, E. (nd). Mercure. Récupéré de britannica.com
- PubChem. (sf). Oxyde mercurique. Récupéré de pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
- Dirkse, TP (2016). Cuivre, argent, or et zinc, cadmium, oxydes de mercure et hydroxydes. Obtenu sur books.google.co.ve