Mercury Oxide (Hg2O) Structuur, eigenschappen, toepassingen

de kwikoxide (I), waarvan de chemische formule wordt weergegeven als Hg₂O is een verbinding in vaste fase, toxisch en onstabiel vanuit chemisch oogpunt beschouwd, steeds vorm elementair kwik en kwikoxide (II).

Er zijn slechts twee chemische soorten die in combinatie met zuurstof kwik kunnen vormen, omdat dit metaal twee unieke oxidatietoestanden (Hg) heeft.⁺ en Hg²⁺): kwikoxide (I) en kwikoxide (II). Het kwikoxide (II) bevindt zich in een toestand van vaste aggregatie, verkregen in twee relatief stabiele kristallijne vormen.

Deze verbinding is ook eenvoudigweg bekend als kwikoxide, dus alleen deze soort zal hierna worden behandeld. Een veel voorkomende reactie die optreedt met deze stof is dat, wanneer deze wordt onderworpen aan verhitting, ontleding plaatsvindt, waarbij kwik en gasvormige zuurstof worden geproduceerd in een endotherm proces.

index

• 1 Chemische structuur
• 2 Eigenschappen
• 3 Gebruik
• 4 Risico's
• 5 Referenties

Chemische structuur

Onder atmosferische druk vindt deze soort in twee unieke kristallijne vormen plaats: de ene genaamd cinnabar en de andere bekend als montrodita, die zeer zelden wordt aangetroffen. Beide vormen worden tetragonaal boven 10 GPa druk.

De cinnabar-structuur is gebaseerd op primitieve hexagonale cellen (hP6) met trigonale symmetrie, waarvan de spiraalas naar links is gericht (P3)₂21); in plaats daarvan is de structuur van de monodiet orthorhombisch, gebaseerd op een primitief raster dat glijdende vlakken vormt loodrecht op de drie assen (Pnma).

Daarentegen kunnen twee vormen van kwikoxide visueel van elkaar worden onderscheiden, omdat de ene rood is en de andere geel. Dit onderscheid in kleur vindt plaats dankzij de afmetingen van het deeltje, omdat de twee vormen dezelfde structuur hebben.

Rood mercury oxide geproduceerd kan worden ingeroepen verwarmen van metallisch kwik bij aanwezigheid van zuurstof bij een temperatuur rond 350 ° C of pyrolyse van kwiknitraat (II) (Hg (NR₃)₂).

Op dezelfde manier kan, om de gele vorm van dit oxide te produceren, gebruik worden gemaakt van de precipitatie van het Hg-ion²⁺ in waterige vorm met een basis.

eigenschappen

- Het heeft een smeltpunt van ongeveer 500 ° C (equivalent aan 773 K), waarboven het uiteenvalt, en een molmassa of molecuulgewicht van 216,59 g / mol.

- Het is in een staat van solide aggregatie in verschillende kleuren: oranje, rood of geel, afhankelijk van de mate van verspreiding.

- Het is een oxide van anorganische aard, waarvan de verhouding met zuurstof 1: 1 is, waardoor het een binaire soort is.

- Het wordt als onoplosbaar beschouwd in ammoniak, aceton, ether en alcohol, evenals in andere oplosmiddelen van organische aard.

- De oplosbaarheid ervan in water is zeer laag, namelijk ongeveer 0,0053 g / 100 ml bij standaardtemperatuur (25 ° C) en neemt toe met de temperatuurstijging.

- Het wordt beschouwd als oplosbaar in de meeste zuren; de gele vorm vertoont echter een grotere reactiviteit en een groter oplossend vermogen.

- Wanneer kwikoxide aan de lucht wordt blootgesteld, ondergaat het ontleding, terwijl de rode vorm wordt blootgesteld aan lichtbronnen.

- Wanneer het wordt blootgesteld aan verhitting tot de temperatuur waarbij het ontleedt, laat het kwikgassen met hoge toxiciteit vrij.

- Alleen bij verhitting tot 300-350 ° C kan kwik worden gecombineerd met zuurstof tegen een kosteneffectieve snelheid.

toepassingen

Het wordt gebruikt als een voorloper bij het verkrijgen van elementair kwik, omdat het vrij gemakkelijk decompositieprocessen ondergaat; op zijn beurt produceert het, wanneer het uiteenvalt, zuurstof in zijn gasvorm.

Evenzo wordt dit oxide van anorganische aard gebruikt als titrant of titrant middel van het standaardtype voor anionische soorten, omdat een verbinding met een grotere stabiliteit dan de oorspronkelijke vorm ervan wordt gegenereerd..

In deze zin ondergaat kwikoxide een oplossing wanneer het wordt aangetroffen in geconcentreerde oplossingen van basisspecies, waarbij verbindingen worden geproduceerd die hydroxocomplejos worden genoemd.

Deze verbindingen zijn complexen met structuur M_X(OH)_en, waarin M een metaalatoom voorstelt en de subscripten x en y het aantal keren vertegenwoordigen dat deze soort in het molecuul wordt gevonden. Ze zijn erg handig bij chemisch onderzoek.

Bovendien kan kwik (II) oxide worden gebruikt in laboratoria voor de productie van verschillende metaalzouten; bijvoorbeeld kwikacetaat (II), dat wordt gebruikt bij organische syntheseprocessen.

Deze verbinding wordt ook gebruikt bij menging met grafiet als het materiaal voor de kathode-elektrode in de productie van batterijen kwikcellen elektrische soort oxide kwik en zink.

risico's

- Deze stof, die basisfuncties laat heel zwak, is een zeer nuttig reagens voor verschillende toepassingen, zoals hierboven vermeld, maar op zijn beurt stelt significante risico's voor de mens bij blootstelling aan deze.

- Kwikoxyde heeft hoge toxiciteit, worden de luchtwegen geabsorbeerd als volgt irriterende dampen wanneer in aerosolvorm, naast het feit dat zeer giftig wanneer het wordt ingenomen of geabsorbeerd door de huid in direct contact te komen hiermee.

- Deze stof veroorzaakt irritatie van de ogen en kan schade aan de nieren veroorzaken, die vervolgens resulteert in nierfalen.

- Wanneer het op de een of andere manier wordt geconsumeerd door aquatische soorten, bioaccumuleert deze chemische stof hierin en beïnvloedt het lichaam van mensen die ze regelmatig consumeren..

- Het verwarmen van kwikoxide veroorzaakt kwikdampen met hoge toxiciteit naast gasvormige zuurstof, waardoor het risico van ontvlambaarheid toeneemt; dat wil zeggen, om branden te produceren en om de verbranding hierin te verbeteren.

- Dit anorganische oxide bezit een krachtig oxidatiegedrag, waarvoor het heftige reacties produceert wanneer het in contact komt met reductiemiddelen en bepaalde chemische stoffen zoals zwavelchloride (Cl₂S₂), waterstofperoxide (H.₂O₂), chloor en magnesium (alleen bij verhitting).

referenties

1. Wikipedia. (N.D.). Kwik (II) oxide. Opgehaald van en.wikipedia.org
2. Chang, R. (2007). Chemie, negende editie. Mexico: McGraw-Hill.
3. Britannica, E. (s.f.). Mercury. Opgehaald van britannica.com
4. PubChem. (N.D.). Mercuric Oxide. Teruggeplaatst van pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dirkse, T.P. (2016). Koper, zilver, goud en zink, cadmium, kwikoxiden en hydroxiden. Opgehaald uit books.google.co.ve