Физические и химические свойства. Ртути оксиды
Ртуть - серебристо-белый металл, в парах бесцветный. Единственный жидкий при комнатной температуре металл. Твердая ртуть - бесцветные кристаллы октаэдрической формы, существующая в двух кристаллических модификациях. Жидкая ртуть не смачивает стекло и практически не растворяется в воде.
Кислород и сухой воздух при обычных условиях ртуть не окисляют. Влажный воздух и кислород при ультрафиолетовом облучении или электронной бомбардировке окисляют ртуть с поверхности с образованием оксидов. Ртуть окисляется кислородом воздуха при температуре выше 300°C, образуя оксид ртути HgO красного цвета: 2Hg + O2 = 2HgO. Выше 340°C этот оксид разлагается на простые вещества.
Также важны органические соединения ртути. Метилртуть является опасным соединением, которое, как установлено, является загрязняющим веществом в воде. Обнаружение ртутного фторида было объявлено в сентябре. Внешний вид Меркурий - чрезвычайно редкий элемент в земной коре, а земная кора имеет среднее количество всего 0, 08 частей на миллион.
Однако, поскольку в нем нет геохимической смеси с теми элементами, которые составляют большую часть массы коры, ртутные руды могут быть высококонцентрированными. Самые богатые руды содержат ртуть до 2, 5%. Он встречается либо как природный металл, либо киноварь, корешок, живой камень и другие минералы, наиболее распространенная руда - киноварь. Ртутные руды обычно встречаются в орогенных поясах, где высокоплотные породы вытесняются земной корой, обычно вблизи горячих источников или других вулканических районов.
При комнатной температуре ртуть окисляется озоном. С разбавленными кислотами ртуть не реагирует, но растворяется в царской водке и в азотной кислоте . Причем, в случае с кислотой продукт реакции зависит от концентрации кислоты и соотношения ртути и кислоты. При избытке ртути, на холоде, протекает реакция: 6Hg + 8HNO3разбавл. = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
Ртуть экстрагируется путем нагревания киновари с помощью воздушного потока и конденсации пара. Применения Меркурий используется в некоторых электролизных ячейках в качестве ртутного катода при извлечении золота и серебра в различных приборах и прецизионных устройствах, таких как: термометры, барометры, манометры, денсиометры, передовые вакуумные насосы и т.д. при приготовлении лекарственных мазей, при приготовлении ртутного фульмината, киновари, в лампах переменного тока выпрямителя, в ультрафиолетовых лампах при приготовлении амальгамов.
При избытке кислоты: 3Hg + 8HNO3 = 3Hg(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
С галогенами ртуть активно взаимодействует с образованием галогенидов. При реакциях ртути с серой, селеном и теллуром возникают халькогениды HgS, HgSe, HgTe. Эти халькогениды практически не растворимы в воде. Сплавы ртути с металлами называют амальгамами . Амальга́ма (ср.-век. лат. amalgama - сплав) - жидкие или твёрдые сплавы ртути с другими металлами. Также амальгама может быть раствором, ведущих себя аналогично металлам, ионных комплексов (например, аммония). Получение Получают взаимодействием металла с ртутью (при смачивании ртутью поверхности металла) при обычных температурах или подогреве, электролитическим выделением металла или катионного комплекса на ртутном катоде или другими способами. Многие металлы образуют со ртутью устойчивые соединения.
Неорганические продукты для использования в фармацевтической и косметической промышленности. Алюминиевые сплавы Сульфат алюминия Алюминий и сульфат калия Изделия из коллоидного серебра Серебряный белок Меркурий ртути Меркурий оксиран Оксид ртути Алюминий и его соединения Оксид цинка Хлорид цинка Сульфат цинка.
Сегодня ртуть используется только в стоматологической практике. Все три формы ртути токсичны в той или иной степени. Они, как правило, являются токсичными веществами. для образования соединений на основе ртути. Органические соединения, содержащие ртуть, распадаются во времени и образуют неорганические соединения. которые могут сублимировать глицерин. В настоящее время их токсичность в медицине очень ограничена. Меркурий и ионы ртути могут быть объединены с другими химическими веществами при приготовлении амальгамов, таких как амальгамута серебра.
Свойства При нагревании амальгам меди, серебра, золота и др. отгоняется ртуть.
Железо не образует амальгамы, поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.
Применение Амальгаму используют при золочении металлических изделий, в производстве зеркал, а также в люминесцентных лампах, в том числе компактных энергосберегающих люминесцентных ламп и индукционных лампах. Амальгамы щелочных металлов и цинка в химии применяют как восстановители. Амальгаму применяют при холодной сварке в микроэлектронике. Раньше амальгама серебра применялась в стоматологии в качестве материала зубных пломб. Стойкие к амальгамированию металлы - железо, ванадий, молибден, вольфрам, ниобий и тантал. Со многими металлами ртуть образует интерметаллические соединения меркуриды. Ртуть образует два оксида: оксид ртути(II) HgO и неустойчивый на свету и при нагревании оксид ртути(I) Hg2O (черные кристаллы). HgO образует две модификации - желтую и красную, отличающиеся размерами кристаллов. Красная модификация образуется при добавлении к раствору соли Hg2+ щелочи:Hg(NO3)2 + 2NaOH = HgOЇ + 2NaNO3 + H2O.
В качестве противоядия к отравлению ртутью используется димеркаптопропанол, который обладает способностью образовывать ртуть с более стабильными соединениями, чем фермента меркаптиды, и как таковой он удаляет ее из этих комбинаций. каждый. Ртуть и ее соединения Неорганические соединения ртути имеют историческое значение в кварцевых ретортах. таких как углерод. Действие соединений ртути связано с инактивацией ферментов, содержащих сульфгидрильные группы, с которыми они образуют меркаптид. В отличие от каломеля, который возгоняется без плавления коррозионной сублимации 3.
Желтая форма химически более активна, при нагревании краснеет. Красная форма при нагревании чернеет, но приобретает прежний цвет при охлаждении. При добавлении щелочи к раствору соли ртути(I) образуется оксид ртути (I) Hg2O: Hg2(NO3)2 + 2NaOH = Hg2O + H2O + 2NaNO3.
На свету Hg2O распадается на ртуть и HgO, давая осадок черного цвета.
Для соединений ртути(II) характерно образование устойчивых комплексных соединений:
Хлорид ртути. является мощным ядом. Цианид ртути используют парентерально в 2% -ном водном растворе в качестве анти-летального для улучшения результатов пенициллотерапии в некоторых формах висцерального сифилиса. стоматологической амальгамы и некоторых батарей. При тяжелом отравлении металлической или неорганической ртутью рекомендуется использовать Демеркапропанопанол. Хлорид ртути. Нет запаха. хлор или кислород. неорганического или органического вещества. ртутный метил. Хлористый ртуть может быть получен несколькими способами: - Сублимация смеси сульфата ртути и хлорида натрия, растворимой в воде.
2KI + HgI2 = K2,
2KCN + Hg(CN)2 = K2.
Соли ртути(I) содержат группировку Hg22+ со связью –Hg–Hg–. Получают эти соединения, восстанавливая соли ртути(II) ртутью: HgSO4 + Hg + 2NaCl = Hg2Cl2 + Na2SO4,
HgCl2 + Hg = Hg2Cl2.
В зависимости от условий, соединения ртути(I) могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства: Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2,
Для термометров используется металлическая ртуть. Соединения ртути показывают множественные действия: антисептики, осадок ртути белого цвета. Антидотами для отравления ртутными соединениями являются: яичные белки и молочные белки, которые осаждают ртуть в желудок, поглощая ее из организма и устраняя ее. Паразитицид. в акустических оптических фильтрах и электрохимии. все еще используется в медицине. Он выпускается только по рецепту с сухой печатью, которая сохраняется. Проглатывание может вызвать накопление ртути в тканях.
Наклейка с надписью мертвая голова. Хлорид ртути используется только снаружи. Длительный контакт с кожей может вызвать дерматит или даже смерть. Хлорид ковалентно связан ртутью. В водном растворе очень мало диссоциированы. Реакция щелочи используется для определения хлорида ртути. В присутствии щелочных реагентов он образует желтый оксид ртути. Он практически нерастворим в воде и этаноле и слабо растворяется в разбавленных кислотах. мышечной и эмоциональной нестабильности. Желтый ртутный ртутный оксид ртути.
Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4.
Пероксид HgO2 - кристаллы; неустойчив, взрывается при нагревании и ударе.
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.
Антисептически сильнее хлорида ртути и менее раздражает, чем цианид ртути. Ингаляция острого пара вызывает сильные ожоги дыхательных путей тиоцианатом аммония в присутствии аммиачного аммония. Под действием света он разлагает 0, 0 грамма. Желтый имеет более высокую степень деления. Это один из крупнейших и наиболее важных гомеопатических средств. лечение беспокойства раствором йодида калия. Ингаляция может вызвать нарушение центральной нервной системы, включая депрессию. Это только желтая ртуть аморфная.
Подогрев становится красным. кожных заболеваний. серьезные аортальные раздражения или даже ожоги. Меркурий является раздражающим агентом. Образует сначала осадок йодида красного ртути. находит применение в офтальмологии. Получено действием ртутной желтой ртути на цианид ртути.
Получение Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 350 °C или пиролизом нитрата ртути. 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.
Растворяют в разбавленной соляной кислоте. замедляя работу двигателя. растворимый в воде. особенно горячий. Уменьшенные рубцы. Скелетные мальформации. Было обнаружено, что человеческий организм может поглощать около 200 мг цинка в течение длительного времени. Цинк необходим для нормальной секреции инсулина. Безводный анилин. Мази для офтальмологии готовят с добавлением ланолина, который придает мазью лучшую адгезию и предотвращает от воздействия хлорида натрия на желтый оксид ртути, что приводит к раздражающему действию.
Мы также упомянем использование соединений с внутренним цинком. Это кофактор в самых разных ферментативных системах. Мы также упомянем о более поздней дате в результате увеличения роли цинка в организме. Соединения цинка и цинка. Различают: - неорганические нерастворимые соединения цинка с действиями адсорбента. Цинк также участвует в иммунном процессе: он уменьшает спонтанный гидролиз эритроцитов, способствуя регенерации тканей. Никаких токсических эффектов. Поджелудочная железа в суточных дозах. - растворимые неорганические соединения с вяжущим действием, поверхность которых создает нерастворимые белки, используемые для антисептики ран.
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.Оксид ртути(II) в воде малорастворим. Проявляет слабые основные свойства.
Растворяется в концентрированных растворах щелочей. Жёлтый HgO взаимодействует с NH3 с образованием основания Миллона:
Суточная потребность в цинке оценивается примерно в 15 мг. Сложная цинковая диета сопровождается растущими задержками. Жидкий парафин. Интоксикация цинка может возникать при проглатывании некоторыми из ее соединений в высоких дозах и проявляется в явлениях пищеварения: тошнота при нарушениях предстательной железы цинком. Дефицит коутеризации. Из нерастворимых в воде неорганических соединений оксид цинка имеет фармацевтический интерес в отношении некоторых психических расстройств, вызванных инсулином.
В результате соединения цинка предписываются в биокаталитическом лечении как каустика при язвенных расстройствах. Водный раствор имеет кислотную реакцию и нарушает состав касторового масла. Он практически нерастворим в спирте и воде. Диоксид титана с местным действием. Желерина. Фара запах и безвкусный.
Оксиды и гидроксиды цинка и кадмия. Получение. Кислотно-основные свой-ства. Соли. Кристаллогидраты. Соли цинка в катионной и анионной формах. Гидролиз солей цинка и кадмия. Цинкаты и кадматы. Комплексные соединения цинка и кадмия.
Оксид цинка (II) ZnO – белые кристаллы, при нагревании приобретают желтую окраску, кристаллизуются в гексагональной сингонии. Плотность 5,7 г/см3, температура возгонки 1800°С. При температуре выше 1000°С восстанавливается до металлического цинка углеродом, угарным газом и водородом:
Оксид цинка оцинкован в кальдере с помощью белого кулера. Оксид цинка встречается в природе в виде красноватого цинка. Содержит интранет в фармацевтических продуктах: инсулин-позднесодержащий 2 мг цинка для 30% аморфного инсулина и 70% микрокристаллического инсулина. Офтальмологическая аллергическая. Такова ситуация с алюминием. Рекомендуется при остром полиартикулярном ревматизме. Хронический ревматоидный артрит. Если мы возьмем горсть земли, рекомендуем для диабета и психиатрических состояний, вызванных инсулиновым шоком.
Щелочные вещества. Алюминий используется в следующих формах: - чистый металл. Хранить в контейнере небольшой емкости. у нас около 20 г алюминия. Увлажненный лиофилизированный порошок. Он используется снаружи как антисептик. натрия. Кремний. из-за сокращения использования. нетоксичности. отражательной способности. т.е. добавлением других металлов. используется как антацид. которые сокращаются. удалось получить его. абсорбент и протектор слизистой оболочки желудка. Соединения нерастворимого алюминия. недоброжелательности. фториды и оксид алюминия.
ZnO + C = Zn + CO;
ZnO + CO = Zn + CO2;
ZnO + H2 = Zn + H2O.
С водой не взаимодействует. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с растворами кислот и щелочей:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
ZnO + 2NaOH + H2O = Na2.
При сплавлении с оксидами металлов образует цинкаты: ZnO + CoO = CoZnO2.
При взаимодействии с оксидами неметаллов образует соли, где является катионом:
Наибольшее количество алюминия используется для производства алюминиевых сплавов. Области применения алюминия и его сплавов: металлический алюминий и его сплавы используются для многих продуктов из-за его низкой плотности. Высший алюминий: через различные процессы. При этой операции металл гомогенизируется. гемостаза и дезодорации. Не имеет большого значения. что является большей частью операции гомогенизации. но важно. Алюминий, произведенный различными электролизными ячейками, расплавляется в печных печах или в тигле с углем или с электричеством.
2ZnO + SiO2 = Zn2SiO4,
ZnO + B2O3 = Zn(BO2)2.
Получается при горении металлического цинка: 2Zn + O2 = 2ZnO;
при термическом разложении солей: ZnCO3 = ZnO + CO2.
Гидроксид цинка (II) Zn(OH)2 – бесцветное кристаллическое или аморфное вещество, существует в пяти полиморфных модификациях, устойчивой является только ромбическая ε-Zn(OH)2. Плотность 3,05 г/см3, при температуре выше 125°С разлагается:
Применяется к коже. коррозионной стойкости. вяжущее. Среди преимуществ алюминиевых сплавов: низкая удельная масса. Растворимые соли алюминия обладают антисептическим действием. превосходные механические характеристики. Он обладает превосходными свойствами и имеет особое применение. в режиме обработки. способность не производить искру и высокую механическую прочность с точки зрения веса. являются сплавы на основе олова. рисунок и т.д. в море. сурьмы и висмута. присутствие которых вредно для последующей обработки алюминия путем прокатки.
Zn(OH)2 = ZnO + H2O.
Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства, легко растворяется в кислотах и щелочах:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2;
также легко растворяется в водном растворе аммиака с образованием гидроксида тетраамминцинка:
Zn(OH)2 + 4NH3 = (OH)2.
Получается в виде осадка белого цвета при взаимодействии солей цинка со щелочами:
Алюминий также используется в виде порошка в алюмотермие и пиротехнике. высокая электрическая и теплопроводность. по количеству элементов, которые их содержат. затем изготовить пленку и пленку высокой емкости для упаковки лекарственных средств и ювелирных изделий. экструзии для получения тонкостенных полуфабрикатов. кадмий. он подходит для возврата и тиснения. немагнитных свойств. и очищается от примесей, механически захваченных. Наиболее важными являются сплавы, содержащие медь. Сокращение содержания примесей достигается за счет переработки алюминия. в двух основных категориях: формованные изделия и формованные изделия. высокой коррозионной стойкостью и хорошей обрабатываемостью. алюминиевый порошок и клей.
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl. Аутокомплексообразование.
Оксид и гидроксид кадмия:
а) оксид (CdO). Порошок более или менее коричневато–желтого цвета в зависимости от температуры прокаливания в процессе его получения из карбоната или гидроксида. Используется в производстве керамики и как катализатор;
б) гидроксид(Cd(ОН)2). Белый порошок.
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 → 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 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.
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
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. вы найдете безопасные опыты, которые можно проводить дома.
Обезвреживание отходов ртути
Весь фильтрат и промывные воды собирают в большой стакан, при необходимости раствора доводят до щелочной и добавляют избыток сульфида натрия. При этом образуется черный сульфид ртути HgS, который можно слить в канализацию.
Сульфид ртути (киноварь)
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 разлагаются с выделением кислорода. Реакцию разложения оксида ртути можно продемонстрировать в опыте.
Чтобы провести такой , 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 - 2x25 ккал.
Внимание! В эксперименте использованы токсичные и опасные для здоровья вещества. Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно.