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Articulo de referencia

Óxido de mercurio(II)

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El óxido de mercurio(II) , también llamado óxido mercúrico o simplemente óxido de mercurio , es un compuesto inorgánico con la fórmula Hg₂O₃ . Presenta un color rojo o naranja. El óxido de mercurio(II) es un sólido a temperatura y presión ambiente. La forma mineral montroydita es muy poco frecuente.

Historia

Un experimento para la preparación de óxido mercúrico fue descrito por primera vez por el alquimista árabe-español del siglo XI, Maslama al-Majriti , en Rutbat al-hakim. [ 6 ] Históricamente se le llamó precipitado rojo (en contraposición al precipitado blanco, amidocloruro mercúrico ).

En 1774, Joseph Priestley descubrió que el oxígeno se liberaba al calentar óxido mercúrico, aunque no identificó el gas como oxígeno (en cambio, Priestley lo llamó " aire desflogistizado ", ya que ese era el paradigma bajo el cual trabajaba en ese momento). [ 7 ]

Síntesis y reacciones

Estructura de la montroydita (los átomos rojos son oxígeno)
Estructura de cinabrio

La forma roja del HgO se puede obtener calentando Hg en oxígeno a aproximadamente 350  °C, o mediante pirólisis de Hg(NO₃ ) ₂ . [ 8 ] La forma amarilla se puede obtener por precipitación de Hg²⁺ acuoso con álcali. [ 8 ] La diferencia de color se debe al tamaño de partícula; ambas formas tienen la misma estructura, consistente en unidades O-Hg-O casi lineales unidas en cadenas en zigzag con un ángulo Hg-O-Hg de 108°. [ 8 ]

El HgO es soluble en muchos ácidos fuertes convencionales mediante la protonación del anión. [ 9 ] Las excepciones incluyen ácidos que forman sales de mercurio(II) insolubles, como el yoduro de mercurio(II) en el caso del ácido yodhídrico . La disolución también es posible mediante la complejación del catión; por ejemplo, los ligandos de cianuro forman complejos de mercurio(II) estables y solubles en agua.

Estructura

Bajo presión atmosférica, el óxido mercúrico tiene dos formas cristalinas: una se llama montroydita ( ortorrómbica , 2/m 2/m 2/m, Pnma) y la segunda es análoga al mineral sulfuro cinabrio ( hexagonal , hP6, P3221); ambas se caracterizan por cadenas de Hg-O. [ 10 ] A presiones superiores a 10 GPa, ambas estructuras se convierten en una forma tetragonal . [ 1 ]

Usos

El óxido de mercurio se utiliza a veces en la producción de mercurio, ya que se descompone con bastante facilidad. Al descomponerse, se genera oxígeno gaseoso.

También se utiliza como material para cátodos en baterías de mercurio . [ 11 ]

Problemas de salud

La etiqueta de un frasco de polvo de HgO.

El óxido de mercurio es una sustancia altamente tóxica que puede ser absorbida por el organismo por inhalación de su aerosol, a través de la piel y por ingestión. Esta sustancia irrita los ojos, la piel y las vías respiratorias, y puede afectar a los riñones, provocando insuficiencia renal. En la cadena alimentaria, fundamental para los seres humanos, se produce bioacumulación , especialmente en organismos acuáticos. En la UE , esta sustancia está prohibida como plaguicida . [ 12 ]

La evaporación a 20  °C es insignificante. El HgO se descompone al exponerse a la luz o al calentarse por encima de 500  °C. El calentamiento produce humos de mercurio altamente tóxicos y oxígeno, 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. Se forman compuestos sensibles a los choques con metales y elementos como el azufre y el fósforo. [ 13 ]

Referencias

  1. 1 2 3 Madelung, O; Rössler, U; Schulz, M, eds. (1999). "Estructura cristalina y propiedades físicas del óxido de mercurio (HgO)". Semiconductores · Compuestos II-VI e I-VII; Compuestos semimagnéticos . Landolt-Börnstein - Materia condensada del grupo III. Vol.  41B. Springer-Verlag. pp. 1–7 . doi : 10.1007/b71137 . ISBN  978-3-540-64964-9.
  2. 1 2 Zumdahl, Steven S. (2009). Principios de química, 6.ª ed . Houghton Mifflin Company. pág. A22. ISBN  978-0-618-94690-7.
  3. ↑ "Resumen de seguridad química de laboratorio (LCSS): óxido mercúrico" . PubChem . Centro Nacional de Información Biotecnológica . CID 30856. Consultado el 14 de abril de 2022 .
  4. ↑ "Hoja de datos de seguridad: óxido de mercurio(II)" (PDF) . Thermo Fisher Scientific . 25/12/2021. N.° de catálogo AC316790000 . Consultado el 13/04/2022 .
  5. ↑ "Óxido mercúrico [ ISO ] " . ChemIDPlus Advanced . Biblioteca Nacional de Medicina de los Estados Unidos . CAS RN: 21908-53-2 . ​​Consultado el 14 de abril de 2022 .
  6. ^ Holmyard, EJ (1931). Química inorgánica . Рипол Классик. ISBN 978-5-87636-953-6.{{cite book}}: Incompatibilidad de ISBN/Fecha ( ayuda )
  7. ↑ Almqvist, Ebbe (2003). Historia de los gases industriales . Springer. pág. 23. ISBN  978-0-306-47277-0.
  8. 1 2 3 Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN  978-0-08-037941-8.
  9. ↑ "Reacciones características de los iones de mercurio (Hg²⁺ y Hg₂²⁺)" . LibreTextsChemistry . 3 de abril de 2018. Consultado el 23 de julio de 2024 .
  10. ^ Aurivilius, Karin; Carlsson, Inga-Britt; Pedersen, cristiano; Hartiala, K.; Veige, S.; Diczfalusy, E. (1958). "La estructura del óxido de mercurio (II) hexagonal" . Acta Chemica Scandinavica . 12 : 1297–1304 . doi : 10.3891/acta.chem.scand.12-1297 . Consultado el 17 de noviembre de 2010 .
  11. ↑ Moore, John W.; Conrad L. Stanitski; Peter C. Jurs (2005). Química: La ciencia molecular . Thomson Brooks/Cole. pág . 941. ISBN  978-0-534-42201-1Batería de mercurio con ánodo de óxido de mercurio(II) .
  12. ↑ Dirección de Regulación de Productos Químicos. "Plaguicidas prohibidos y no autorizados en el Reino Unido" . Consultado el 1 de diciembre de 2009 .
  13. ↑ "Óxido de mercurio (II)" . Centro Internacional de Información sobre Seguridad y Salud en el Trabajo . Consultado el 6 de junio de 2009 .
  • Inventario Nacional de Contaminantes – Hoja informativa sobre mercurio y sus compuestos
  • Información en Webelements .