Властивості ртуті

РТУТЬ. (Hydrargyrum), Hg – хім. елемент VII групи періодичної системи елементів; ат. н. 80, ат. м. 200,59. Сріблясто-білий рідкий метал. У з’єднаннях виявляє ступеня окислення +1 і +2. Природна Р. складається з стабільних ізотопів 198Hg, 198Hg, 199Hg, 200Hg, 201Hg, 202Hg і 204Hg. Отримано 18 радіоактивних ізотопів, з яких найбільше практичне значення мають ізотопи 203Hg і 205Hg з періодами напіврозпаду відповідно 47 днів і 5,1 хв. Р. та її сполуки відомі з найдавніших часів. СодержаніеР. в земній корі 8,3 х 10-6. Відомо близько 30 мінералів Р., включаючи ртуть самородную і амальгами різних металів. Деякі з мінералів (кіновар HgS, її різновид метаціннабаріт, Лівінгстон HgS х 2Sb2S3 і Тіманн HgTe) зустрічаються в порівняно великих кількостях і є джерелом пром. видобутку металу. Кристалічна решітка Р. ромбоедрична, відстань між атомами, рівне постійної грати найпростішого ромбоедра, 2,999 А. Атомний радіус 1,60 А, іонний радіус Hg + дорівнює 1,12 А. Р.- єдиний метал, к-рий залишається рідким при низьких т- рах (аж до т-ри – 38,87 ° С).
Потенціали іонізації Hg ° → Hg + → Hg2 + Hg3 + → Н4 + становлять відповідно 10,41; 18,55; 32,43 і 45,98 в.Плотность при т-рах 0 і 20 ° С дорівнює соответственно13,5951 і 13,5459 г / см3; tкип 356,58 ° С; температурний коеф. об’ємного розширення твердої Р. в інтервалі т-р від -89,9 до -39,5 ° С змінюється від
12,5 х 10-5 до 17,1 х 10-5 град-1; температурний коеф. об’ємного розширення рідкої Р. в інтервалі т-р від -38,87 до 350 ° С змінюється від 1,823 х 10-4 до 1,889 х 10-4 град-1; теплоємність (кал / г- град): 0,0339 (т-ра -38,87 ° С); 0,03353 (т-ра 0 ° С); 0,03334 (т-ра 20 ° С); 0,03275 (т-ра 100 ° С) і 0,0324 (т-ра 350 ° С); питомий електричний опір (т-ри -30; 0 і 20 ° С) дорівнює відповідно 0,91700; 0,94123 і 0,95833 ом-см. Металева Р. діамагнітна. В’язкість рідкої Р. (т-ра 20 ° С) 0,01544 г / см-сек, поверхневий натяг 480 дин / см.
Ртутний пар при низьких т-рах складається в основному з атомів, з підвищенням т-ри ступінь асоціації збільшується, а при критичній т-рі він майже цілком складається з двохатомних молекул. Тиск насичених парів Р. (мм рт-ст.): 1,447 х 10-8 (т-ра -70 ° С); 2,046 х 10-4 (т-ра 0 ° С); 1,2979 х 10-3 (т-ра 20 ° С) і 1,3394 х 10-2 (т-ра 50 ° С). Тверду Р., як і свинець, можна кувати, протягувати через фільєри, різати ножем і т. Д. Твердість по Моосу замерзлої Р.- 1,5. Стисливість рідкої Р. (т-ра 30 ° С, тиск від 1 до 50 бар) 4,051 х 10-6бар, коеф. стисливості твердої альфа-ртуті (т-ра -73 ° С, норм, тиск) 3,52 X 10 ат-1. При невисоких т-рах Р. інертна до багатьох агресивних рідин і газів, включаючи кисень повітря. Вона практично не взаємодіє з концентрованою сірчаною і соляною к-тами, але добре розчиняється в азотної к-ті, «царській горілці», в гарячій концентрованої сірчаної к-ті.
При нагріванні на повітрі окислюється. Якщо в Р. є домішки свинцю, цинку, міді, кадмію та ін., Поверхня її покривається сірою плівкою окислів. З киснем Р. утворює окис HgO, що має червону і жовту кристалічні модифікації, з галогенами – з’єднання типу Hg2Г2 і HgГ2 (де Г – фтор, хлор, бром і йод). Найбільше значення мають хлориди P .: Hg2Cl2 – каломель – білі кристали, мало розчинні у воді, а також HgCl2 – сулема – безбарвні кристали, розчинні у воді. При взаємодії Р. із сіркою утвориться сульфід HgS, відомий в трьох модифікаціях: альфа-кіновар – червона, метаціннаба-рит – чорна і бета-кіновар. Ме-таціннабаріт і бета-кіновар нестійкі і з часом переходять у звичайну кіновар.
З солей Р. звичайних кисневих к-т найважливішими є нітрати і сульфати. Нітрат закису Hg2 (N03) 2 х 2Н20 – безбарвні кристали, розчинні у воді. Нітрат окису Hg (N03) 2 – розпливаються на повітрі жовтувато-білі кристали. Сульфат закису Hg.2S04 – білі або безбарвні кристали, сульфат окису HgS04 – безбарвні кристали. Розчиненням окису HgO в розчині синильної к-ти, а також взаємодією лужного ціаніду і солі двухвалентной Р. отримують безбарвні кристали ціаніду Hg (CN) 2. При нагріванні суміші Р., концентрованої азотної к-ти і спирту утворюється цианат Hg (CNO) 2 – гримуча Р.- білі кристали, що вибухають при ударі. Взаємодіючи з металами, Р. утворює амальгам ». Відомо велика кількість ртуть-органічних сполук, в яких брало атоми Р. безпосередньо пов’язані з атомами вуглецю. Ці сполуки знаходять застосування в органічному синтезі при отриманні елементоорга нических з’єднань. У пром-сті металеву Р. отримують гл. обр. пірометаллургічним способом – окислювальним випаленням ртутних руд або їх концентратів при т-рі 700- 800 ° С в полум’яних, трубчастих, мпо-гоподових і муфельних печах, а також в печах киплячого шару. При випалюванні руди, що містить, напр., Кіновар, Р. відновлюється до металу, і її пари разом з сірчистим газом, що утворюється при розкладанні сульфіду, потрапляють в конденсаційну систему, де суміш газів охолоджується, пари Р. конденсуються і Р. стікає в приймачі .
Для отримання металу гідрометаллургічеекпм способом сировину, яка містить Р. у вигляді сульфіду, спочатку обробляють водним розчином сульфіду натрію п їдкого натру. Добутий при цьому водний розчин сполуки HgS х Na2S цементують алюмінієм або піддають електролізу; виділилася Р. фільтрують і потім переганяють у вакуумі. Дуже перспективний спосіб отримання Р., заснований на випалюванні ртутного сировини у вакуумі. Р. високих марок чистоти, а також надчиста Р. може бути отримана при комплексному використанні спец. хім. очищення, перегонки під зниженим тиском повітря, електролітичним рафінуванням в електролізерах з біполярними електродами і подальшим перегрівом парів Р. вище т-ри 1000 ° С. Металеву Р. використовують в хімії, металургії, енергетиці, електро- і радіотехніці, в приладобудуванні, будівельній справі та ін. У хім. проммсти ртутні катоди застосовують для ЕлектроХіт. отримання їдкого натру і хлору, а також численних органічних сполук.
Здатність Р. утворювати амальгами використовують для комплексної переробки полиметаллического сировини методами амальгамной металургії, для отримання високодисперсних металевих порошків, многокомпо-нетних сплавів заданих складів, чистих і надчистих металів, вміст домішок у яких брало не перевищує 10-6-10-8%. В енергетиці Р. використовують як робоче тіло в потужних бінарних установках пром. типу, де для генерації Електр, енергії на перших щаблях застосовували ртуть-но-парові турбіни, а на другий – турбіни, що працюють на водяній парі. Крім того, Р. використовують в ядерних реакторах для відводу тепла. Пари Р. застосовують в люмінесцентних лампах денного світла, а також у ртутних кварцових лампах низького, високого і надвисокого тиску. Крім цього, пари Р. використовують в газотронах, газонаповнених тиратронах і тріодах. Особливо широко використовують Р. у вакуумній техніці. Ртутні дифузійні насоси незамінні при отриманні надвисокого (близько 10-13 мм рт. Ст.) Вакууму. У лабораторній практиці Р. застосовують в барометрах, манометрах, вакуумметрах, термометрах, затворах, переривника, високовакуумних насосах, всіляких реле, теплорегулюючі-щих пристроях.
Її використовують як баластної, термостатирует-щей і ущільнюючої рідини. Р. знайшла застосування в полярографическая аналізі. Р. і амальгами використовують при АМПЕРОМЕТРИЧНИЙ і потенциометрическом титруванні, ку-лонометріческом аналізі. За допомогою Р. визначають пористість матеріалів. Р. застосовують також для точного калібрування мірного посуду, для визначення діаметрів капілярних трубок. Широке застосування знаходять також з’єднання Р .: напр., Окис HgO використовують як окислювач, для виготовлення фарб; штучний сульфід HgS – складова частина люмінофорів на основі сульфіду кадмію і каталізаторів в органічному синтезі.
Меркурій або Ртуть єдиний метал, який знаходиться при звичайній температурі в рідкому стані (температура плавлення ртуті -38,8 ° C). Вона має білий колір і має меншу відновної активністю ніж цинк. В ряді напруг ртуть розташована правіше водню, тобто не витісняє не вичавлюємо його з води і кислот. Радіус атома ртуті майже дорівнює радіусу атому кадмію, а заряд ядра атома значно більше, тому електрни зовнішнього шару утримуються ртуттю значно міцніше.
Природна ртуть складається з суміші семи ізотопів: 196Hg (поширений 0,155%), 198Hg (10,04%), 199Hg (16,94%), 200Hg (23,14%), 201Hg (13,17%), 202Hg (29 , 74%), 204Hg (6,82%), так само були отримані радіоактивні ізотопи ртуті з масовими числами 171-210
Ртуть легко утворює з іншими металами сплави, які називаються амальгамою, наприклад з натрій Na, калій K, сереброAg, золото Au, платина Pt, цинк Zn, кадмій Cd, олово Sn, свинець Pb утворюючи з ними рідкі та тверді сплави.
У недавньому минулому за допомогою ртуті отримували золото, срібло, а реакції називається амальгамація золота і амальгамація срібла. Також на цій основі лежить покриття металевих предметів золотом.
Hg хімічно малоактивна і на повітрі без змін може зберігається тривалий час. Однак при тривалому слабкому нагріванні може окислятся, утворюючи окис ртуті:
2Hg + O2 = 2HgO
При розтиранні в ступці ртуть дуже легко взаємодіє з сіркою, утворюючи сульфід ртуті (II) чорного кольору:
Hg + S = HgS
З водою ртуть в реакцію не вступає, але добре реагує з азотною кислотою і концентрованої сірчаної кислотою, що володіють сильними окислювальними діями. при цьому залежно від того, при якій температурі ведеться реакція, утворюються солі як одновалентні, так і ртуті. Сполуки як одновалентной, так і ртуті досить стійкі, хоча і можуть перетворюватися один в одного.
Ртуть сильно отруйна, яка навіть при кімнатній температурі легко випаровується і може викликати важкі отруєння, які надають сильне вплив на серце. При попаданні сполук ртуті всередину виникає розлад діяльності органів травлення і нирок. Дуже отруйні і сполуки ртуті, такі як сулема.
Застосування ртуті.
У промисловості застосовується вона як метал так і деякі його солі. Металеву ртуть використовують при виготовленні термометрів, барометрів, в деяких вимірювальних приладах, а також при видобутку золота для його очищення від домішок, так як ртуть легко утворює амальгами з золотом та іншими деякими благородними металами. Так само використовувалася в стоматологічній практиці для виготовлення пломб.
Солі ртуті також знаходять деякий застосування такі як сулема HgCl2 використовується як дезінфікуючий засіб але останнім часом перевагу іншим дез. засобам, каломель Hg2Cl2 (Cl – Hg – Hg – Cl) застосовувалося як легке проносне.
У природі ртуть зустрічається зрідка в самородному рідкому стані, але у вигляді сполук, наприклад кіноварі HgS. Для отримання з неї ртуті кіновар спочатку обпалюють:
2HgS + 3O2 = 2HgO + 2SO2
а потім отриману окис ртуті HgO розкладають нагріванням: t
2HgO = 2Hg + O2 Зазвичай обидві реакції протікають одночасно в єдиному процесі, такими ж властивостями володіє оксид срібла при нагріванні він відновлюється до вільного стану.
Хімічні властивості ртуті.
Ртуть при звичайних умовах існує в рідкому стані. Набирає сплав з іншими металами утворюючи амальгаму. Рідка ртуть стійка на повітрі і у воді, хоча і не покрита захисною оксидною плівкою. Ці властивості ртуті знаходяться у відповідності з її високої іонізаційним потенціалом.
Hg, що стоїть в ряду напруг правіше водню, розчиняється тільки у концентрованої азотної і гарячої концентрованої сірчаної кислотах, утворюючи відповідні солі:
Hg + 4HNO3 = Hg (NO3) 2 + 2NO2 + 2H2O
2Hg + 2H2SO4 = Hg2SO4 + SO2 + 2H2O
При дії на надлишок ртуті розведеною азотної кислоти утворюється нітрат ртуті (I):
6Hg + 8HNO3 = 3Hg (NO3) 2 + 2NO + 4H2O
Атоми ртуті (на відміну від цинку і кадмію) можуть зв’язуватися один з одним ковалентним зв’язком, утворюючи угруповання Hg: Hg ·. Кожен атом ртуті в цьому комплексі має ступінь окислення 1+. Окислювачі легко підвищують ступінь окислення ртуті:
Hg2Cl2 + Cl2 = 2HgCl2
а відновники переводять Hg⁺ в Hg⁺² і далі в металеву ртуть;
Hg (NO3) 2 + Hg = Hg2 (NO3) 2
2HgCl + SnCl2 = Hg2Cl2 + SnCl4
Hg2Cl2 + SnCl2 = 2Hg + SnCl4
Гідроксиди ртуті вельми не стабільні і розкладаються вже в ході реакції:
Hg (NO3) 2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Hg (OH) 2
Hg (OH) 2 = HgO + H2O
Нагрівання призводить до відновлення до вільного металу: t
2HgO = 2Hg + O2
Всі з’єднання ртуті надзвичайно отруйні, а в разі якщо ртуть була розлита її можна пов’язати (нейтралізувати) з сіркою. Тому місця, де розлита ртуть, посипають порошком сірки або для «демеркурірованія» також застосовують розчин хлориду заліза FeCl3

Посилання на основну публікацію