Elohopeaoksidi

Elohopeaoksidi
Tunnisteet
CAS-numero 21908-53-2
PubChem CID 30856 ja 9837314
Ominaisuudet
Molekyylikaava HgO
Moolimassa 216,59
Ulkomuoto Punainen tai keltainen kiteinen aine[1]
Sulamispiste >450 °C (hajoaa)[2]
Tiheys 11,14 kg/dm3[1]
Liukoisuus veteen Liukenematon

Elohopeaoksidi eli elohopea(II)oksidi (HgO) on elohopea- ja oksidi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Yhdistettä käytetään pääasiassa muiden elohopeayhdisteiden valmistukseen ja paristoissa.

Ominaisuudet

Elohopeaoksidi on huoneenlämpötilassa kiinteää ainetta, jonka väri vaihtelee keltaisesta oranssin kautta punaiseen. Yhdisteen väri riippuu elohopeaoksidipartikkelien koosta. Hiukkaskoon ollessa alle 5 μm se on väriltään keltaista, kun taas karkeampi (hiukkaskoko noin 8 μm) on väriltään punaista. Keltainen elohopeaoksidi voidaan muuntaa punaiseksi elohopeaoksidiksi kuumentamalla. Elohopeaoksidi on veteen liukenematonta, mutta liukenee happoliuoksiin. Kuumennettaessa elohopeaoksidia yli 450 °C lämpötilaan se hajoaa muodostaen elohopeaa ja happikaasua.[1][2][3]

2 HgO → 2 Hg + O2

Valmistus ja käyttö

Elohopeaoksidin valmistustapa riippuu siitä, kumpaa muotoa tuotetaan. Punaista elohopeaoksidia voidaan valmistaa suoraan elohopeasta ja hapesta 350–420 °C lämpötilassa. Muita tapoja valmistaa punaista elohopeaoksidia ovat elohopea(II)nitraatin terminen hajotus yli 350 °C lämpötilassa tai saostamalla elohopeaoksidia emästen avulla elohopeanitraatin tai elohopea(II)kloridin liuoksesta samalla lämmittäen. Keltaista elohopeaoksidia valmistetaan tyypillisesti saostamalla elohopeanitraatti- tai elohopeakloridiliuoksista emäksen, kuten natriumhydroksidin, avulla.[1][2][3]

2 Hg + O2 → 2 HgO
Hg(NO3)2 → HgO + 2 NO2

Elohopeaoksidia käytetään muiden elohopeayhdisteiden valmistukseen ja reagenssina analyyttisessä kemiassa.[1][2][3]. Sitä käytetään myös elohopeaparistoissa, joissa elohopeaoksidi on anodina ja sinkkimetalli katodina. Reaktion antama kennojännite on 1,343 V.[2][3][4]

HgO + Zn → Hg + ZnO

Elohopean käyttö lääketieteessä ja laivojen pohjamaaleissa on vähentynyt.[2]

Lähteet

  1. ↑ a b c d e E. M. Karamäki: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 215. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3
  2. ↑ a b c d e f Matthias Simon, Peter Jönk, Gabriele Wülf-Couturier & Stefan Halbach: Mercury, Mercury Alloys, and Mercury Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2006 Teoksen verkkoversio Viitattu 25.01.2013
  3. ↑ a b c d Milton Nowak & William Singer: Mercury compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2000 Teoksen verkkoversio Viitattu 25.01.2013
  4. ↑ Thomas P J Crompton: Battery Reference Book, s. 23/3. Newnes, 2000. ISBN 978-0-7506-4625-3 Kirja Googlen teoshaussa Viitattu 25.01.2013. (englanniksi)

Aiheesta muualla

Tämä kemiaan liittyvä artikkeli on tynkä. Voit auttaa Wikipediaa laajentamalla artikkelia.