Obtention du mercure à partir du nitrate de mercure (II)
Le processus que vous avez décrit serait plus approprié appelé « réduction du mercure (II) en mercure élémentaire ».Malheureusement, l’astuce avec du fer ne fonctionnera probablement pas (quelque chose de plus inerte comme le cuivre serait cependant un meilleur choix).
L’oxyde de mercure (II) est faiblement basique, de sorte que les sels de mercure en général subiraient facilement une hydrolyse et formeraient des oxosels basiques en solution aqueuse à moins d’être acidifiés.Le nitrate de mercure (II) s’hydrolyse rapidement en oxyde de mercure jaune (II) peu soluble lors de la dilution ou de l’addition d’alcali:
$$\ ce {Hg(NO3) 2(s) + H2O(l) – > HgO(s) + 2 HNO3(aq)} \label {rxn: R1} \ tag {R1}$$
qui peut être reconverti en nitrate en ajoutant une quantité excessive d’acide nitrique, ce qui ne laissera aucune chance au fer de ne pas être oxydé, vous vous retrouvez donc avec les deux métaux en solution.
Je ne voulais pas plonger profondément dans la discussion sur la façon dont les sels de mercure (II) s’hydrolysent et laisser les choses simples, mais après avoir reçu des critiques de Maurice affirmant que\\ce{Hg(OH) NO3} be était le « vrai » produit, je pense que je me permets d’ajouter un paragraphe ou deux.La spectroscopie Raman et les études de diffusion des rayons X à la fin de 1960 ont démontré que l’hydrolyse des sels de mercure (II) produit des séries d’espèces polynucléaires oxo-pontées de types $\ce {Hg2OH(H2O)2^3+},$ $\ ce {Hg3O(H2O) 3 ^4+} or ou\\ ce {Hg4O(OH)(H2O) 3^5+}$.La formation de nitrate d’hydroxyde de mercure (II)\ \ce {Hg (OH) NO3} as en tant que produit d’hydrolyse a été enseignée dans les années 1940-1950, et elle est restée dans plusieurs manuels publiés plus tard probablement parce qu’elle est répertoriée dans toutes les éditions de la Chimie générale de Pauling jusqu’en 1988.Cependant, non seulement il est trop simplifié (certes, reaction \eqref{rxn: R1} est également une simplification excessive en un sens c’est un cas limite), mais c’est aussi un concept incorrect.
Le résumé le plus à jour de ce qui se passe réellement lorsque $\ce{Hg(NO3)2} is est dissous dans l’eau se trouve dans le manuel sur le mercure :
$\ les solutions de ce {Hg(NO3)2}$ ne sont stables qu’en présence d’une certaine quantité d’acide nitrique, ce qui empêche l’hydrolyse. $\ce{Hg(NO3)2} hydro s’hydrolyse rapidement dans l’excès d’eau et produit un précipité de $\ce{Hg3O2(NO3)2·H2O}} ou, lorsqu’il est bouilli dans des solutions diluées, forme de l’oxyde de mercure (II) $ (\ce{HgO}).$
En ce qui concerne la réduction du mercure (II), il existe deux voies: $\ce{Hg^0} may peut être obtenu à partir du nitrate de mercure (II) par voie sèche ou humide.
En parlant d’une méthode sèche, le moyen le plus simple d’obtenir du mercure métallique à partir de nitrate est de chauffer $\ce{Hg(NO3)} in dans un appareil de distillation (la PB de mercure est de 357 ° C).Au-dessus de $\pu{400 °C} it il se décompose facilement:
$$\ ce {Hg(NO3)2(l) – > Hg(g) + 2 NO2(g) + O2(g)} \étiquette {rxn:R2} \ étiquette {R2}$$
\ eqref {rxn: R2} est une brutto-réaction; le nitrate se décompose d’abord en oxyde de mercure rouge (II) à des températures plus basses (qui, à son tour, se décompose en éléments):
$$\ce {2 Hg(NO3) 2(l) – > 2 HgO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)} \tag {R3} method
La méthode humide suggère des conditions douces et une réaction en solution.Par exemple, l’acide formique (également utilisé dans le raffinage de l’argent) étant un agent réducteur puissant, il provoquerait un précipité de la solution de nitrate de mercure ammoniacal (II).
Étant donné que le dioxyde d’azote, les vapeurs de mercure ainsi que les sels et oxydes de mercure sont hautement toxiques, les réactions doivent être transportées dans une hotte, ce qui en fait un mauvais choix pour un spectacle de talents.Compte tenu des risques possibles et de votre niveau ou de votre préparation (pas d’infraction), je vous conseille fortement de faire preuve d’une extrême prudence en faisant de la chimie du mercure et d’éviter les démonstrations publiques jusqu’à ce que vous deveniez plus expérimenté.
Note: les réactions chimiques sont adoptées à partir de
- Cooney, R.; Hall, J. Raman Spectres du Nitrate de Mercure (II) en Solution aqueuse et en tant qu’Hydrate Cristallin. Aust. J. Chem. 1969, 22 (2), 337. https://doi.org/10/b6t3h2.
- Johansson, G.; Haugsten, K.; Rasmussen, S. E.; Svensson, S.; Koskikallio, J.; Kachi, S. Une Étude aux rayons X des Produits d’hydrolyse du Mercure (II) en Solution. Acta Chem. Scande. 1971, 25, 2787–2798. https://doi.org/10/bn5j2g. (PDF)
- Kozin, L. F.; Hansen, S.; Kit, M. Mercury Handbook: Chemistry, Applications and Environmental Impact; RSC Publ: Cambridge, 2013. ISBN 978-1-84973-409-7.
- R. A. Lidin, V. A. Molochko et L. L. Andreeva, Réactivité des substances inorganiques, 3e éd.; Khimia: Moscou, 2000. (en russe)