uzyskiwanie rtęci z azotanu rtęci(II)
proces, który opisałeś, byłby bardziej odpowiednio nazywany „redukcją rtęci (II) do pierwiastkowej rtęci”.Niestety, sztuczka z żelazem prawdopodobnie nie zadziała(coś bardziej obojętnego, jak miedź, byłoby lepszym wyborem).
tlenek Rtęci(II) jest słabo zasadowy, więc sole rtęci na ogół łatwo ulegają hydrolizie i tworzą zasadowe oksosalty w roztworze wodnym, chyba że zostaną zakwaszone.Azotan rtęci (II) szybko hydrolizuje do słabo rozpuszczalnego żółtego tlenku rtęci(II) po rozcieńczeniu lub dodaniu alkaliów:
$$\ce{HG(NO3)2(S) + H2O(l) -> HgO(S) + 2 HNO3(aq)}\label{rxn:R1}\tag{R1}$$
który można przekształcić z powrotem w azotan, dodając nadmierną ilość kwasu azotowego, który z kolei nie pozostawia żadnych szans na to, aby żelazo nie zostało utlenione, więc kończysz z obydwoma metalami w roztworze.
nie chciałem zagłębiać się w dyskusję o tym, jak sole rtęci(II) hydrolizują i pozostawiają to po prostu, ale po otrzymaniu krytyki od Maurice ’ a twierdzącego, że $\ce{HG(OH)NO3}$ jest „prawdziwym” produktem, myślę, że pozwolę sobie dodać akapit lub dwa.Spektroskopia Ramana i badania rozpraszania promieni rentgenowskich pod koniec 1960 r. wykazały, że hydroliza soli rtęci (II)wytwarza szereg wielojądrzastych okso-mostkowych gatunków typu $\ce{hg2oh (H2O)2^3+},$ $\ce{Hg3O (H2O) 3^4+}$ lub $\ce{HG4O(OH) (H2O) 3^5+}$ .Powstawanie azotanu wodorotlenku rtęci (II) $\ce{Hg (OH)NO3}$ jako produktu hydrolizy uczono w erze 1940-1950s i utknęło w kilku podręcznikach opublikowanych później prawdopodobnie dlatego, że jest wymienione we wszystkich wydaniach Chemii Ogólnej Paulinga do 1988 roku.Jednak nie tylko jest zbyt uproszczone (przyznam, reaction \eqref{RXN: R1} jest również zbyt uproszczone w pewnym sensie, że jest to przypadek graniczny), ale jest również błędnym pojęciem.
najbardziej aktualne podsumowanie tego, co naprawdę się dzieje, gdy $\ce{Hg(NO3)2}$ rozpuszcza się w wodzie, można znaleźć w podręczniku Mercury :
$\ce {Hg (NO3)2}$ roztwory są stabilne tylko w obecności pewnej ilości kwasu azotowego, co zapobiega hydrolizie. $ \ ce{HG(NO3)2}$ szybko hydrolizuje w nadmiarze wody i wytwarza osad $\ce{hg3o2(NO3) 2 · H2O}$ lub po ugotowaniu w rozcieńczonych roztworach tworzy tlenek rtęci (II) $(\ce{HgO}).$
jeśli chodzi o redukcję rtęci(II), istnieją dwa sposoby: $\ce{Hg^0}$ można otrzymać z azotanu rtęci(II) metodą suchą lub mokrą.
mówiąc o suchej metodzie, najprostszym sposobem uzyskania rtęci metalicznej z azotanu jest podgrzanie $ \ ce{Hg (NO3)}$ w aparacie destylacyjnym (b.p. rtęci wynosi 357 °c).Powyżej $ \ pu{400 °C}$ łatwo się rozkłada:
$$\ce{Hg(NO3)2(l) -> Hg(g) + 2 NO2(g) + O2(g)}\label{rxn:R2} \ tag{R2}$$
\eqref{RXN: R2} jest reakcją brutto-azotan najpierw rozkłada się na czerwony tlenek rtęci (II) w niższych temperaturach (który z kolei rozkłada się na pierwiastki):
$$\ce{2 Hg(NO3)2(l) -> 2 HgO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)} \ tag{R3}$ $
metoda mokra sugeruje łagodne warunki i reakcję w roztworze.Na przykład kwas mrówkowy(stosowany również w rafinacji srebra) będący silnym środkiem redukującym powodowałby wytrącanie się z amoniakalnego roztworu azotanu rtęci(II).
ponieważ dwutlenek azotu, opary rtęci, a także sole rtęci i tlenki są wysoce toksyczne, reakcje muszą być prowadzone w dygestorium, co czyni go słabym miejscem na pokaz talentów.Biorąc pod uwagę możliwe ryzyko i twój poziom lub przygotowanie (bez obrazy), zdecydowanie radzę zachować szczególną ostrożność podczas chemii rtęci i unikać publicznych demonstracji, dopóki nie staniesz się bardziej doświadczony.
Uwaga: reakcje chemiczne przyjmuje się od
- Cooney, R.; Hall, J. Raman widma azotanu Rtęci(II) w roztworze wodnym i jako krystaliczny hydrat. 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. Badanie rentgenowskie produktów hydrolizy Rtęci (II) w roztworze. Acta Chem. Scand. 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, and L. L. Andreeva, Reactivity of Inorganic Substances, 3rd ed.; Khimia: Moscow, 2000.