Quecksilber(II)-nitrat
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| Allgemeines | |||||||||||||
| Name | Quecksilber(II)-nitrat | ||||||||||||
| Andere Namen |
Quecksilberpernitrat | ||||||||||||
| Summenformel |
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| Kurzbeschreibung |
weißer Feststoff[1] | ||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | |||||||||||||
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| Eigenschaften | |||||||||||||
| Molare Masse |
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| Aggregatzustand |
fest[1] | ||||||||||||
| Dichte | |||||||||||||
| Schmelzpunkt | |||||||||||||
| Siedepunkt |
Zersetzung[1] | ||||||||||||
| Löslichkeit |
Hydrolyse in Wasser[1] | ||||||||||||
| Sicherheitshinweise | |||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | |||||||||||||
Quecksilber(II)-nitrat ist das Salz des zweiwertigen Quecksilbers der Salpetersäure und hat die chemische Summenformel Hg(NO3)2. Es gehört zur Stoffklasse der Nitrate.
Herstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Lösungen von Quecksilber(II)-nitrat lassen sich durch Reaktion von elementarem Quecksilber mit heißer, konzentrierter Salpetersäure herstellen. Damit es nicht zur Ausfällung von Hydrolyseprodukten kommt, muss die Lösung sauer gehalten werden. Beim Eindampfen entstehen Kristalle des Octahydrats Hg(NO3)2·8 H2O.[5]
Es kann auch durch Reaktion von Quecksilber(I)-nitrat mit Salpetersäure gewonnen werden.[6]
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Quecksilber(II)-nitrat bildet weiße Kristalle mit einem Schmelzpunkt von 79 °C. Im Handel ist es zumeist als Monohydrat erhältlich.[1] Daneben existieren auch ein Octahydrat und ein Hemihydrat.[7] Mit neutralen Chloritlösungen reagiert es zu Quecksilber(II)-chlorit.[8]
Verwendung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Quecksilber(II)-nitrat wurde früher in der Herstellung von Filzhüten und zur Behandlung von Fellen verwendet. Über die aus Waschvorgängen anfallenden Fabrikationsabwässer gelangte es dabei oft in die Umwelt. Aufgrund seiner hohen Giftigkeit und Umweltschädlichkeit wird es heute nicht mehr für diese Zwecke verwendet.[9][10] Es wurde früher ebenfalls als Insektizid gegen Phylloxera verwendet.[11]
Heute wird es für Oxymercuration, Amidomercuration und ähnliche Reaktionen zur Herstellung anderer Quecksilberverbindungen eingesetzt.[11][12]
Sicherheitshinweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Als wasserlösliches Quecksilbersalz wird Quecksilber(II)-nitrat beim Verschlucken schnell resorbiert und ist daher als sehr giftig eingestuft. Selbst bei geringem Kontakt, Einatmen des Staubes oder Hautberührung wird sofort medizinische Hilfe benötigt. Im Körper zeigt es kumulative Eigenschaften.
Quecksilbernitrat ist sehr schädlich für das biologische Gleichgewicht in Gewässern. Daher darf es nicht in die Umwelt gelangen.
Wie viele anorganische Nitrate ist auch Quecksilbernitrat ein Oxidationsmittel. Es kann daher in Kontakt mit brennbaren, organischen Stoffen, zum Beispiel Kohlenwasserstoffen, Alkohol, aber auch mit Reduktionsmitteln heftig oder gar explosiv reagieren.[13]
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b c d e Datenblatt Quecksilber(II)-nitrat bei Merck, abgerufen am 18. Januar 2011.
- ↑ a b c David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 89. Auflage. (Internet-Version: 2009), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL, Properties of the Elements and Inorganic Compounds, S. 4-76.
- ↑ a b Eintrag zu Quecksilber(II)-nitrat in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 20. Januar 2022. (JavaScript erforderlich)
- ↑ Nicht explizit in Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Gruppeneintrag inorganic compounds of mercury with the exception of mercuric sulphide and those specified elsewhere in this Annex im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
- ↑ Egon Wiberg: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 1952, ISBN 978-3-11-143954-9, S. 464 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Hans Bode, Hans Ludwig: Chemisches Praktikum für Mediziner. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-01495-0, S. 70 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ L. F. Kozin, S. C Hansen: Mercury Handbook Chemistry, Applications and Environmental Impact. Royal Society of Chemistry, 2013, ISBN 978-1-84973-409-7, S. 115 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ W. Fresenius: Elemente der Siebenten Gruppe Fluor · Chlor · Brom · Jod · Mangan · Technetium · Rhenium. Springer-Verlag, 2013, ISBN 978-3-662-30593-5, S. 28 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Maria Csuros, Csaba Csuros: Environmental Sampling and Analysis for Metals. CRC Press, 2002, ISBN 978-1-4200-3234-5, S. 55 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Kristi Lew: Mercury. The Rosen Publishing Group, 2008, ISBN 978-1-4042-1780-5, S. 5 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ a b EPA: Report to Congress - Potential Export of Mercury Compounds from the United States for Conversion to Elemental Mercury, abgerufen am 25. Juli 2015.
- ↑ Datenblatt Mercury(II) nitrate monohydrate bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 22. April 2011 (PDF).
- ↑ Richard J. Lewis, Sr.: Hazardous Chemicals Desk Reference. John Wiley & Sons, 2008, ISBN 0-470-33445-2, S. 879 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).