Бромид ртути(I)
| Бромид диртути(2+) | |
|---|---|
-bromide-xtal-3D-SF.png) | |
| Систематическое название | Бромид диртути(2+) |
| Другие названия | Дибромид диртути; бромид ртути(I) |
| Химическая формула | Hg2Br2 |
| Внешний вид | твердое вещество светло-жёлтого цвета |
| Свойства | |
| Молярная масса | 560,99 г/моль |
| Температура возгонки | 345 °C (618,15 К) |
| Плотность | 7,307 г/см³ |
| Растворимость в воде | 1,5⋅10−6 г/100 мл |
| Произведение растворимости | 7,9⋅10−23 |
| Токсикологические данные | |
| ПДК |
в воздухе рабочей зоны 0,2 мг/м³ в атмосферном воздухе 0,0003 мг/м³ в воде водоёмов 0,001 мг/л |
| Структура | |
| Кристаллическая решётка | тетрагональная |
| Термодинамические свойства | |
| Стандартная энтальпия образования | −207 кДж/моль |
| Стандартная молярная энтропия | +218 Дж/(моль·К) |
| Стандартная энергия образования Гиббса | −181 кДж/моль |
| Классификация | |
| Регистрационный номер CAS | 15385-58-7 |
| Безопасность | |
| R-фразы | R26/27/28, R33, R50/53 |
| S-фразы | S13, S28, S45, S60, S61 |
| Пиктограммы опасности |
  |
| NFPA 704 | |
| Где это не указано, данные приведены при стандартных условиях (25 °C, 100 кПа). | |
Броми́д дирту́ти(2+), также дибромид диртути и бромид ртути(I) — неорганическое вещество с формулой [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2Br_2} }[/math], соединение ртути и брома. Относится к классу бинарных соединений, является солью, образованной катионом Hg22+ и анионом бромоводородной кислоты. Кристаллическое вещество светло-жёлтого цвета.
Физические свойства
Бромид диртути(2+) при нормальных условиях — твёрдое вещество светло-жёлтого цвета нерастворимое в воде, этаноле, ацетоне. Возгоняется при 345 °C. Не образует кристаллогидратов.[1][2]
Имеет тетрагональную сингонию кристаллической решётки (пространственная группа I 4/mmm, a = 0,456 нм, с = 1,110 нм, Z = 2).[3]
Химические свойства
Бромид диртути(2+) не реагирует с соляной кислотой, щелочами, гидратом аммиака.
Вступает в реакции:
- с концентрированной азотной кислотой
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2Br_2\ +\ 6HNO_3\ \longrightarrow\ 2Hg(NO_3)_2\ +\ 2HBr \uparrow +\ 2NO_2 \uparrow +\ 2H_2O} }[/math]
- с горячей концентрированной серной кислотой
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2Br_2\ +\ 4H_2SO_4\ \longrightarrow\ 2HgSO_4 \downarrow +\ 2Br_2 \uparrow +\ SO_2 \uparrow +\ 4H_2O} }[/math]
- с концентрированным раствором бромида калия
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2Br_2\ +\ 2KBr\ \longrightarrow\ K_2[HgBr_4]\ +\ Hg \downarrow} }[/math]
- в концентрированном растворе аммиака образует амидобромид ртути(II) с выделением водорода
- [math]\displaystyle{ \mathsf{ Hg_2Br_2 + NH_3 \ \xrightarrow{}\ Hg(NH_2)Br + H_2\uparrow } }[/math]
На свету медленно разлагается на бромид ртути(II) и металлическую ртуть:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2Br_2\ \longrightarrow\ HgBr_2\ +\ Hg} }[/math]
Получение
Бромид диртути(2+) может быть получен:
- взаимодействием бромида ртути(II) и металлической ртути при высокой температуре [1]:
- [math]\displaystyle{ \mathsf{HgBr_2\ +\ Hg\ \xrightarrow{250-300\ ^\circ C} Hg_2Br_2} }[/math]
- с помощью реакций ионного обмена, например осаждением бромидом калия из раствора нитрата диртути(2+) в разбавленной азотной кислоте [1]
- [math]\displaystyle{ \mathsf{Hg_2(NO_3)_2 +\ 2KBr \longrightarrow Hg_2Br_2 \downarrow +\ 2KNO_3} }[/math]
- на аноде [math]\displaystyle{ \mathsf{2Hg\ +\ 2Br^-\ \longrightarrow\ Hg_2Br_2\ +\ 2}e^- }[/math]
- на катоде [math]\displaystyle{ \mathsf{2H^+\ +\ 2}e^-\ \mathsf{\longrightarrow\ H_2} }[/math]
Применение
Бромид диртути(2+) применяют как компонент электролитов при рафинировании металлической ртути, для электрохимических экспериментов, для синтеза ртутьорганических соединений[3].
Токсичность
Бромид диртути(2+) является токсичным веществом. Оказывает раздражающее действие на кожу, глаза, органы дыхания. При попадании внутрь организма главным образом поражает почки, нервную ткань и органы ЖКТ.
Является очень токсичным для водных организмов. Может оказывать долговременное вредное воздействие на водную среду.
ПДК (в пересчёте на Hg) составляет: в воздухе рабочей зоны 0,2 мг/м³; в атмосферном воздухе 0,0003 мг/м³; в воде водоёмов 0,001 мг/л.[3]
Примечания
- ↑ 1,0 1,1 1,2 Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Реакции неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2007. — С. 203. — 637 с. — ISBN 978-5-358-01303-2.
- ↑ Лидин Р.А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Константы неорганических веществ: справочник / Под ред. Р. А. Лидина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Дрофа, 2006. — С. 114, 606. — 685 с. — ISBN 5-7107-8085-5.
- ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/3932.html Галогениды ртути на xumuk.ru].
