Что означает hgo в химии

13.04.202213.04.2022 admin 0 Comments

Оксид ртути(II)

Общие
Оксид ртути(II)


Систематическое наименование	Оксид ртути(II)
Химическая формула	HgO
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	твёрдые кристаллы оранжевого/красного цвета
Отн. молек. масса	216.5 а. е. м.
Молярная масса	216.59 г/моль г/моль
Плотность	около 10 г/см³
Термические свойства
Температура разложения	500 °C
Химические свойства
Растворимость в воде	нерастворим г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[21908-53-2]

Оксид ртути(II) — бинарное соединение ртути и кислорода с формулой HgO. Это твёрдое непрочное при нормальных условиях вещество красного или оранжевого цвета является основным и важнейшим оксидом ртути и практически не встречается в природе, за исключением редкого минерала монтроидита.

Содержание

История

В 1774 году с помощью оксида ртути (II) Джозеф Пристли открыл новый химический элемент — кислород.

Получение

Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 350 °C или пиролизом нитрата ртути.

Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути(II) щелочами, например:

Разница в цвете объясняется размером частиц, обе формы имеют одинаковую структуру — цепь линейных звеньев состава O-Hg-O соединённых под углом 108°. Размеры частиц жёлтого оксида ртути составляют до 4 мкм, красной — более 8 мкм.

Свойства

Жёлтый HgO является более химически активным, разлагается при температуре 332 o C, при нагревании краснеет. Красный HgO распадается при 500, а при нагревании обратимо меняет свой цвет на чёрный.

Растворяется в концентрированных растворах щелочей, при этом образуются гидроксокомплексы. Жёлтый HgO взаимодействует с NH₃ с образованием основания Миллона:

Применяется для получения ртути, а также в некоторых видах гальванических элементов.

Обладает сильным токсическим действием.

Красная ртуть и HgO

В 90-е годы оксид ртути нередко выдавался за несуществующую красную ртуть, так как он действительно красного, скорее ярко-рыжего цвета и содержит ртуть. Во времена «краснортутной лихорадки» фиксировалось немало случаев хищения и продажи этого вещества под видом «красной ртути».

Источник

Оксид ртути II

Оксид ртути II

Систематическое наименование	Оксид ртути II
Хим. формула	HgO
Состояние	твёрдые кристаллы оранжевого/красного цвета
Молярная масса	216.59 г/моль г/моль
Плотность	около 10 г/см³
Температура
• разложения	500 °C
Энтальпия
• образования	90,458 кДж/моль
Растворимость
• в воде	нерастворим
Рег. номер CAS	[21908-53-2]
PubChem	30856
Рег. номер EINECS	244-654-7
SMILES
RTECS	OW8750000
ChEBI	81882
Номер ООН	1641
Предельная концентрация	0.0003 мг/м3 (в пересчёте на Hg)
ЛД₅₀	18 мг/кг
Пиктограммы ECB
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.

Оксид ртути II — бинарное соединение ртути и кислорода с формулой HgO. Это твёрдое непрочное при нормальных условиях вещество в зависимости от дисперсности красного или оранжевого (жёлтого) цвета является основным и важнейшим оксидом ртути и практически не встречается в природе, за исключением редкого минерала монтроидита. Очень ядовит.

Содержание

История

В 1774 году с помощью оксида ртути II Джозеф Пристли открыл новый химический элемент — кислород.

Получение

Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 300 °C или пиролизом нитрата ртути.

Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути II щелочами, например:

HgS + 2 NaOH → HgO ↓ + Na₂S + H₂O

Свойства

Применяется для получения ртути, а также в некоторых видах гальванических элементов.

Обладает сильным токсическим действием.

Токсикология

Красная ртуть и HgO

Источник

Оксид ртути (II) красная модификация

Товар находится в неверной категории?

Нажмите на ссылку и мы подберем для товара правильную категорию.

Оксид ртути(II) — бинарное соединение ртути и кислорода с формулой HgO. Это твёрдое непрочное при нормальных условиях вещество в зависимости от дисперсности красного или оранжевого (жёлтого) цвета является основным и важнейшим оксидом ртути и практически не встречается в природе, за исключением редкого минерала монтроидита.

Получение

Красный оксид ртути получают нагреванием ртути до 300 °C или пиролизом нитрата ртути.

rightarrow 2HgO>>>

Жёлтый оксид получают осаждением солей ртути(II) щелочами, например:

S+H_<2>O>>>

Свойства

rightarrow [Hg_<2>N]OHcdot 2H_<2>O+D>>> OHcdot 2H_<2>O+D>>>» src=»https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/35ccd406fe016a18886a23552c83bf294cf5999e» />

Применяется для получения ртути, а также в некоторых видах гальванических элементов.

Обладает сильным токсическим действием.

Красная ртуть и HgO

В 90-е годы оксид ртути нередко выдавался за несуществующую красную ртуть, так как он действительно красного, скорее ярко-рыжего цвета и содержитртуть. Во времена «краснортутной лихорадки» фиксировалось немало случаев хищения и продажи этого вещества под видом «красной ртути».

Общие Физические свойства Термические свойства Химические свойства Классификация

Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Риски, безопасность и условия использования

Красный HgO получают сухим или мокрым способом. При сухом способе Hg окисляют О₂ или О₃ при 300-400 °С или осторожно нагревают Hg₂(NO₃)₂ либо Hg(NO₃)₂ до 350-400 °С. При мокром способе из горячих р-ров солей Hg(II) осаждают HgO гидроксидами щелочных или щел.-зем. металлов; образующийся при введении щелочей Hg(OH)₂ тотчас распадается на HgO и Н₂О. Получают HgO также анодным растворением Hg в р-рах щелочей. В зависимости от т-ры электролиза и состава электролита образуется красный или желтый HgO. Стандартный электродный потенциал E 0 полуреакций:

HgO + 2Н + + 2е : Hg + Н₂О (+0,926 В) Hg(OH)₂ + 2Н + + 2е : Hg + 2Н₂О (+1,034 В)

2HgO + 4Н + + 2е : + 2Н₂О (+1,065 В)

2Hg (ОН)₂ + 4Н + + 2е :+ 4Н₂О (+1,279 В)

Желтый HgO получают действием щелочей на р-ры солей Hg(II) при комнатной т-ре; Hg(OH)₂ начинает осаждаться при рН

Желтый HgO встречается в природе в виде минерала монтроидита (решетка орторомбическая, а = 0,6608 нм, Ъ = 0,5518 нм, с = 0,3519 нм, z = 4, пространств. группа Рпта).

Пероксид HgO₂-кристаллы; неустойчив, взрывается при нагр. и ударе; получают взаимод. желтого HgO с 30%-ным р-ром Н₂О₂ при — 15°С или при добавлении к спиртовому р-ру HgCl₂ р-ра Н₂О₂ и К₂СО₃. При сухом способе синтеза HgO сплавляют с пероксидом щелочного металла и получают бесцв. соед. M₂HgO₂, к-рое разлагается водой на HgO₂ и МОН (M₂HgO₂ содержит структурные фрагменты [О—Hg—О] 2- ).

Масса нетто: 500 грамм.

Источник

Кислород: химия кислорода

Кислород

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :

+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства и нахождение в природе

Озон О₃ — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

Разложение перманганата калия:

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO₂ :

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Разложение пероксида водорода:

2HgO → 2Hg + O₂

Соединения кислорода

Оксид ртути(II)


Систематическое наименование	Оксид ртути(II)
Хим. формула	HgO
Т. разл.	500 °C
Рег. номер CAS
PubChem
Рег. номер EINECS
SMILES	[Hg]=O
InChI	1S/Hg.O UKWHYYKOEPRTIC-UHFFFAOYSA-N
RTECS	OW8750000
ChemSpider

Степень окисления	Типичные соединения
+2	Фторид кислорода OF₂
+1	Пероксофторид кислорода O₂F₂
-1	Пероксид водорода H₂O₂ Пероксид натрия Na₂O₂ и др.
-2	Вода H₂O Оксиды металлов и неметаллов Na₂O, SO₂ и др. Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

N₂ + O₂→ 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O₂→ Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

K + O₂→ KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→ 2ZnO

2Fe + O₂→ 2FeO

4Fe + 3O₂→ 2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→ Fe₃O₄

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

4FeS + 7O₂→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→ 3CaO + P₂O₅

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

2H₂S + 3O₂→ 2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

CS₂ + 3O₂→ CO₂ + 2SO₂

2CO + O₂→ 2CO₂

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Кислород окисляет азотистую кислоту :

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→ 2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→ C + 2H₂O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

Источник

Что означает hgo в химии

Когда химические вещества вступают во взаимодействие, химические связи между их атомами разрушаются и образуются новые, уже в других сочетаниях. В результате одни вещества превращаются в другие.

Рассмотрим реакцию горения метана, происходящую в конфорке газовой плиты:

Молекула метана (CH₄) и две молекулы кислорода (2O₂) вступают в реакцию, образуя молекулу углекислого газа (CO₂) и две молекулы воды (2H₂O). Связи между атомами углерода (С) и водорода (H) в метане, а также между атомами кислорода (O) разрываются, и образуются новые связи между атомами углерода и кислорода в молекуле углекислого газа (CO₂) и между атомами водорода и кислорода в молекуле воды (H₂O).

Картинка даёт наглядное представление о том, что произошло в ходе реакции. Но зарисовывать сложные химические процессы такими схемами неудобно. Вместо этого учёные используют уравнения химических реакций.

Химическое уравнение — это условная запись химической реакции с помощью формул и символов.

Их записывают в виде схемы, в которой отражён процесс превращения. В левой части располагаются формулы реагентов — веществ, вступающих в реакцию. Завершается уравнение продуктами реакции — веществом или веществами, которые получились в результате.

Новые вещества образуются потому, что изменяются связи между атомами, но сами атомы не возникают из ниоткуда и не исчезают в никуда. На рисунке видно, что атом углерода из состава метана перешёл в состав углекислого газа, атом водорода — в состав воды, а атомы кислорода распределились между молекулами углекислого газа и воды. Число атомов не изменилось.

Согласно закону сохранения массы, общая масса реагентов всегда равна общей массе продуктов реакции. Именно поэтому запись химической реакции называют уравнением.

Виды химических реакций

Вещества вступают в реакции по-разному, можно выделить четыре наиболее частых варианта:

Сложное вещество негашёная известь соединяется с водой, и образуется новое сложное вещество — гашёная известь:

Стрелка вверх означает, что образовался газ. Он улетучивается и больше не участвует в реакции.

В примере атомы цинка замещают атомы водорода в составе хлороводорода, и образуется хлорид цинка:

Стрелка вниз означает, что вещество выпало в осадок, поскольку оно нерастворимо.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Чтобы составить уравнение химической реакции, важно правильно подобрать коэффициенты перед формулами веществ.

Коэффициент в химических уравнениях означает число молекул (формульных единиц) вещества, необходимое для реакции. Он обозначается числом перед формулой (например, 2NaCl в последнем примере).

Коэффициент не следует путать с индексом (числом под символом химического элемента, например, О₂). Индекс обозначает количество атомов этого элемента в молекуле (формульной единице).

Чтобы узнать общее число атомов элемента в формуле, нужно умножить его индекс на коэффициент вещества. В примере на картинке (2H₂O) — четыре атома водорода и два кислорода.

Подобрать коэффициент — значит определить, сколько молекул данного вещества должно участвовать в реакции, чтобы она произошла. Далее мы расскажем, как это сделать.

Алгоритм составления уравнений химических реакций

Для начала составим схему химической реакции. Например, образование оксида магния (MgO) в процессе горения магния (Mg) в кислороде (O₂). Обозначим реагенты и продукт реакции:

Чтобы схема стала уравнением, нужно расставить коэффициенты. В левой части схемы два атома кислорода, а в правой — один. Уравняем их, увеличив число молекул продукта:

Теперь число атомов кислорода до и после реакции одинаковое, а число атомов магния — нет. Чтобы уравнять их, добавим ещё одну молекулу магния. Когда количество атомов каждого из химических элементов в составе веществ уравнено, вместо стрелки можно ставить равно:

Уравнение химической реакции составлено.

Рассмотрим реакцию разложения. Нитрат калия (KNO₃) разлагается на нитрит калия (KNO₂) и кислород (О₂):

В обеих частях схемы по одному атому калия и азота, а атомов кислорода до реакции 3, а после — 4. Необходимо их уравнять.

Для начала удвоим коэффициент перед реагентом:

Теперь в левой части схемы шесть атомов кислорода, два атома калия и два атома азота. В левой по-прежнему по одному атому калия и азота и четыре атома кислорода. Чтобы уравнять их, в правой части схемы нужно удвоить коэффициент перед нитритом калия.

Снова посчитаем число атомов каждого химического элемента в составе веществ до и после реакции: два атома калия, два атома азота и шесть атомов кислорода. Равенство достигнуто.

Химические уравнения не только позволяют предсказать, что произойдёт при взаимодействии тех или иных веществ, но и помогают рассчитать их количественное соотношение, необходимое для реакции.