Основные физико-химические свойства ртути

Ртуть Hydrargyrum (лат.) – «жидкое серебро» существует в природе в виде ртутьсодержащих минералов или самородной ртути. Она в небольших количествах содержится в каменном угле, нефти, газе и торфе.

Ртуть - единственный металл, жидкий при обычных температурах, блестящего, серебристого цвета. Температура плавления металла – минус 38,89 °С, температура кипения - плюс 357,25 °С. Ртуть – наиболее тяжелая из известных жидкостей. Плот­ность жидкой ртути при нормальных условиях – 13,60 г/см³. Пары ртути в семь раз тяжелее воздуха. Их плотность при температуре 20 °С составляет 1,28^.10^-3 мм.рт.ст. Макси­мальная концентрация насыщенных паров в воздухе при той же температуре – 15,2 мг/м³.

В холодной и горячей воде ртуть практически не растворяется. Однако ее растворимость в воде увеличивается с ростом температуры (0,00003 г/л при 30 °С и 0,0006 г/л при 100 °С) и повышением содержания растворенного в ней кислорода. Это связано с образованием оксида ртути (II) HgO, который сравнительно хорошо смешивается с водой (до 0,043 г/л при 30 °С).

Давление паров металлической ртути достаточно высокое. Например, при температуре 24 °С 1 м³ воздуха, насыщенного парами ртути, содержит приблизительно 18 мг металла; такое содержание ртути в 360 раз больше, чем средняя допустимая концентрация, составляющая 0,05 мг/м³. Наряду с благородными газами, ртуть является химическим элементом, образующим пары, которые при комнатной температуре одноатомные.

При испарении металлической ртути образуется паровоздушная смесь, причем из–за незначительной концентрации паров ртути при комнатной температуре утяжеление воздуха оказывается крайне незначительным, что способствует рассеиванию паровоздушной смеси по всему помещению.

Ртуть и ее пары хорошо сорбируются на всех без исключения конструкционных материалах. Серьезную опасность для людей представляет залежная ртуть, кото­рая скапливается (депонируется) под полом, в щелях и т.д. Она является источником вторичного заражения объектов.

Пары ртути при высокой температуре и при наличии электрического разряда излучают голубовато–зеленый свет, богатый ультрафиолетовыми лучами. Это свойство реализовано в приборах для обнаружения ртути.

Ртуть может существовать в виде различных химических соединений. Это ее свойство создает значительные проблемы для специалистов, занимающихся оценкой возможного риска для здоровья человека. Различные химические формы этого элемента обладают собственными, присущими им токсичными свойствами, имеют различное применение в промышленности, сельском хозяйстве и медицине и требуют индивидуальной оценки риска.

Ртуть наряду с цинком и кадмием находится в побочной подгруппе II группы периодической системы элементов. Существует в одновалентном (ртуть (I)) и двухвалентном (ртуть (II)) состояниях, когда атом ртути теряет соответственно 1 и 2 электрона. Химические соединения ртути (II) встречаются значительно чаще, чем ртути (I).

Металлическая ртуть в химическом отношении весьма устойчива. Ее кислород– и хлорсодержащие соединения неустойчивы и разлагают­ся на воздухе при небольшом нагревании или на свету с выделением металлический ртути.

В атмосфере сухого воздуха или кислорода ртуть при комнатной температуре не окисляется. Однако во влажном воздухе с течением времени она покрывается пленкой оксидов:

2 Hg + O₂ = 2 HgO (яд!).

При температуре более 300 °С скорость окисления металла сильно увеличивается, однако при повышении температуры свыше 400 ^оС равновесие реакции сдвигается влево.

При продолжительном нагревании до температуры, близкой к температуре кипения, ртуть соединяется с кислородом воздуха, образуя красный оксид ртути (II) (окись), который при более сильном нагревании вновь распадается на ртуть и кислород. Оксид ртути (I) (закись) имеет черный цвет.

Известен также пероксид (перекись) ртути HgO₂, представляющий собой красный порошок, который может быть получен двумя способами:

0 ^оС

HgCl₂ + H₂O₂ + K₂CO₃ = HgO₂ + 2 KCl + CO₂ + H₂O

или

Hg (NO₃)₂ + H₂O_2(конц.) = HgO₂ + 2 HNO₃.

Он устойчив на воздухе и медленно разлагается в воде.

Ртуть взаимодействует с порошковой серой, образуя сульфид ртути HgS, и хлором:

Hg + S = HgS;

Hg + Сl₂ = HgCl₂ (сулема, яд!);

2 Hg + Сl₂ = Hg₂Cl₂ (каломель, менее токсично).

При растирании ртути и порошка йода образуется токсичный иодид ртути (II):

Hg + J₂ = HgJ₂.

Иодид ртути (II) может быть также получен при действии раствора иодида калия на соли ртути (II):

Hg⁺² + 2 J^-1 = HgJ₂.

При действии йодистоводородной кислоты на ртуть последняя легко растворяется:

Hg + 4 HJ = H₂ HgJ₄ + H₂.

Реакции с йодом в присутствии иодида калия используются при демеркуризации и индикации ртути.

Сулема легко восстанавливается до металлической ртути и каломели на свету, особенно в присутствии органических соединений.

Поэтому наиболее распространенные на сегодняшний день растворы обеззараживания ртути (демеркуризаторы), переводящие металлическую ртуть в хлорсодержащие неорганические соединения, не могут считаться эффективными средствами обеззараживания.

Со многими металлами (золото, серебро, цинк, свинец, кадмий, медь, олово, натрий) ртуть образует амальгамы. Амальгамы могут быть получены различными способами.

Удалить ртуть с металлических поверхностей (особенно с поверхностей драгоценных металлов) не удается даже с использованием кислот. Поэтому этот способ не может быть использован для демеркуризации.

Железо, кобальт, никель, металлы платиновой группы в ртути практически не растворяются. Поэтому ртуть можно перевозить в стальных сосудах.

Ртуть энергично реагирует с сероводородом:

Hg + H₂S = HgS + H₂.

На основании последней реакции разработан антидот для ртути. Сульфид ртути (II) – практически нерастворимое нетоксичное соединение, которое выводится из организма. Так как оно в обычных условиях практически не разлагается вновь до металлической ртути и не растворяется в воде, то целесообразно рекомендовать в качестве надежных демеркуризаторов вещества, образующие с ртутью ее сульфид. Лишь при температуре около 450 °С в атмосфере кислорода сульфид ртути (II) восстанавливается в металлическую ртуть. Эта реакция используется как промышленный способ получения ртути из киновари.

Разбавленная серная и соляная кислоты, а также щелочи не взаимодействуют с ртутью. Она хорошо растворима в кислотах, являющихся сильными окислителями – в разбавленной азотной кислоте, а также в "царской водке" (смеси азотной и соляной кислот). В концентриро­ванной серной кислоте она растворяется при нагревании. В последнем случае образуется сульфат одновалентной или двухвалентной ртути (в зависимости от соотношения реагирующих компонентов):

Hg + 2 H₂SO₄ = HgSO₄ + 2 H₂O + SO₂;

2 Hg + 2 H₂SO₄ = Hg₂SO₄ + 2 H₂O + SO₂.

С холодной концентрированной азотной кислотой реакция с ртутью протекает медленнее, чем при нагревании, при этом металл легко растворяется:

6 Hg + 8 HNO₃ = 3 Hg₂ (NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O.

Нитрат Hg₂(NO₃)₂ – одна из немногих растворимых солей ртути (I). На свету, разлагаясь, она может выделять пары ртути.

Гидроксиды ртути не известны. При обработке щелочами водных растворов солей ртути образуется не гидроксид, как следовало бы ожидать, а буровато–черный осадок оксида ртути (I):

Hg₂⁺² + 2 OН^-1 = Hg₂O + H₂O

или желтоватый осадок оксида ртути (II):

Hg⁺² + 2 OН^-1 = HgO + H₂O,

который при нагревании переходит в красную модификацию.

Химическая стойкость ртути при комнатной температуре к кислороду и некоторым кислотам обусловлена ее высоким ионизационным потенциалом.

Первый потенциал ионизации ртути равен 10,43 В. В этом отношении она оказывается более «благородной», чем даже серебро (7,57 В), платина (9,00 В) или золото (9,22 В).

Высокое значение ионизационного потенциала ртути определяет ее способность легко восстанавливаться из различных соединений до металлического состояния, что, с одной стороны, используется при ее очистке, а с другой – затрудняет применение многих химических демеркуризаторов.

С водным раствором хлорида железа (III), который широко используется при демеркуризации, реакция протекает, вероятно, с образованием хлоридов и кислородных соединений по следующей схеме:

Hg + FeCl₃ + H₂O  Hg₂Cl₂ + Fe₂O₃ + HCl + …

Однако, как отмечено выше, каломель неустойчива и впоследствии может разлагаться с выделением ртути.

Другой прием демеркуризации основан на использовании перманганата калия в солянокислой среде:

2 KМnO₄ + 16 HCl = 2 MnCl₂ + 2 KCl + 5 Cl₂ + 8 H₂O;

2 Hg + Cl₂ = Hg₂Cl₂.

В приведенных выше случаях образуется малотоксичная, нерастворимая в воде и неустойчивая каломель.

Таким образом, большинство солей ртути неустойчивы и разлагаются при повышенных температурах. Это следует учитывать при проведении демеркуризационных работ.