lunes, 30 de mayo de 2011

Óxido de Mercurio (HgO)

El óxido de mercurio (II) es un sólido cristalino (amarillo o rojo). La forma mineral se llama montroidita y es muy rara de encontrar.

Algunas de sus propiedades físicas son:
PM= 216,5894 g/mol
Densidad=11,14 g/cm³
PF=500ºC  , se descompone a temperaturas relativamente bajas en Hg y O2

A pesar de que el Hg y el oxígeno son inestables con respecto al HgO a la temperatura ambiente, su velocidad de combinación es excesivamente lenta; la reacción procede con una rapidez aceptable de 300 a 350ºC,  pero a 400ºC y temperaturas más altas, la relación de estabilidad se invierte y el HgO se descompone con gran velocidad en sus elementos:

            HgO (s)  =  Hg (s)  +  ½ O2        ∆Hdis= 160 kJ mol-1

Esta capacidad del Hg de absorber oxígeno del aire y regenerarlo de nuevo en forma pura, tuvo gran importancia en los primeros estudios que realizaron Lavoisier y Priestley y que condujeron al descubrimiento del O2 en 1774,como ya he citado antes.


Solubilidad: el producto de solubilidad del HgO es muy bajo. El óxido de mercurio es insoluble en álcalis, sólo se disuelve en medio ácido. Es esencialmente iónico, pues Hg (II) es poco polarizante.

-Síntesis
El óxido rojo de mercurio se forma por pirólisis suave del nitrato mercurioso o mercúrico:
Hg(NO3)2 à HgO            (T = 350 ºC)

Otra forma de obtenerlo es por interacción directa del mercurio y el oxígeno de 300 a 350 ºC:
2 Hg (s) + O2 (g) à 2 HgO (s)

Se obtienen cristales rojos al calentar una solución alcalina de K2HgI4.
           
La forma amarilla se puede obtener por la precipitación de disoluciones acuosas de Hg2+, como las disoluciones de cloruro de mercurio (II), al ser tratadas con álcalis (como el hidróxido de sodio o el hidróxido de potasio).
[]
                        HgCl2 + 2 KOH à HgO + 2 KCl + H2O

La forma amarilla se diferencia de la roja en el tamaño de los cristales, ambas formas tienen la misma estructura.
El oxido rojo y el amarillo constituyen dos estados isoméricos que se distinguen en algunas de sus reacciones químicas. El oxido amarillo no calcinado, eso es, el obtenido por vía humeda se deja atacar más fácilmente por el cloro que el oxido rojo, se combina en frio con el acido oxálico que en igual circunstancia carece de acción sobre el oxido rojo.


-Estructura
La  forma ordinaria del HgO tiene una estructura con cadenas (en las que cada mercurio está unido a dos oxígenos y cada oxígeno a dos mercurios) en zig-zag – Hg- O – Hg .
Sólo hay enlaces débiles entre las cadenas, siendo de 2,82 Å, la distancia más corta    Hg – O. Existe una forma ortorrómbica, estable y otra hexagonal, metaestable. La primera es la constituida por cadenas planas.
Los oxígenos emplean los orbitales atómicos p y los mercurios los híbridos sp, para la formación de los enlaces. En la forma hexagonal, las cadenas tienen forma de espiral y están situadas a lo largo del eje c en el cristal; la estructura es igual a la del cinabrio (HgS).



Además, se conocen óxidos mixtos en el estado sólido, como el Hg2Nb2O7; todos contienen grupos lineales O – Hg – O.


-Interés biológico

La especie de Hg2+, muy ácida y soluble en agua, está presente en las aguas de bebida. Una vez absorbido, por su característica de ácido blando, forma complejos con ligandos biológicos, preferentemente con átomos dadores de azufre, siendo el aminoácido preferido, la cisteína, con el cual forma un complejo estable, para su metabolización. El catión mercurioso Hg22+ (Hg+-Hg+), se oxida con facilidad a mercúrico, Hg2+, y no es fácil que entre dentro de las cadenas tróficas, aunque sí que está presente en algunos procesos industriales. Por su parte, tanto el Hg metal, como el HgO, en forma de partículas, se encuentran en la atmósfera, y son fuentes continuas de contaminación.


-Aplicaciones:

·   Tanto el oxido rojo como el amarillo, se han utilizado en terapéutica y a veces, con fines criminales por su solubilidad en ácidos orgánicos.
·   El HgO a veces se utiliza en la producción de mercurio, ya que se descompone con mucha facilidad, generando O2.
·   Se emplea en las celdas de mercurio. El uso de la pila de mercurio está muy extendido en medicina y en industrias electrónicas (aparatos para la sordera-audífonos-, en las calculadoras de bolsillo, en relojes de pulsera, en cámaras fotográficas electrónicas).Sin embargo, su uso se está discontinuando poco a poco (a raíz de la elevada toxicidad del mercurio) y en su lugar se emplean pilas de Zn-aire.
·   Pinturas  antisuciedad.
·   Como catalizador.

-Efectos sobre la salud

El óxido de mercurio (II) es una sustancia tóxica que se puede absorber por inhalación en forma de aerosol, a través de la piel y por ingestión. La sustancia irrita los ojos, la piel y el tracto respiratorio y puede tener efectos perjudiciales sobre los riñones, que provoque una insuficiencia renal.
En la cadena alimentaria referida a los seres humanos tiene lugar bioacumulación, concretamente en organismos acuáticos. Por ello, la sustancia está prohibida como plaguicida[.]
La evaporación a 20 °C es despreciable. El HgO se descompone al exponerse a la luz o la calefacción por encima de 500 °C. La calefacción del compuesto produce humos muy tóxicos de mercurio y oxígeno, lo que aumenta el riesgo de incendio. El óxido de mercurio (II) reacciona violentamente con agentes reductores, o con cloro, peróxido de hidrógeno, magnesio (cuando se calienta), dicloruro de diazufre y trisulfuro de hidrógeno. Se forman compuestos inestables frente al choque cuando se combina con metales y elementos como el azufre y el fósforo.

-Bibliografía

http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/QAVANZADA/Isabel%20Higueras/OXIDO%20DE%20MERCURIO.htm
http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_de_mercurio_%28II%29
http://antiguo.itson.mx/laboratorios/OXIDO%20DE%20MERCURIO%20ROJO.pdf
http://www.analesranf.com/index.php/aranf/article/viewFile/254/283