Rtęć

Rtęć

złoto ← rtęć → tal
Cd ↑ Hg ↓ Cn 80 Hg
Wygląd
srebrzystobiały
Widmo emisyjne rtęci
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.	rtęć, Hg, 80 (łac. hydrargyrum)
Grupa, okres, blok	12, 6, d
Stopień utlenienia	I, II
Właściwości metaliczne	metal przejściowy
Właściwości tlenków	średnio zasadowe
Masa atomowa	200,59 ± 0,01[a][5]
Stan skupienia	ciekły
Gęstość	13 534 kg/m³[6]
Temperatura topnienia	−38,83 °C[1]
Temperatura wrzenia	357 °C[2]
Numer CAS	7439-97-6
PubChem	23931
Właściwości atomowe Promień • atomowy • walencyjny • van der Waalsa 150 (obl. 171) pm 149 pm 155 pm Konfiguracja elektronowa [Xe]4f145d106s2 Zapełnienie powłok 2, 8, 18, 32, 18, 2 (wizualizacja powłok) Elektroujemność • w skali Paulinga • w skali Allreda 2,00 1,44 Potencjały jonizacyjne I 1007,1 kJ/mol II 1810 kJ/mol III 3300 kJ/mol
Właściwości fizyczne Ciepło parowania 59,229 kJ/mol Ciepło topnienia 2,295 kJ/mol Ciśnienie pary nasyconej 2×10−4 Pa (234 K) Konduktywność 1,04×106 S/m Ciepło właściwe 140 J/(kg·K) Przewodność cieplna 8,34 W/(m·K) Układ krystalograficzny trójskośny Twardość • w skali Mohsa 1,5 Prędkość dźwięku 1407 m/s (293,15 K) Objętość molowa 14,09×10−6 m³/mol[7][b]
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 194Hg {syn.} 444 lata w.e. 0,040 194Au 196Hg 0,15% stabilny izotop z 116 neutronami 198Hg 9,97% stabilny izotop z 118 neutronami 199Hg 16,87% stabilny izotop z 119 neutronami 200Hg 23,1% stabilny izotop z 120 neutronami 201Hg 13,18% stabilny izotop z 121 neutronami 202Hg 29,86% stabilny izotop z 122 neutronami 203Hg {syn.} 46,6 dnia β− 0,492 203Tl 204Hg 6,87% stabilny izotop z 124 neutronami
Niebezpieczeństwa Karta charakterystyki: dane zewnętrzne firmy Sigma-Aldrich [dostęp 2011-10-05] Globalnie zharmonizowany system klasyfikacji i oznakowania chemikaliów Na podstawie Rozporządzenia CLP, zał. VI[3] Niebezpieczeństwo Zwroty H H330, H360D, H372, H410 Zwroty P P201, P260, P273, P284, P310, P501[8] NFPA 704 Na podstawie podanego źródła[4] 0 4 0   Numer RTECS OV4550000
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Rtęć nalewana na szalkę Petriego

Rtęć (Hg, łac. hydrargyrum, z gr. ὑδράργυρος hydrargyros ‘wodne srebro’^[9]) – pierwiastek chemiczny z grupy metali przejściowych. Uznana za pierwiastek przez Lavoisiera. Rtęć jest jedynym metalem występującym w warunkach normalnych w stanie ciekłym^[c].

Rtęć występuje w skorupie ziemskiej w ilości 0,05 ppm.

Najważniejszymi minerałami rtęci są:

• cynober, HgS
• kalomel, Hg
  2Cl
  2
• rtęć rodzima.

Właściwości

Rozpuszcza metale, tworząc amalgamaty (z wyjątkiem żelaza, platyny, wolframu i molibdenu). Wykazuje dużą lotność – w stanie nasycenia w temperaturze 20 °C w powietrzu znajduje się 14 mg Hg na m³^[10]. Dawka progowa rtęci, czyli najwyższe stężenie uważane za bezpieczne, wynosi 0,05 mg Hg na m³ powietrza, dlatego rozlana rtęć stanowi potencjalne niebezpieczeństwo zatrucia.

Zawartość rtęci w powietrzu w ng/cm³ (co odpowiada μg/dm³ i mg/m³) w stanie nasycenia dla różnych temperatur określa empiryczne równanie Dumareya^[10]:

${\displaystyle \gamma _{Hg}={\frac {D}{T}}10^{-(A+{\frac {B}{T}})}}$

gdzie:

A = −8,134459741

B = 3240,871534 K

D = 216522,61 K ng/cm³

T – temperatura w K

Kationy rtęci Hg2+
oraz Hg2+
2 różnią się właściwościami. W analizie chemicznej Hg2+
2 należy do I grupy kationów, natomiast Hg2+
– do II.

Otrzymywanie

Na skalę przemysłową rtęć otrzymuje się z cynobru, czyli siarczku rtęci(II), przez ogrzewanie w obecności powietrza^[11]:

HgS + O
2 → Hg↑ + SO
2↑

Proces ten przebiega w dwóch etapach^[12]:

(1) 2HgS + 3O
2 → 2HgO + 2SO
2↑

(2) 2HgO → 2Hg↑ + O
2↑

Inną metodą jest ogrzewanie HgS wobec reduktora, np. żelaza^[11][12]:

HgS + Fe → Hg↑ + FeS

W warunkach laboratoryjnych rtęć można uzyskać poprzez ogrzewanie tlenku rtęci(II)^[13].

Zastosowanie

Zastosowania historyczne

Rzymianie używali jej do ługowania piasków rzecznych, w celu wydobycia z nich srebra i złota. Tlenek rtęci(II) był głównym składnikiem czerwonej farby, stosowany był do szminkowania i malowania. W średniowieczu alchemicy próbowali stworzyć złoto przez połączenie siarki z rtęcią. Wolna rtęć pod nazwą żywego srebra była trzymana w domach bogaczy jako zabawka. W XVI wieku Paracelsus wprowadził związki rtęci do medycyny i farmacji.

Zastosowania rtęci metalicznej

Termometr rtęciowy

Rtęć znalazła zastosowanie do wypełniania termometrów, barometrów, manometrów, pomp próżniowych itp. Duże ilości rtęci zużywane są w procesie zwanym amalgamacją^[14] do wydobywania złota i srebra (zwłaszcza w złożach o dużym rozdrobnieniu kruszców; metale rozpuszczają się w rtęci, tworząc amalgamaty, z których są odzyskiwane przez odparowanie rtęci) oraz do elektrolizy litowców i produkcji materiałów wybuchowych.

Oprócz tego metaliczna rtęć jest stosowana:

• do wytwarzania amalgamatów, wykorzystywanych m.in. do wykonywania plomb dentystycznych
• przy produkcji świetlówek i lamp rtęciowych.

W epoce wczesnonowożytnej (co najmniej od XVI wieku, do 1843 r.) rtęci używano do produkcji luster. W związku z tym wielu ludzi chorowało z powodu zatrucia tym metalem. Stosowano ją również do leczenia kiły, poprzez podawanie rtęci doustnie, w zastrzykach i przez nacieranie skóry.

Zastosowania związków rtęci

Wiele związków rtęci ma szerokie zastosowanie:

• chlorek rtęci(I) – kalomel, stosowany jest w lecznictwie, do wyrobu elektrod, jako środek ochrony roślin;
• chlorek rtęci(II) – sublimat, służy jako katalizator w syntezie organicznej, w metalurgii, w mikrobiologii, jako środek dezynfekujący;
• piorunian rtęci – Hg(CNO)
  2 ma zastosowanie do wyrobu spłonek i detonatorów;
• odczynnik Nesslera (alkaliczny roztwór jodortęcianu potasu K
  2[HgI
  4]) – używany w chemii analitycznej do wykrywania jonów amonowych (NH+
  4);
• do produkcji farb okrętowych.

Działanie biologiczne

Rtęć w formie: ciekłej, par i rozpuszczalnych związków jest trująca^[15].

Rtęć wchłania się przez drogi oddechowe w postaci pary. Z płuc dostaje się do krwi, gdzie wnika do erytrocytów, w których jest utleniana. Pewne ilości rtęci wnikają też do mózgu i przenikają przez barierę łożyskową do krwi płodu. Wchłonięta w ten sposób rtęć jest wydalana z moczem i w niewielkim stopniu z kałem. Kumuluje się w nerkach, uszkadzając je.

Toksyczność rtęci polega na niszczeniu błon biologicznych i wiązaniu się z białkami. W ten sposób rtęć zakłóca wiele niezbędnych do życia procesów biochemicznych.

Ostre zatrucie oparami rtęci wywołuje zapalenie płuc i oskrzeli prowadzące niekiedy do śmiertelnej niewydolności oddechowej. Inne objawy to: krwotoczne zapalenie jelit, niewydolność krążenia, zapalenie błony śluzowej jamy ustnej. Uszkodzeniu ulegają również nerki i układ nerwowy.

Spożycie związków rtęci powoduje ślinotok, wymioty, krwawą biegunkę, martwicę błony śluzowej jelit. Pojawia się również pieczenie w przełyku. Podobnie jak w zatruciu drogą oddechową uszkodzone zostają nerki.

Zatrucie przewlekłe małymi ilościami rtęci powoduje początkowo niespecyficzne objawy takie jak ból głowy i kończyn, osłabienie. W późniejszym czasie dochodzi do zapaleń błon śluzowych przewodu pokarmowego, wypadania zębów i wystąpienia charakterystycznego niebiesko-fioletowego rąbka na dziąsłach. Obserwuje się też postępujące uszkodzenia ośrodkowego układu nerwowego: zaburzenia snu, upośledzenie koncentracji, zaburzenia pamięci, zmiany w osobowości. Później pojawiają się drżenia rąk i nóg, niezborność chodu. Charakterystycznym objawem jest zmiana charakteru pisma na tzw. „drżące pismo”. W zatruciu przewlekłym również obserwuje się uszkodzenie nerek.

Ze względu na toksyczne działanie rtęć i jej związki w Unii Europejskiej zostały uznane za substancje priorytetowe w dziedzinie polityki wodnej^[16]. Zaliczana jest do grupy substancji uPBT (wszędobylskie, trwałe, podlegające bioakumulacji i toksyczne), a przekroczenie norm jej stężenia w wodzie lub organizmach wodnych jest najczęstszą przyczyną nieosiągania dobrego stanu chemicznego wód powierzchniowych^[17].

Zobacz też

• diuretyki rtęciowe

Uwagi

Przypisy

Bibliografia

• Witold Seńczuk (red.): Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów Wydanie IV. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002. ISBN 83-200-2648-2.
• Małgorzata Wiśniewska (red.): Encyklopedia dla wszystkich Chemia. Wydawnictwa Naukowo-Techniczne Warszawa, s. 332.