L’ossido mercurico o ossido di mercurio (II) è il più importante degli ossidi del mercurio e ha formula HgO. In esso il mercurio forma un doppio legame con l’ossigeno e ha numero di ossidazione +2 e, come molti altri composti del mercurio, è tossico per la maggior parte degli organismi biologici. Si trova in natura nel minerale montroydite.
Gli altri ossidi di mercurio sono l’ossido di mercurio (I) Hg2O e il perossido di mercurio HgO2.
Questo composto ha un’importanza storica in quanto Antoine Lavoisier nell’ambito dei suoi studi sulla sua formazione dimostrò la Prima Legge della Chimica.
Proprietà dell’ossido mercurico
Si presenta come una polvere rosso-arancio e il colore dipende dal metodo di sintesi. Se è sintetizzato utilizzando il riscaldamento del mercurio in un’atmosfera di O2 , si ottiene la variante rossa.
Se sintetizzato con metodi a freddo, come, ad esempio, la precipitazione, si ottiene la varietà gialla. La differenza di colore è semplicemente dovuta alla dimensione delle particelle che sono gialle se finemente polverizzate.
È poco solubile in acqua, acetone, alcoli, ammoniaca ed eteri. A pressione atmosferica si presenta sotto due forme cristalline di cui una ortorombica e l’altra esagonale mentre a pressione oltre i 10 GPa entrambe le strutture si convertono in forma tetragonale.
Sintesi dell’ossido mercurico
Può essere ottenuto dalla pirolisi del nitrato di mercurio (II) con formazione di biossido di azoto e ossigeno:
2 Hg(NO3)2 → 2 HgO + 4 NO2 + O2
Alla temperatura di 350°C si ottiene a partire dalla reazione tra il metallo e l’ossigeno:
2 Hg + O2 → 2 HgO
Reazioni dell’ossido mercurico
Reagisce con:
- l’acido nitrico per dare nitrato di mercurio (II)
HgO + 2 HNO3 → Hg(NO3)2 + H2O
- il cloro secondo una reazione di ossidoriduzione per dare cloruro di mercurio (I) e ossigeno:
2 HgO + Cl2 → 2 HgCl + O2
- acido solforico per dare solfato di mercurio
HgO + H2SO4 → HgSO4 + H2O
In presenza di luce o a una temperatura maggiore di 500°C dà luogo a decomposizione:
2 HgO → 2 Hg + O2
Il legame tra mercurio e ossigeno è piuttosto debole ed è quindi relativamente facile decomporre HgO nei suoi componenti: ossigeno e mercurio. Questa reazione fu osservata per la prima volta nel 1775 dal chimico inglese Joseph Priestley.
Usi
Sebbene l’ossido di mercurio (II) sia usato raramente a causa della sua tossicità, esistono alcune applicazioni.
Ad esempio, recentemente è stato scoperto che è possibile creare un materiale resistente alle radiazioni gamma drogando piccole quantità di HgO in Nano-Bentonite
È utilizzato per la produzione del mercurio. Trova utilizzo nelle vernici marine e negli antisettici topici. Costituisce il materiale essenziale per la preparazione dei catodi nelle batterie al mercurio.
Queste ultime utilizzano la reazione tra l’ossido mercurico e gli elettrodi di zinco in un elettrolita alcalino.
Al catodo avviene la semireazione di riduzione:
HgO + 2 e– + H2O → Hg + 2 OH–
All’anodo avviene la semireazione di ossidazione:
Zn + 4 OH– → Zn(OH)42- + 2 e–
La reazione complessiva ha un potenziale di 1.35 V
Utilizzato come intermedio chimico per sali di mercurio , composti organici di mercurio e monossido di cloro, antisettico nei prodotti farmaceutici, componente di batterie a secco, pigmento e modificatore di vetro, fungicida, conservante nei cosmetici, reagente analitico.