Elohopeajodidi

Kohteesta Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
Elohopeajodidi

Mercury iodide.jpg

Mercury diiodide.svg

Tunnisteet
CAS-numero 7774-29-0
Ominaisuudet
Molekyylikaava HgI2
Moolimassa 454,39
Ulkomuoto Punainen tai keltainen kiteinen aine[1]
Sulamispiste 253 °C[1]
Kiehumispiste 354 °C[2]
Tiheys 6,36 g/cm3[3]
Liukoisuus veteen Veteen liukenematonta

Elohopeajodidi (HgI2) on elohopea- ja jodidi-ionien muodostama epäorgaaninen ioniyhdiste. Yhdistettä voidaan käyttää pigmenttinä ja analyyttisen kemian reagenssina.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Elohopeajodidi on dimorfista eli sillä on kaksi eri kiderakenneta. Näistä huoneenlämpötilassa stabiili on alkeiskopiltaan rombista ja väriltään oranssinpunaista. Toinen muoto on huoneenlämpötilassa metastabiili keltainen tetragonaalinen muunnos. Punainen muoto muuttuu keltaiseksi kuumennettaessa 126 °C:n lämpötilaan ja väri palautuu punaiseksi yhdisteen jäähtyessä. Tätä ilmiötä kutsutaan termokromismiksi. Elohopeajodidi on veteen käytännöllisesti katsoen liukenematonta, mutta se liukenee jodidiliuoksiin muodostaen kompleksisen tetrajodomerkuraatti(II)ionin ([HgI4]2-).[1][2][3][4][5][6][7]

Valmistus ja käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Punaista elohopeajodidia voidaan valmistaa elohopean ja jodin välisellä reaktiolla, kun alkuaineita hierretään. Saostettaessa yhdistettä jonkin vesiliukoisen elohopeasuolan esimerkiksi elohopeanitraatin vesiliuoksesta jodidien avulla muodostuu ensin keltaista muotoa, joka muuttuu hyvin nopeasti punaiseksi muodoksi. Keltaista elohopeajodidia voidaan valmistaa sekoittamalla elohopeajodidin etanoliliuosta kylmän veden kanssa, josta se kiteytyy.[1][2][3][4][5][6][7]

Hg + I2 → HgI2
Hg(NO3)2 + 2 I- → HgI2) + 2 NO3-

Elohopeajodidia voidaan käyttää pigmenttinä, eräiden ihosairauksien hoidossa, tietyillä metalleilla doupattuna fotovastuksissa, metakrylaattien ja akrylaattien polymeroitumiskatalyyttinä sekä analyyttisen kemian analyyseissä niin kutsutussa Nesslerin reagenssissa, jota käytetään osoittamaan ammoniakin tai ammoniumsuolojen läsnäolo.[1][2][3][4][5][6][7]

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b c d e Karamäki, E. M.: Epäorgaaniset kemikaalit, s. 261. Kustannusliike Tietoteos, 1983. ISBN 951-9035-61-3.
  2. a b c d Matthias Simon, Peter Jönk, Gabriele Wühl-Couturier & Stefan Halbach: Mercury, Mercury Alloys, and Mercury Compounds, Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, John Wiley & Sons, New York, 2006. Viitattu 15.2.2017
  3. a b c d Thomas Scott, Mary Eagleson: Concise encyclopedia chemistry, s. 638–639. Walter de Gruyter, 1994. ISBN 978-3110114515. (englanniksi)
  4. a b c Milton Nowak & William Singer: Mercury compounds, Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology, John Wiley & Sons, New York, 2000. Viitattu 15.2.2017
  5. a b c Egon Wiberg, Nils Wiberg, Arnold Frederick Holleman: Inorganic chemistry, s. 1312. Academic Press, 2001. ISBN 978-0-12-352651-9. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 15.2.2017). (englanniksi)
  6. a b c Bernard Moody: Comparative Inorganic Chemistry, s. 502. Elsevier, 2013. ISBN 9781483280080. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 15.2.2017). (englanniksi)
  7. a b c L F Kozin,S C Hansen: Mercury Handbook, s. 103–104. RSCPublishing, 2013. ISBN 978-1849734097. Kirja Googlen teoshaussa (viitattu 15.2.2017). (englanniksi)