ртути оксиды
РТУТИ ОКСИДЫ
Гемиоксид Hg2O-черные кристаллы; плотн. 9,8 г/см3; разлагается на HgO и Hg при нагр. и под действием света; 
−54,4 кДж/моль, 
−91,3 кДж/моль; получают действием паров воды на ртуть при температуре до 300 °C. При добавлении щелочей к раствору солей Hg(I) протекает ряд последоват. реакций, в которых образующиеся гидроксид и оксид Hg(I)-промежут. продукты с коротким временем жизни: 
+ 2OH− 
Константа равновесия гидролиза 
равна 1∙10−5. Hg2O плохо раств. в воде (произведение растворимости 1,6∙10−23).
Оксид HgO образует две кристаллич. модификации-желтую и красную, отличающиеся размерами кристаллов (желтая-до 4 мкм, красная — выше 8 мкм). Для желтого HgO: плотн. 11,03 г/см3; 
−58,517 кДж/моль, 
−90,458 кДж/моль; 
71,287 Дж/(моль∙К). Для красного HgO: плотн. 11,14 г/см3; 
44,057 Дж/(моль∙К); 
−58,639 кДж/моль, 
−90,876 кДж/моль; 
70,29 Дж/(моль *К). HgO-слабое основание. Желтая форма химически более активна, разлагается при 332 °C. -Красная форма разлагается ок. 500 °C, при нагр. чернеет, но приобретает прежний цвет при охлаждении. Желтая модификация при нагр. краснеет. Порошки HgO в ИК спектре имеют полосы поглощения с максимумами при 491 и 595см−1; фосфоресцирует в спектральной области 2,0–4,5 эВ; магн. восприимчивость —(0,216–0,221)∙10−9; ε 9,4–12,6 (298 К).
Растворимость HgO в воде (моль/л): 2,6∙10−4-желтый и 2,4∙10−4-красный при 25 °C; 3,47∙10−4 при 35 °C-желтый. HgO не раств. в этаноле и диэтиловом эфире, раств. в конц. растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов. Желтый HgO реагирует с NH3, давая желтое малорастворимое в воде основание Миллона: 2HgO + NH3 + H2O:[Hg2N]+OH−∙2H2O, которое реагирует с кислотами с образованием солей [Hg2N] X∙H2O, где X=
Cl−, Br−, I− и др.
Красный HgO получают сухим или мокрым способом. При сухом способе Hg окисляют O2 или O3 при 300–400 °C или осторожно нагревают Hg2(NO3)2 либо Hg(NO3)2 до 350–400 °C. При мокром способе из горячих растворов солей Hg(II) осаждают HgO гидроксидами щелочных или щел.-зем. металлов; образующийся при введении щелочей Hg(OH)2 тотчас распадается на HgO и H2O. Получают HgO также анодным растворением Hg в растворах щелочей. В зависимости от температуры электролиза и состава электролита образуется красный или желтый HgO. Стандартный электродный потенциал E0 полуреакций:
HgO (красный) + H2O + 2е ⇄ Hg + 2OH− (E0 = +0,0981 В)
HgO + 2H+ + 2е : Hg + H2O (+0,926 В) Hg(OH)2 + 2H+ + 2е : Hg + 2H2O (+1,034 В)
2HgO + 4H+ + 2е : 
+ 2H2O (+1,065 В)
2Hg (OH)2 + 4H+ + 2е : 
+ 4H2O (+1,279 В)
Желтый HgO получают действием щелочей на растворы солей Hg(II) при комнатной температуре; Hg(OH)2 начинает осаждаться при pH ~2, полное осаждение происходит при pH 5–12. Желтый и красный HgO-окислители в препаративной химии, пигменты красок для морских судов; желтый — компонент кожных мазей, красный-деполяризатор в ртутно-цинковых и ртутно-индиевых элементах.
Желтый HgO встречается в природе в виде минерала монтроидита (решетка орторомбическая, а = 0,6608 нм, Ъ = 0,5518 нм, с = 0,3519 нм, z = 4, пространственная группа Рпта).
Пероксид HgO2-кристаллы; неустойчив, взрывается при нагр. и ударе; получают взаимод. желтого HgO с 30%-ным раствором H2O2 при −15 °C или при добавлении к спиртовому раствору HgCl2 раствора H2O2 и K2CO3. При сухом способе синтеза HgO сплавляют с пероксидом щелочного металла и получают бесцв. соед. M2HgO2, которое разлагается водой на HgO2 и МОН (M2HgO2 содержит структурные фрагменты [О—Hg—О]2−).
Р.O. токсичны, ПДК HgO (в пересчете на Hg) в воздухе рабочей зоны 0,2 мг/м3, в атм. воздухе 0,0003 мг/м3.
Л. Ф. Козин
