Quecksilber(II)-iodid

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Strukturformel
Strukturformel von Quecksilber(II)-iodid
Allgemeines
Name Quecksilber(II)-iodid
Andere Namen
  • Quecksilberiodid
  • Hydrargyrum bijodatum
Summenformel HgI2
CAS-Nummer 7774-29-0
PubChem 24485
Kurzbeschreibung

geruchloser, roter Feststoff[1]

Eigenschaften
Molare Masse 454,45 g·mol−1
Aggregatzustand

fest

Dichte

6,271 g·cm−3[1]

Schmelzpunkt

259 °C[1]

Siedepunkt

354 °C[1]

Dampfdruck

0,006 hPa (80 °C)[2]

Löslichkeit
  • nahezu unlöslich in Wasser (0,06 g·l−1 bei 25 °C)[1]
  • sehr gut löslich in DMSO (1000 g·l−1 bei 25 °C)[3]
  • löslich in heißem Ethanol[4]
  • wenig löslich in kaltem Ethanol und Diethylether[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP)[5], ggf. erweitert[1]
06 – Giftig oder sehr giftig 08 – Gesundheitsgefährdend 09 – Umweltgefährlich

Gefahr

H- und P-Sätze H: 330​‐​310​‐​300​‐​373​‐​410
P: 273​‐​280​‐​302+352​‐​304+340​‐​308+310 [1]
MAK

0,1 mg·m−3[1]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.
Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Quecksilber(II)-iodid ist eine chemische Verbindung und gehört zu den Halogeniden des Schwermetalls Quecksilber. Direkten Kontakt sollte man wegen seiner hohen Toxizität meiden. Quecksilber(II)-iodid ist ein Halbleiter und lichtempfindlich. Mit Kaliumiodid und Quecksilber(II)-chlorid bildet es kristallisierbare Doppelverbindungen.

Vorkommen[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Quecksilber(II)-iodid kommt in der Natur nur selten in Form des Minerals Coccinit vor.

Gewinnung und Darstellung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Quecksilber(II)-iodid kann direkt aus den Elementen Quecksilber und Iod dargestellt werden:

Auch bei Zugabe von Quecksilber(II)-chlorid zu einer wässrigen Lösung von Kaliumiodid entsteht es als roter Niederschlag:

Eigenschaften[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Quecksilber(II)-iodid in der gelben β- (links) und der roten α-Phase (rechts).

Quecksilber(II)-iodid ist ein scharlachrotes, schweres, mikrokristallines Pulver, das sich beim Erhitzen bis zum Schmelzpunkt bei 259 °C gelb verfärbt.[6][7] Es ist für die meisten lebenden Organismen giftig und verhält sich ähnlich wie Quecksilber(II)-chlorid. Für salzartige Verbindungen hat Quecksilber(II)-iodid mit 354 °C einen sehr niedrigen Siedepunkt.

Verwendung[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

Löst man das in Wasser schwerlösliche Quecksilber(II)-iodid in einem Überschuss von Kaliumiodidlösung, so erhält man die Komplexverbindung Kaliumtetraiodomercurat(II), die Verwendung in der Neßler-Reaktion findet.[8] Außerdem wird es in der Tiermedizin als Tinktur für Verletzungen verwendet.

Einzelnachweise[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]

  1. a b c d e f g h Eintrag zu Quecksilber(II)-iodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016 (JavaScript erforderlich).
  2. Datenblatt Quecksilber(II)-iodid (PDF) bei Merck, abgerufen am 15. Juni 2017.
  3. Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 14. (PDF)
  4. a b Dale Perry: Handbook of Inorganic Compounds, Second Edition. CRC Press, 2016, ISBN 978-1-4398-1462-8, S. 482 (books.google.de).
  5. Nicht explizit in Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP) gelistet, fällt aber mit der angegebenen Kennzeichnung unter den Gruppeneintrag inorganic compounds of mercury with the exception of mercuric sulphide and those specified elsewhere in this Annex im Classification and Labelling Inventory der Europäischen Chemikalienagentur (ECHA), abgerufen am 1. Februar 2016. Hersteller bzw. Inverkehrbringer können die harmonisierte Einstufung und Kennzeichnung erweitern.
  6. H. Hager, F. v. Bruchhausen, P. Surmann, E. Nürnberg: Hagers Handbuch Der Pharmazeutischen Praxis, Springer Verlag, 1999, ISBN 3-540-52641-2, S. 473.
  7. The Yellow Polymorphs of Mercuric Iodide (HgI2). In: Helvetica Chimica Acta. Band 86, Nr. 5, 1. Mai 2003, S. 1410–1422, doi:10.1002/hlca.200390126 (wiley.com).
  8. A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 57.–70. Auflage. de Gruyter, Berlin 1964, S. 493.