Quecksilber(I)-iodid
| Kristallstruktur | ||||||||||||||||
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-iodide-xtal-3D-SF.png)
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| _ Hg+ _ I− | ||||||||||||||||
| Allgemeines | ||||||||||||||||
| Name | Quecksilber(I)-iodid | |||||||||||||||
| Verhältnisformel | Hg2I2 | |||||||||||||||
| Kurzbeschreibung |
gelbes Pulver[1] | |||||||||||||||
| Externe Identifikatoren/Datenbanken | ||||||||||||||||
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| Eigenschaften | ||||||||||||||||
| Molare Masse | 654,98 g·mol−1 | |||||||||||||||
| Aggregatzustand |
fest | |||||||||||||||
| Dichte |
7,7 g·cm−3[2] | |||||||||||||||
| Schmelzpunkt | ||||||||||||||||
| Siedepunkt |
290 °C[2] | |||||||||||||||
| Löslichkeit | ||||||||||||||||
| Sicherheitshinweise | ||||||||||||||||
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| Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen (0 °C, 1000 hPa). | ||||||||||||||||
Quecksilber(I)-iodid ist eine chemische Verbindung und gehört zu den Quecksilberhalogeniden.
Vorkommen
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Quecksilber(I)-iodid kommt natürlich in Form der Minerale Moschelit und Iodhydrargyrit vor.
Gewinnung und Darstellung
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Quecksilber(I)-iodid kann direkt aus den Elementen Quecksilber und Iod dargestellt werden:[5]
Es entsteht auch durch Fällung aus einer verdünnten Quecksilber(I)-Lösung wie Quecksilber(I)-nitrat-Lösung mit Iodidionen. Ein Überschuss an Iodid ist dabei zu vermeiden, da das Quecksilber(I)-iodid dann zu einem 1:1-Gemisch aus elementarem Quecksilber und Tetraiodomercurat(II) disproportioniert, das als Neßler-Reagenz bekannt ist.[6]
Quecksilber(I)-iodid kann auch durch Reaktion von Quecksilber mit Quecksilber(II)-iodid bei Temperaturen unter 564 Kelvin oder durch Reaktion von Quecksilber(II)-chlorid mit Zinn(II)-chlorid in alkoholischer Lösung von Kaliumiodid gewonnen werden.[7]
Eigenschaften
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]Quecksilber(I)-iodid ist ein gelber Feststoff, der sich unter Licht leicht zu Quecksilber und Quecksilber(II)-iodid zersetzt. Es bildet keine Hydrate und besitzt eine tetragonale Kristallstruktur.[7] Bei Erwärmung färbt es sich über orange zu rot.[8]
Verwendung
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Quecksilber(I)-iodid war im 19. Jahrhundert ein verbreitetes Medikament,[9] auch protiodide of mercury genannt (der seltene Begriff protiodide bezeichnet das Iodid eines Elements mit dem geringsten Iod-Anteil). Es wurde gegen eine Vielzahl von Erkrankungen, von Akne bis Nierenkrankheit und insbesondere auch der Syphilis eingesetzt.[10] Es war rezeptfrei in Apotheken in aller Welt erhältlich, eine häufige Darreichungsform enthielt neben dem Quecksilber(I)-iodid Süßholz und Glycerin auf einem Marshmallow.
Die Einnahme geringer Dosen löst übermäßigen Speichelfluss, Atemgeruch, Zahnfleischbluten und -schmerzen aus. Eine höhere Dosis führt zu Schwäche, Verlust der Zähne, Hämolyse, Knochennekrose und Zerstörung des Körpergewebes. Frühe Anzeichen einer Überdosierung sind Muskelzittern, Chorea und Störung der Bewegungsfähigkeit. Schweres Erbrechen von Blut kann auch auftreten.
Inzwischen ist Quecksilber(I)-iodid als Arzneimittel verboten, nachdem es noch Anfang des 20. Jahrhunderts in der Alternativ- bzw. Pseudomedizin genutzt wurde.
Einzelnachweise
[Bearbeiten | Quelltext bearbeiten]- ↑ a b c Datenblatt Mercury(I) iodide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 22. April 2011 (PDF).
- ↑ a b c Quecksilber(I)-iodid bei webelements.com
- ↑ Dale L. Perry, Sidney L. Phillips: Handbook of inorganic compounds; ISBN 978-0-84938671-8.
- ↑ 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.
- ↑ Bernard Moody: Comparative Inorganic Chemistry. Elsevier, 2013, ISBN 978-1-4832-8008-0, S. 414 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 765 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ a b L. F. Kozin, S. C Hansen: Mercury Handbook Chemistry, Applications and Environmental Impact. Royal Society of Chemistry, 2013, ISBN 978-1-84973-409-7, S. 101 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Dale L. Perry: Handbook of Inorganic Compounds. CRC Press, 1995, ISBN 978-0-8493-8671-8, S. 256 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ Mark Weller, Tina Overton, Jonathan Rourke, Fraser Armstrong: Inorganic Chemistry. OUP Oxford, 2014, ISBN 978-0-19-964182-6, S. 513 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).
- ↑ A. J. d' Oliveira Castro: Elements of therapeutics and practice according to the dosimetric system. Appleton, 1888, S. 111 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche).