Der von dir beschriebene Prozess würde passender als „Reduktion von Quecksilber(II) zu elementarem Quecksilber“ bezeichnet werden.Leider wird der Trick mit Eisen wahrscheinlich nicht funktionieren (etwas Inideres wie Kupfer wäre eine bessere Wahl).
Quecksilber(II)-oxid ist schwach basisch, so dass Quecksilbersalze im Allgemeinen leicht hydrolysiert werden und in wässriger Lösung basische Oxosalze bilden, wenn sie nicht angesäuert werden.Quecksilber(II)nitrat hydrolysiert bei Verdünnung oder Zugabe von Alkali schnell zu schwerlöslichem gelbem Quecksilber(II)oxid:
$$\ce{Hg(NO3)2(s) + H2O(l) -> HgO(s) + 2 HNO3(aq)}\label{rxn:R1}\tag{R1}$$
, das durch Zugabe von zu viel Salpetersäure wieder in Nitrat umgewandelt werden kann, was wiederum dem Eisen keine Chance lässt, nicht oxidiert zu werden, so dass man am Ende beide Metalle in Lösung hat.
Ich wollte nicht tief in die Diskussion über die Hydrolyse von Quecksilber(II)-salzen eintauchen und es einfach lassen, aber nach der Kritik von Maurice, der behauptet, $\ce{Hg(OH)NO3}$ sei das „echte“ Produkt, erlaube ich mir, ein oder zwei Absätze hinzuzufügen.Raman-Spektroskopie und Röntgenstreuungsstudien Ende 1960 zeigten, dass die Hydrolyse von Quecksilber(II)-Salzen eine Reihe von mehrkernigen oxo-verbrückten Spezies der Typen $\ce{Hg2OH(H2O)2^3+},$ $\ce{Hg3O(H2O)3^4+}$ oder $\ce{Hg4O(OH)(H2O)3^5+}$ erzeugt.Die Bildung von Quecksilber(II)-hydroxynitrat $\ce{Hg(OH)NO3}$ als Hydrolyseprodukt wurde in den 1940-1950er Jahren gelehrt und hat sich in einigen später erschienenen Lehrbüchern gehalten, wahrscheinlich weil sie in allen Ausgaben von Paulings Allgemeiner Chemie bis 1988 aufgeführt ist, aber sie ist nicht nur zu stark vereinfacht (zugegeben, die Reaktion \eqref{rxn:R1} ist auch eine Vereinfachung in dem Sinne, dass es sich um einen Grenzfall handelt), sondern ist auch ein falsches Konzept.
Die aktuellste Zusammenfassung dessen, was wirklich passiert, wenn $\ce{Hg(NO3)2}$ in Wasser gelöst wird, findet sich im Merkur-Handbuch :
$\ce{Hg(NO3)2}$-Lösungen sind nur in Gegenwart einer bestimmten Menge Salpetersäure stabil, die eine Hydrolyse verhindert. $\ce{Hg(NO3)2}$ hydrolysiert schnell in überschüssigem Wasser und bildet einen Niederschlag von $\ce{Hg3O2(NO3)2 – H2O}$ oder bildet beim Kochen in verdünnten Lösungen Quecksilber(II)-oxid $(\ce{HgO}).$
Bei der Reduktion von Quecksilber(II) gibt es zwei Wege: $\ce{Hg^0}$ kann aus Quecksilber(II)-nitrat auf trockenem oder nassem Wege gewonnen werden.
Die einfachste Art, metallisches Quecksilber aus Nitrat zu gewinnen, ist die Erhitzung von $\ce{Hg(NO3)}$ in einem Destillationsapparat (b.p. von Quecksilber ist 357 °C).Oberhalb von $\pu{400 °C}$ zersetzt es sich leicht:
$$\ce{Hg(NO3)2(l) -> Hg(g) + 2 NO2(g) + O2(g)}\label{rxn:R2}\tag{R2}$$
\eqref{rxn:R2} ist eine brutto-Reaktion; das Nitrat zerfällt bei niedrigeren Temperaturen zunächst in das rote Quecksilber(II)-oxid (das wiederum in die Elemente zerfällt):
$$\ce{2 Hg(NO3)2(l) -> 2 HgO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)}\tag{R3}$$
Nassverfahren legen milde Bedingungen und eine Reaktion in Lösung nahe.Zum Beispiel würde Ameisensäure (die auch in der Silberraffination verwendet wird) als starkes Reduktionsmittel einen Niederschlag aus ammoniakalischer Quecksilber(II)-nitratlösung verursachen.
Da Stickstoffdioxid, Quecksilberdämpfe sowie Quecksilbersalze und -oxide hochgiftig sind, müssen die Reaktionen in einem Abzug durchgeführt werden, was sie für eine Talentshow schlecht geeignet macht.In Anbetracht der möglichen Risiken und deines Vorbereitungsstandes (nichts für ungut) würde ich dir dringend raten, bei der Quecksilberchemie äußerst vorsichtig zu sein und öffentliche Vorführungen zu vermeiden, bis du mehr Erfahrung hast.
Anmerkung: Die chemischen Reaktionen sind übernommen aus
- Cooney, R.; Hall, J. Raman Spectra of Mercury(II) Nitrate in Aqueous Solution and as the Crystalline Hydrate. Aust. J. Chem. 1969, 22 (2), 337. https://doi.org/10/b6t3h2.
- Johansson, G.; Haugsten, K.; Rasmussen, S. E.; Svensson, S.; Koskikallio, J.; Kachi, S. An X-Ray Investigation of the Hydrolysis Products of Mercury(II) in Solution. Acta Chem. Scand. 1971, 25, 2787-2798. https://doi.org/10/bn5j2g. (PDF)
- Kozin, L. F.; Hansen, S.; Kit, M. Mercury Handbook: Chemistry, Applications and Environmental Impact; RSC Publ: Cambridge, 2013. ISBN 978-1-84973-409-7.
- R. A. Lidin, V. A. Molochko, and L. L. Andreeva, Reactivity of Inorganic Substances, 3rd ed.; Khimia: Moskau, 2000. (auf Russisch)