Le processus que vous avez décrit serait plus adéquatement appelé « réduction du mercure(II) en mercure élémentaire ».Malheureusement, l’astuce avec le fer ne fonctionnera probablement pas (quelque chose de plus inerte comme le cuivre serait un meilleur choix cependant).
L’oxyde de mercure(II) est faiblement basique, donc les sels de mercure en général subiraient facilement une hydrolyse et formeraient des oxosels basiques en solution aqueuse à moins d’être acidifiés.Le nitrate de mercure(II) s’hydrolyse rapidement en oxyde de mercure(II) jaune peu soluble lors de la dilution ou de l’ajout d’un alcali :
$\ce{Hg(NO3)2(s) + H2O(l) -> HgO(s) + 2 HNO3(aq)}\label{rxn :R1}\tag{R1}$
qui peut être reconverti en nitrate en ajoutant une quantité excessive d’acide nitrique, qui à son tour ne laissera aucune chance au fer de ne pas être oxydé, donc on se retrouve avec les deux métaux en solution.
Je ne voulais pas plonger profondément dans la discussion sur la façon dont les sels de mercure(II) s’hydrolysent et laisser les choses simples, mais après avoir reçu une critique de Maurice affirmant que $\ce{Hg(OH)NO3}$ est le « vrai » produit, je pense me permettre d’ajouter un paragraphe ou deux.Des études de spectroscopie Raman et de diffusion des rayons X réalisées à la fin de 1960 ont démontré que l’hydrolyse des sels de mercure(II) produit une série d’espèces oxo-pontées polynucléaires de type $\ce{Hg2OH(H2O)2^3+}$, $\ce{Hg3O(H2O)3^4+}$ ou $\ce{Hg4O(OH)(H2O)3^5+}$.La formation du nitrate d’hydroxyde de mercure(II) $\ce{Hg(OH)NO3}$ comme produit d’hydrolyse a été enseignée dans les années 1940-1950, et elle est restée dans plusieurs manuels publiés plus tard, probablement parce qu’elle est répertoriée dans toutes les éditions de la chimie générale de Pauling jusqu’en 1988.Cependant, non seulement elle est trop simplifiée (accordée, la réaction \eqref{rxn:R1} est aussi une simplification excessive dans un sens, c’est un cas limite), mais c’est aussi un concept incorrect.
Le résumé le plus à jour de ce qui se passe réellement lorsque $\ce{Hg(NO3)2}$ est dissous dans l’eau peut être trouvé dans le manuel Mercury :
$\ce{Hg(NO3)2}$ les solutions ne sont stables qu’en présence d’une certaine quantité d’acide nitrique, qui empêche l’hydrolyse. Le $\ce{Hg(NO3)2}$ s’hydrolyse rapidement en présence d’un excès d’eau et produit un précipité de $\ce{Hg3O2(NO3)2 – H2O}$ ou, lorsqu’on le fait bouillir dans des solutions diluées, il forme de l’oxyde de mercure(II) $(\ce{HgO}).En ce qui concerne la réduction du mercure(II), il existe deux voies : le $\ce{Hg^0}$ peut être obtenu à partir du nitrate de mercure(II) par une méthode sèche ou humide.
Parlant de méthode sèche, la façon la plus directe d’obtenir du mercure métallique à partir du nitrate est de chauffer le $\ce{Hg(NO3)}$ dans un appareil de distillation (b.p. du mercure est de 357 °C).Au-dessus de $\pu{400 °C}$ il se décompose facilement:
$$\ce{Hg(NO3)2(l) -> Hg(g) + 2 NO2(g) + O2(g)}\label{rxn:R2}\tag{R2}$
\eqref{rxn :R2} est une réaction brutale ; le nitrate se décompose d’abord en oxyde de mercure(II) rouge à des températures plus basses (qui, à son tour, se décompose en éléments):
$\ce{2 Hg(NO3)2(l) -> 2 HgO(s) + 4 NO2(g) + O2(g)}\tag{R3}$
La méthode humide suggère des conditions douces et une réaction en solution.Par exemple, l’acide formique (également utilisé dans l’affinage de l’argent) étant un agent réducteur puissant provoquerait un précipité à partir d’une solution ammoniacale de nitrate de mercure(II).
Puisque le dioxyde d’azote, les vapeurs de mercure ainsi que les sels et oxydes de mercure sont hautement toxiques, les réactions doivent être réalisées sous une hotte, ce qui en fait un exercice peu adapté à un concours de talents.Compte tenu des risques possibles et de votre niveau ou préparation (sans vouloir vous offenser), je conseillerais fortement de faire preuve d’une extrême prudence en faisant de la chimie du mercure et d’éviter les démonstrations publiques jusqu’à ce que vous deveniez plus expérimenté.
Note : les réactions chimiques sont adoptées à partir de
- Cooney, R. ; Hall, J. Spectre Raman du nitrate de mercure (II) en solution aqueuse et sous forme d’hydrate cristallin. 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 : Chimie, applications et impact environnemental ; RSC Publ : Cambridge, 2013. ISBN 978-1-84973-409-7.
- R. A. Lidin, V. A. Molochko, et L. L. Andreeva, Reactivity of Inorganic Substances, 3rd ed. ; Khimia : Moscou, 2000. (en russe)