Proces, który opisałeś byłby bardziej odpowiednio nazywany „redukcją rtęci(II) do rtęci elementarnej”.Niestety, sztuczka z żelazem prawdopodobnie nie zadziała (coś bardziej obojętnego jak miedź będzie lepszym wyborem).
Tlenek rtęci(II) jest słabo zasadowy, więc sole rtęci w ogóle łatwo ulegają hydrolizie i tworzą zasadowe oksosalety w roztworze wodnym, chyba że są zakwaszone.Azotan rtęci(II) szybko ulega hydrolizie do słabo rozpuszczalnego żółtego tlenku rtęci(II) po rozcieńczeniu lub dodaniu zasady:
$ {Hg(NO3)2(s) + H2O(l) -> HgO(s) + 2 HNO3(aq)} }:R1}$$
który może zostać przekształcony z powrotem w azotan przez dodanie nadmiernej ilości kwasu azotowego, który z kolei nie pozostawi żadnej szansy, aby żelazo nie zostało utlenione, więc skończysz z obydwoma metalami w roztworze.
Nie chciałem zagłębiać się w dyskusję o tym, jak sole rtęci(II) hydrolizują i pozostawić ją prostą, ale po otrzymaniu krytyki od Maurice’a twierdzącego, że $Hg(OH)NO3}$ jest „prawdziwym” produktem, myślę, że pozwolę sobie dodać akapit lub dwa.Badania spektroskopii ramanowskiej i rozpraszania promieniowania rentgenowskiego pod koniec 1960 roku wykazały, że hydroliza soli rtęci(II) wytwarza serię wielojądrowych tlenowych form hybrydowych typu $ce{Hg2OH(H2O)2^3+}$, $ce{Hg3O(H2O)3^4+}$ lub $ce{Hg4O(OH)(H2O)3^5+}$.Tworzenie azotanu wodorotlenku rtęci(II) $Hg(OH)NO3}$ jako produktu hydrolizy było nauczane w latach 1940-1950 i utkwiło w kilku podręcznikach wydanych później, prawdopodobnie dlatego, że jest wymienione we wszystkich wydaniach Ogólnej chemii Paulinga aż do 1988 r. Jednak nie tylko jest to nadmierne uproszczenie (oczywiście, reakcja $Hg(OH)NO3} jest również nadmiernym uproszczeniem w pewnym sensie jest to przypadek graniczny), ale jest to również błędna koncepcja.
Najbardziej aktualne podsumowanie tego, co naprawdę dzieje się, gdy $ce{Hg(NO3)2}$ rozpuszcza się w wodzie, można znaleźć w podręczniku Merkurego :
Roztwory $ce{Hg(NO3)2}$ są stabilne tylko w obecności pewnej ilości kwasu azotowego, który zapobiega hydrolizie. Roztwory $Hg(NO3)2}$ szybko hydrolizują w nadmiarze wody i tworzą osad $Hg3O2(NO3)2 – H2O}$ lub po zagotowaniu w rozcieńczonych roztworach tworzą tlenek rtęci(II) $(^HgO}).$
Jeśli chodzi o redukcję rtęci(II), istnieją dwie drogi: $ce{Hg^0}$ można otrzymać z azotanu rtęci(II) metodą suchą lub mokrą.
Mówiąc o metodzie suchej, najprostszym sposobem otrzymania rtęci metalicznej z azotanu jest ogrzewanie $ce{Hg(NO3)}$ w aparacie destylacyjnym (b.p. rtęci wynosi 357 °C).Powyżej $400 °C}$ łatwo ulega rozkładowi:
$$ce{Hg(NO3)2(l) -> Hg(g) + 2 NO2(g) + O2(g)}$
$eqref{rxn:R2}$
$eqref{rxn:R2} jest reakcją brutto; azotan najpierw rozkłada się do czerwonego tlenku rtęci(II) w niższych temperaturach (który z kolei rozkłada się do pierwiastków):
$$tag{R3}$
Metoda mokra sugeruje łagodne warunki i reakcję w roztworze.Na przykład kwas mrówkowy (stosowany również w rafinacji srebra) będący silnym środkiem redukującym spowodowałby wytrącenie się osadu z amoniakalnego roztworu azotanu(II) rtęci.
Ponieważ dwutlenek azotu, pary rtęci, jak również sole i tlenki rtęci są wysoce toksyczne, reakcje muszą być przeprowadzane w dygestorium, co sprawia, że nie nadają się do pokazu talentów.Biorąc pod uwagę możliwe zagrożenia i twój poziom lub przygotowanie (bez urazy), zdecydowanie radziłbym zachować szczególną ostrożność przy wykonywaniu chemii rtęciowej i unikać publicznych pokazów, dopóki nie staniesz się bardziej doświadczony.
Uwaga: reakcje chemiczne zostały przyjęte z
- 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: Moskwa, 2000. (w języku rosyjskim)
.