Quecksilber(I)-iodid

Kristallstruktur
_ Hg+ 0 _ I−
Allgemeines
Name	Quecksilber(I)-iodid
Verhältnisformel	Hg2I2
Kurzbeschreibung	gelbes Pulver[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 15385-57-6 EG-Nummer 239-409-6 ECHA-InfoCard 100.035.811 PubChem 27243 Wikidata Q60154
Eigenschaften
Molare Masse	654,98 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	7,7 g·cm−3[2]
Schmelzpunkt	140 °C[2]
Siedepunkt	290 °C[2]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in Wasser, Ethanol und Ether[3]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[4] ggf. erweitert[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 300​‐​310​‐​330​‐​373​‐​410 P: 260​‐​264​‐​273​‐​280​‐​284​‐​301+310[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Quecksilber(I)-iodid ist eine chemische Verbindung und gehört zu den Quecksilberhalogeniden.

Vorkommen

Quecksilber(I)-iodid kommt natürlich in Form der Minerale Moschelit und Iodhydrargyrit vor.

Gewinnung und Darstellung

Quecksilber(I)-iodid kann direkt aus den Elementen Quecksilber und Iod dargestellt werden:^[5]

${\displaystyle \mathrm {2\ Hg+I_{2}\longrightarrow Hg_{2}I_{2}} }$

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]

${\displaystyle \mathrm {Hg_{2}(NO_{3})_{2}+HI\longrightarrow Hg_{2}I_{2}+2\ HNO_{3}} }$

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

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

Quecksilber(I)-iodid war im 19. Jahrhundert ein verbreitetes Medikament^[9], auch bekannt als 'protiodide of mercury' (der seltene Begriff protiodide bezeichnet das Iodid eines Elements mit dem geringsten Iod-Anteil). Es wurde gegen eine Vielzahl von Erkrankungen, von der Akne bis zur Nierenkrankheit und insb. auch der Syphilis propagiert. Es war rezeptfrei in Apotheken in aller Welt erhältlich, eine häufige Darreichungsform enthielt neben dem Quecksilber(I)-iodid Süßholz und Glycerin auf einem Marshmallow.

In geringer Dosis oral eingenommen löst es übermäßigen Speichelfluss, Atemgeruch, Zahnfleischbluten und -schmerzen aus. Eine noch höhere Dosis führt zu Schwäche, Verlust der Zähne, Hämolyse, Knochennekrose und Zerstörung des Körpergewebes. Frühe Anzeichen einer solchen Dosierung 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

1. ↑ ^{a b c} Datenblatt Mercury(I) iodide bei Sigma-Aldrich, abgerufen am 22. April 2011 (PDF).
2. ↑ ^{a b c} Quecksilber(I)-iodid bei webelements.com
3. ↑ Dale L. Perry, Sidney L. Phillips: Handbook of inorganic compounds; ISBN 978-0-84938671-8.
4. ↑ 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.
5. ↑ Bernard Moody: Comparative Inorganic Chemistry. Elsevier, 2013, ISBN 978-1-4832-8008-0, S. 414 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
6. ↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie. Walter de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-018903-2, S. 765 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
7. ↑ ^{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). 
8. ↑ Dale L. Perry: Handbook of Inorganic Compounds. CRC Press, 1995, ISBN 978-0-8493-8671-8, S. 256 (eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche). 
9. ↑ 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).