Quecksilber(II)-iodid

Strukturformel
Allgemeines
Name	Quecksilber(II)-iodid
Andere Namen	Quecksilberiodid Hydrargyrum bijodatum
Summenformel	HgI2
Kurzbeschreibung	geruchloser, roter Feststoff[1]
Externe Identifikatoren/Datenbanken
CAS-Nummer 7774-29-0 EG-Nummer 231-873-8 ECHA-InfoCard 100.028.976 PubChem 24485 ChemSpider 22893 DrugBank DB04445 Wikidata Q414632
Eigenschaften
Molare Masse	454,45 g·mol−1
Aggregatzustand	fest
Dichte	6,271 g·cm−3[1]
Schmelzpunkt	259 °C[1]
Siedepunkt	354 °C[1]
Dampfdruck	0,006 hPa (80 °C)[2]
Löslichkeit	nahezu unlöslich in Wasser (0,06 g·l−1 bei 25 °C)[1] sehr gut löslich in DMSO (1000 g·l−1 bei 25 °C)[3] löslich in heißem Ethanol[4] wenig löslich in kaltem Ethanol und Diethylether[4]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP),[5] ggf. erweitert[1] Gefahr H- und P-Sätze H: 330​‐​310​‐​300​‐​373​‐​410 P: 273​‐​280​‐​302+352​‐​304+340​‐​308+310[1]
MAK	0,1 mg·m−3[1]
Toxikologische Daten	18 mg·kg−1 (LD50, Ratte, oral)[1] 75 mg·kg−1 (LD50, Ratte, transdermal)[1]
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Quecksilber(II)-iodid ist eine chemische Verbindung und gehört zu den Halogeniden des Schwermetalls Quecksilber. Direkten Kontakt sollte man wegen seiner hohen Toxizität meiden. Quecksilber(II)-iodid ist ein Halbleiter und lichtempfindlich. Mit Kaliumiodid und Quecksilber(II)-chlorid bildet es kristallisierbare Doppelverbindungen.

Vorkommen

Quecksilber(II)-iodid kommt in der Natur nur selten in Form des Minerals Coccinit vor.

Gewinnung und Darstellung

Quecksilber(II)-iodid kann direkt aus den Elementen Quecksilber und Iod dargestellt werden:

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

Auch bei Zugabe von Quecksilber(II)-chlorid zu einer wässrigen Lösung von Kaliumiodid entsteht es als roter Niederschlag:

${\displaystyle \mathrm {HgCl_{2}+\ 2\ KI\longrightarrow \ HgI_{2}+2\ KCl} }$

Eigenschaften

Quecksilber(II)-iodid ist ein scharlachrotes, schweres, mikrokristallines Pulver, das sich beim Erhitzen bis zum Schmelzpunkt bei 259 °C gelb verfärbt.^[6][7] Es ist für die meisten lebenden Organismen giftig und verhält sich ähnlich wie Quecksilber(II)-chlorid. Für salzartige Verbindungen hat Quecksilber(II)-iodid mit 354 °C einen sehr niedrigen Siedepunkt.

Verwendung

Löst man das in Wasser schwerlösliche Quecksilber(II)-iodid in einem Überschuss von Kaliumiodidlösung, so erhält man die Komplexverbindung Kaliumtetraiodomercurat(II), die Verwendung in der Neßler-Reaktion findet.^[8] Außerdem wird es in der Tiermedizin als Tinktur oder Salbe (Unguentum Hydrargyri biiodati, Unguentum Hydrargyri praecipitati album) für scharfe Einreibungen verwendet.^[9]

Einzelnachweise

1. ↑ ^{a b c d e f g h i j} Eintrag zu Quecksilber(II)-iodid in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 1. Februar 2016. (JavaScript erforderlich)
2. ↑ Datenblatt Quecksilber(II)-iodid bei Merck, abgerufen am 15. Juni 2017.
3. ↑ Dimethyl Sulfoxide (DMSO) Solubility Data. Gaylord Chemical Company, L.L.C.; Bulletin 102, Juni 2014, S. 14. (PDF)
4. ↑ ^{a b} Dale Perry: Handbook of Inorganic Compounds, Second Edition. CRC Press, 2016, ISBN 978-1-4398-1462-8, S. 482 (books.google.de). 
5. ↑ 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.
6. ↑ H. Hager, F. v. Bruchhausen, P. Surmann, E. Nürnberg: Hagers Handbuch Der Pharmazeutischen Praxis, Springer Verlag, 1999, ISBN 3-540-52641-2, S. 473.
7. ↑ The Yellow Polymorphs of Mercuric Iodide (HgI2). In: Helvetica Chimica Acta. Band 86, Nr. 5, 1. Mai 2003, S. 1410–1422, doi:10.1002/hlca.200390126. 
8. ↑ A. F. Holleman, E. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. 57.–70. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 1964, S. 493.
9. ↑ Wörterbuch der Veterinärmedizin, 2. Aufl., S. 1263.