Sulfate de mercure(I)

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Sulfate de mercure(I)
Identification
Synonymes

sulfate mercureux

No CAS 7783-36-0
No ECHA 100.029.084
No RTECS OX0480000
PubChem 24545
SMILES
InChI
Apparence poudre cristalline blanche, jaune pâle[1] à beige[2], devenant gris si exposé à la lumière, inodore
Propriétés chimiques
Formule Hg2O4S
Masse molaire[3] 497,24 ± 0,05 g/mol
Hg 80,69 %, O 12,87 %, S 6,45 %,
Propriétés physiques
Solubilité 0,6 g·L-1 (eau, 25 °C)[1]
Masse volumique 7,56 g·cm-3 (25 °C)[2]
Cristallographie
Système cristallin monoclinique
Classe cristalline ou groupe d’espace P21/c (no 14)
Notation Schönflies C2h
Paramètres de maille a = 6,277 Å
b = 4,429 Å
c = 8,360 Å
β = 91,70[4]
Précautions
SGH[2],[1]
SGH06 : ToxiqueSGH08 : Sensibilisant, mutagène, cancérogène, reprotoxiqueSGH09 : Danger pour le milieu aquatique
H373, H410, H300+H310+H330, P260, P262, P280, P301+P330+P331+P310, P302+P352+P310 et P304+P340+P310
NFPA 704[2]

Symbole NFPA 704.

 
Transport[1]
   1645   
Écotoxicologie
DL50 11,5mg/kg (souris, intrapéritonéal)[5]
5,6 g/kg (souris i.v,)[6]
152mg/kg (souris, oral)[5]
205mg/kg (rat, oral)[5]1175mg/kg (rat, dermique)[5]
CL50 0,3 mg/l-96,0 h (Fundulus heteroclitus)[2]
Unités du SI et CNTP, sauf indication contraire.
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Le sulfate de mercure(I) ou sulfate mercureux est un composé inorganique de formule Hg2SO4[7]. C'est un composé métallique, se présentant sous la forme d'une poudre blanche, jaune pâle à beige[8]. C'est un composé hautement toxique, mortel si inhalé, ingéré ou absorbé par la peau.

Propriétés[modifier | modifier le code]

Le sulfate de mercure(I) forme des cristaux blanc-jaune à beige, grandement solubles dans l'acide nitrique et légèrement solubles dans l'acide sulfurique. Il cristallise selon une structure monoclinique de groupe d'espace P21/c (no  14), avec les paramètres de maille a = 627,7 pm , b = 442,9 pm, c = 836,0 pm et β = 91,70°[4]. Exposés à la lumière, les cristaux virent au gris[1].

Synthèse[modifier | modifier le code]

Le sulfate de mercure(I) peut être préparé de façon similaire au chlorure de mercure(I), en faisant réagir le nitrate de mercure(I) dans ce cas avec de l'acide sulfurique (contre de l'acide chlorhydrique pour le second)[9],[10] :

Hg2(NO3)2 + H2SO4 → Hg2SO4 + 2 HNO3

Il peut aussi être préparé en faisant réagir du mercure métallique en excès avec de l'acide sulfurique[9] :

2 Hg + 2 H2SO4 → Hg2SO4 + 2 H2O + SO2

Utilisation[modifier | modifier le code]

Le sulfate de mercure(I) est utilisé couramment dans les cellules électrochimiques[11],[12],[13], utilisé la première fois en 1872 par Latimer Clark pour sa pile[14]. Il a également été utilisé dans la pile Weston de George Augustus Hulett en 1911[14].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. ↑ a b c d et e Entrée « Mercury(I) sulfate » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 12 septembre 2018 (JavaScript nécessaire)
  2. ↑ a b c d et e Fiche Sigma-Aldrich du composé Mercury(I) sulfate, consultée le 12 septembre 2018.
  3. ↑ Masse molaire calculée d’après « Atomic weights of the elements 2007 », sur www.chem.qmul.ac.uk.
  4. ↑ a et b M. Weil: Crystal structure of Hg2SO4– a redetermination. In: Acta Crystallographica, E70, 2014, S. i44, doi:10.1107/S1600536814011155.
  5. ↑ a b c et d Gigiena Truda i Professional'nye Zabolevaniya. Labor Hygiene and Occupational Diseases. Vol. 25(7), Pg. 27, 1981
  6. ↑ U.S. Army Armament Research & Development Command, Chemical Systems Laboratory, NIOSH Exchange Chemicals. Vol. NX#04883
  7. ↑ Intermediate Inorganic Chemistry by J. W. Mellor, published by Longmans, Green and Company, London, 1941, page 388
  8. ↑ (en) « Mercurous sulfate - 7783-36-0 », sur ChemicalBook (consulté le ).
  9. ↑ a et b Google Books result, accessed 11 December 2010
  10. ↑ Mercurous Sulphate, cadmium sulphate, and the cadmium cell. by Hulett G. A. The physical review.1907. p.19.
  11. ↑ Influence of Microstucture on the Charge Storage Properties of Chemically Synthesized Manganese Dioxide by Mathieu Toupin, Thiery Brousse, and Daniel Belanger. Chem. Mater. 2002, 14, 3945-3952
  12. ↑ Electromotive Force Studies of Cell, CdxHgy | CdSO4,(m) I Hg2SO4, Hg, in Dioxane-Water Media by Somesh Chakrabarti and Sukumar Aditya. Journal of Chemical and Engineering Data, Vol.17, No. 1, 1972
  13. ↑ Characterization of Lithium Sulfate as an Unsymmetrical-Valence Salt Bridge for the Minimization of Liquid Junction Potentials in Aqueous - Organic Solvent Mixtures by Cristiana L. faverio, Patrizia R. Mussini, and Torquato Mussini. Anal. Chem. 1998, 70, 2589-2595
  14. ↑ a et b GEORGE AUGUSTUS HULETT: FROM LIQUID CRYSTALS TO STANDARD CELL by John T. Stock. Bull. Hist. Chem. VOLUME 25, Number 2, 2000, p.91-98
v · m
Hg(I)
Hg(II)
Organomercure(II)
Hg(IV)
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