Kwik

Isotope van Kwik
iso	NV	halfleeftyd	VM	VE (MeV)	VP
¹⁹⁴Hg	sin	444 j	e	0,040	¹⁹⁴Au
¹⁹⁵Hg	sin	9,9 h	e	1.510	¹⁹⁵Au
¹⁹⁶Hg	0,15%	Hg is stabiel met 116 neutrone
¹⁹⁷Hg	sin	64,14 h	e	0,600	¹⁹⁷Au
¹⁹⁸Hg	9,97%	Hg is stabiel met 118 neutrone
¹⁹⁹Hg	16,87%	Hg is stabiel met 119 neutrone
²⁰⁰Hg	23,1%	Hg is stabiel met 120 neutrone
²⁰¹Hg	13,18%	Hg is stabiel met 121 neutrone
²⁰²Hg	29,86%	Hg is stabiel met 122 neutrone
²⁰³Hg	sin	46,612 d	ß^-	0.492	²⁰³Tl
²⁰⁴Hg	6,87%	Hg is stabiel met 124 neutrone

Portaal

Chemie

Kwik, ook genoem kwiksilwer, is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool Hg (van die latynse hidragirum wat waterige of vloeibare silwer beteken) en atoomgetal 80. Kwik is 'n swaar, silwerige d-blok metaal en een van ses elemente (die ander is broom, frankium, gallium, rubidium en sesium) wat 'n vloeistof by of naby kamertemperatuur en druk is.^[1]^[2]

Voorkoms

Dit word hoofsaaklik verkry van die setting van sinnaber, 'n helderrooi mineraal, ook bekend as vermiljoen (HgS). Dit word hoofsaaklik in rotse in streke van vulkaniese aktiwiteit aangetref. In sommige vulkaniese gebiede vind die afsetting van sinnaber in warmwaterbronne vandag nog plaas. Die kwikafsetting by Monte Amiata in Toskane, Italië is 'n voorbeeld van een van die rykste bronne van kwik ter wêrerld.

Toksisiteit

Dit is uiters giftig wanneer die stof ingeasem word,^[3] en kwikvergiftiging kan ook die gevolg wees van blootstelling aan oplosbare vorme (soos kwikchloried of metielkwik), die inaseming van kwikdampe of die eet van vis wat uit kwikbesmette water kom. Die geheue word aangetas deur die kwikdampe wat ingeasem word.

Eienskappe

Kwik is die enigste metaal wat 'n vloeistof by standaard temperatuur en druk is, met 'n smeltpunt van -38,83 °C en 'n kookpunt van 356,73 °C . Kwik los baie metale op (natrium, kalium, tin, koper, goud, silwer, ens.) om vloeibare allooie te vorm wat amalgame genoem word. Aangesien dit nie met yster amalgameer nie, word kwik in ysterhouers geberg.

Chemiese eienskappe

Kwik is in sy verbindings in twee oksidasietoestande bekend: 1+ en 2+

Dit reageer by langdurige verhitting in lug met suurstof en vorm oranjerooi kwik(II)oksied HgO

2Hg(l)+O_{2}(g)\rightarrow 2HgO(s)

Verhitting van die oksied bo 400°C doen dit weer ontleed.

2HgO\xrightarrow {>400C} 2Hg(g)\uparrow +O_{2}(g)\uparrow

Die kwikdampe kan weer gekondenseer word deur afkoeling. Hierdie reaksies het 'n belangrike rol in die ontwikkeling van die chemie as wetenskap gespeel. Lavoisier het dit reeds in die 18de eeu gebruik om die samestelling van die atmosfeer en die chemie van verbrandingsreaksie te verduidelik.^[4] Hy het die gevormde rooi poeier noukeurig versamel en geweeg. Na die onledingreaksie het hy ook die gevormde kwik geweeg en gewys dat dit ligter is. Dit was die begin van die ontwikkeling van die begrip van stoigiometrie wat chemie tot 'n regtige, kwantitatiewe wetenskap gemaak het.

Kwikoksied kan nogtans makliker verkry word deur 'n kwiksout, soos die sulfaat of die nitraat te gebruik.

Kwik reageer met salpetersuur onder vorming van NO₂-gas. Oormaat gekonsentreerde salpetersuur vorm kwik(II)nitraat (Hg(NO₃)₂). Met 'n ondermaat verdunde suur word die kwik(I)nitraat (Hg₂(NO₃)₂) verkry wat minder oplosbaar is en met basisse neerslae van geel nitraathihroksied gee. Die nitrate is gewoonlik die uitgangsmateriaal om ander kwiksoute te verkry.

Sien ook Kategorie:Verbindings van kwik

Aanwending

Kwik word gebruik in termometers, barometers, manometers, sfigmomanometers, vlotterkleppe en wetenskaplike apparaat, dog het kommer oor die giftigheid van die element daartoe gelei het dat kwiktermometers en kwiksfigmomanometers in kliniese omgewings uitgefasseer word ten gunste van alkoholgevulde, digitale of termistorgebaseerde instrumente. Dit bly in gebruik in verskeie ander wetenskaplike navorsingstoepassings asook in amalgaammengsels wat gebruik word in tandheelkunde.

Dit word ook in beligting gebruik: elektrisiteit wat deur kwikdampe gelei word binne 'n fosforbuis maak kortgolf ultra-violet lig wat dan veroorsaak dat die fosfor fluoresseer wat sigbare lig skep.

Verwysings

↑ Fred Senese. "Why is mercury a liquid at STP?" (in Engels). General Chemistry Online at Frostburg State University. Geargiveer vanaf die oorspronklike op 8 Mei 2020. Besoek op 1 Mei 2007.
↑ Norrby, Lars J. (1991). "Why is mercury liquid? Or, why do relativistic effects not get into chemistry textbooks?". 68 (2): 110–113. {{cite journal}}: Cite journal requires |journal= (hulp)
↑ "argiefkopie". Geargiveer vanaf die oorspronklike op 22 September 2009. Besoek op 7 Junie 2009.
↑ "How does a decomposition reaction work?". Libre Texts.