Ртуть

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
80 ЗолотоРтутьТаллий
Cd

Hg

Cn
Водород Гелий Литий Бериллий Бор Углерод Азот Кислород Фтор Неон Натрий Магний Алюминий Кремний Фосфор Сера Хлор Аргон Калий Кальций Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк Галлий Германий Мышьяк Селен Бром Криптон Рубидий Стронций Иттрий Цирконий Ниобий Молибден Технеций Рутений Родий Палладий Серебро Кадмий Индий Олово Сурьма Теллур Иод Ксенон Цезий Барий Лантан Церий Празеодим Неодим Прометий Самарий Европий Гадолиний Тербий Диспрозий Гольмий Эрбий Тулий Иттербий Лютеций Гафний Тантал Вольфрам Рений Осмий Иридий Платина Золото Ртуть Таллий Свинец Висмут Полоний Астат Радон Франций Радий Актиний Торий Протактиний Уран Нептуний Плутоний Америций Кюрий Берклий Калифорний Эйнштейний Фермий Менделевий Нобелий Лоуренсий Резерфордий Дубний Сиборгий Борий Хассий Мейтнерий Дармштадтий Рентгений Коперниций Унунтрий Флеровий Унунпентий Ливерморий Унунсептий УнуноктийПериодическая система элементов
80Hg
Rhombohedral.svg
Electron shell 080 Mercury.svg
Внешний вид простого вещества
Жидкая ртуть в ампуле
Тяжёлый жидкий металл серебристо-белого цвета
Свойства атома
Название, символ, номер

Ртуть / Hydrargyrum (Hg), 80

Атомная масса
(молярная масса)

200,592(3)[1] а. е. м. (г/моль)

Электронная конфигурация

[Xe] 4f14 5d10 6s2

Радиус атома

157 пм

Химические свойства
Ковалентный радиус

149 пм

Радиус иона

(+2e) 110 (+1e) 127 пм

Электроотрицательность

2,00 (шкала Полинга)

Электродный потенциал

Hg←Hg2+ 0,854 В

Степени окисления

+2, +1

Энергия ионизации
(первый электрон)

 1 006,0 (10,43) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества
Плотность (при н. у.)

13,546 (20 °C) г/см³

Температура плавления

234,32 K (-38.83 °C)[2]

Температура кипения

629,88 K (356,73 °C)[2]

Уд. теплота плавления

2,295 кДж/моль

Уд. теплота испарения

58,5 кДж/моль

Молярная теплоёмкость

27,98[3] Дж/(K·моль)

Молярный объём

14,8 см³/моль

Кристаллическая решётка простого вещества
Структура решётки

ромбоэдрическая

Параметры решётки

ahex=3,464 сhex=6,708 Å

Отношение c/a

1,94

Температура Дебая

100,00 K

Прочие характеристики
Теплопроводность

(300 K) 8,3 Вт/(м·К)

80
Ртуть
Hg
200,59
4f145d106s2

Ртуть (Hg, от лат. Hydrargyrum) — элемент шестого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 80, относящийся к подгруппе цинка (побочной подгруппе II группы). Простое вещество ртуть (CAS-номер: 7439-97-6) — переходный металл, при комнатной температуре представляющий собой тяжёлую серебристо-белую жидкость, пары которой чрезвычайно ядовиты. Ртуть — один из двух химических элементов (и единственный металл), простые вещества которых при нормальных условиях находятся в жидком агрегатном состоянии (второй такой элемент — бром).

История[править | править вики-текст]

Астрономический символ планеты Меркурий

Ртуть известна с древних времен. Нередко её находили в самородном виде (жидкие капли на горных породах), но чаще получали обжигом природной киновари. Древние греки и римляне использовали ртуть для очистки золота (амальгамирование), знали о токсичности самой ртути и её соединений, в частности сулемы. Много веков алхимики считали ртуть главной составной частью всех металлов и полагали, что если жидкой ртути возвратить твердость при помощи серы или мышьяка, то получится золото. Выделение ртути в чистом виде было описано шведским химиком Георгом Брандтом в 1735 г. Для представления элемента как у алхимиков, так и в нынешнее время используется символ планеты Меркурий. Но принадлежность ртути к металлам была доказана только трудами Ломоносова и Брауна, которые в декабре 1759 года смогли заморозить ртуть и установить её металлические свойства: ковкость, электропроводность и др[4].

Происхождение названия[править | править вики-текст]

Русское название ртути происходит от праслав. *rьtǫtь, связанного с лит. rìsti «катиться»[5]. Символ Hg заимствован от латинского алхимического названия этого элемента hydrargyrum (от др.-греч. ὕδωρ «вода» и ἄργυρος «серебро»).

Нахождение в природе[править | править вики-текст]

Ртуть — относительно редкий элемент в земной коре со средней концентрацией 83 мг/т. Однако ввиду того, что ртуть слабо связывается химически с наиболее распространёнными в земной коре элементами, ртутные руды могут быть очень концентрированными по сравнению с обычными породами. Наиболее богатые ртутью руды содержат до 2,5 % ртути. Основная форма нахождения ртути в природе — рассеянная и только 0,02 % её заключено в месторождениях. Содержание ртути в различных типах изверженных пород близки между собой (около 100 мг/т). Из осадочных пород максимальные концентрации ртути установлены в глинистых сланцах (до 200 мг/т). В водах Мирового океана содержание ртути 0,1 мкг/л. Важнейшей геохимической особенностью ртути является то, что среди других халькофильных элементов она обладает самым высоким потенциалом ионизации. Это определяет такие свойства ртути, как способность восстанавливаться до атомарной формы (самородной ртути), значительную химическую стойкость к кислороду и кислотам.

Ртуть присутствует в большинстве сульфидных минералов. Особенно высокие её содержания (до тысячных и сотых долей процента) устанавливаются в блёклых рудах, антимонитах, сфалеритах и реальгарах. Близость ионных радиусов двухвалентной ртути и кальция, одновалентной ртути и бария определяет их изоморфизм во флюоритах и баритах. В киновари и метациннабарите сера иногда замещается селеном или теллуром; содержание селена часто составляет сотые и десятые доли процента. Известны крайне редкие селениды ртути — тиманит (HgSe) и онофрит (смесь тиманита и сфалерита).

Ртуть является одним из наиболее чувствительных индикаторов скрытого оруденения не только ртутных, но и различных сульфидных месторождений, поэтому ореолы ртути обычно выявляются над всеми скрытыми сульфидными залежами и вдоль дорудных разрывных нарушений. Эта особенность, а также незначительное содержание ртути в породах, объясняются высокой упругостью паров ртути, возрастающей с увеличением температуры и определяющей высокую миграцию этого элемента в газовой фазе.

В поверхностных условиях киноварь и металлическая ртуть растворимы в воде даже при отсутствии сильных окислителей, но при их наличии (Fe2(SO4)3, озон, пероксид водорода) растворимость этих минералов достигает десятков мг/л. Особенно хорошо растворяется ртуть в сульфидах едких щелочей с образованием, например, комплекса HgS•nNa2S. Ртуть легко сорбируется глинами, гидроокислами железа и марганца, глинистыми сланцами и углями[6].

В природе известно около 20 минералов ртути, но главное промышленное значение имеет киноварь HgS (86,2 % Hg). В редких случаях предметом добычи является самородная ртуть, метациннабарит HgS и блёклая руда — шватцит (до 17 % Hg). На единственном месторождении Гуитцуко (Мексика) главным рудным минералом является ливингстонит HgSb4S7. В зоне окисления ртутных месторождений образуются вторичные минералы ртути. К ним относятся прежде всего самородная ртуть, реже метациннабарит, отличающиеся от таких же первичных минералов большей чистотой состава. Относительно распространена каломель Hg2Cl2. На месторождении Терлингуа (Техас) распространены и другие гипергенные галоидные соединения — терлингуаит Hg2ClO, эглестонит Hg4Cl.

Месторождения[править | править вики-текст]

Ртуть считается редким металлом.

Одно из крупнейших в мире ртутных месторождений находится в Испании (Альмаден). Известны месторождения ртути на Кавказе (Дагестан, Армения), в Таджикистане, Словении, Киргизии (Хайдаркан — Айдаркен) Украине (Горловка, Никитовский ртутный комбинат).

В России находятся 23 месторождения ртути, промышленные запасы составляют 15,6 тыс. тонн (на 2002 год), из них крупнейшие разведаны на Чукотке — Западно-Палянское и Тамватнейское.

В окружающей среде[править | править вики-текст]

Содержание ртути в ледниках за 270 лет

До индустриальной революции осаждение ртути из атмосферы составляло около 4 нанограммов на литр льда. Природные источники, такие как вулканы, составляют примерно половину всех выбросов атмосферной ртути. За оставшуюся половину ответственна деятельность человека. В ней основную долю составляют выбросы в результате сгорания угля главным образом в тепловых электростанциях — 65 %, добыча золота — 11 %, выплавка цветных металлов — 6,8 %, производство цемента — 6,4 %, утилизация мусора — 3 %, производство соды — 3 %, чугуна и стали — 1,4 %, ртути (в основном для батареек) — 1,1 %, остальное — 2 %.

Одно из тяжелейших загрязнений ртутью в истории случилось в японском городе Минамата в 1956 году, что привело к более чем трём тысячам жертв, которые либо умерли, либо сильно пострадали от болезни Минамата.

Изотопы[править | править вики-текст]

Природная ртуть состоит из смеси 7 стабильных изотопов: 196Hg (распространённость 0,155 %), 198Hg (10,04 %), 199Hg (16,94 %), 200Hg (23,14 %), 201Hg (13,17 %), 202Hg (29,74 %), 204Hg (6,82 %)[7]. Искусственным путём получены радиоактивные изотопы ртути с массовыми числами 171—210[8].

Получение[править | править вики-текст]

Ртуть получают обжигом киновари (сульфида ртути(II)) или металлотермическим методом[источник не указан 160 дней]:

~\mathsf{HgS+O_2 \longrightarrow Hg+SO_2\uparrow}
~\mathsf{HgS+Fe \longrightarrow FeS\downarrow+Hg}

Пары ртути конденсируют и собирают. Этот способ применяли ещё алхимики древности.

На протяжении многих столетий в Европе основным и единственным месторождением ртути был Альмаден в Испании[источник не указан 160 дней]. В Новое время с ним стала конкурировать Идрия во владениях Габсбургов (современная Словения). Там же появилась первая лечебница для поражённых отравлением парами ртути рудокопов. В 2012 г. ЮНЕСКО объявило промышленную инфраструктуру Альмадена и Идрии памятником Всемирного наследия человечества[9].

Надписи во дворце древнеперсидских царей Ахеменидов (VI—IV века до н. э.) в Сузах говорят, что ртутную киноварь доставляли с Зеравшанских гор и использовали в качестве краски[источник не указан 160 дней].

Физические свойства[править | править вики-текст]

Металлическая ртуть
Переливание ртути из сосуда в сосуд

Ртуть — единственный металл, который находится в жидком состоянии при комнатной температуре. Температура плавления составляет 234,32 K (-38,83 °C)[2], кипит при 629,88 K (356,73 °C)[2]. Обладает свойствами диамагнетика. Образует со многими металлами жидкие и твёрдые сплавы — амальгамы. Стойкие к амальгамированию металлы: V, Fe, Mo, Cs, Nb, Ta, W[10].

Плотность ртути при нормальных условиях — 13 500 кг/м3.

Температура в °С ρ, 103 кг/м3 Температура в °С ρ, 103 кг/м3
0 13,5951 50 13,4723
5 13,5827 55 13,4601
10 13,5704 60 13,4480
15 13,5580 65 13,4358
20 13,5457 70 13,4237
25 13,5335 75 13,4116
30 13,5212 80 13,3995
35 13,5090 90 13,3753
40 13,4967 100 13,3514
45 13,4845 300 12,875

Химические свойства[править | править вики-текст]

Характерные степени окисления[править | править вики-текст]

Степень окисления Оксид Гидроксид Характер Примечания
+1 Не получен <Hg2(OH)2>* Слабоосновный Склонность к диспропорционированию
+2 HgO <Hg(OH)2>** Очень слабое основание, иногда — амфотерный

'*Гидроксид не получен, существуют только соответствующие соли
'**Гидроксид существует только в очень разбавленных (<10−4моль/л) растворах.

Диаграмма Пурбе системы Hg-HgO[11]

Для ртути характерны две степени окисления: +1 и +2. В степени окисления +1 ртуть представляет собой двухъядерный катион Hg22+ со связью металл-металл. Ртуть — один из немногих металлов, способных формировать такие катионы, и у ртути они — самые устойчивые.
В степени окисления +1 ртуть склонна к диспропорционированию. Оно протекает при нагревании:

\mathsf{Hg_2^{2+} \rightarrow Hg + Hg^{2+}}

подщелачивании:

\mathsf{Hg_2^{2+} + 2OH^- \rightarrow Hg + HgO + H_2O}

добавлении лигандов, стабилизирующих степень окисления ртути +2.

Из-за диспропорционирования ни оксид, ни гидроксид ртути (I) получить не удаётся.

На холоде ртуть +2 и металлическая ртуть, наоборот, конпропорционируют. Поэтому, в частности, при реакции нитрата ртути (II) со ртутью получается нитрат ртути (I):

\mathsf{Hg + Hg(NO_3)_2 \rightarrow Hg_2(NO_3)_2}

В степени окисления +2 ртуть образует катионы Hg2+, которые очень легко гидролизуются. При этом гидроксид ртути Hg(OH)2 существует только в очень разбавленных (<10−4моль/л) растворах. В более концентрированных растворах он дегидратируется:

\mathsf{Hg^{2+} + 2OH^- \rightarrow HgO + H_2O}

В очень концентрированной щелочи оксид ртути частично растворяется с образованием гидроксокомплекса:

\mathsf{HgO + OH^- + H_2O \rightarrow [Hg(OH)_3]^-}

Ртуть в степени окисления +2 образует уникально прочные комплексы со многими лигандами, причём как жёсткими, так и мягкими по теории ЖМКО. С йодом (-1), серой (-2) и углеродом она образует очень прочные ковалентные связи. По устойчивости связей металл-углерод ртути нет равных среди других металлов, поэтому получено огромное количество ртутьорганических соединений.

Из элементов IIБ группы именно у ртути появляется возможность разрушения очень устойчивой 6d10 — электронной оболочки, что приводит к возможности существования соединений ртути(IV), но они крайне малоустойчивы, поэтому эту степень окисления скорее можно отнести к курьёзной, чем к характерной. В частности, при взаимодействии атомов ртути и смеси неона и фтора при температуре 4К получен HgF4[12][13].

Свойства металлической ртути[править | править вики-текст]

Ртуть — малоактивный металл. Она не растворяется в растворах кислот, не обладающих окислительными свойствами, но растворяется в царской водке[14]:

\mathsf{3Hg + 2HNO_3 + 12HCl \rightarrow 3H_2[HgCl_4] + 2NO\uparrow + 4H_2O}

и азотной кислоте:

\mathsf{Hg + 4HNO_3 \rightarrow Hg(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O}

Также с трудом растворяется в серной кислоте при нагревании, с образованием сульфата ртути:

\mathsf{Hg + 2H_2SO_4 \rightarrow HgSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O}

При растворении избытка ртути в азотной кислоте на холоде образуется нитрат Hg2(NO3)2.

При нагревании до 300 °C ртуть вступает в реакцию с кислородом:

~\mathsf{2Hg+O_2 \xrightarrow{300^\circ C} 2HgO}

При этом образуется оксид ртути(II) красного цвета. Эта реакция обратима: при нагревании выше 340 °C оксид разлагается до простых веществ.

~\mathsf{2HgO \xrightarrow{>340^\circ C} 2Hg+O_2\uparrow}

Реакция разложения оксида ртути исторически является одним из первых способов получения кислорода.
При нагревании ртути с серой образуется сульфид ртути(II):

~\mathsf{Hg+S \xrightarrow{t^\circ C} HgS}

Ртуть также реагирует с галогенами (причём на холоде — медленно).

Ртуть можно окислить также щелочным раствором перманганата калия:

\mathsf{Hg + 2KMnO_4 + 3KOH \rightarrow K[Hg(OH)_3] + 2K_2MnO_4}

и различными хлорсодержащими отбеливателями. Эти реакции используют для удаления металлической ртути.

Словенский город Идрия — крупнейший в Европе центр добычи ртути с XV века

Применение ртути и её соединений[править | править вики-текст]

Медицина[править | править вики-текст]

В связи с высокой токсичностью ртуть почти полностью вытеснена из медицинских препаратов. Её соединения (в частности, мертиолят) используются как консервант для вакцин[15]. Сама ртуть сохраняется в медицинских термометрах (один медицинский термометр содержит до 2 г ртути).

Однако вплоть до 1970-х годов соединения ртути использовались в медицине очень активно[16]:

Известны случаи, когда при завороте кишок больному вливали в желудок стакан ртути. По мнению древних врачевателей, предлагавших такой метод лечения, ртуть благодаря своей тяжести и подвижности должна была пройти по кишечнику и под своим весом расправить его перекрутившиеся части[17][неавторитетный источник? 160 дней].

Амальгаму серебра применяли в стоматологии в качестве материала зубных пломб до появления светоотверждаемых материалов.

Ртуть-203 (T1/2 = 53 сек) используется в радиофармакологии[источник не указан 160 дней].

Техника[править | править вики-текст]

  • Ртуть используется как рабочее тело в ртутных термометрах (особенно высокоточных), так как (а) обладает довольно широким диапазоном, в котором находится в жидком состоянии, (б) её коэффициент термического расширения почти не зависит от температуры и (в) обладает сравнительно малой теплоёмкостью. Сплав ртути с таллием используется для низкотемпературных термометров.
  • Парами ртути заполняют люминесцентные лампы, поскольку пары светятся в тлеющем разряде. В спектре испускания паров ртути много ультрафиолетового света и чтобы преобразовать его в видимый, стекло люминесцентных ламп изнутри покрывают люминофором. Без люминофора ртутные лампы являются источником жесткого ультрафиолета (254 нм), в каковом качестве и используются. Такие лампы делают из кварцевого стекла, пропускающего ультрафиолет, поэтому они называются кварцевыми.
  • Ртуть и сплавы на её основе используются в герметичных выключателях, включающихся при определённом положении.
  • Ртуть используется в датчиках положения.
  • В некоторых химических источниках тока (например, ртутно-цинковых), в эталонных источниках напряжения (Нормальный элемент Вестона).
  • Ртуть также иногда применяется в качестве рабочего тела в тяжелонагруженных гидродинамических подшипниках[18].
  • Ртуть ранее входила в состав некоторых биоцидных красок для предотвращения обрастания корпуса судов в морской воде. Сейчас запрещается использовать такого типа покрытия.
  • Иодид ртути(I) используется как полупроводниковый детектор радиоактивного излучения[19].
  • Фульминат ртути(II) («гремучая ртуть») издавна применяется в качестве инициирующего ВВ (Детонаторы).
  • Бромид ртути(I) применяется при термохимическом разложении воды на водород и кислород (атомно-водородная энергетика).
  • Перспективно использование ртути в сплавах с цезием в качестве высокоэффективного рабочего тела в ионных двигателях.
  • До середины 20 века ртуть широко применялась в барометрах и манометрах.
  • Ртутные вакуумные насосы были основными источниками вакуума в 19 и начале 20 веков.
  • Ранее ртуть использовали для золочения поверхностей методом амальгамирования, однако в настоящее время от этого метода отказались из-за токсичности ртути.
  • Соединения ртути использовались в шляпном производстве для выделки фетра.

Металлургия[править | править вики-текст]

  • Металлическая ртуть применяется для получения целого ряда важнейших сплавов[каких?].
  • Ранее различные амальгамы металлов, особенно золота и серебра, широко использовались в ювелирном деле, в производстве зеркал.
  • Металлическая ртуть служит катодом для электролитического получения ряда активных металлов, хлора и щелочей. Сейчас вместо ртутных катодов используют электролиз с диафрагмой.
  • Ртуть используется для переработки вторичного алюминия (см. амальгамация)
  • Ртуть хорошо смачивает золото, поэтому ей обрабатывают золотоносные глины для выделения из них этого металла. Эта технология распространена, в частности, в Амазонии.

Химическая промышленность[править | править вики-текст]

  • Соли ртути использовали в качестве катализатора промышленного получения ацетальдегида из ацетилена (реакция Кучерова), однако в настоящее время ацетальдегид получают прямым каталитическим окислением этана или этена.
  • Реактив Несслера используется для количественного определения аммиака.

Сельское хозяйство[править | править вики-текст]

Высокотоксичные соединения ртути — каломель, сулему, мертиолят и другие — используют для протравливания семенного зерна и в качестве пестицидов.

Токсикология ртути[править | править вики-текст]

Hazard T.svg
Hazard N.svg

Воздействие ртути — даже в небольших количествах — может вызывать серьёзные проблемы со здоровьем и представляет угрозу для внутриутробного развития плода и развития ребёнка на ранних стадиях жизни. Ртуть может оказывать токсическое воздействие на нервную, пищеварительную и иммунную системы, а также на легкие, почки, кожу и глаза. ВОЗ рассматривает ртуть в качестве одного из десяти основных химических веществ или групп химических веществ, представляющих значительную проблему для общественного здравоохранения[20].

Наиболее ядовиты пары́ и растворимые соединения ртути. Металлическая ртуть не оказывает воздействия на организм. Пары могут вызвать тяжёлое отравление. Ртуть и её соединения (сулема, каломель, цианид ртути) поражают нервную систему, печень, почки, желудочно-кишечный тракт, при вдыхании — дыхательные пути (а проникновение ртути в организм чаще происходит именно при вдыхании её паров, не имеющих запаха). По классу опасности ртуть относится к первому классу (чрезвычайно опасное химическое вещество). Опасный загрязнитель окружающей среды, особенно опасны выбросы в воду, поскольку в результате деятельности населяющих дно микроорганизмов происходит образование растворимой в воде и токсичной метилртути, накапливающейся в рыбе. Ртуть — типичный представитель кумулятивных ядов.

Органические соединения ртути (метилртуть и др.) в целом намного токсичнее, чем неорганические, прежде всего из-за их липофильности и способности более эффективно взаимодействовать с элементами ферментативных систем организма.

Гигиеническое нормирование концентраций ртути[править | править вики-текст]

Предельно допустимые уровни загрязнённости металлической ртутью и её парами:

  • ПДК в населённых пунктах (среднесуточная) — 0,0003 мг/м³
  • ПДК в жилых помещениях (среднесуточная) — 0,0003 мг/м³
  • ПДК воздуха в рабочей зоне (макс. разовая) — 0,01 мг/м³
  • ПДК воздуха в рабочей зоне (среднесменная) — 0,005 мг/м³
  • ПДК сточных вод (для неорганических соединений в пересчёте на двухвалентную ртуть) — 0,005 мг/л
  • ПДК водных объектов хозяйственно-питьевого и культурного водопользования, в воде водоёмов — 0,0005 мг/л
  • ПДК рыбохозяйственных водоёмов — 0,00001 мг/л
  • ПДК морских водоёмов — 0,0001 мг/л

Демеркуризация[править | править вики-текст]

Очистка помещений и предметов от загрязнений металлической ртутью и источников ртутных паров называется демеркуризацией. В быту широко применяется демеркуризация с помощью серы и хлорного железа FeCl3.

См. также[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg, Glenda O’Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Atomic weights of the elements 2011 (IUPAC Technical Report) (англ.) // Pure and Applied Chemistry. — 2013. — Vol. 85. — P. 1047-1078. — DOI:10.1351/PAC-REP-13-03-02
  2. 1 2 3 4 Mercury: physical properties (англ.). WebElements. Проверено 17 августа 2013.
  3. Химическая энциклопедия: в 5 т. / Под ред. Н. С. Зефирова. — Москва: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — С. 278. — 639 с. — 20 000 экз. — ISBN 5—85270—039—8
  4. Первые шаги к открытию сверхпроводимости. К 250-летию открытия замерзания ртути
  5. Фасмер М. Этимологический словарь русского языка. — Прогресс. — М., 1964–1973. — Т. 3. — С. 509-510.
  6. Вольфсон Ф. И., Дружинин А. В. Главнейшие типы рудных месторождений. М., «Недра», 1975, 392 с.
  7. Juris Meija, Lu Yang, Ralph E. Sturgeon, Zoltán Mester Certification of natural isotopic abundance inorganic mercury reference material NIMS-1 for absolute isotopic composition and atomic weight. — 2010. — Vol. 25. — P. 384–389. — DOI:10.1039/B926288A
  8. G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault, J. Blachot and O.. Bersillon (2003). «The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties». Nuclear Physics A 729: 3–128. DOI:10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001. Bibcode:2003NuPhA.729....3A.
  9. Heritage of Mercury. Almadén and Idrija — UNESCO World Heritage Centre
  10. Химическая энциклопедия / Редкол.: И. Л. Кнунянц и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4. — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4
  11. Рассчитано по данным, взятым из: Справочник химика, т. 3, М.-Л.: Химия, 1965.
  12. Получен фторид Hg(IV): Новости химии @ChemPort.Ru
  13. Xuefang Wang, Lester Andrews, Sebastian Riedel, Martin Kaupp Mercury Is a Transition Metal: The First Experimental Evidence for HgF4 (англ.) // Angewandte Chemie International Edition. — 2007. — Vol. 46. — P. 8371-8375. — DOI:10.1002/anie.200703710
  14. Реми Г. Курс неорганической химии. т. 2. М., Мир, 1966
  15. Государственная фармакопея российской федерации / "Издательство «Научный центр экспертизы средств медицинского применения», 2008
  16. Закусов В. В. Фармакология. М., Медицина, 1966
  17. Венецкий С.И. Серебряная вода // Рассказы о металлах. — Москва: Металлургия, 1979. — С. 208-209. — 240 с. — 60 000 экз.
  18. Приборостроение и автоматизация. Справочник. Изд. «Машиностроение» М. 1964
  19. Радиоактивные вещества: Полупроводниковые детекторы
  20. Информационный бюллетень ВОЗ N°361

Ссылки[править | править вики-текст]