DUSIČNAN STŘÍBRNÝ (AGNO3): STRUKTURA, VLASTNOSTI, POUŽITÍ, TOXICITA - CHEMIE - 2025

Dusičnan stříbrný je anorganická sůl, která má na chemický vzorec AgNO ₃. Ze všech solí stříbra je nejúspornější a ten, který má relativní stabilitu proti slunečnímu záření, takže má sklon se méně rozkládat. Je to rozpustný a preferovaný zdroj stříbra v jakékoli učební nebo výzkumné laboratoři.

Při výuce se vodné roztoky dusičnanu stříbrného používají k výuce srážkových reakcí s chloridem stříbrným. Podobně se tyto roztoky uvedou do kontaktu s kovovou mědí, takže dochází k redoxní reakci, při které se ve středu roztoku tvořeného dusičnanem měďnatým, Cu (NO ₃) _2, vysráží kovové stříbro.

Nádoba na vzorek dusičnanu stříbrného. Zdroj: W. Oelen / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

Horní obrázek ukazuje láhev s dusičnanem stříbrným. Díky vzhledu oxidu stříbrného může být vystaven světlu bez předčasného ztmavnutí krystalů.

V důsledku alchemických zvyků a antibakteriálních vlastností kovového stříbra se dusičnan stříbrný používá k dezinfekci a kauterizaci ran. K tomuto účelu se však používají velmi zředěné vodné roztoky nebo se jejich pevná látka mísí s dusičnanem draselným naneseným přes špičku některých dřevěných tyčí.

Struktura dusičnanu stříbrného

Ionty, které tvoří krystaly dusičnanu stříbrného. Zdroj: CCoil / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

Obrázek výše ukazuje Ag ⁺ a NO ₃ ^- ionty dusičnanu stříbrného, které jsou reprezentovány modelem koulí a barů. Vzorec AgNO ₃ označuje stechiometrický podíl této soli: pro každý kationt ^{+ +} je anion NO ₃ ^- elektrostaticky s ním interaguje.

Anion NO ₃ ^- (s červenou a namodralou koulí) má geometrii trigonální roviny s negativním nábojem delokalizujícím mezi jeho třemi atomy kyslíku. Proto elektrostatické interakce mezi oběma ionty probíhají specificky mezi Ag ⁺ kationtem a atomem kyslíku NO ₃ ^- anionu (Ag ⁺ -ONO ₂ ^-).

Tímto způsobem každá Ag ⁺ končí koordinací nebo obklopením sebe se třemi sousedícími NO ₃ ^- ve stejné rovině nebo krystalografické vrstvě. Seskupení těchto letadel končí definováním krystalu, jehož struktura je ortorombická.

Příprava

Dusičnan stříbrný se připravuje leptáním kousku kovového stříbra s kyselinou dusičnou, buď zředěnou za studena, nebo zahuštěnou za horka:

3 Ag + 4 HNO ₃ (zředěný) → 3 AgNO ₃ + 2 H ₂ O + NE

Ag + 2 HNO ₃ (koncentrovaný) → AgNO ₃ + H ₂ O + NO ₂

Povšimněte si tvorby plynů NO a NO ₂, které jsou toxické, a donutte, aby k této reakci nedocházelo mimo odsávací digestoř.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Fyzický vzhled

Bezbarvá krystalická pevná látka, bez zápachu, ale s velmi hořkou chutí.

Molární hmotnost

169,872 g / mol

Bod tání

209,7 ° C

Bod varu

440 ° C Při této teplotě však podléhá tepelnému rozkladu, při kterém se vyrábí kovové stříbro:

2 AgNO ₃ (l) → 2 Ag (y) + O ₂ (g) + 2NO ₂ (g)

Neexistují tedy žádné výpary AgNO ₃, přinejmenším ne v pozemních podmínkách.

Rozpustnost

AgNO ₃ je neuvěřitelně rozpustná sůl ve vodě, která má rozpustnost 256 g / 100 ml při 25 ° C. Je také rozpustný v jiných polárních rozpouštědlech, jako je amoniak, kyselina octová, aceton, ether a glycerol.

Hustota

4,35 g / cm ³ při 24 ° C (pokojová teplota)

3,97 g / cm ³ při 210 ° C (jen v bodu tání)

Stabilita

AgNO ₃ je stabilní látka, pokud je správně skladována. Nezapálí se při žádné teplotě, i když může rozkládat uvolňující toxické výpary oxidů dusíku.

Na druhou stranu, i když dusičnan stříbrný není hořlavý, je to silné oxidační činidlo, které je ve styku s organickou hmotou a zdrojem tepla schopné vyvolat exotermickou a výbušnou reakci.

Kromě toho by tato sůl neměla být vystavena slunečnímu záření příliš dlouho, protože její krystaly ztmavly v důsledku tvorby oxidu stříbra.

Použití dusičnanu stříbrného

Srážedlo a analytické činidlo

V předchozí části byla zmíněna neuvěřitelná rozpustnost AgNO ₃ ve vodě. To znamená, že ionty Ag ⁺ se rozpustí bez problémů a budou k dispozici pro interakci s jakýmkoli iontem ve vodném médiu, jako jsou halogenidové anionty (X = F ^-, Cl ^-, Br ^- a I ^-).

Stříbro jako Ag ⁺ a po přidání zředěné HNO ₃ vysráží přítomné fluoridy, chloridy, bromidy a jodidy, které se skládají z bělavé nebo nažloutlé pevné látky:

Ag ⁺ (aq) + X ^- (aq) → AgX (s)

Tato technika je velmi opakující se pro získání halogenidů a používá se také v mnoha kvantitativních analytických metodách.

Tollensovo činidlo

AgNO ₃ také hraje analytickou roli v organické chemii, protože je hlavním činidlem spolu s amoniakem pro přípravu Tollenova činidla. Toto činidlo se používá v kvalitativních testech ke stanovení přítomnosti aldehydů a ketonů ve zkušebním vzorku.

Syntéza

AgNO ₃ je vynikajícím zdrojem rozpustných stříbrných iontů. To, kromě svých relativně nízkých nákladů, z něj činí požadované činidlo pro bezpočet organických a anorganických syntéz.

Ať už potřebujete jakoukoli reakci, pokud potřebujete ionty Ag ⁺, pak se chemici pravděpodobně obrátí na AgNO ₃.

Léčivý

AgNO _{3 se} stal v medicíně populární před příchodem moderních antibiotik. Dnes se však stále používá pro specifické případy, protože má kauterizační a antibakteriální vlastnosti.

Obvykle se mísí s KNO ₃ na špičce některých dřevěných tyčinek, takže je vyhrazeno výhradně pro místní použití. V tomto smyslu sloužila k léčbě bradavic, ran, infikovaných nehtů, vředů v ústech a nosních krvácení. Směs AgNO _3- KNO ₃ kauterizuje pokožku a ničí poškozenou tkáň a bakterie.

Baktericidní účinek AgNO ₃ byl také použit při čištění vody.

Toxicita a vedlejší účinky

Dusičnan stříbrný může způsobit popáleniny, které jsou viditelné jeho fialovými nebo tmavými skvrnami. Zdroj: Jane of baden na anglické Wikipedii / Public domain

Přestože je dusičnan stříbrný stabilní solí a nepředstavuje příliš mnoho rizik, jedná se o vysoce žíravou pevnou látku, jejíž požití může způsobit vážné gastrointestinální poškození.

Z tohoto důvodu se doporučuje manipulace s rukavicemi. Může spálit pokožku a v některých případech ji ztmavnout na fialovou, což je stav nebo nemoc známá jako argyrie.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2020). Dusičnan stříbrný. Obnoveno z: en.wikipedia.org
3. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2020). Dusičnan stříbrný. PubChem Database., CID = 24470. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Elsevier BV (2020). Dusičnan stříbrný. ScienceDirect. Obnoveno z: sciposedirect.com
5. University of Iowa. (2020). Použití a toxicita dusičnanu stříbrného. Obnoveno z: medicine.uiowa.edu
6. PF Lindley a P. Woodward. (1966). Rentgenový výzkum dusičnanu stříbrného: unikátní struktura dusičnanu kovu. Žurnál chemické společnosti A: Anorganický, fyzický, teoretický.
7. Lucy Bell Youngová. (2020). Jaké jsou lékařské použití dusičnanu stříbrného. ReAgent Chemicals. Obnoveno z: chemicals.co.uk