ZILVERNITRAAT (AGNO3): STRUCTUUR, EIGENSCHAPPEN, GEBRUIK, TOXICITEIT - CHEMIE - 2025

Het zilvernitraat een anorganisch zout met de chemische formule AgNO ₃ . Van alle zilverzouten is het de meest economische en degene die relatief stabiel is tegen zonlicht, dus het neigt minder tot ontbinding. Het is de oplosbare en geprefereerde bron van zilver in elk onderwijs- of onderzoekslaboratorium.

In het onderwijs worden waterige oplossingen van zilvernitraat gebruikt om zilverchlorideprecipitatiereacties te leren. Evenzo worden deze oplossingen in contact gebracht met metallisch koper zodat een redoxreactie plaatsvindt, waarbij metallisch zilver neerslaat in het midden van de oplossing gevormd uit kopernitraat, Cu (NO ₃ ) ₂ .

Zilvernitraat monsterhouder. Bron: W. Oelen / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

De bovenste afbeelding toont een fles met zilvernitraat. Het kan aan licht worden blootgesteld zonder dat de kristallen vroegtijdig donker worden, vanwege het verschijnen van zilveroxide.

Vanwege de alchemistische gebruiken en de antibacteriële eigenschappen van metallisch zilver, is zilvernitraat gebruikt om wonden te desinfecteren en dichtschroeien. Voor dit doel worden echter zeer verdunde waterige oplossingen gebruikt, of hun vaste stof gemengd met kaliumnitraat aangebracht via de punt van sommige houten staven.

Structuur van zilvernitraat

Ionen waaruit zilvernitraatkristallen bestaan. Bron: CCoil / CC BY-SA (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)

De afbeelding hierboven toont de Ag ⁺ en NO ₃ ^- ionen van zilvernitraat, die worden weergegeven door een model van bollen en staven. De formule AgNO ₃ geeft de stoechiometrische hoeveelheid van dit zout: per Ag ⁺ kation is er een NO ₃ anion ^- interactie met electrostatisch.

Het anion NO ₃ ^- (met rode en blauwachtige bollen) heeft de geometrie van het trigonale vlak, waarbij de negatieve lading zich verplaatst tussen de drie zuurstofatomen. Daarom vinden de elektrostatische interacties tussen beide ionen specifiek plaats tussen het Ag ⁺ kation en een zuurstofatoom van het NO ₃ ^- anion (Ag ⁺ -ONO ₂ ^- ).

Op deze manier coördineert of omringt elke Ag ⁺ zichzelf met drie aangrenzende NO ₃ ^- in hetzelfde vlak of dezelfde kristallografische laag. De groepering van deze vlakken definieert uiteindelijk een kristal waarvan de structuur orthorhombisch is.

Voorbereiding

Zilvernitraat wordt bereid door een stuk gepolijst metallisch zilver te etsen met salpeterzuur, koud verdund of heet geconcentreerd:

3 Ag + 4 HNO ₃ (verdund) → 3 AgNO ₃ + 2 H ₂ O + NO

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

Let op de vorming van de gassen NO en NO ₂ , die giftig zijn, en dwingen deze reactie niet buiten een afzuigkap te laten plaatsvinden.

Fysische en chemische eigenschappen

Fysiek uiterlijk

Kleurloze kristallijne vaste stof, geurloos, maar met een zeer bittere smaak.

Molaire massa

169,872 g / mol

Smeltpunt

209,7 ºC

Kookpunt

440 ° C. Bij deze temperatuur ondergaat het echter thermische ontleding, waarbij metallisch zilver wordt geproduceerd:

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

Er zijn dus geen AgNO _3- dampen , althans niet onder bodemomstandigheden.

Oplosbaarheid

AgNO ₃ is een ongelooflijk oplosbaar zout in water, met een oplosbaarheid van 256 g / 100 ml bij 25 ºC. Het is ook oplosbaar in andere polaire oplosmiddelen zoals ammoniak, azijnzuur, aceton, ether en glycerol.

Dichtheid

4,35 g / cm ³ bij 24 ºC (kamertemperatuur)

3,97 g / cm ³ bij 210 ° C (net op het smeltpunt)

Stabiliteit

AgNO ₃ is een stabiele stof zolang het op de juiste manier wordt bewaard. Het zal bij geen enkele temperatuur ontbranden, hoewel het kan ontbinden waarbij giftige dampen van stikstofoxiden vrijkomen.

Aan de andere kant, hoewel zilvernitraat niet brandbaar is, is het een krachtig oxidatiemiddel dat, wanneer het in contact komt met organisch materiaal en een warmtebron, een exotherme en explosieve reactie kan veroorzaken.

Bovendien mag dit zout niet te lang aan zonlicht worden blootgesteld, omdat de kristallen donkerder worden door de vorming van zilveroxide.

Zilvernitraat gebruikt

Precipiterend en analytisch middel

In de vorige paragraaf werd melding gemaakt van de ongelooflijke oplosbaarheid van AgNO ₃ in water. Dit houdt in dat de Ag ⁺ -ionen probleemloos oplossen en beschikbaar zullen zijn voor interactie met elk ion in het waterige medium, zoals de halogenide-anionen (X = F ^- , Cl ^- , Br ^- en I ^- ).

Zilver als Ag ⁺ , en na toevoeging van verdund HNO ₃ , slaat de aanwezige fluoriden, chloriden, bromiden en jodiden neer, die bestaan ​​uit witachtige of geelachtige vaste stoffen:

Ag ⁺ (aq) + X ^- (aq) → AgX (s)

Deze techniek komt zeer vaak voor voor het verkrijgen van halogeniden en wordt ook gebruikt in tal van kwantitatieve analytische methoden.

Tollens-reagens

AgNO ₃ speelt ook een analytische rol in de organische chemie, aangezien het, samen met ammoniak, het belangrijkste reagens is voor de bereiding van het Tollens-reagens. Dit reagens wordt gebruikt in kwalitatieve tests om de aanwezigheid van aldehyden en ketonen in een testmonster te bepalen.

Synthese

AgNO ₃ is een uitstekende bron van oplosbare zilverionen. Dit, naast de relatief lage kosten, maakt het een gevraagd reagens voor talloze organische en anorganische syntheses.

Wat de reactie ook is, als je Ag ⁺ -ionen nodig hebt , zullen chemici zeer waarschijnlijk overgaan op AgNO ₃ .

Medicinaal

AgNO ₃ werd populair in de geneeskunde vóór de komst van moderne antibiotica. Tegenwoordig wordt het echter nog steeds gebruikt voor specifieke gevallen, omdat het cauteriserende en antibacteriële eigenschappen heeft.

Het wordt meestal gemengd met KNO ₃ op de punt van sommige houten stokjes, dus het is uitsluitend gereserveerd voor lokaal gebruik. In die zin heeft het gediend om wratten, wonden, geïnfecteerde nagels, mondzweren en neusbloedingen te behandelen. Het AgNO ₃ -KNO _3- mengsel dichtschroeit de huid en vernietigt beschadigd weefsel en bacteriën.

De bacteriedodende werking van AgNO ₃ is ook gebruikt bij waterzuivering.

Toxiciteit en bijwerkingen

Zilvernitraat kan brandwonden veroorzaken die zichtbaar zijn aan de paarse of donkere vlekken. Bron: Jane of baden op Engelse Wikipedia / publiek domein

Hoewel zilvernitraat een stabiel zout is en niet al te veel risico's met zich meebrengt, is het een sterk bijtende vaste stof waarvan het inslikken ernstige gastro-intestinale schade kan veroorzaken.

Daarom wordt het hanteren met handschoenen aanbevolen. Het kan de huid verbranden en in sommige gevallen donkerder maken tot paars, een aandoening of ziekte die bekend staat als argyria.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Wikipedia. (2020). Zilvernitraat. Hersteld van: en.wikipedia.org
3. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2020). Zilvernitraat. PubChem-database., CID = 24470. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
4. Elsevier BV (2020). Zilvernitraat. ScienceDirect. Hersteld van: sciencedirect.com
5. Universiteit van Iowa. (2020). Zilvernitraatgebruik en toxiciteit. Hersteld van: medicine.uiowa.edu
6. PF Lindley & P. ​​Woodward. (1966). Een röntgenonderzoek van zilvernitraat: een unieke metaalnitraatstructuur. Journal of the Chemical Society A: anorganisch, fysisch, theoretisch.
7. Lucy Bell Young. (2020). Wat zijn de medische toepassingen van zilvernitraat. ReAgent Chemicals. Hersteld van: chemicaliën.co.uk