Nitrato de prata (AgNO3): estrutura, propriedades, usos, toxicidade

Nitrato de prata (AgNO3): estrutura, propriedades, usos, toxicidade

O nitrato de prata é um sal inorgânico que tem a fórmula química de AgNO 3 . De todos os sais de prata, é o mais barato e o que possui relativa estabilidade contra a luz do sol, por isso tende a se decompor menos. É a fonte de prata preferida e solúvel em qualquer laboratório de ensino ou pesquisa.

No ensino, soluções aquosas de nitrato de prata são usadas para ensinar as reações de precipitação com cloreto de prata. Além disso, essas soluções são contatadas com cobre metálico para que ocorra uma reação redox, na qual a prata metálica precipita no meio da solução formada pelo nitrato de cobre, Cu (NO 3 ) 2 .

Na imagem acima, é mostrada uma garrafa com nitrato de prata. Pode ser mantido exposto à luz sem escurecer repentinamente seus cristais, devido ao aparecimento de óxido de prata.

Devido aos costumes alquímicos e às propriedades antibacterianas da prata metálica, o nitrato de prata tem sido usado para desinfetar e cauterizar feridas. No entanto, para este fim, são utilizadas soluções aquosas muito diluídas, ou seu sólido é misturado com nitrato de potássio aplicado pela ponta de varetas de madeira.

Estrutura de nitrato de prata

A imagem acima mostra os íons Ag + e NO 3 de nitrato de prata, representados por um modelo de esferas e barras. A fórmula AgNO 3 indica a razão estequiométrica desse sal: para cada cátion Ag +, há um ânion NO 3 interagindo eletrostaticamente com ele.

A NO 3 anião (com esferas azuis e vermelhos) tem uma geometria plana trigonal, com a deslocalização da carga negativa entre as suas três átomos de oxigénio. Portanto, as interações eletrostáticas entre os dois íons ocorrem especificamente entre o cátion Ag + e um átomo de oxigênio do ânion NO 3 (Ag + —ONO 2 ).

Dessa maneira, cada Ag + acaba se coordenando ou se envolvendo com três NO 3 adjacentes no mesmo plano ou camada cristalográfica. O agrupamento desses planos acaba definindo um cristal cuja estrutura é ortorrômbica.

Preparação

O nitrato de prata é preparado atacando um pedaço de prata metálica polida com ácido nítrico, frio diluído ou concentrado a quente:

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

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

Observe a formação de gases NO e NO 2 , que são tóxicos, e force essa reação a não ocorrer fora do exaustor.

Propriedades físicas e químicas

Aparência física

Sólido cristalino incolor e inodoro, mas com um sabor muito amargo.

Massa molar

169.872 g / mol

Ponto de fusão

209,7 ºC

Ponto de ebulição

440 ºC. No entanto, a essa temperatura, sofre decomposição térmica, na qual prata metálica é produzida:

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

Portanto, não existem vapores de AgNO 3 , pelo menos não em condições terrestres.

Solubilidade

O AgNO 3 é um sal incrivelmente solúvel em água, com uma solubilidade de 256 g / 100 mL a 25 ºC. Também é solúvel em outros solventes polares, como amônia, ácido acético, acetona, éter e glicerol.

Densidade

4,35 g / cm 3 a 24 ºC (temperatura ambiente)

3,97 g / cm 3 a 210 ºC (apenas no ponto de fusão)

Estabilidade

O AgNO 3 é uma substância estável desde que esteja armazenado adequadamente. Ele não se inflama a qualquer temperatura, embora possa se decompor liberando gases tóxicos dos óxidos de nitrogênio.

Por outro lado, embora o nitrato de prata não seja inflamável, é um poderoso agente oxidante que, quando em contato com matéria orgânica e uma fonte de calor, é capaz de desencadear uma reação exotérmica e explosiva.

Além disso, esse sal também não deve ser exposto por muito tempo à luz solar, pois seus cristais escurecem devido à formação de óxido de prata.

Usos de nitrato de prata

Agente precipitante e analítico

Na seção anterior, foi mencionada a incrível solubilidade do AgNO 3 na água. Isso implica que os íons Ag + se dissolverão sem nenhum problema e estarão disponíveis para interagir com qualquer íon no meio aquoso, como os ânions halogenetos (X = F , Cl , Br e I ).

A prata como Ag + , e após a adição de HNO 3 diluído, precipita os fluoretos, cloretos, brometos e iodetos presentes, que consistem em sólidos esbranquiçados ou amarelados:

Ag + (ac) + X (ac) → AgX (s)

Essa técnica é muito recorrente na obtenção de haletos e também é usada em vários métodos analíticos quantitativos.

Reagente de Tollens

O AgNO 3 também desempenha um papel analítico na química orgânica, pois é o principal reagente, juntamente com a amônia, para a preparação do reagente de Tollens. Este reagente é usado em testes qualitativos para determinar a presença de aldeídos e cetonas em uma amostra de teste.

Síntese

O AgNO 3 é uma excelente fonte de íons de prata solúveis. Isso, além de seu custo relativo e baixo, faz com que seja um reagente solicitado para o infinito de sínteses orgânicas e inorgânicas.

Qualquer que seja a reação, se você precisar de íons Ag + , é provável que os químicos se voltem para o AgNO 3 .

Medicinal

O AgNO 3 tornou-se muito popular na medicina antes do advento dos antibióticos modernos. Atualmente, porém, continua sendo utilizado em casos específicos, pois possui propriedades cauterizantes e antibacterianas.

Geralmente é misturado com o KNO 3 na ponta das hastes de madeira, portanto é reservado exclusivamente para uso tópico. Nesse sentido, serviu para tratar verrugas, feridas, unhas infectadas, úlceras na boca e sangramentos nasais. A mistura AgNO 3 -KNO 3 cauteriza a pele, destruindo tecidos e bactérias danificados.

A ação bactericida do AgNO 3 também tem sido utilizada na purificação da água.

Toxicidade e efeitos colaterais

Apesar do nitrato de prata ser um sal estável e não apresentar muitos riscos, é um sólido altamente cáustico, cuja ingestão pode causar graves danos gastrointestinais.

É por isso que seu manuseio com luvas é recomendado. Ele pode queimar a pele e, em alguns casos, escurecer para roxo, uma condição ou doença conhecida como argyria.

Referências

  1. Shiver & Atkins. (2008). Química inorgânica . (Quarta edição). Mc Graw Hill.
  2. Wikipedia. (2020). Nitrato de prata. Recuperado de: en.wikipedia.org
  3. Centro Nacional de Informação Biotecnológica. (2020). Nitrato de prata. PubChem Database., CID = 24470. Recuperado de: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
  4. Elsevier BV (2020). Nitrato de prata. ScienceDirect. Recuperado de: sciencedirect.com
  5. Universidade de Iowa (2020). Uso e toxicidade de nitrato de prata. Recuperado de: medicine.uiowa.edu
  6. PF Lindley e P. Woodward. (1966). Uma  investigação por raio X do nitrato de prata: uma estrutura única de nitrato metálico. Jornal da sociedade química A: Inorgânico, físico, teórico.
  7. Lucy Bell Young. (2020). Quais são os usos médicos do nitrato de prata. ReAgent Chemicals. Recuperado de: chemicals.co.uk

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