Bạc nitrit
 | Bài viết này cần thêm chú thích nguồn gốc để kiểm chứng thông tin. |
| Bạc nitrit | |
|---|---|
 | |
| Danh pháp IUPAC | Sliver(I) nitrite |
| Nhận dạng | |
| Số CAS | |
| PubChem | |
| Ảnh Jmol-3D | ảnh |
| SMILES | đầy đủ
|
| InChI | đầy đủ
|
| ChemSpider | |
| UNII | |
| Thuộc tính | |
| Công thức phân tử | AgNO2 |
| Khối lượng mol | 153.87 g/mol |
| Bề ngoài | tinh thể trắng đến vàng nhạt |
| Điểm nóng chảy | 140 °C (413 K; 284 °F) |
| Điểm sôi | |
| Độ hòa tan trong nước | 0,155 g/100 mL (0 °C) 0,275 g/100 mL (15 °C) 1,363 g/100 mL (60 °C) |
| Các nguy hiểm | |
| NFPA 704 |
0
2
2
|
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa). | |
Bạc nitrit là hợp chất vô cơ (công thức hóa học: AgNO2).[1]
Điều chế
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit có thể được điều chế bằng cách đun nóng bạc nitrat trong nitơ monoxide:[2]
- AgNO3 + NO → AgNO2 + NO
Nhưng bạc nitrit thường được điều chế bằng cách kết tủa từ dung dịch với muối nitrit hòa tan (ví dụ như Natri nitrit). Bạc nitrit ít tan trong nước hơn nhiều so với bạc nitrat, nên dung dịch bạc nitrat sẽ dễ dàng kết tủa:
- AgNO3 + NaNO2 → AgNO2 + NaNO3
Tính chất
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit rất ít tan trong nước (0,4% w/w ở 25 °C), điểm độc đáo là muối nitrit này là nitrit duy nhất không hút ẩm. AgNO2 bị oxy hóa trong không khí thành nitrat và bị phân hủy, ngay cả khi bị acid yếu tác dụng, nếu tạo thành muối bạc hòa tan. Chất rắn dạng khô phân thủy thuận nghịch ở nhiệt độ trên ~100 °C, dung dịch phân hủy thuận nghịch trong nhiệt độ phòng:[2]
- 2AgNO2 ⇌ Ag + AgNO3 + NO
Ứng dụng
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit hữu ích trong việc làm nguyên liệu đầu vào trong quá trình điều chế nhiều nitrit kim loại. Nó cũng được sử dụng trong quá trình điều chế các hợp chất nitro mạch thẳng (ví dụ như etyl clorua):
- C2H5Cl +AgNO2 ⟶ C2H5NO2 + AgCl↓
Phản ứng tạo ra lượng etyl nitrit (C2H5ONO) và nitroethan (C2H5NO2) xấp xỉ bằng nhau về số phân tử.[2]
Bảo quản
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit thường được bảo quản trong chai màu hổ phách hoặc mờ đục, đậy kín, tránh ánh nắng mặt trời và các chất khử. Ở dạng dung dịch, nếu không có ion nitrat và tránh tiếp xúc với không khí, thì AgNO2 sẽ không bị khử bởi thiếc, niken, bismuth hay antimon, nhung nếu có ion nitrat có mặt, thì quá trình khử sẽ diễn ra, không chỉ từ nitrat mà còn từ nitrit.[3]
Hợp chất khác
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit tạo thành muối kép, ví dụ: Co[Ag(NO2)]2H2O, là kim loại IB duy nhất tạo thành loại hợp chất này. Một số muối kép có thành phần chung là Cs3M2+[Ag(NO2)6] (M = Sr, Ba, Pb) tuy đã được điều chế, nhưng vẫn còn nghi ngờ liệu đây có phải là các phức phối trí của Ag+.[2]
Khi hòa tan bạc nitrit vào dung dịch amonia đậm đặc, nhiệt sẽ tỏa ra, dung dịch nhanh chóng kết tinh lại thành những lăng trụ màu vàng sáng đẹp mắt có công thức là AgNO2.NH3 tan trong nước, ít tan trong cồn, gần như không tan và nóng chảy ở 70 °C[4]
Khi đun nóng hợp chất AgNO2.NH3 với amonia trong rượu và kết tủa bằng ete, hợp chất diamonia là AgNO2(NH3)2 kết tinh thành những khối tinh thể màu trắng, nhanh chóng bị mất amoniac khi tiếp xúc với không khí.[4]
Hợp chất AgNO2.NH3 dạng bột mịn hấp thụ nhanh khí amonia, giải phóng đáng kể khí và tạo ra hợp chất triamonia là AgNO2(NH3)3, hợp chất này dễ tan trong nước và nhanh chóng mất amonia khi tiếp xúc với không khí.[4]
Cho kali nitrit hòa tan vào dd AgNO2 trộn đều và để nguội:
- AgNO2 + KNO2 ⟶ K[Ag(NO2)2]
Muối thu được là loại bột tinh thể màu trắng, khó tan trong nước lạnh hơn bạc sunfat, hòa tan dễ dàng trong nước nóng tuy bị phân hủy một phần, kết tinh thành hình kim hoặc lăng trụ xiên, khônng màu khi còn là dung dịch, nhưng khi khô thì có màu vàng ánh mỡ.[5]
An toàn
[sửa | sửa mã nguồn]Bạc nitrit có thể gây ố da, gây độc nếu nuốt phải. Nên đeo găng tay bảo hộ khi xử lý hợp chất này.[cần dẫn nguồn]
Tham khảo
[sửa | sửa mã nguồn]- ^ PubChem. "Silver nitrite". pubchem.ncbi.nlm.nih.gov (bằng tiếng Anh). Truy cập ngày 1 tháng 9 năm 2025.
- ^ a b c d Massey, A. G.; Thompson, N. R.; Johnson, B. F. G. (ngày 31 tháng 1 năm 2017). The Chemistry of Copper, Silver and Gold: Pergamon Texts in Inorganic Chemistry (bằng tiếng Anh). Elsevier. ISBN 978-1-4831-5839-6.
- ^ Gmelin, Leopold (1852). Hand-book of Chemistry (bằng tiếng Anh). Cavendish Society.
- ^ a b c Journal of the Chemical Society (bằng tiếng Anh). Chemical Society. 1884.
- ^ Roscoe, Henry Enfield (1879). A Treatise on Chemistry: The metals (bằng tiếng Anh). D. Appleton.
 | Bài viết liên quan đến hợp chất vô cơ này vẫn còn sơ khai. Bạn có thể giúp Wikipedia mở rộng nội dung để bài được hoàn chỉnh hơn. |
